2023版人教高中同步化学选择性必修一：第三章水溶液中的离子反应与平衡第二节水的电离和溶液的pH

第二节水的电离和溶液的pH1.认识水的电离,了解水的离子积常数。2.认识溶液的酸碱性及pH,掌握测量溶液pH的方法。3.能进行溶液pH的简单计算,能用实例说明溶液pH的调控在工农业生产和科学

研究中的重要作用。

水的电离

1.水的电离水是极弱的电解质,水的电离方程式为2H2O

H3O++OH-或简写为H2O

H++OH-。2.水的离子积常数(1)水的电离常数:K电离=①

。(2)水的离子积常数KW=②

c(H+)·c(OH-)

。随着温度的升高,水的离子积③

增大

。在常温下,纯

水中的c(H+)=c(OH-)=④

1×10-7

mol·L-1,KW=⑤

1×10-14

。(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。水的电离:H2O

H++OH-

条件变化平衡移动方向c(H+)c(OH-)KW电离程度升高温度右移增大增大增大增大加酸左移增大减小不变减小加碱左移减小增大不变减小加活泼金属如Na右移减小增大不变增大3.影响水的电离平衡的因素

溶液的酸碱性与pH

1.溶液的酸碱性与c(H+)、c(OH-)的关系

c(H+)与c(OH-)的关系c(H+)(25℃)中性溶液c(OH-)=c(H+)c(H+)=1.0×10-7mol/L酸性溶液c(OH-)<c(H+)c(H+)>1.0×10-7mol/L碱性溶液c(OH-)>c(H+)c(H+)<1.0×10-7mol/L2.溶液的酸碱性与pH(1)pH

(2)溶液的酸碱性与pH的关系(常温下)

(3)溶液酸碱性的测定方法a.酸碱指示剂法该法只能测出溶液的酸碱性,即pH的大致范围,不能测出具体数值。b.利用pH试纸测定。使用pH试纸的正确操作为取一小片pH试纸放在干燥、洁

净的

玻璃片或表面皿上

,用干燥、洁净的玻璃棒蘸取待测液点在试纸上,将试纸显示的颜色与

标准比色卡

对照,读出pH。c.利用pH计测定。pH计可精密测量待测液的pH(读至小数点后2位)。(4)pH的应用a.在医学上,血液的pH是诊断疾病的一个重要参数。b.在日常生活中,人们洗发时用的护发素具有调节头发的pH使之达到适宜的酸碱

度的功能。c.在环保领域,酸性或碱性废水的处理常常利用中和反应。d.在农业生产中,调节土壤的pH,使土壤更适宜农作物生长。e.在科学实验和工业生产中,溶液pH的控制常常是影响实验结果或产品质量、产

量的一个重要因素。

酸碱中和滴定

1.概念依据中和反应,用已知浓度的酸(或碱)来测定未知浓度的

碱(或酸)

的方法。2.原理n(H+)=n(OH-),即mc酸·V酸=nc碱·V碱(m、n分别代表酸和碱的元数)3.仪器及试剂(1)仪器

(2)试剂:标准液、待测液、指示剂。4.实验操作(以用盐酸滴定NaOH溶液为例)(1)滴定前准备a.检查:在使用滴定管前,首先要检查

是否漏水

。b.润洗:滴定管加入酸、碱反应液之前,先用蒸馏水洗涤干净,然后用

待装液

润洗

2~3

次。c.装液:分别将酸、碱反应液加入酸式滴定管、碱式滴定管中,使液面位于滴定管

“0”刻度以上

2~3mL

处。d.调液:调节活塞或玻璃球,使滴定管尖嘴部分充满反应液,并使液面处于

“0”刻度

或“0”刻度以下的某一刻度。e.放液:从碱式滴定管中放出一定量的NaOH溶液于锥形瓶中,并滴2~3滴指示剂

(甲基橙或酚酞)。特别提醒

强酸与强碱相互滴定时,指示剂选甲基橙或酚酞都可以,但不能选石蕊(遇酸、碱

颜色变化不明显)。

(3)终点判断当滴入最后一滴标准液时,刚好使锥形瓶中的溶液变色,且半分钟内溶液颜色不

再变化,即达到滴定终点。(4)读数并记录(2)滴定重复滴定操作2~3次,取消耗标准液体积的平均值,根据c(NaOH)=

,计算出待测NaOH溶液的浓度。6.常用酸碱指示剂及变色范围(pH)

