新教材2021-2022学年人教版高中化学选择性必修1第三章水溶液中的离子反应与平衡学案讲义

第三章水溶液中的离子反应与平衡TOC\o"1-5"\h\z\o"CurrentDocument"第一节电离平衡 1\o"CurrentDocument"第二节水的电离和溶液的pH 19\o"CurrentDocument"第一课时水的电离溶液的酸碱性与pH 19\o"CurrentDocument"第二课时酸碱中和滴定 33\o"CurrentDocument"第三节盐类的水解 51\o"CurrentDocument"第一课时盐类的水解 51\o"CurrentDocument"第二课时影响盐类水解的主要因素盐类水解的应用 64\o"CurrentDocument"第四节沉淀溶解平衡 83第一节电离平衡明课程标准扣核心素养.从电离、离子反应、化学平衡的角度认识电解质水溶液的组成、性质和反应。.认识弱电解质在水溶液中存在的电离平衡。.了解电离平衡常数的含义。.宏观辨识与微观探析:能根据实验现象辨识强电解质和弱电解质,认识弱电解质的电离特点及其溶液的组成等。.变化观念与平衡思想：能理解电离平衡的特点,运用动态平衡的观点分析浓度、温度等条件变化对电离平衡的影响,利用电离平衡常数进行分析和计算。超点国画日! 强电解质和弱电解质常温下,取相同体积、浓度均为01molL」的盐酸和醋酸,比较它们pH的大小,试验其导电能力,并分别与等量镁条反应。观察、比较并记录现象如下表:酸0.1mol-L1盐酸0.1mol-L1醋酸PH1>1导电能力强弱与镁条反应剧烈反应,产生气泡缓慢反应,产生气泡［问题探讨］.常温下浓度均为0.1mol1r的盐酸和醋酸溶液中,。(H+)相同吗?你能根据二者的pH判断其电离程度吗?提示:不相同,pH越大,c(H+)越小,0.1mol•じ|盐酸溶液中c(H*)大。0.1moLL-i盐酸溶液的pH=l,则c(H+)=0.1mol-L1,说明HC1完全电离;而0.1mol•L-1醋酸溶液的pH>l«则c(H+)<0.1mol-L_1,说明CH3coOH只有一部分发生了电离。.电解质溶液的导电能力与什么有关?为什么同浓度的醋酸溶液的导电能カ比盐酸的弱?提示:溶液的导电能力与溶液中的离子浓度大小有关,离子浓度越大,导电能力越强;同浓度的盐酸和醋酸中,盐酸完全电离,离子浓度大,醋酸部分电离,离子浓度小,故同浓度的醋酸溶液的导电能力比盐酸的弱。.等量的镁与同等浓度的盐酸和醋酸反应的速率不相同,说明了两种溶液中哪种离子的浓度不同?提示：等浓度的盐酸和醋酸与Mg反应的速率不同,说明了两种溶液中c(H+)不相同。.通过以上实验得出的实验结论是什么?请判断HC1、CH3coOH中哪种物质是弱电解质。提示:HCI和CH3coOH在水中的电离程度不同。HCI为强电解质,CH3coOH为弱电解质。归纳总结.强、弱电解质的概念(1)强电解质:在水中能够全部电离的电解质称为强电解质。(2)弱电解质：在水中只有部分电离的电解质称为弱电解质。.电解质的分类强电解质强电解质「｛强酸 HC1,HzSOハHNO3,HC1O«等f［强碱TKOH、NaOH、Ba(OH)2等--＞［NaC］、Na2soハNaHCO,等［名师点拨］(1)电解质的强弱与其溶解性无关某些盐如BaSO4、CaCCh等,虽难溶于水却是强电解质;而如CH3coOH、NH3•H2O尽管易溶于水,却部分电离,是弱电解质。(2)电解质的强弱与溶液的导电能力没有必然联系溶液导电能力的强弱由溶液中自由离子的浓度和离子所带电荷的多少决定，很稀的强电解质溶液的导电能力很弱，浓度较大的弱电解质溶液的导电能力可能较强,因此弱电解质溶液的导电能力不一定弱。(3)电解质的强弱与化学键没有必然联系一般强电解质中含有离子键或强极性共价键，但含有强极性共价键的化合物不一定是强电解质，如HF就是弱电解质。配套练习.某离子化合物MCKs)在水中溶解并发生电离,该过程的微观示意图如图所示。已知Na为阿伏加德罗常数的值,下列相关说法正确的是()MCl(s)在水中的溶解和电离MCI为弱电解质,在水中仅部分电离MCI在水分子作用下的溶解和电离是物理变化C,固体离子化合物MCI中因含有阴、阳离子而能导电D.M’和C「均与水分子中的氧原子结合成水合离子解析:选B根据图示可知,MCI在水中完全电离,属于强电解质,A错误;MCI在水分子作用下的溶解和电离没有产生新物质,是物理变化，B正确:固体离子化合物MCI中含有阴、阳离子,但不能自由移动,不能够导电,C错误;根据图示可知,M+与水分子中的氧原子结合成水合离子,C厂与水分子中的氢原子结合成水合离子,D错误。2.下列说法中,正确的是()A.强电解质溶液的导电能カー定比弱电解质溶液的强B,强电解质的水溶液中不存在分子SO2和乙醇均属于共价化合物,在水中都不能电离,均属于非电解质D.不同的弱电解质只要物质的量浓度相同,电离程度也相同解析:选C溶液的导电能力与溶液中的离子浓度及离子所带的电荷数有关,与电解质的强弱无关,强电解质溶液的导电能力不ー定比弱电解质溶液的强,故A错误;强电解质溶于水的部分完全电离,但水是弱电解质,微弱电离,大部分以水分子的形式存在,故B错误;SO2自身不能电离,是非电解质,乙醇在水中不能电离，是非电解质，故C正确;不同的弱电解质溶液浓度相同时,电离程度不一定相同,故D错误。廟雕画0 弱电解质的电离平衡［情境素材］弱电解质醋酸在水中部分电离,电离的示意图如下。修酸根為ア水合タ修酸根為ア水合タ党一般酸分子/以マ丄水分子在一定温度下,上述醋酸加水稀释,溶液的导电能力⑺随加入水的体积(V)变化的曲线可用下图表示。［情境探究］.醋酸溶于水,部分电离产生离子,表示为CH3coOH-CH3coeF+H,,溶液中的CH3co0一和H+相互碰撞又会结合生成醋酸分子,该过程表示为CH3coeT+H+—►CH3coOH。据此，你能写出醋酸的电离方程式吗?提示:醋酸的电离是可逆的,电离方程式为CH3coOH=CH3coCT+H+。.向醋酸水溶液中滴入几滴紫色石蕊试液,溶液变红,加热后,溶液的颜色如何变化?其原因是什么?提示:溶液的红色加深;原因是醋酸的电离是吸热的过程,升高温度,电离平衡向右移动,c(H+)增大,溶液红色加深。.依据醋酸加水稀释的导电能力⑺ー加水的体积(V)的图像回答下列问题：(1)。点导电能力为0的理由是什么?提示:在。点处醋酸未电离，无离子存在。(2)ハ氏c三点处,溶液中c(H+)由小到大的顺序是什么?CH3coOH电离程度最大的是哪一点?提示:c<a<b。溶液的导电能力主要由离子浓度和离子所带电荷数来决定，题目中的图像说明醋酸加水稀释过程中,离子浓度随着水的加入先逐渐增大到最大值又逐渐减小,故b点c(H+)最大,c点最小，即:c<a<b\其中CH3coOH电离程度最大的是。点。(3)上述图像能否说明醋酸为弱酸?提示：能。a〜O阶段,加水稀释，醋酸溶液的c(K)有增大的趋势,说明醋酸没有完全电离,存在电离平衡且没有达到平衡状态。归纳总结.弱电解质的电离平衡在一定条件下(如温度和浓度),弱电解质分子电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等时,电离过程达到电离平衡状态。如图所示：古、弱电解质分子电・些、、、离成离ア的速率;以、、、 1两种速率相等,、、ー、一:处于电离平衡状态

