600分考點700分考法A版201x版高考化學總復習第18章水的電離和溶液的酸堿性

1、第18章 水的電離和溶液的酸堿性,考點50 水的電離平衡及影響因素,考法1 影響水的電離平衡的因素及結果判斷 考法2 水電離出的c(H)或c(OH)的相關計算,(2)水的離子積 表達式：25 時，Kw=c(H+)c(OH-)=1.010-14。 適用范圍：Kw適用于純水、稀的電解質(酸、堿、鹽)水溶液，不適用于含水很少的物質(如濃硫酸)。 影響因素：Kw只與溫度有關，恒溫時，Kw不變；升溫時，電離程度增大(因為電離過程一般為吸熱)，Kw增大。,1.水的電離,(1)水是一種弱電解質，其電離方程式為H2O H+OH-，純水中c(H+)=c(OH-)。,(3)理解水的電離要注意以下兩點：,1.水的電

2、離,水的電離是吸熱過程，升高溫度，水的電離平衡向電離方向移動，c(H+)和c(OH-)都增大，故Kw增大，但溶液仍呈中性；對于Kw，若未注明溫度，一般認為是在常溫下(25)。 在酸、堿的水溶液中，水電離出的c(H+)與c(OH-)始終是相等的，有時需要忽略某一種，但越少越不能忽略。,2.酸、堿溶液中水的離子積的表示方法,（1）如果溶液為酸溶液，那么溶液中H+可視為是酸電離出來的。,（2）如果溶液為堿溶液，那么溶液中OH-可視為是堿電離出來的。,【注意】 (1)溶液中H+的濃度與水電離的H+濃度區(qū)別： 酸溶液中：c溶液(H+)=c酸(H+)+c水(H+)c酸(H+)； 堿溶液中：c溶液(H+)=

3、c水(H+)。 (2)溶液中OH-的濃度與水電離的OH-濃度區(qū)別： 堿溶液中：c溶液(OH-)=c堿(OH-)+c水(OH-)c堿(OH-)； 酸溶液中：c溶液(OH-)=c水(OH-)。,(1)升溫，水的電離程度增大，c(H)和c(OH)同等倍數(shù)增大，但酸堿性不變。,考法1 影響水的電離平衡的因素及結果判斷,1.促進水的電離的因素,(2)加入可水解的鹽，水的電離程度增大。水解后溶液不論是呈酸性還是呈堿性，Kw都不變。,【小結】改變溫度、加入試劑均改變溶液中H+或OH-的濃度，也會對電離平衡有所影響，歸納如下表：,2.抑制水的電離的因素,(1)降溫，水的電離程度減小。 (2)加入酸或堿，使 水

4、的電離平衡左移， 但Kw不變。,考法1 影響水的電離平衡的因素及結果判斷,廣東理綜201511，4分一定溫度下，水溶液中H和OH的濃度變化曲線如圖，下列說法正確的是 () A升高溫度，可能引起由c向b的變化 B該溫度下，水的離子積常數(shù)為1.01013 C該溫度下，加入FeCl3可能引起由b向a的變化 D該溫度下，稀釋溶液可能引起由c向d的變化,例1,【解析】升高溫度時，水的電離平衡右移，c(H)和c(OH)均增大，Kw隨之增大，而c和b對應的Kw相等，A錯誤；Kwc(OH)c(H)，該溫度下Kw1.01014，B錯誤；加入FeCl3，F(xiàn)e3發(fā)生水解：Fe33H2O Fe(OH)33H，使溶液由

5、中性變?yōu)樗嵝裕珻正確；由圖像可知，c點溶液中c(OH)c(H)，溶液呈堿性，稀釋時，c(OH)減小，因溫度不變，Kw不變，所以c(H)增大，不可能從c點變到d點，D錯誤。,C,例1,考法2 水電離出的c(H)或c(OH)的相關計算,1.水電離出來的c(H+)與c(OH-)始終相等。,2.當抑制水的電離時(如酸或堿溶液)，c(H+)、c(OH-)中較小的數(shù)值是水電離出來的。具體見下表：,考法2 水電離出的c(H)或c(OH)的相關計算,3.當促進水的電離時(如鹽的水解)，c(H+)、c(OH-)中較大的數(shù)值是水電離出來的。具體見下表：,云南騰沖八中2017模擬常溫時，純水中由水電離出的c（H+）

