高考化学一轮复习课件：第28课时《水的电离和溶液的酸碱性》(3高考2模拟)

1、第28课时水的电离和溶液的酸碱性课标版课标版 化学化学考试要点考试要点命题规律命题规律备考策略备考策略1.了解水的电离,离子积常数。2.了解溶液pH的定义,能进行pH的简单计算。3.了解测定溶液pH的方法。1.高考对本课时知识的考查主要有:(1)水的电离平衡及影响因素;(2)溶液的酸碱性及pH计算;(3)酸碱中和滴定实验及误差分析。2.题型以选择题为主,难度适中。如2015年重庆理综,3T;2014年山东理综,13T等。对本课时知识的复习应注意以下几点:理解平衡思想在水的电离平衡中的应用;掌握溶液中水电离出的c(H+)、c(OH-)的计算;掌握溶液酸碱性的判断和pH的计算;掌握酸碱中和滴定实验

2、及误差分析。考纲导学考纲导学一、水的电离一、水的电离1.电离方程式水是极弱的电解质,水的电离方程式为H2O+H2O H3O+OH-或H2O H+OH-。2.水的离子积常数KW=c(H+)c(OH-)(1)室温下:KW= 。(2)影响因素:只与 有关,升高温度,KW 。(3)适用范围:KW不仅适用于纯水,也适用于稀的电解质水溶液。(4)KW揭示了在任何水溶液中均存在H+和OH-,只要温度不变,KW不变。3.影响水电离平衡的因素140教材研读教材研读1 1温度温度增大增大(1)升高温度,水的电离程度 ,KW 。(2)加入酸或碱,水的电离程度 ,KW 。(3)加入可水解的盐(如FeCl3、Na2CO

3、3),水的电离程度 ,KW 。自测自测125 时,水中存在电离平衡:H2O H+OH-(H0)。下列叙述正确的是( )A.将水加热,KW增大,pH不变B.向水中加入少量NaHSO4固体,c(H+)增大,KW不变C.向水中加入少量NaOH固体,平衡逆向移动,c(OH-)降低D.向水中加入少量NH4Cl固体,平衡正向移动,c(OH-)增大增大增大增大增大减小减小不变不变增大增大不变不变答案 B将水加热时,电离平衡右移,电离出的c(H+)、c(OH-)均增大,pH减小,A项错误;加入NaHSO4固体,c(H+)增大,平衡逆向移动,温度未变化,KW不变,B项正确;加入少量NaOH固体,c(OH-)增大

4、,平衡逆向移动,C项错误;加入少量NH4Cl固体,N水解使平衡正向移动,c(OH-)减小,D项错误。自测自测2判断下列说法是否正确。(1)在蒸馏水中滴加浓H2SO4,KW不变。( )(2)25 与60 时,水的pH相等。( )(3)25 时NH4Cl溶液的KW小于100 NaCl溶液的KW。( )(4)由水电离的c(H+)=110-14 molL-1的溶液中:C、K+、Cl-、HC能大量共存。( )答案 (1) (2) (3) (4)4H2a3O二、溶液的酸碱性和二、溶液的酸碱性和pH1.溶液的酸碱性溶液的酸碱性取决于溶液中c(H+)和c(OH-)的相对大小。(1)酸性溶液:c(H+) c(O

5、H-),常温下,pH 7。(2)中性溶液:c(H+) c(OH-),常温下,pH 7。(3)碱性溶液:c(H+) c(OH-),常温下,pH 7。2.溶液的pH(1)计算公式:pH= 。(2)测量方法=-lgc(H+)a.pH试纸法:用镊子夹取一小块试纸放在洁净的 或表面皿上,用玻璃棒蘸取待测溶液点在试纸的中央,变色后与标准比色卡对照,即可确定溶液的pH。b.pH计测量法(3)溶液的酸碱性与pH的关系常温下:玻璃片玻璃片自测自测3 将pH=3的盐酸a L分别与下列三种溶液混合后,混合液均呈中性:b L 110-3molL-1的氨水c L c(OH-)=110-3molL-1的氨水d L c(O

6、H-)=110-3molL-1的Ba(OH)2溶液,其中a、b、c、d的关系正确的是( )A.ba=dcB.a=bcdC.a=bdcD.ca=db答案 ApH=3的盐酸中c(H+)=110-3 molL-1,与c(OH-)=110-3 molL-1的Ba(OH)2溶液混合,混合液呈中性时二者的体积相等,故a=d;NH3H2O为弱碱,若110-3 molL-1的氨水与pH=3的盐酸等体积混合,则正好完全反应生成NH4Cl,N水解使溶液呈酸性,故若要使溶液呈中性则应使ba;c(OH-)=110-3 molL-1的氨水中c(NH3H2O)110-3 molL-1,故与pH=3的盐酸混合,若要使溶液呈