离子结ゐ・成弱电

解质分子的速率.影响弱电解质电离平衡的因素(1)内因:电解质本身的性质决定了弱电解质在水中达到电离平衡时电离程度的大小。(2)外因①温度:一般情况下,由于弱电解质的电离过程吸热,因此升高温度,电离平衡向电离方向移动,电离程度增大。②浓度：同一弱电解质,增大溶液的浓度,电离平衡向电离方向移动,但电离程度减小;稀释溶液时,电离平衡向电离方向移动,且电离程度增大,但往往会使溶液中离子的浓度减小。③相同离子：加入与弱电解质具有相同离子的强电解质,电离平衡逆向移动,电离程度减小,如下所示：CH$COONa—=CH§C()(厂+Na+ch3cooh^^ch3c()(r+h4平衡逆向移动④反应离子：加入能与弱电解质电离出的离子发生反应的离子时,电离平衡向电离方向移动。如向CH3coOH溶液中加入NaOH固体，因H+与OH一反应生成比〇,使c(H)减小,CH3coOH的电离平衡正向移动,电离程度增大。3.电离方程式的书写类型电离方程式的特点典型例子强电解质完全电离,电离方程式写”一,，H2SO4=2H1+SOrNaOH=Na++OH"NaHSO4=Na++H++SOf弱电解质一元弱酸或弱碱不完全电离,电离方程式写“ ”CH3COOH CH3coO+H*NH3•H2O NH4+OH"多元弱酸分步电离，以第一步为主,电离方程式写“ 99H2c〇3HCO；H++HCO3(主)H++CO3"(次)多元弱碱分步电离,以第一步为主,电离方程式写“ 99Cu(OH)2Cu(OH)+Cu(OH)'+OH-Cu2++OH-［名师点拨］(1)弱电解质的电离是吸热的过程。(2)在弱电解质溶液中,弱电解质分子、离子在溶液中共存,完全不同于强电解质。(3)弱电解质在溶液中的电离都是微弱的,一般来说,电离的分子极少，绝大多数弱电解质以分子形式存在,0.1molL-CH3coOH溶液中,c(H+)大约为lX10-3mol•し",〇(4)弱电解质达到电离平衡后，加水稀释，电离程度增大,但电解质分子、电解质电离出的离子(包括H+或OH1的浓度减小。判断离子浓度比值变化时,只考虑物质的量的比值即可。(5)酸式盐:强酸的酸式盐完全电离,ー步完成。如:NaHSO4=Na++H++SOf(水溶液)，NaHSO4=Na++HSO；(熔融状态)。弱酸的酸式盐强中有弱,分步完成。如:NaHCO3=Na++HCO；,HCO；=H++COf〇配套练习1.常温下,在pH=5的CH3coOH溶液中存在如下电离平衡:CH3coOH==CH3coeF+H+,温度不变时,对于该电离平衡下列叙述正确的是()A.加入少量NaOH固体,平衡向右移动,c(H')减小B.加少量CH3coONa固体于醋酸溶液中,醋酸的电离平衡向右移动C,加入水时,平衡向右移动,CH3coOH的电离常数增大D.加入少量pH=5的硫酸,溶液中c(H-)增大解析:选A加入少量NaOH固体,氢氧化钠电离出的氢氧根离子与CH3coOH电离出的H+发生反应生成水,导致溶液中氢离子浓度减小,故A正确;加入少量CH3coONa固体,c(CH3co〇ー)增大,醋酸的电离平衡向左移动,故B错误;加水促进弱电解质的电离,则电离平衡正向移动,由于温度不变,则醋酸的电离平衡常数不会变化,故C错误;pH=5的CH3coOH溶液中,氢离子浓度为IXlO-moi・L」，pH=5的硫酸溶液中氢离子浓度为lX10-5mo|・L两溶液中氢离子浓度相等,混合后电离平衡不移动,则混合液中c(H+)不变,故D错误。2.下列物质在水溶液中的电离方程式书写正确的是()SO2+H2O=H2SO3NaHSO4=Na++H++SOrH3Po4=3H++POrNaHCO3=Na++H+H-COf解析:选BSO2+H2O=H2so3是二氧化硫和水反应的化学方程式,A错误;硫酸氢钠在水中电离出钠离子、氢离子、硫酸根离子,电离方程式是NaHSO4=Na++H++SOf,B正确:磷酸是弱酸,分步电离，以第一步为主,磷酸的电离方程式是H3Po4=H++H2PO；,H2PO；=H++HPOf,HPOfH++POf,C错误;碳酸氢钠是弱酸的酸式盐,碳酸氢钠在水溶液中电离出钠离子和碳酸氢根离子,电离方程式是NaHCO3=Na++HCO；,D错误。(1)H2s溶于水的电离方程式为 (2)向H2s溶液中加入NaOH固体时,电离平衡向(填'’左"或“右”)移动,c(H+)(填“增大”“减小”或“不变”,下同)，c(S2-)。(3)向H2s溶液中加入Na2s固体时,电离平衡向(填“左”或“右”)移动,c(H+)(填“增大”“减小”或“不变”,下同)，c(S2-)0解析：(1)H2s是二元弱酸,属于弱电解质,分两步电离:H2S=H'+HS-,HS=H++S2〇(2)向H2S溶液中加入NaOH固体时,OFF与H卡结合,电离平衡向右移动,所以以ピ)减小,c(S2-)增大。(3)Na2s为强电解质,当加入Na2s固体时,Na2s电离出S2',。俗ユ)增大,电离平衡向左移动,溶液中c(H+)减小。答案:(1)H2S=H++HS\HS-=H*+S2-(2)右减小增大(3)左减小增大电离平衡常数1.实验目的比较CH3coOH1.实验目的比较CH3coOH与H2co3的酸性强弱及电离常数的大小。N^CQ,溶液CIhCOOH溶液2.实验操作如图所示,向盛有2mLimol•い醋酸的试管中滴加1molNa2co3溶液。3.实验现象:有气泡产生。［问题探讨］1.写出实验中所涉及化学反应的离子方程式。提示:2cH3COOH+CO,=CO2t+H2c)+2CH3co〇，2.盛放醋酸溶液的试管中有大量气泡产生,试比较CH3coOH和碳酸酸性的相对强弱及其电离常数的大小关系。提示:CHjCOOH的酸性强于H2co3:电离常数Ka(CH3coOH)>Ka(H2co3)。.向饱和H3BO3溶液中滴加Na2co3溶液无明显现象,试比较H3BO3和H2co3酸性的相对强弱,及其电离常数的大小关系。提示：H3BO3的酸性弱于H2co3;电离常数Ka(H2co3)>Ka(H3BO3)。4.通过上述实验,你得出的实验结论是什么?提示:酸性越强,电离常数越大,即Ka(CH3coOH)>Ka(H2co3)>Ka(H3BO3)。归纳总结.电离常数的概念在一定条件下,当弱电解质的电离达到平衡时,溶液里各组分的浓度之间存在一定的关系。对于一元弱酸或一元弱碱来说,溶液中弱电解质电离所生成的各种离子浓度的乘积,与溶液中未电离分子的浓度之比是ー个常数，这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数,用K表示(弱酸用K,表示,弱碱用Kb表示)。.表达式(1)一元弱酸、一元弱碱的电离常数例如:CH3COOH=CH3COO-+H+,c_(CH3coeT)c_(H+)Klc(CH3COOH)'NH3•H2O=NH4+OH",c_(NH；)c_(OH)ハ・1c(NH3•H2O)°(2)多元弱酸、多元弱碱的电离常数①多元弱酸或多元弱碱的每一步电离都有电离常数,这些电离常数各不相同,通常用Kal、Ka2或Kbi、Kb2等加以区别。例如25c时，H2c03的电离分两步:H2c〇3H2c〇3=H++HCO；c_(H1)-c(HCO；)