5.实验数据的处理特别提醒

滴定终点的判断(以用盐酸滴定未知浓度的NaOH溶液为例)a.若用酚酞作指示剂,当滴入最后一滴盐酸时,溶液的颜色由粉红色突变为无色,

且半分钟内溶液的颜色不再变化,说明达到滴定终点。b.若用甲基橙作指示剂,当

滴入最后一滴盐酸时,溶液的颜色由黄色变为橙色,且半分钟内溶液的颜色不再

变化,说明达到滴定终点。

判断正误,正确的画“√”,错误的画“✕”。1.水是生命之源,纯水由25℃升温至80℃时,c(H+)增大,溶液呈酸性

(

✕)2.滴定管是一种精确量取液体体积的仪器,KMnO4溶液应用碱式滴定管量取

(

✕)3.在实验室测某溶液的pH时,先用蒸馏水润湿pH试纸,然后用洁净、干燥的玻璃

棒蘸取待测液进行测定

(

✕)4.因为水的离子积常数的表达式是KW=c(H+)·c(OH-),所以KW随溶液中c(H+)和c(OH-)的变化而变化

(

✕)提示:温度不变,KW不变。

5.常温下,pH=2的醋酸溶液,若加水稀释至原体积的10倍,其pH为3

(

✕)提示:醋酸溶液中存在CH3COOH

CH3COO-+H+,稀释时平衡向右移动,因此常温下pH=2的醋酸溶液,若加水稀释至原体积的10倍,2<pH<3。6.常温下,pH=8的NaOH溶液稀释至原体积的100倍,其pH=6

(

✕)提示:NaOH是强碱,其溶液无论怎么稀释,在常温下pH不可能成为6,只能无限接近

于7。7.将凹液面在0处的25mL的酸式滴定管中的液体全部放出,液体的体积为25mL

(

✕)提示:根据酸式滴定管的结构可知,在25mL以下还有一段,该段没有刻度但能盛

装液体,所以液体的体积大于25mL。8.中和滴定操作中所需标准溶液越浓越好,指示剂一般加入2~3mL

(

✕)提示:中和滴定操作中标准液浓度不宜过大,指示剂一般应加2~3滴,不宜过多。

溶液pH的计算

强、弱酸(碱)溶液稀释时pH的变化规律(1)pH相同的强酸与弱酸(或强碱与弱碱)溶液稀释相同的倍数,强酸(或强碱)溶液

的pH变化幅度大。这是因为强酸(或强碱)已完全电离,随着水的加入,溶液中H+

(或OH-)数目不会增多(不考虑水的电离),浓度变化大;而弱酸(或弱碱)随着水的加

入,电离程度增大,H+(或OH-)数目增多,浓度变化小。(2)对于物质的量浓度相同的强酸与弱酸(或强碱与弱碱)溶液,稀释相同的倍数,

pH的变化幅度不同,强酸(或强碱)溶液稀释后pH变化幅度大。

溶液pH的计算(25℃时)(1)单一溶液pH的计算①强酸溶液,如HnA溶液,设溶质的物质的量浓度为cmol·L-1,c(H+)=ncmol·L-1,pH=-lgc(H+)=-lgnc。②强碱溶液,如B(OH)n溶液,设溶质的物质的量浓度为cmol·L-1,c(H+)=

mol·L-1,pH=-lgc(H+)=14+lgnc。(2)两强酸溶液混合后pH的计算(混合后溶液的体积变化忽略不计)由c混(H+)=

先求出混合后溶液中c混(H+),再根据公式pH=-lgc(H+)求pH。若为不同浓度的同溶质的强酸溶液等体积混合,可采用速算的方法:混合

后溶液的pH等于混合前溶液pH小的加0.3;如pH=3和pH=5的盐酸等体积混合后,

pH=3.3。(3)两强碱溶液混合后pH的计算(混合后溶液的体积变化忽略不计)由c混(OH-)=

先求出混合后溶液中c混(OH-),再通过KW求出混合后溶液中c混(H+),最后求pH。若为不同浓度的同溶质的强碱溶液等体积混合,可采用速算的方法:混合后溶液的pH等于混合前溶液pH大的减0.3;如pH=9和pH=11的

烧碱溶液等体积混合后,pH=10.7。(4)强酸溶液、强碱溶液混合后,溶液pH的计算方法(混合后溶液的体积变化忽略

不计)①若强酸溶液、强碱溶液混合后恰好完全反应,则混合溶液的pH=7。②若酸过量,直接求反应后溶液中的c混(H+)=

。③若碱过量,应先求混合后溶液中的c混(OH-)=

,再求c混(H+)=

。

按要求回答下列问题(常温下,混合后溶液的体积变化忽略不计):(1)0.1mol·L-1的CH3COOH溶液的pH为

2.9

(已知CH3COOH的电离常数Ka=1.8×

10-5)。(2)0.1mol·L-1的NH3·H2O溶液的pH为

11

(NH3·H2O的电离度α=1%,电离度=

×100%)。(3)pH=2的盐酸与等体积的水混合后pH为

2.3

。(4)将0.1mol·L-1氢氧化钠溶液与0.06mol·L-1硫酸溶液等体积混合后,溶液的pH为

2

。(5)pH=3的硝酸溶液和pH=12的氢氧化钡溶液按照体积比9∶1混合后,溶液的pH

为

10

。解析

(1)