7、中性,则应使ac,故有ba=dc。4H自测自测4判断下列溶液在常温下的酸碱性(在括号中填“酸性”“碱性”或“中性”)。(1)相同浓度的盐酸和NaOH溶液等体积混合。( )(2)相同浓度的CH3COOH溶液和NaOH溶液等体积混合。( )(3)相同浓度的NH3H2O溶液和盐酸等体积混合。( )(4)pH=2的盐酸和pH=12的NaOH溶液等体积混合。( )(5)pH=3的盐酸和pH=10的NaOH溶液等体积混合。( )(6)pH=3的盐酸和pH=12的NaOH溶液等体积混合。( )(7)pH=2的CH3COOH溶液和pH=12的NaOH溶液等体积混合。( )(8)pH=2的盐酸和pH=12的NH

8、3H2O溶液等体积混合。( )答案 (1)中性 (2)碱性 (3)酸性 (4)中性 (5)酸性 (6)碱性 (7)酸性 (8)碱性三、酸碱中和滴定三、酸碱中和滴定1.实验原理利用酸碱中和反应,用已知浓度的酸(或碱)来测定未知浓度的碱(或酸)的实验方法。以标准盐酸滴定待测的NaOH溶液为例,待测的NaOH溶液的物质的量浓度c(NaOH)=。酸碱中和滴定的关键:(1)准确测定标准液的 。(2)准确判断滴定终点。2.实验用品(HCl)(HCl)(NaOH)cVV体积体积(1)试剂:标准液、待测液、指示剂、蒸馏水。(2)主要仪器: 滴定管(如图A)、 滴定管(如图B)、滴定管夹、铁架台、烧杯、锥形瓶。

9、(3)滴定管使用注意事项:a.“0”刻度在上,精确度为0.01 mL。酸式酸式碱式碱式b.酸性、氧化性试剂一般用 滴定管,因为酸性、氧化性物质易 ;碱性试剂一般用 滴定管,因为碱性物质易 ,致使 无法打开。3.实验操作(1)滴定前的准备a.滴定管:查漏洗涤润洗装液排气泡调液面记录。b.锥形瓶:洗涤注待测液加指示剂。(2)滴定过程左手控制活塞或玻璃球,右手摇动锥形瓶,眼睛注视锥形瓶内溶液颜色变化。(3)终点判断酸式酸式腐蚀或氧化橡胶腐蚀或氧化橡胶碱式碱式腐蚀玻璃腐蚀玻璃活塞活塞滴入最后一滴标准液,指示剂变色,且在半分钟内 为原来的颜色,视为滴定终点并记录标准液的体积。(4)数据处理重复滴定操作2

10、3次,求出用去标准溶液的体积的 值,根据c(待测)=计算。4.常用酸碱指示剂及变色范围()()()cVV标准标准待测不恢复不恢复平均平均指示剂变色范围的pH及对应颜色石蕊8.0蓝色甲基橙4.4黄色酚酞10.0红色5.选择指示剂的基本原则变色要灵敏,变色范围要小,使变色范围尽量与滴定终点溶液的酸碱性一致。(1)滴定终点溶液呈碱性时,用酚酞作指示剂,例如用NaOH溶液滴定醋酸。(2)滴定终点溶液呈酸性时,用甲基橙作指示剂,例如用盐酸滴定氨水。(3)强酸滴定强碱一般用甲基橙,但用酚酞也可以。(4)并不是所有的滴定都须使用指示剂,如用标准Na2SO3溶液滴定KMnO4溶液时,KMnO4颜色褪去时即为滴

11、定终点。6.酸碱中和滴定误差分析以标准酸溶液滴定未知浓度的碱溶液(酚酞作指示剂)为例,常见的因操作不正确而引起的误差有:步骤 操作 V(标准) c(待测)洗涤 酸式滴定管未用标准溶液润洗 变大 碱式滴定管未用待测溶液润洗 变小 偏低 锥形瓶用待测溶液润洗 变大 偏高 锥形瓶洗净后还留有蒸馏水 取液 放出碱液的滴定管开始有气泡,放出液体后气泡消失 变小 偏低偏高偏高不变不变无影响无影响滴定 酸式滴定管滴定前有气泡,滴定终点时气泡消失 变大 偏高 振荡锥形瓶时部分液体溅出 变小 部分酸液滴出锥形瓶外 变大 偏高 读数滴定前读数正确,滴定后俯视读数(或前仰后俯) 变小 滴定前读数正确,滴定后仰视读数