c(H2CO3)=4.5X10-7,, c(H+)-c(CO,") nHCO3=H++CO3,Ka2= ハ…ーヽ =4.7X10-11。C(HCO3)②一般多元弱酸或多元弱碱各步电离常数的大小为Kal》Ka2，Kbl》Kb2,因此,多元弱酸(或弱碱)的酸性(或碱性)主要由第一步电离决定(八字诀:分步进行,ー步定性)。.电离常数的影响因素(内因(决定因素)——弱电解质本身的性质影响因素， 亠系［外因——温度(随温度升高而增大)电离常数只与温度有关,而不受粒子浓度的影响。由于电解质的电离过程吸热,故电离常数随着温度的升高而增大.电离常数的意义(1)一定温度下,电离常数越大,弱电解质的电离程度越大。(2)相同温度下,等浓度的弱酸或弱碱的电离常数(对于多元弱酸或多元弱碱来说,只看其第一步电离的电离常数)越大,其酸性或碱性越强。［名师点拨］(1)电离常数与弱酸、弱碱的浓度元关,同一温度下,不论弱酸、弱碱的浓度如何变化,电离常数都是定值。(2)弱电解质的电离常数只受温度变化的影响。升高温度,电离常数增大。(3)利用电离常数可判断某些复分解反应能否发生,一般符合“强酸制弱酸”的规律,如:已知Ka(CH3coOH)=1.75X10-5,ATa(HC10)=4.0X10-8,则NaCIO能与CH3coOH发生反应。练习1.醋酸溶液中存在电离平衡:CH3coOH=H++CH3co〇ー,下列叙述不正确的是()A.升高温度,平衡正向移动,醋酸的电离常数Ka增大0.10mol］ー1的CH3coOH溶液加水稀释，溶液中一為す增大CH3coOH溶液中加少量的CH3coONa固体，平衡逆向移动25℃时,向某0.10moll」的CH3coOH溶液中加入少量冰醋酸,该溶液的pH、电离常数K润和电离程度都减小解析:选D醋酸的电离是ー个吸热过程，升高温度,醋酸的电离平衡向正反应方向移动,醋酸的电离常数Ka增大,A正确;0.10moll」的CH3coOH溶液加水稀释,醋酸的电离程度增大,醋酸电离产生的"(H+)增大,〃(CH3coOH)v,....亠c(H+) n(H+) …,ん ..减小'溶液中0(CH3coOH)=n(CH3COOH)官大’B正确;CH3co0H落液中加入少量的CH3coONa固体,固体溶解后,溶液中c(CH3co〇ー)增大,平衡向逆反应方向移动,C正确;25℃时,向某0.10〇!〇1・!71的043(20(^溶液中加入少量冰醋酸，c(CH3coOH)增大,电离程度减小,但溶液中c(H+)增大,该溶液的pH减小，由于温度不变，所以电离常数Ka不变,D不正确。2.已知下面三个数据6.3X10-4、5.6X10-4、6.2X10-10分别是下列有关的三种酸的电离常数(25℃),若已知下列反应可以发生:NaCN+HNO2=HCN+NaNCh、NaCN+HF=HCN+NaF、NaNO2+HF=HNO2+NaF〇由此可判断下列叙述中不正确的是()Ka(HF)=6.3XIO"Ka(HNO2)=5.6X1〇ー1°C.根据两个反应即可得出一元弱酸的强弱顺序为HF>HNO2>HCND.Ka(HCN)<Ka(HNO2)<Ka(HF)解析:选B在酸与盐的反应中,反应物中酸的酸性大于生成物中酸的酸性,即满足强酸制弱酸的规律;由已知反应:NaCN+HNO2=HCN+NaNO2、NaCN+HF=HCN+NaFヽNaNO2+HF=HNO2+NaF,可以得出酸性关系:HF>HNO2>HCNo相同温度下,酸的酸性越强,电离常数越大。HF的酸性最强,电离常数最大,则Ka(HF)=6.3X10-4,A正确;因为酸性:HF>HNO2>HCN,所以Ka(HNO2)=5.6X1〇ウ,B不正确;由以上分析可知,根据两个反应;NaCN+HNO2=HCN+NaNO2>NaNO2+HF=HNO2+NaF即可得出,一元弱酸HF、hno2、hcn的酸性强弱顺序为hf>hno2>hcn,C正确;对于酸来说,酸性越强,电离常数越大,因为HF、HNO2、HCN的酸性强弱顺序为HF>HNO2>HCN,所以电离常数;Ka(HCN)<Ka(HNO2)<Ka(HF),D正确。合(□国的分析与推理能力合(□国的已知：25℃时,下列四种弱酸的电离常数:ch3coohhno2HCNH2CO3电离常数1.75X10-55.6XIO-46.2X1O-10/Cai=4.5X10-7/Ca2=4.7X10-11.试比较相同浓度的CH3C00H、hno2、hcn、h2co3溶液的酸性强弱。提示:电离常数越大,酸性越强,故酸性;HNO2>CH3COOH>H2CO3>HCN〇2.向HNO2溶液中加入一定量的盐酸时,HNO2的电离平衡向哪个方向移动?