6、=a molL-1，pH=1的鹽酸中由水電離出的c（H+）=b molL-1，0.1 molL-1的鹽酸與0.1 molL-1的氨水等體積混合后，由水電離的c（H+）=c molL-1，則a、b、c的關系正確的是（ ） A.ab=c B.cab C.cba D.bca,【解析】常溫時，純水中由水電離出的c（H+）=a molL-1，pH=1的鹽酸中由水電離出的c（H+）=b molL-1，鹽酸抑制水的電離，所以ba；0.1 molL-1的鹽酸與0.1 molL-1的氨水等體積混合后，生成氯化銨溶液，銨根離子水解促進水的電離，由水電離出的c（H+）=c molL-1，則ca，故a、b、c的大小關

7、系是cab，B正確。,B,例2,課標理綜201211，6分已知溫度T時水的離子積常數(shù)為Kw，該溫度下，將濃度為a molL-1的一元酸HA與b molL-1的一元堿BOH等體積混合，可判斷溶液呈中性的依據(jù)是( ) A.a=b C.混合溶液中，c(H+)=Kw molL-1 B.混合溶液的pH=7 D.混合溶液中，c(H+)+c(B+)=c(OH-)+c(A-),【解析】若a=b，則酸與堿恰好中和，混合溶液的酸堿性取決于酸、堿的相對強弱，可能呈酸性、中性或堿性，A錯誤；常溫下，pH7的溶液呈中性，而本題溫度為T，不一定是常溫，故pH=7的混合溶液可能呈酸性、中性或堿性，B錯誤；由c(H+)Kw

8、molL-1和Kwc(H+)c(OH-)可得出c(H+)c(OH-)，溶液呈中性，C正確；無論混合液呈酸性、堿性還是中性，根據(jù)電荷守恒都有：c(H+)+c(B+)c(OH-)+c(A-)，故無法確定c(H+)與c(OH-)是否相等，D錯誤。,C,例3,考點51 溶液的pH及pH計算,考法3 溶液pH的計算,1.溶液的酸堿性,溶液的酸堿性取決于c(H+)與c(OH-)的相對大小，具體見下表：,2.pH,(1)定義式：pH=lg c(H+)。,(2)pH的意義：pH表示溶液酸堿性的強弱。在相同溫度下，pH越小，溶液酸性越強；pH越大，溶液堿性越強。,(3)pH與溶液中c(H+)的關系,【注意】c(

9、H+)1 molL-1時不再用pH表示。,2.pH,(4)pH試紙的使用方法,把小片試紙放入干燥潔凈的表面皿中，用干燥潔凈玻璃棒蘸取待測液點在pH試紙上，變色后與標準比色卡對照，確定溶液的pH。,【注意】（1）測溶液pH時， pH試紙不能事先用蒸餾水潤濕，否則待測液會被稀釋，可能產生誤差。（2）用廣泛pH試紙讀出的pH數(shù)值只能是整數(shù)。,考法3溶液pH的計算,1.單一溶液pH的計算,(1)強酸溶液pH的計算(以HnA為例) 若HnA的濃度為c molL-1，c(H+)=nc molL-1， pH=lg c(H+)=lg nc。,(2)強堿溶液pH的計算以B(OH)n為例 若B(OH)n的濃度為c

