3-2水的電離和溶液的酸堿性學案解析

1、高二化學化學反應原理鎮(zhèn)江市實驗高級中學化學教研組3-2水的電離和溶液的酸堿性學案班級姓名、水的電離1、水是一種的電解質(zhì)2、水的離子積常數(shù)(1)概念：在一定溫度下，c(H+)和c(OH-)的乘積是一個 ，即Kw=25 CKw=(2 )注意點： Kw隨溫度變化而變化，溫度升高，Kw； 適用范圍：; 任何水溶液中均含有 ，且由水電離的c(H+)和c(OH-)?！緩娬{(diào)】水的離子積常數(shù)雖然是定值，但它是相對的，當溫度改變時，這一數(shù)值要發(fā)生變化，如不指明溫度，一律按常溫考慮(即Kw=1 X10-14)。3、影響水的電離的因素思考改變下列條件水的電離平衡是否移動？向哪個方向移動？水的離子積是否改 變？是增大

2、還是減??？(1 )升高溫度(2)加入NaCI(3)加入NH4CI(4)力口 Na2CO3( 5)力口 NaOH(6)力口 HCI【強調(diào)】(1) 升高溫度， 水的電離，水的離子積 ;(2) 加入某些鹽，水的電離，Kw；(3) 加入酸或堿， 水的電離，Kw。、溶液的酸堿性1、溶液酸堿性的實質(zhì)【問題探究】1、0.01mol/L 的 HCI 溶液中，c(H+)=?由水電離出的 c水(OH-)=?c水(H+)=?2、0.01moI/L 的 NaCI 溶液中，c(H +)=?c(OH -)=? +3、 0.01moI/L的NaOH溶液中，c(OH )=?由水電離出的 c水(OH )=?c水(H )=?【歸

3、納】計算強酸、強堿溶液中的H+、OH-濃度的解題途徑+ +c(強酸)- c(H )c(OH )水=c(H )水c(強堿)* c(OH-) c(H+)水=c(OH-)水【小結(jié)】常溫下：(1 )溶液中，c(H+)c(OH-),且 c(H+)10-7mol/L 時，溶液顯 性；(2) 溶液中，c(H+)c(OH-),且 c(OH-)10-7mol/L 時，溶液顯 性;(3) 溶液中，c(H+)=c(OH-)=1 x 10-7mol/L 時，溶液顯 性；(4) 無論在什么溶液中，水電離出的H+濃度總水電離出的OH-濃度?！眷柟叹毩暋?、0.1moL/L硫酸溶液中 和OH-濃度是多少？2、0.5mol/

4、LBa(OH) 2溶液中OH-和H+濃度是多少？2、溶液酸堿性的表示方法pH(1)規(guī)定：溶液的 pH等于H+濃度的。pH=若某溶液c(H+)=m x 10-nmol/L，那么，該溶液的 pH=練習請同學們根據(jù)pH的計算方法填寫下表。+c(H )/mol/L10010-110-310-410-510-610-710-810-910-101110 1110-131410 14pH酸堿性例1、計算(1)純水的c(H+)=1 x 10-7mol/L，它的pH值是多少？(2) c(H+)=1mol/L的酸性溶液，pH值是多少？(3) c(H +)=2 x 10-5mol/L酸性溶液，pH值是多少？5(4

5、) c(OH )=2 x 10 mol/L的堿性溶液，pH值是多少？(2)意義：pH的大小能反映出溶液中 H+濃度的大小，即能表示溶液的酸堿性 ?！拘〗Y(jié)】常溫時： pH7，溶液顯_性，pH值越大，堿性越_。(pH值每增大1個單位，c(H+)減小倍)pH=7，溶液顯_性。(3 )適用范圍(4)溶液酸堿性的判斷 用關(guān)系判斷(無條件); 用判斷(25 C )。思考在95C時，純水的pH7,理由是例2、計算pH=2的H2SO4溶液的濃度及溶液中 0H-濃度。練習求pH=9的NaOH溶液中的c(OH-)及由水電離出的 c(OH-)水。3、pH的測量(1) 酸堿指示劑酸堿指示劑用于粗測溶液的pH范圍。如石