此时HNO2的电离常数是否发生变化?为什么?提示:HNCh溶液中存在电离平衡HNCh=FT+NO],加入盐酸,上述平衡向逆反应方向移动;加入盐酸时,HNO2的电离常数不变;原因是溶液的温度不变,故电离常数不变。.判断反应NaNCh+CH3co〇H二CH3coONa+HNOz是否正确?向NaCN溶液中通入少量CO2,反应能否进行?若能进行,写出反应的化学方程式。提示:NaNCh与CH3coOH不反应,原因是HNCh的酸性强于CH3coOH,故反应方程式错误。因酸性:H2CO3>HCN>HCO；,故向NaCN溶液中通入CO2,不论CO2是否过量，产物均为HCN和NaHCCh,反应的化学方程式为NaCN+H2O+CO2=HCN+NaHCO3〇.25C时,醋酸溶液中。9^!式:00由=0.11110117,则溶液中的c(H+)是多少?提示:c(H+)•c(CH3COOH)=^/1.75X10-5X0.1%1.32XIO-3mol•L,〇.常温、常压下，空气中的CO2溶于水,达到平衡时,溶液中pH=5.60,c(H2co3)=1.5X10-5mol.L-iJ若忽略水的电离及H2c。3的二级电离,则H2co3 H++HCO;的电离常数(ふ。是多少?(已知：gー」 + -eC(H+)-c(HCO；)提示:由H2co3=H++HCO3得も= -”ゝ-=10-5.6OXlo-5.6Oふ1『―52X10-7归纳总结+x-.电离常数的相关计算技巧(以弱酸HX为例)+x-HX起始/(moIlT)：co(HX)平衡/(moLL-1)：co(HX)-c(H，平衡/(moLL-1)：co(HX)-c(H，)c(H")c(X-)c_(H~)c_(X_) ど(H+)人" ~(HX) q(HX)—c(H+)°(1)已知co(HX)和c(H+),求电离平衡常数由于弱酸只有极少一部分电离,c(H')很小,可做近似处理:co(HX)—c(H/(H+))^c()(HX),则Kドー皿、,代入数值求解即可。(2)已知HX的电离平衡常数,求c(H+)由于Ka很小,c(H+)很小，可做近似处理:co(HX)—c(H+)-co(HX),则c(H+ド木a•co(HX),代入数值求解即可。.电离平衡常数的应用(1)判断弱酸(或弱碱)的相对强弱:相同温度下同类型弱酸(或弱碱)的酸性(或碱性)随电离常数的增大而增强。(2)判断反应能否进行：如用弱酸可以制备酸性更弱的酸。如相同温度下，三种酸的电离常数如表所示:酸HXHYHZ电离常数9X10-79X10-61X10-2酸性：HX<HY<HZo反应HY+X——HX+Yー或HZ+Y——HY+Z一能够发生,而反应HY+Z--HZ+Yー不能发生。迁移1.已知碳酸、亚硫酸、次氯酸的电离平衡常数如表所示,下列说法正确的是()物质H2CO3H2SO3HCIO4.5X电离平衡Kal10-71.4X10-24.0X10-84.7X常数心10~n6.0X10-8—A.由表可知,酸性:HCIO<HCO；Na2cO3溶液中通入少量SO2,发生反应:2coi+SO2+H2O=2HCO；+SOfNaHCCh溶液中通入少量SO2,发生反应:2HCO；+SO2=2CO2+SOrD.向氯水中分别加入等浓度的NaHCCh和NaHSCh溶液,均可提高氯水中HC1O的浓度解析:选B由弱酸的电离平衡常数可知,酸性:HC1O>HCO；,A错误;由于Kai(H2co3)>Ka2(H2so3)>Ka2(H2co3),即酸性:H2co3>HSO]>HCO；,所以Na2co3溶液中通入少量SO2,考虑Na2co3与酸的分步反应,所以反应的离子方程式为2CO3~+SO2+H2O=2HCO；+SOf,B正确;由于K,i(H2so3)>Kai(H2co3)>Ka2(H2so3),即酸性：H2so3>H2co3>HSO],所以NaHCCh溶液中通入少量SO2,发生反应:HCO；+SO2=CO2+HSO；,C错误;由于Kai(H2co3)>Ka(H。〇)〉Ka2(H2co3),即酸性:H2CO3>HC1O>HCO；,因此HC1O不能与NaHCCh反应,但HC1是强酸,能与NaHCCh反应,使c(HCl)减小，促进化学平衡Cl2+H2〇==HC1+HCIO正向移动,从而提高HCIO的浓度;HC1O具有氧化性,NaHSCh具有还原性,二者能够发生氧化还原反应，所以加入NaHSCh溶液不能提高HC1O的浓度,D错误。2.25℃时,部分物质的电离平衡常数如表所示:化学式CH3COOHH2cChHCIO电离平衡常数1.75X10-5心=4.5X10-7&2=4.7义10一114.0XIO-8请回答下列问题:(1)CH3coOH、H2co3、HCIO的酸性由强到弱的顺序为（2）同浓度的ch3coer、hco;ヽco,、cicr结合h’的能力由强到弱的顺序为°（3）将少量CO2气体通入NaCIO溶液中,写出反应的离子方程式:〇解析:（1）、（2）电离平衡常数越大,酸性越强,电离平衡常数越小,其对应酸根离子结合H+的能力越强。（3）根据电离平衡常数可知，酸性:H2CO3>HCIO>HCO；,H2co3可以和C1CT反应生成HCO;和HC10,所以少量CO2与NaCIO溶液反应生成HCO7和HClOo答案：（1）CH3COOH>H2cO3>HC1O（2）COf>C1O>HCO；>CH3COO-（3）C1O+CO2+H2O=HC1O+HCO；课堂巩固1.下列各组关于强电解质、弱电解质和非电解质的分类,完全正确的是（）选项ABcD强电解质FeNaClCaCOshno3弱电解质CH3COOHnh3H2co3Fe(OH)3非电解质蔗糖BaS04乙醇H2O解析:选CA项,Fe既不是电解质，也不是非电解质;B项,NH3是非电解质,BaSO4是强电解质;D项，七〇是弱电解质。.下列物质在水溶液中的电离方程式正确的是（）H2S=2H++S2~NaHCO3=Na++H++CO3~NaHSO4=Na++H++SOfHF=H++F-解析：选CH2s为二元弱酸,分步电离,电离方程式为H2S==H++HS,HS-H++S2-,故A错误;NaHCO3是强电解质，在水溶液中全部电离生成钠离子和碳酸氢根离子,电离方程式为NaHCO3=Na++HCO],故B错误;NaHSO4是强电解质,在水溶液中,全部电离,生成钠离子、氢离子和硫酸根离子,电离方程式为NaHSO4=Na++H++SOf,故C正确;HF为弱电解质,部分电离,电离方程式为HF=H++F，故D错误。.已知:25℃时,CH3coOH的电离常数Ka=1.75X10づ,H2co3的电离常数=4.5X107Ka2=4.7Xl(TL下列说法不正确的是( )A.向Na2c03溶液中加入乙酸有气泡产生25C时,向乙酸中加入NaOH溶液,CH3coOH的电离程度和K均增大C.向0.1mol-L_1CH3COOH溶液中加入蒸镭水,c(H+)减小D.向H2co3溶液中加入NaHCCh固体,以オ)减小解析:选B电离常数越大,酸性越强,故乙酸的酸性强于碳酸,强酸可以制弱酸,所以向Na2cCh溶液中加入乙酸会有二氧化碳气体生成，故A正确;25℃时,向乙酸中加入NaOH溶液,c(H+)减小,平衡正向移动,CH3coOH的电离程度增大,电离常数只与温度有关，CH3coOH的K不变，故B错误;向0.1mol-LCH3coOH溶液中加入蒸惚水,促进乙酸的电离,〃(H+)增大,但溶液的体积也增大,且体积增大程度更大，所以c(H+)减小,故C正确;NaHCCh电离出的碳酸氢根离子抑制碳酸的电离，溶液中的。(H+)减小,故D正确。一定温度下,己知0.1mol-L)的氨水中存在电离平衡：NH3・H2O=NH；+OH，对于该平衡,下列叙述正确的是( )A.加入水时，平衡向逆反应方向移动B.对氨水加强热,平衡向正反应方向移动0.1mol,L,氨水的pH小于1mol-L1氨水的pHD.加入少量NH4cl固体，平衡向正反应方向移动解析:选C弱电解质”越稀越电离”,所以加水后,电离平衡正向移动,A错误;对氨水加强热,会促进一水合氨的分解:NH3'H2O=^=NH3t+H2O,致使电离平衡逆向移动，B错误；虽然0.1molL-i氨水中NH3•比〇的电离程度大于1molLT氨水,但由于后者起始浓度大,故后者c(OH-)大,pH相对更大,碱性更强,C正确;根据同离子效应,NH:浓度增大,平衡逆向移动,D错误。5.已知氢氤酸及部分弱酸的电离常数如下表所示:弱酸HCOOHHCNH2CO3电离常数//Ca=1.8X10Ka=6.2Xl(TKai=4.5X1〇ー7(25℃)-410Ka2=4.7X1。ー11⑴依据表格中三种酸的电离常数,判断三种酸酸性强弱的顺序为⑵向NaCN溶液中通入CO2气体能否制得HCN?〇若能写出反应的化学方程式;若不能,此问可不答。0(3)同浓度的HCOO,HCO;、CO丁、CV结合H’的能力由强到弱的顺序是〇(4)①升高0.1molL-1HCN溶液的温度,HCN的电离程度如何变化?②加水稀释,(HCN「如何变化?解析:(1)电离常数越大酸性越强,依据表格中三种酸的电离常数,判断三种酸酸性强弱的顺序为HCOOH>H2CO3>HCN〇(2)由于Kai(H2co3)>Ka(HCN)>Ka2(H2co3),向NaCN溶液中通入CO2气体可制得HCN,但只能生成NaHCCh,不能生成Na2co3。(3)弱酸的电离常数越大，酸性就越强，其对应的酸根离子的规律结合H+的能力就越小。(4)①升高温度促进电离,HCN的电离程度增大。c(H+)②加水稀释，c(CN-)减小,由于电离常数不变,则」(HCN)•增大。答案:(1)HCOOH>H2co3>HCN(2)能NaCN+H2O+CO2=HCN+NaHCO3(3)COf>CN>HCO；>HCOO-(4)①升高温度,HCN的电离程度增大

②加水稀释,为ホT增大第二节水的电离和溶液的pH第一课时水的电离溶液的酸碱性与pH明课程标准扣核心素养.认识水的电离,了解水的离子积常数。.能从电离、离子反应、化学平衡的角度分析溶液的酸碱性。.能进行溶液pH的简单计算,掌握检测溶液pH的方法。.宏观辨识与微观探析:能从宏观与微观相结合的视角理解水的电离及溶液酸碱性。.变化观念与平衡思想:从温度、酸、碱等对水的电离的影响，理解、分析水的电离平衡移动的原因以及溶液的酸碱性与pH的关系。睡睡!口 水的电离.水的电离(1)水是ー种极弱的电解质。(2)水的电离方程式为H2O+H2O==H3O*+OH-,简写为H2O=H++OH~(3)水(3)水的电离平衡常数K电离(H+)c_(OH)