10、 molL-1，c(H+)=molL-1， pH=lg c(H+)=14+lg nc（溫度為25時）。,課標理綜201313，6分室溫時，M(OH)2(s) M2+(aq)+2OH-(aq)，Kspa。c(M2+)b molL-1時，溶液的pH等于 ( ),例4,C,考法3溶液pH的計算,2.混合型(多種溶液混合),(1)強酸和強酸混合 先求c混(H+)= ， 再利用pH=-lgc混(H+)求算。,(2)強堿和強堿混合 兩強堿溶液混合后，c混(OH-)= ，首先求出混合后的c混(OH-)，然后通過Kw求出c混(H+)，最后求pH。,考法3溶液pH的計算,(3)強酸、強堿溶液混合：H+OH- H

11、2O(抵消法)。,恰好中和：反應后得到的是強酸強堿鹽，溶液呈中性，pH = 7 （溫度為25 時） 。,強酸過量：首先要計算出剩余的c(H+)，然后再根據(jù)定義計算溶液的pH。,強堿過量：首先要計算出剩余的c(OH-)，然后通過Kw計算出溶液中c(H+)，最后根據(jù)定義計算溶液的pH。,2.混合型(多種溶液混合),考法3溶液pH的計算,(4)強酸(pH酸)與強堿(pH堿)混合至中性時，二者的體積與pH的關系如下：,2.混合型(多種溶液混合),黑龍江大慶實驗中學2017一模常溫下，水溶液M中存在的離子有：Na+、A2-、HA-、H+、OH-，存在的分子有H2O、H2A。根據(jù)題意回答下列問題： （1）

12、寫出酸H2A的電離方程式：_。 （2）若溶液M由10 mL 2 molL-1 NaHA溶液與10 mL 2 molL-1 NaOH溶液等體積混合而成，則溶液M的pH_7（填“”“”或“=”），溶液中離子濃度由大到小的順序為_。,例5,(3)若溶液M有下列三種情況：0.01 molL-1 H2A溶液；0.01 molL-1 NaHA溶液；0.02 molL-1鹽酸與0.04 molL-1 NaHA溶液的等體積混合液，則三種情況的溶液中H2A分子濃度最大的為_；pH由大到小的順序為_。 (4)若溶液M由pH=3的H2A溶液V1 mL與pH=11的NaOH溶液V2 mL混合反應而得，混合溶液=104

13、，V1與V2的大小關系為_（填“V1大于V2”“V1小于V2”“相等”或“均有可能”）。,例5,例5,【解析】（1）水溶液M存在的分子有H2A，存在的離子有HA-、A2-，則H2A為弱酸，在溶液中分步電離，電離方程式為H2A H+HA-、HA H+A2-。 （2）等物質的量濃度的NaHA和NaOH溶液等體積混合生成Na2A，A2-+H2O HA-+OH-，則離子濃度關系為c（Na+）c（A2-）c（OH-）c（HA-）c（H+）。 （3）1中弱酸H2A電離，2中HA-水解生成H2A分子，3中溶質為濃度均為0.01molL-1的NaCl、NaHA、H2A，HA-的存在抑制H2A的電離，則三種溶液

14、中H2A分子濃度最大的為3，最小的為2；溶液2pH大于溶液3，溶液1和溶液3相比溶液1的酸性強，則溶液1pH最小，所以pH由大到小的順序為231。 （4）常溫下，混合溶液4，則-5molL-1，混合溶液顯酸性，則酸過量，H2A為弱酸，pH=3的H2A溶液與pH=11的NaOH溶液中，則二者體積關系不確定，酸液體積大于、小于或與堿液體積相等都可能使酸過量。,【答案】,3.稀釋型(指單一溶質加水稀釋或相當于水的稀釋作用),考法3溶液pH的計算,一般計算公式：c1V1c2V2，據(jù)此求出稀釋后酸或堿的物質的量濃度。,酸或堿稀釋后，其pH都向7靠近。其變化情況如下表：,【特殊技巧】掌握“稀釋1倍速算法”