12、(或前俯后仰) 变大 偏低偏低偏低偏低偏高偏高自测自测5判断下列说法是否正确。(1)滴定管装滴定液前应先用滴定液润洗。( )(2)“中和滴定”实验中,锥形瓶用蒸馏水洗净后即可使用,滴定管用蒸馏水洗净后,须经润洗后方可使用。( )(3)滴定终点就是酸碱恰好中和的点。( )答案 (1) (2) (3)自测自测6某学生用已知物质的量浓度的盐酸来测定未知物质的量浓度的NaOH溶液时,选择甲基橙作指示剂。请填写下列空白:(1)用标准盐酸滴定待测的NaOH溶液时,左手握酸式滴定管的活塞,右手摇动锥形瓶,眼睛注视 ,直到因加入一滴盐酸后,溶液由黄色变为橙色,并 为止。(2)下列操作中可能使所测NaOH溶液的

13、浓度数值偏低的是 (填字母序号)。A.酸式滴定管未用标准盐酸润洗就直接注入标准盐酸B.滴定前盛放NaOH溶液的锥形瓶用蒸馏水洗净后没有干燥C.酸式滴定管在滴定前有气泡,滴定后气泡消失D.读取盐酸体积时,开始仰视读数,滴定结束时俯视读数(3)若滴定开始和结束时,酸式滴定管中的液面如图所示,则起始读数为 mL,终点读数为 mL,所用盐酸溶液的体积为 mL。(4)某学生根据3次实验分别记录有关数据如下表:滴定次数待测NaOH溶液的体积/mL0.100 0 molL-1盐酸的体积/mL滴定前刻度滴定后刻度溶液体积/mL第一次25.000.0026.1126.11第二次25.001.5630.3028.

14、74第三次25.000.2226.3126.09依据上表数据列式计算该NaOH溶液的物质的量浓度。答案 (1)锥形瓶中溶液颜色变化在半分钟内不变色(2)D (3)0.0026.1026.10(4)=26.10 mL,c(NaOH)=0.14 4 molL-1解析 (2)滴定管未用标准盐酸润洗,内壁附着一层水,可将加入的盐酸稀释,消耗相同量的碱,所需盐酸的体积偏大,结果偏高;用碱式滴定管取出的待测NaOH溶液的物质的量一旦确定,倒入锥形瓶后,水的加入不影响OH-的物质的量,也就不影响结果;若排出气泡,液面会下降,故读取V酸偏大,结果偏高。V26.11 mL26.09 mL210.100 0mol

15、 L26.10 25.00 mLmL考点一影响水电离平衡的因素以及水电离出的考点一影响水电离平衡的因素以及水电离出的c c(H(H+ +) ) 或或c c(OH(OH- -) )的计算的计算1.外界条件对水电离的影响2.溶液中H+或OH-的来源(1)常温下,中性溶液c(OH-)=c(H+)=10-7 molL-1考点突破考点突破(2)溶质为酸的溶液H+和OH-的来源H+来源于酸的电离和水的电离,而OH-全部来自水的电离,水电离产生的c(H+)=c(OH-)。实例如计算常温下pH=2的盐酸中水电离出的c(H+),方法 是先求出溶液中的c(OH-)=(KW/10-2) molL-1=10-12 m

16、olL-1,即水电离出的c(H+)=c(OH-)=10-12 molL-1。(3)溶质为碱的溶液H+和OH-的来源OH-来源于碱的电离和水的电离,而H+全部来自水的电离,水电离产生的c(OH-)=c(H+)。实例如计算常温下pH=12的NaOH溶液中水电离出的c(OH-),方法是先求出溶液中的c(H+)=10-12 molL-1,即水电离出的c(OH-)=c(H+)=10-12 molL-1。(4)溶质为水解呈酸性或碱性的盐的溶液常温下pH=5的NH4Cl溶液中H+全部来自水的电离,由水电离的c(H+)=10-5 molL-1,因为部分OH-与N结合,c(OH-)= molL-1=10-9 molL-1。常温下pH=12的Na2CO3溶液中OH-全部来自水的电离,由水电离出的c(OH-)= molL-1=10-2 molL-1。4HW510KW1210K典例典例1现有常温下的四种溶液:0.01 mol/L的醋酸溶液0.01 mol/L的盐酸pH=12的氨水pH=12的NaOH溶液。下列说法正确的是( )A.水的电离程度中最小,中最大B.水的电离程度中最大,、中相等C.将、等体积混合,所得的溶液中由水电离出来的c(OH-)11 mol/L7070答案 BC中c(H+)0.01 mol/L,中c(H+)=0.0