c(H2O).水的离子积常数(1)含义:因为水的浓度可看作常数,所以水中的配)工gm可看作常数，称为水的离子积常数,简称水的离子积,用Kw表示。(2)表达式与数值:表达式Kw=c(H+)c(OH),室温时，Kw=1.0X10/。(3)影响因素:Kw只受温度影响,由于水的电离是型过程,温度升高,Kw增大。归纳总结水电离出的c(H+)和c(OH-)的计算(25℃时)(1)中性溶液:c(H+)=c(OH)=1.0X10-7mol•L(2)溶质为酸的溶液：H’来源于酸的电离和水的电离,而OFT只来源于水的电离。如计算0.01molL-i盐酸中由水电离出的c(H+),方法是先求出溶液中的c(OH)=10l2mol•L1»则由水电离出的c(H)=c(OH-)=10-i2moi•17、即:c(H)H2O=c(OH)H2O=c(OIT)=((ホ)〇(3)溶质为碱的溶液：OH来源于碱的电离和水的电离,而H+只来源于水的电离。如计算0.01molL-iNaOH溶液中由水电离出的c(OFF),方法是先求出溶液中c(H.)=l()-i2mol•L1则由水电离出的c(OH)=c(H)=10-12mol,LL即：c(OH)H2O=c(H+)H2O=c(H+)=—〇［名师点拨］(l)Kw揭示了任何溶液中均存在水的电离平衡,H+与OK共存,只是相对含量不同。(2)Kw=c(H+)c(OH-)不仅适用于纯水(或其他中性溶液),也适用于一切酸、碱、盐的稀溶液。Kw不随溶液中。(H+)和c(OFF)的改变而改变。(3)在Kw=c(H+>c(OH-)表达式中,c(H+)、c(〇FT)均分别表示整个溶液中H+、OFT的物质的量浓度。在不同溶液中,c(H+)、c(OFT)可能不同，但任何溶液中由水电离产生的。(H+)、。(〇IT)总是相等的。配套练习.室温下,水的电离达到平衡：H2O=H++OH,下列叙述正确的是( )A.将水加热,平衡正向移动,も变大B,向水中加入少量NaOH固体,平衡逆向移动，。(〇FT)减小C,向水中加入少量NaHSCU固体,。(〇PT)增大D.向水中加入少量CH3coONa固体,Kw增大解析:选A加热后降变大，A项正确;向水中加入少量NaOH固体，c(OH一)增大,平衡逆向移动,B项不正确;向水中加入少量NaHSCU固体,NaHSO4

电离出H+,c(H+)增大,平衡逆向移动,c(OH-)减小,C项不正确;温度不变,Kw不变，D项不正确。.常温下,某溶液中由水电离出来的c(H+)=1.0X10Timol-L-),该溶液可能是()②氯化钠水溶液④氢氧化钠水溶液②氯化钠水溶液④氢氧化钠水溶液B.①②D.③④③硝酸钠水溶液A.①④C.②③解析:选A常温下溶液中由水电离出来的c(H+)=1.0X10Timol・LT,与纯水中的氢离子浓度比较可知,水的电离被抑制，溶液为酸或碱的溶液。二氧化硫溶于水生成了亚硫酸，亚硫酸电离出氢离子，会抑制水的电离，故①正确;氯化钠溶液为中性,水的电离程度不会减小,故②错误;硝酸钠溶液为中性,水的电离程度不会减小,故③错误;氢氧化钠为强碱,会抑制水的电离,故④正确。溶液的酸碱性与pH溶液的酸碱性与pH［情境素材］中学化学实验中,淡黄色的pH试纸常用于测定溶液的酸碱性。在25°C时,若溶液的pH=7,试纸不变色;若pH<7,试纸变红色;若pH>7,试纸变蓝色。而要精确测定溶液的pH,需用pH计(如右图)。pH计主要通过测定溶液中川的浓度来测ー儘量溶液ユ定溶液的pHo［情境探究］.现欲测定100℃沸水的pH及酸碱性,甲同学使用pH试纸测定,请推测pH试纸呈什么颜色,溶液的酸碱性如何?提示:试纸呈淡黄色,沸水呈中性。.同样测定100°C沸水的pH及酸碱性,乙同学选择了pH计,请分析pH计的读数等于7吗?水溶液还呈中性吗?提示:由于沸水电离程度增大,溶液中。(H+)增大,所以测定的pH<7,但由于c(H+)=c(OFF),溶液仍呈中性。.pH试纸使用前能否用蒸储水润湿?若用润湿的pH试纸测量溶液的pH对结果有何影响?提示:使用pH试纸前不能用蒸憎水润湿,泄湿后相当于稀释了溶液。若是酸性溶液,则润湿后测得的pH偏大;若为碱性溶液,则润湿后测得的pH偏小;若为中性溶液,则无影响。.25C时,某溶液中由水电离出的c(H*)=lXl()r2mol•じし请探究该溶液的pH可能为多少?提示:若为酸性溶液,c(OH-)=c(OH_)*=1X10-12mol,L-1,c(H+)=Jx]0-14一]ッmol•L,=1X102mol•L\则pH=2;若为碱性溶液,c(H+)=c(Hixiu+)^=1XIO-12mol,L-1,则pH=12。5.常温下,利用平衡移动原理分析比较在不同情况下,c(H+)和c(OH-)的值与变化趋势(增大或减小)。体系纯水向纯水中加入少量盐酸向纯水中加入少量NaOH溶液以め10~7增大减小c(OH)107减小增大以オ)和c(OH)的大小比较。(め三c(OH)c(H+)>c(OH)c(H+)<c(OH)归纳总结.溶液的酸碱性与pH(1)溶液的酸碱性常温下,酸性溶液:c(H+)>c(OH),c(H+)>10-7mol•し"1〇中性溶液:c(H)=c(OH"),c(H+)=10-7mol•L1〇碱性溶液:c(H)<c(OH"),c(H+)<10-7mol•L'»(2)pH

概念:c(H+)的负对数.pH=-lgc(H+)意义:pH越大・溶液的碱性越强P| pH越小.溶液的酸性越强适用范围：1XIO-11mol•L-1&c(H+)<1X10°mol-L-1的溶液(3)溶液的酸碱性与pH的关系(常温下)c(H)10°10*10210310no610610710810910,010H10,210,310MpH01234567891011121314酸性增强 中性 碱性增强即中性溶液的pH=7,酸性溶液的pH<7,碱性溶液的pH>7。.溶液pH的测定方法(1)酸碱指示剂法酸碱指示剂一般是有机弱酸或弱碱,它们的颜色在一定的pH范围内发生变化,因此,可以用这些弱酸、弱碱来粗略测定溶液的pH范围,不能准确测定出pH的具体值。几种常用指示剂的变色范围和颜色变化如表所示:指示剂变色范围(pH)遇酸的颜色遇碱的颜色甲基橙橙色4.4红色(pH<3.1)黄色(pH>4.4)石蕊紫色5.0^^8.0红色(pH<5.0)蓝色(pH>8.0)酚醜8.2粒空10.0无色(pH<8.2)红色(pH>10.0)ー广泛pH试纸:ー广泛pH试纸:pH范围是1〜14(最常用)或〇〜10,可以识别的pH差约为1一精密pH试纸:pH范围较窄,可判别0.2或0.3的pH差取ー小片pH试纸放在干燥、洁净的玻璃片(或表面皿)ー上,用干净的玻璃棒施取待测液点在试纸的中部,试纸变色后,与标准比色卡对照比色,确定溶液的pH-pH试纸用于测定溶液的pH时,使用前一定不能用水润湿ー不能把pH试纸直接插入待测液中ー广泛pH试纸的读数是整数,不能是小数可以用来精密测量溶液的pH。测得的溶液pH可以是G类空/0s(3)pH计法pH计,又叫酸度计,整数或小数。3.pH的应用应用领域实例人体健康人体各种体液都有一定的pH,当酸碱平衡失调时,人体就表现出病变,因而可以利用检测血液中的pH来诊断疾病生活应用利用护发素保护头发,就是通过调节头发的pH使之达到适宜的酸碱度环保领域酸性或碱性的废水的处理,可以利用中和反应调节其pH农业生产土壤的pH影响植物对不同形态养分的吸收及养分的有效性,各种作物的生长也都对土壤的pH范围有一定的要求,因而应注意保持土壤的酸碱性科学实验、エ业生产溶液的pH控制常常是影响实验结果或产品质量、产量的ー个关键因素［名师点拨］(1)常温下,比较pH与7的相对大小可用于判断溶液的酸碱性,但在不指明温度的情况下,pH=7的溶液不一定呈中性。(2)pH=-lgc(H+),这里的c(H+)指溶液中的氢离子浓度,而非水电离产生的氢离子浓度。(3)溶液呈酸性或碱性的本质在于溶液中c(H+)与c(OFT)的相对大小,而不在于c(H+)或c(OFT)的绝对大小。在一定温度下,c(H+)与c(OIT)此增彼减,但Kw=c(H+)•c(OFF)始终不变。(4)在分析c(H+)、pH与溶液的酸碱性的关系时,要注意溶液的温度是否为常(5)溶液的pH范围通常是〇〜14,对于c(H+)Wlmol«L-1或c(OH-)く1mol-L-I的电解质溶液用pH表示其酸碱性比直接使用c(H+)或c(OH一)表示要方便。当以ピ)或c(OH-)大于1mol-L-1时，则直接用以ピ)或。(〇「)来表示溶液的酸碱性。(6)若溶液具有漂白性,则不能用酸碱指示剂测定溶液的酸碱性,也不能用pH试纸测定其pH。如不能用pH试纸测量氯水的pH〇配套练习.下列说法正确的是()pH=7的溶液一定显中性B,常温下由水电离出的c(OK)为IX10-8mol-LT的溶液一定呈酸性c(H+)Vc(OH)的溶液一定显碱性c(OFT)=lXlO^moi・L」的溶液一定呈碱性解析:选C溶液的酸碱性取决于c(H+)与c(OH-)的相对大小,利用pH或c(H+)判断时应注意温度。常温下由水电离出的c(OHつ为1X10-8mol•L-i,可能溶液中c(OH-)=lX10-8mo|•「しc(H+)=lX10_6mol•L-1.溶液呈酸性,也可能溶液中。(H+)=lX10-8moi・厂1,c(OH-)=lX10_提示:0.05moll」硫酸溶液中，c(H+)=2c(SOf)=提示:0.05moll」硫酸溶液中，c(H+)=2c(SOf)=0.1mol-L-1,则pH=-lgc(H+)=l;0.01mol•L-I氢氧化钠溶液中c(OH一)=10"mol•L1,则c(H10」4)=マ产=1012mol,L1,则溶液的pH=—IglO12=12〇.关于pH的测定,下列说法正确的是( )A.pH试纸在使用之前应用蒸储水润湿B.用pH试纸测得某盐酸的pH=2.3C.利用酸碱指示剂可以测溶液的pHD.pH计是精确测定溶液pH的仪器解析:选DpH试纸在使用前不能用水润湿,否则会使酸、碱溶液中的c(H十)发生变化,造成误差,故A项错误;用pH试纸测出的pH是整数,故B项错误;酸碱指示剂只能判断溶液的酸碱性,无法测pH,故C项错误;pH计可以精确测定溶液的pH,一般可以精确到0.1,故D项正确。丽繭劭 溶液pH的计算25°C时,pH的简单计算。(1)0.05mol1-i硫酸溶液的pH=〇0.01mol•I/NaOH溶液的pH