15、。即： 強酸稀釋1倍后，pH稀=pH濃 0.3； 強堿稀釋1倍后，pH稀=pH濃 0.3。,考點 52 酸堿中和滴定,考法4 指示劑的選擇 考法5 酸堿中和滴定的誤差分析 考法6 氧化還原滴定法和 沉淀滴定法,(1)酸堿恰好中和是指酸與堿按化學方程式中化學計量數(shù)關系恰好完全反應生成正鹽。利用中和反應，用已知濃度的酸(或堿)來測定未知濃度的堿(或酸)的實驗方法稱為酸堿中和滴定。,1.酸堿中和滴定原理,(2)在酸堿中和滴定過程中，開始時由于被滴定的酸或堿濃度較大，滴入少量的堿或酸對其pH的影響不大。當?shù)味ń咏K點(pH7)時，很少量的堿或酸就會引起溶液pH突變(如下圖所示)。,1.酸堿中和滴定原理

16、,【注意】酸堿恰好中和時溶液不一定呈中性，最終溶液的酸堿性取決于生成鹽的性質，強酸強堿鹽的溶液呈中性，強堿弱酸鹽的溶液呈堿性，強酸弱堿鹽的溶液呈酸性。,(1)實驗用品 儀器：酸式滴定管、堿式滴定管、滴定管夾、鐵架臺、燒杯、錐形瓶。 試劑：標準液、待測液、指示劑、蒸餾水。,2酸堿中和滴定實驗,(2)實驗操作(以標準鹽酸滴定待測NaOH溶液為例) 滴定前的準備 a滴定管：查漏洗滌潤洗裝液調液面記錄。 b錐形瓶：注堿液記讀數(shù)加指示劑。,2酸堿中和滴定實驗,(2)實驗操作(以標準鹽酸滴定待測NaOH溶液為例) 滴定操作要點 a. 左手控制滴定管活塞； b. 右手搖動錐形瓶； c. 眼睛注視錐形瓶內溶液

17、的顏色變化。 滴定終點判斷：當?shù)稳胱詈笠坏螛藴室簳r，錐形瓶內溶液變色，且在半分鐘內不恢復原來的顏色，即為滴定終點，并記錄所用標準液的體積。,2酸堿中和滴定實驗,(2)實驗操作(以標準鹽酸滴定待測NaOH溶液為例),讀數(shù)：視線與滴定管中凹液面的最低點水平相切，不可俯視或仰視；讀數(shù)結果的精確度為0.01 mL。 重復23次，取平均值計算。,(3)數(shù)據(jù)處理,【注意】常用酸堿指示劑及變色范圍：,考法4 指示劑的選擇,1.中和滴定指示劑的選擇,一般要求變色明顯(所以一般不選用石蕊)，指示劑的變化范圍與恰好中和時的pH要吻合或接近。強酸強堿相互滴定，生成的鹽不水解，溶液呈中性，可用酚酞或甲基橙作指示劑；強

18、酸弱堿相互滴定，生成強酸弱堿鹽，溶液呈酸性，故選用甲基橙作指示劑；強堿弱酸相互滴定，生成強堿弱酸鹽，溶液呈堿性，故選用酚酞作指示劑。,考法4 指示劑的選擇,2.有些反應不需要額外加入指示劑,如KMnO4溶液本身為紫紅色，滴定終點為KMnO4被消耗完全，溶液中的紫紅色褪去，即可指示滴定終點；還有些特殊指示劑，如用淀粉檢驗I2的存在，當 I2被反應后，溶液中的藍色褪去。,考法5 酸堿中和滴定誤差分析,考法6 氧化還原滴定法和沉淀滴定法,1.氧化還原滴定法,(1)原理：以氧化劑(或還原劑)為滴定劑，直接滴定一些具有還原性 (或氧化性) 的物質。,(2)實例：如酸性KMnO4溶液滴定H2C2O4溶液,a.原理： 2MnO-4+6H+5H2C2O4 = 10CO2+2Mn2+8H2O b.指示劑：酸性KMnO4溶液本身呈紫色，不用另外選擇指示劑。 c.終點判斷：