CH3COOH

CH3COO-+H+c(初始)0.1mol·L-100c(电离)

c(H+)

c(H+)

c(H+)c(平衡)0.1mol·L-1-c(H+)c(H+)

c(H+)则Ka=

=1.8×10-5解得c(H+)≈1.3×10-3mol·L-1,所以pH=-lgc(H+)=-lg(1.3×10-3)≈2.9。(2)

NH3·H2O

OH-+N

c(初始)0.1mol·L-100c(电离)(0.1×1%)mol·L-1(0.1×1%)mol·L-1(0.1×1%)mol·L-1

思路点拨首先确定溶液的酸碱性,然后选择不同的计算方法。则c(OH-)=(0.1×1%)mol·L-1=10-3mol·L-1,c(H+)=10-11mol·L-1,所以pH=11。(3)c(H+)=

mol·L-1,则pH=-lg

=2+lg2≈2.3。(4)0.1mol·L-1NaOH溶液中c(OH-)=0.1mol·L-1,0.06mol·L-1的硫酸溶液中c(H+)=0.0

6mol·L-1×2=0.12mol·L-1,二者等体积混合后溶液呈酸性,混合溶液中c(H+)=

=0.01mol·L-1,则pH=-lg0.01=2。(5)pH=3的硝酸溶液中c(H+)=10-3mol·L-1,pH=12的Ba(OH)2溶液中c(OH-)=

mol·L-1=10-2mol·L-1,二者以体积比9∶1混合,Ba(OH)2溶液过量,溶液呈碱性,混合溶液

中c(OH-)=

=1×10-4mol·L-1,则混合后溶液中c(H+)=

=

mol·L-1=1×10-10mol·L-1,故pH=-lg10-10=10。解题模板溶液pH计算的一般思维模型

酸碱中和滴定的误差分析某班学生分组进行酸碱中和滴定实验。实验用品:0.1mol·L-1HCl溶液、0.1mol·

L-1NaOH溶液、酚酞、蒸馏水、pH计、酸式滴定管、碱式滴定管、铁架台(带

滴定管夹)、锥形瓶等。甲、乙、丙三个小组的同学均取20.00mLHCl溶液放入

锥形瓶中,且所用的试剂完全相同,根据实验所得的数据绘制的曲线分别如图

中a、b、c所示,其中乙小组和丙小组的同学操作过程中存在着不足或失误。

问题1.乙小组的同学在操作上的不足之处是什么?提示:由曲线b可知,乙小组同学在滴定终点附近测定和记录pH的时间间隔过大,

应在pH突变时记录消耗NaOH溶液的体积。2.造成丙小组同学的滴定曲线与甲小组同学不同的原因可能是什么?提示:甲小组的同学所用NaOH溶液体积较少,丙小组的同学所用NaOH溶液体积

较多。原因可能是丙小组同学用待测液(HCl溶液)润洗了锥形瓶或盛装标准液

(NaOH溶液)的碱式滴定管的尖嘴部分在滴定前有气泡,滴定后气泡消失等。

3.甲、乙两组同学用相同浓度的盐酸滴定相同浓度的NaOH溶液。甲组同学将锥

形瓶用NaOH待测液润洗后,再用已用蒸馏水洗涤干净的碱式滴定管取NaOH溶

液于锥形瓶中;乙组同学则用甲组同学用过的滴定管取NaOH溶液再放入刚用蒸

馏水洗过且存有蒸馏水的锥形瓶中,其他操作及读数均正确,试分析甲、乙两组同学的操作是否正确?提示:甲组同学操作有错,乙组同学操作正确。锥形瓶不需要用NaOH溶液润洗。

甲组同学使用过的滴定管对乙组同学来说已润洗过。

酸碱中和滴定的误差分析(1)依据公式c(待测)=

来判断。c(标准)和V(待测)在误差分析时是定值,因此只需分析使得V(标准)偏大或偏小的原因即可,V(标准)偏大,则c(待测)

偏高,V(标准)偏小,则c(待测)偏低。(2)量筒、滴定管读数要领对于仰视、俯视所造成的读数误差,很容易记反,画图能有效地解决这一问题。

建议同学们在分析读数误差时现场画图,准确判断。如图是对量筒和滴定管进行

仰视、俯视读数的模拟图。其共同点在于:俯视时液面位于读取刻度的下方,仰视时液面位于读取刻度的上方(记住“俯下仰上”)。对于滴定管,仰视所读的数

值比平视大,俯视所读的数值比平视小,而量筒正好相反。滴定终点时的错误读

数所造成的误差可简记为“仰高俯低”(假定滴定前读数正确)。

回答下列问题:(1)仪器润洗①酸式滴定管未润洗就装标准液滴定,则测定结果

偏高

(填“偏高”“偏低”或“无影响”,下同)。②锥形瓶用蒸馏水冲洗后,再用待测液润洗,则测定结果

偏高

。(2)存在气泡①滴定前滴定管尖嘴处有气泡,滴定后气泡消失,则测定