(2)1mLpH=2的硫酸加水稀释至100mL,pH=〇提示:1mLpH=2的H2s〇4溶液加水稀释到100mL,溶液中c(H*)由0.01mol・匸1变为0.0001mol-L-1.则稀释后溶液的pH=-lg0.0001=4〇(3)常温下,由水电离出的c(PT)=lXIO」ユmol•L」,则该溶液的可能pH=提示:如果该溶液呈酸性:c(H+)=0.01mol,L/i,溶液的pH=-1g0.01=2;如果该溶液呈碱性:c(OH")=0.01mol=2;如果该溶液呈碱性:c(OH")=0.01mol•Lmol•L,c（H）シ©い1=ーア万|一 mol•L1=1X1012mol•L1J则溶液的pH=—lg1X10"12=12©(4)体积均为100mLpH=2的CH3coOH溶液与一元酸ph!」出HX溶液,加水稀释过程中pH与溶液体积的变化关系如图‘5レンマ丽0H所示,则HX的电离平衡常数(填“大于”“小于" T.—. .100300 500レ/mL或“等于”)CH3coOH的电离平衡常数。提示:pH相等的酸中，加水稀释促进弱酸电离，稀释相同的倍数，pH变化大的为较强的酸,变化小的为较弱的酸,所以HX的酸性大于醋酸,则HX的电离平衡常数大于醋酸。(5)常温下,pH=12的NaOH溶液与pH=l的HC1溶液按一定比例混合，所得溶液pH=2,则NaOH溶液与HC1溶液的体积比为。提示:pH=12的NaOH溶液中c(OH-)=10-2mol•pH=l的HCI溶液中c(H+)=0.1mol设氢氧化钠溶液体积为ッ(碱)，盐酸溶液体积为M(酸)，依据混合溶液的pH=2知,氢离子过量,则混合溶液中氢离子浓度为c(H+)==0.01mol-L-1,得レ（碱）:レ（酸）0.1mol•L」ド（酸）一0.01mol-L-lV（碱）

V=0.01mol-L-1,得レ（碱）:レ（酸）=9：2〇归纳总结.单一溶液pH的计算(1)强酸溶液,如H〃A溶液,设溶质的物质的量浓度为cmol•I/、c(H')=ncmol-L1,pH=—lgc(H*)=—lgnc„

(2)强碱溶液,如B(OH)”溶液,设溶质的物质的量浓度为cmol•L」,c(H")10-14ncpH——Igc(H')=14+lgnc。.两强酸混合后pH的计算由c(H)®—由c(H)®—c(H+)iVi+c(H+)2V2V1+V2先求出混合后溶液的c(H+)iti,再根据公式pH=—lgc(H+)混求pH。若两强酸溶液等体积混合,可采用速算方法:混合后溶液的pH等于混合前小的pH加0.3。如pH=3和pH=5的盐酸等体积混合后,pH=3.3o.两强碱混合后pH的计算由c(OH)枇= テェワ 先求出混合后的c(OH)泡,再通过Kw求出混合后的c(H+),最后求pH。若两强碱溶液等体积混合,可采用速算方法:混合后溶液的pH等于混合前大的pH减0.3。如pH=9和pH=ll的烧碱溶液等体积混合后,pH=10.7。.强酸、强碱混合后溶液pH的计算方法(1)若强酸、强碱混合恰好完全反应,则混合后溶液中的pH=7(25℃)。(2)若酸过量,直接求反应后溶液中的c混(H+)，c海(H+)=c_(H+)峻一c(OH)V战V^+Vw °(3)若碱过量,应先求混合后溶液中的CiMOH),再求cMH+),cild(OH)=c_(OH)VM-c(才)V悔 _Kwレ+ム 'C混出)-■—(OH-)°.酸、碱溶液稀释时pH的变化与计算(1)酸、碱溶液稀释时pH的计算酸(pH=a)碱(pH=6)弱酸强酸弱碱强碱稀释pH<a+〃pH=a+npH>b-npH=bー〃10"倍<7<7>7>7

无限此时考虑水的电离，pH只能接此时考虑水的电离，pH只能接稀释近7（略小于7）近7（略大于7）（2）酸、碱溶液稀释时pH的变化趋势对于pH相同的强酸和弱酸（或强碱和弱碱）溶液稀释相同的倍数,强酸（或强碱）溶液的pH变化幅度大（如下图所示）。这是因为强酸（或强碱）已完全电离,随着加水稀释,溶液中H.（或OHツ的物质的量（水电离的除タト）不会增多,而弱酸（或弱碱）随着加水稀释，电离程度增大,H+（或OH1的物质的量会不断增多。［名师点拨］（1）两种强酸等体积混合时,若二者pH之差22,则pH*=pH/+0.3;两种强碱等体积混合时,若二者pH之差ユ2,贝リpH*=pH大一0.3。（2）计算混合溶液的pH时,一般忽视两溶液混合时体积的变化,即混合液的总体积等于两溶液的体积之和。（3）对于物质的量浓度相同的强酸和弱酸（或强碱和弱碱）溶液,虽然起始时溶液pH不同,但若稀释相同倍数,仍是强酸（或强碱）pH的变化幅度大。配套练习1.T℃时,将レImLpH=2的H2s〇4溶液和レ2mLO.O2moi•NaOH溶液混合（忽略体积变化）,混合后溶液的pH=3,则Vi:%为（）A.9：2C.7：3A.9：2C.7：3D,无法计算解析:选C0mLpH=2的硫酸溶液中〃(H+)=ciレ1=1X10-2mo|•二タViX10_3L=Vi10_5mol,レ2mL0.02mol•L_1NaOH溶液中〃(。｛)=。2吻=2X10-2mol•L-1XV^X10_3L=2V2X10-5mol.两溶液混合后的溶液呈酸性,,, + _ +〃(H+)—n(OH-) 7故〃(H+)>〃(0H),混合后的溶液中c(H+)= =103mol•LV!十V2コ,将〃（H+）和〃（OH）代入,解得い:レ2=7：3,故C正确。2.已知在100℃时水的离子积Kw=IXIO」2，下列溶液的温度均为100℃其中说法正确的是()0.005moi•L'H2so4溶液,pH=20.001mol•L'NaOH溶液,pH=ll0.005mol•L」H2so4溶液与0.01molL-1NaOH溶液等体积混合,混合溶液的pH为6,溶液显酸性D,完全中和50mLpH=3的H2so4溶液,需要pH=9的NaOH溶液100mL解析:选AA项,0.005mol•い四2s〇4溶液中,c(H+)=0.005mol】rX2=0.01molL-i,pH=-1gc(H+)=-lg0.01=2;B项,0.001mol•L-'NaOH溶K [X[0一]2液中,c(OH)=0.001molL-1,c(H*)=小:ーヽ=-mol•L-^IXIOCkUH/ 1X1U-9mol•L-',pH=-lg(lX10-9)=%c项,0.005mol匸H2SO4溶液与0.01mol-LtNaOH溶液等体积混合,溶液呈中性,pH=6;D项,pH=3的H2s〇4溶液中c(H+)=10-3mol・し-1,pH=9的NaOH溶液中c(OH-)=10Tmol・Lr,二者完全中和,需要溶液的体积相等。3.pH=2的两种一元酸x和y,体积均为100mL,稀释过程中pH与溶液体积的关系如图所示。分别滴加NaOH溶液(c=0.1mol・L」)至pH=7,消耗NaOH溶液的体积为％、も,则()1002504005507008501000V/mLA.x为弱酸,Vx<Vy B.x为强酸,Vx>VyC.y为弱酸,Vx<Vy D.y为强酸,Vx>Vy解析:选C由图像可知x稀释10倍,pH变化1个单位(从pH=2变化为pH=3),故x为强酸，而y稀释10倍,pH变化小于1个单位,故y为弱酸，排除选项A、D;pH都为2的x、y,前者浓度为0.01mol-L-1,而后者浓度大于0.01mol-L-1,故中和至pH=7时,后者消耗碱的体积大,故选项C正确。4.求温室下,下列溶液的pH(已知：1g2の0.3)：(1)某H2s04溶液的浓度是0.005mol-L-1,①此溶液的pH为〇②用水稀释到原来体积的100倍,pH为0③再继续稀释IO1t倍,pH为。(2)pH=3的盐酸与pH=5的硫酸等体积混合,pH为〇(3)pH=10和pH=12的两种NaOH溶液等体积混合,pH为〇(4)pH=12的NaOH溶液和pH=4的HC!溶液等体积混合,pH为0解析:⑴①c(H+)=0.005molL-iX2=0.01mol-L，pH=-lg10"2=2〇②c(H+)=0.01molL_1-=-100=10-4mol•L-',pH=-lg10-4=4o③pH接近7(酸无限稀释后不会变成碱)。(2)c(H+)= 2 mol•L-I^5X10-4mol・し-1,pH=-lg(5X10-4)=4ー怆5=4—(1ー坨2)=3+但2ル3.3(强调10、是］〇ー5的1〇〇倍,所以10-5可以忽略不计)。10-24-10-4 丄10~14(3)c(OH)= mol,L1X103mol,L1,c(H+)=i-vin-3mol•L-1=2X10-12mol•L_1,pH=-lg(2X10-l2)=12-lg2^11.7〇(4)NaOH溶液中c(OH-)=10-2mol ;HC!溶液中c(H+)=10-4mol•L-1,10-2-10-4二者等体积反应,碱过量,反应后溶液呈碱性。所以反应后c(OH)= 2 丄10-14mol,L1?5s5X103mol,Lc(H)=cvin-3mol,Ll=2X1012mol,Lン效1UpH=-lg(2X10-l2)=12-lg2^11.7o答案:(1)①2②4③接近7(2)3.3(3)11.7(4)11.7课堂巩固1.水的电离过程为H2O-H-+OH,在25℃时水的离子积为Kw=1.0X10~14,在35c时水的离子积为Kw=2.1X10r4,则下列叙述正确的是( )A,水的电离是个吸热过程35℃时c(H+)<c(OH-)c(H+)随着温度的升高而降低35℃时的水比25℃时的水电离程度小解析:选A升高温度,水的离子积常数增大,说明水的电离平衡正向移动,则水的电离是个吸热过程,故A正确;35℃时水仍然为中性,c(H+)=c(Or),故B错误:根据A项分析,升高温度,水的离子积常数增大,水的电离平衡正向移动,水电离出的c(H+)随着温度的升高而增大,故C错误;根据A项分析,升高温度,水的离子积常数增大，水的电离平衡正向移动,水的电离程度增大,则35c时的水比25°C时的水的电离程度大，故D错误。.已知fC时水的离子积常数为Kw。该温度下,将浓度为amol・L」的ー元酸HA溶液与bmol-L-,的一元碱BOH溶液等体积混合,可判定该溶液呈中性的依据是()A.a=bB,混合溶液的pH=7C,混合溶液中,c(H')=，/mol,L1D.混合溶液中,c(H)+c(B')=c(OH-)+c(A")解析:选C溶液呈中性，即c(H+)=c(OH-),结合水的离子积常数可知c(H+)=c(OH")=V^wmol•L-1,故C项正确。.常温下,下列溶液中与1.0X10-5mo!じ1NaOH溶液的pH相同的是( )A.把pH=6的盐酸稀释1000倍B.把pH=10的Ba(OH)2溶液稀释10倍C.把pH=10的氨水稀释10倍D.把pH=8的NaOH溶液稀释!0倍解析:选B常温下,1.0X10-mol•厂1NaOH溶液的pH为9。把pH=6的盐酸稀释1000倍,pH接近7,故A错误;氢氧化锁是强碱,把pH=10的Ba(OH)2溶液稀释10倍,pH为9,故B正确;一水合氧是弱碱,把pH=10的氨水稀释10倍，氢氧根离子浓度>10-5mol•[Zリ则稀释后氨水中氢离子浓度<10-9mol•L_1,pH>9,故C错误;把pH=8的NaOH溶液稀释10倍,pH接近7,故D错误。4.水的电离平衡曲线如图所示。下列说法正确的是()A.温度:b>c>aB.仅升高温度,可从a点变为c点C,水的离子积常数Kw：d>c>bD.b点对应温度下,0.5mol-L-1H2sO4溶液与1molL-1KOH溶液等体积混合,充分反应后,所得溶液中c(H+)=1.0Xl(r7m〇1.L1解析:选A水的电离是吸热过程,温度越高越有利于电离平衡正向移动,c(H+)和c(OHつ都会变大,所以温度:b>c>a,故A正确;仅升高温度,c(H*)和c(OHッ都会变大,而从a点变为c点,c(OHつ不变,显然矛盾，故B错误;根据Kw=c(H+>c(OH-),分别代入b、c、a点数据，可计算出相应温度下的水的离子积常数Kw分别为10-12、1〇ー13、1〇ー14,又因a点和d点在同一条曲线上,水的离子积常数Kw相等,因而水的离子积常数Kw：b>c>d,故C错误:〇.5moiLH2sO4溶液与1molL-1KOH溶液等体积混合,恰好完全反应生成硫酸钾和水,而硫酸钾溶液呈中性，所以c(H)=c(OH"),则c(H")=，/mol,L_1=^/IXIO_12mol•L-'=1.0X10-6mol•L_1,故D错误。5.常温下,①pH=3的醋酸和②0.01mol•I7】NaOH溶液两种溶液中,由水电离产生的氢离子浓度之比(①：②)是()A.1：10 B.1：4C.10：1 D.无法计算解析:选C①pH=3的醋酸中氢离子浓度为0.001mol•1/1,溶液中氢氧根离子全部由水电离产生，溶液中氢氧根离子的浓度为0〇〇］-mol•L-'=IX10-11mol•L-1t即由水电离产生的氢离子浓度为IXIOTimol・丁】;②0.01molL_1NaOH溶液氢氧根离子的浓度为0.01mol-L-1,氢氧化钠溶液中的氢离子］X］。ー乂全部由水电离产生,溶液中氢离子的浓度为。〇］mol1-1=1X10-12mol«L所以两溶液中由水电离产生的氢离子浓度之比为IXIOTimol•L」:1X10-l2mol•L-l=10：1)故选Co6.计算25c时下列溶液的pH：(1)1mLpH=2的H2s〇4加水稀释至100mL,pH=〇(2)0.001mol1-1盐酸,pH=〇(3)0.01molLTNaOH溶液,pH=〇(4)0.015molL-i硫酸溶液与0.01mol-L-1NaOH溶液等体积混合,混合溶液的pH=〇解析:(1)强酸稀释!00倍,pH变化2个单位,即稀释后溶液的pH=4o(2)c(H10-14+)=10-3mol•L-1,则pH=3。(3)c(OH-)=0.01molL-c(H+)=-^ymol«L-1=10-12mol,L_1,pH=—Ig10-I2=12o(4)酸碱发生中和反应时,酸过量,, , 0.015X2V-0.01V , ,则c(H+)= mol•L-'=0.01mol•L_1,pH=-lg0.01=2〇答案:(1)4(2)3(3)12(4)2第二课时酸碱中和滴定明课程标准扣核心素养1.科学探究与创新意识:能根据酸碱中和滴定的1.掌握酸碱中和滴定的概念和原原理设计实验方案，独立完成实验,收集实验理。数据,基于数据进行分析得出结论,并能对实2.掌握酸碱中和滴定的操作方验中的“异常”现象进行误差分析。法和误差分析。2.变化观念与平衡思想:运用定性定量结合的3.了解酸碱中和滴定在生产、方式认识酸碱中和滴定过程中溶液组成、pH的生活中的应用。变化,明确指示剂的选择方法及中和滴定曲线的意义及应用。酸碱中和滴定.实验目的(1)练习中和滴定的实验操作;理解中和滴定的原理;探究酸碱中和反应过程中pH的变化特点。(2)通过实验进ー步掌握数据分析的方法,体会定量实验在化学研究中的作用。.滴定管的使用滴定管的结构图1图2(1)图1是酸式滴定管,具有玻璃活塞结构,用于盛装酸性溶液,不能盛装碱性溶液。(2)图2是碱式滴定管,具有由乳胶管、玻璃球组成的阀,用于盛装虬性溶液,不能盛装酸性、氧化性溶液。(3)滴定管的“〇”刻度线在上方,尖嘴部分无刻度。读数可以精确到竝!mL。.滴定管的使用方法项目具体操作查漏检查滴定管活塞是査遍丞润洗加入溶液之前,滴定管要用所要盛装的溶液润洗22a次装液将溶液加入相应的滴定管中,使液面位于“〇”刻度线以上2〜3mL处排气泡滴定前排出尖嘴处的气泡调液面调节活塞,使液面处于“〇”刻度或“。”刻度以下的某刻度,并记录读取数值

放出液体根据实验需要从滴定管中逐滴放出液体4.实验操作(1)实验用品器材:酸式滴定管、碱式滴定管、滴定管夹、烧杯、锥形瓶、铁架台试剂:0.1000molL」HC1溶液、0.1000mol.Lー】左右的NaOH溶液、酚酸溶液、蒸储水。检査滴定管是否漏水,在确保不漏水后方可使用(2)滴定前准备检査滴定管是否漏水,在确保不漏水后方可使用用蒸慵水洗涤滴定管用蒸慵水洗涤滴定管2〜3次用特装液润洗滴定管2〜3次将酸、碱反应液分别注入相应的滴定管中,并使液面位ア滴定管“〇”刻度以上2〜3mL处调"滴定管活塞,推出尖嘴部分的气泡,使其充満反应液(如果滴定管内部有气泡,应快速放液以赶走气泡;除去&式滴定管乳胶管中气泡的方法如图所示)，并使液面位于某一刻度处装入定量的待测液滴入2〜3装入定量的待测液滴入2〜3滴指示剂用蒸慵水洗涤锥形瓶,切记不能用待测液涧洗(3)滴定右手摇动锥形瓶左手控制滴定管的活塞眼睛注视锥形瓶内溶液右手摇动锥形瓶左手控制滴定管的活塞眼睛注视锥形瓶内溶液的颜色变化(4)终点判断等到滴入最后一滴等到滴入最后一滴标准液,指示剂变色,且在半分钟内不恢复原来的颜色,视为滴定终点并记录此时滴定管的读数。(5)数据处理:用cmol•L।HC1溶液滴定VmLNaOH溶液，用去VmL盐酸。按上述操作重复2〜3次,求出用去标准盐酸体积的平均值。根据c(NaOH)c(HC1)V(HC1)

c(HC1)V(HC1)

V(NaOH)计算。［问题探讨］.如何除去酸式、碱式滴定管尖端处的气泡?提示:酸式滴定管应打开活塞,快速放液以赶走气泡;碱式滴定管排气泡的方法见右图。.将液面在0mL刻度处的25mL酸式滴定管中的液体全部放出,液体的体积为25mL吗?提示:大于25mL。原因是尖嘴部分无刻度。.滴定管在装标准液之前,是否需要用标准液润洗?锥形瓶在装待测液前,是否需要用待测液润洗?提示:滴定管在装标准液之前,需要用标准液润洗;锥形瓶在装待测液前,不能用待测液润洗。.酸碱恰好完全反应的点与滴定终点是否相同?提示：不相同。酸碱恰好完全反应是指酸与碱按照化学计量数恰好完全反应,酸和碱都不剩余,此时溶液可能为中性,也可能为酸性或碱性；而滴定终点是指指示剂颜色恰好变化的点,二者不相同。酸碱恰好完全反应与滴定终点特别接近，在一般实验研究中不会造成大的误差。.用盐酸滴定氨水（氯化镂溶液显酸性），选什么作指示剂?怎样描述滴定终点?提示:可选择甲基橙作指示剂。滴入最后一滴盐酸时,溶液由黄色变为橙色,且半分钟内颜色不再变化,则达到滴定终点。.用0.1000moll/iNaOH溶液滴定20.00mL0.1000mol•L1左右的HCI溶液的相关数据如下表所示：V[NaOH(aq)]/mL0.005.0010.0015.0018.0019.0019.5019.98PH1.001.221.481.843.123.603.904.30V[NaOH(aq)l/mL20.0020.0220.0820.1021.0025.0030.0035.00pH7.009.7010.3010.4011.3812.0512.3012.44

请以NaOH溶液的体积为横坐标,pH为纵坐标,在下列坐标纸上绘制NaOH溶液滴定HC1溶液过程中,溶液pH随NaOH溶液体积变化的曲线图。提示:V(NaOH溶液)/niLV(NaOH溶液)/niL归纳总结.酸碱中和滴定酸碱中和滴定是依据中和反应,用已知浓度的酸(或碱)来测定未知浓度的碱(或酸)的方法。.滴定原理(1)反应实质:H++OH=H2Oo(2)定量关系:中和反应中酸提供的Hト与碱提供的OH-的物质的量相等,“(H_ロn一 一宀」c(OH) … _)=〃(〇H),即c(H)•Vs!=c(OH),Vm,则c(H)= 或c(OH)ソ倣c(H+)•ら.指示剂的选择(1)中和反应恰好完全反应的时刻叫滴定终点。为准确判断滴定终点,必须选用变色明显、变色范围的pH与终点的pH相一致的酸碱指示剂。通常选用酚醜或甲基橙,而不选用颜色变化不灵敏的石蕊。(2)中和滴定中,酸碱指示剂的用量及颜色变化滴定选用的滴定终点指示剂滴定终点滴定选用的滴定终点指示剂滴定终点种类指示剂颜色变化用量判断标准强酸滴定强碱甲基橙黄色f橙色2-3滴当指示剂恰好变色并在半分钟内不恢复原色时,即认为达到滴定终点酚醜红色f无色强酸滴