6、蕊試紙(紅色和藍色)可用來定性判斷溶液的酸堿性(測氣體酸堿性時必須用蒸餾水濕潤)。常用的酸堿指示劑及變色范圍指示劑酸堿指示劑的變色范圍(pH)及顏色甲基橙4.4 黃色石蕊8 藍色酚醛10 紅色(2) pH試紙pH試紙既可以粗略測定溶液酸堿性強弱，也可用于粗略測量溶液的pH?！緩娬{(diào)】I、使用pH試紙測溶液的pH時，一般先把一小片試紙放在表面皿或玻璃片上，用沾有溶液的玻璃棒點在試紙的中部，不能把試紙放到待測液中測定。n、在測定溶液pH時,pH試紙不能用蒸餾水濕潤。(3) pH 計【鞏固練習】2、求0.005mol/L硫酸溶液的 pH。1、求0.1mol/L鹽酸溶液的pH。3、求 O.lmol/LN

7、aOH 溶液的 pH。4、求 0.05mol/LBa(OH) 2溶液的 pH。三、關(guān)于pH的有關(guān)計算1、有關(guān)pH的基本計算例1、90 C時，水的離子積Kw=3.8X -13,該溫度時純水的pH值是()A.等于7B.小于7C.大于7D.無法確定例2、將8gNaOH溶于水配制成200mL溶液,求所得溶液的pH為多少？練習一1、25C時，純水的 pH=;2、求 0.01mol/LHCI 溶液的 pH=;3、求 0.01mol/LNaOH 溶液的 pH=。2、兩種強酸(或強堿)溶液混合后pH值的計算分析:首先要注意兩點:(1)由于pH值適用于稀溶液，兩種稀溶液混合，其總體積可以近似 看作混合前兩者體積

8、之和。(2)對于稀強酸溶液混合，可先求出混合溶液中的c(H+),再求其pH值,若是強堿溶液混合，必須先求出混合液的 c(OH -),然后通過水的離子積計算出 c(H+),再求其pH值。例3、pH值為2和4的兩種鹽酸溶液等體積混合，求pH值？常見錯誤：解：例4、pH為8和13的兩種NaOH溶液按1:2體積比混合，求 pH值？常見錯誤：5高二化學化學反應原理鎮(zhèn)江市實驗高級中學化學教研組原因：兩種強堿混合，溶質(zhì)是NaOH,c(OH -)是決定混合溶液pH值變化的主因，直接采用 c(H+)平均的計算方法，屬于本末倒置。解：【歸納】解題途徑兩種強酸混合 一c(H+)混 pH兩種強堿混合 一c(OH-)混

9、c(H+)混 pH練習二1、 pH為3和5的兩種硫酸溶液等體積混合后pH為多少？2、 pH為12和10的兩種氫氧化鋇溶液按 2:1體積比混合后pH為多少？3、強酸與強堿溶液反應后溶液pH值的計算分析：對于強酸與強堿混合，若恰好完全中和，則混合液pH=7;若酸有剩余，則計算剩余的c(H +)，從而求pH;若堿有剩余，應先計算剩余的c(OH -)，再求c(H +)，最后求pH。例5、求pH=4的鹽酸和pH=12的NaOH溶液等體積混合后溶液的pH?！練w納】解題途徑解：恰好中和-pH = 7刃過量時f砒池(巫)一豆OH過量 Ef 孔一c 冷一p貝+ -H + OH = H20練習三1、求pH=3的鹽

10、酸和pH=11的氫氧化鈉溶液等體積混合 ,求pH?2、求pH=2的鹽酸和pH=10的氫氧化鉀溶液等體積混合 ，求pH?4、強酸（強堿）、弱酸（弱堿）加水稀釋后的pH值的計算（1）強酸（強堿）稀釋后pH的計算pH。例6、常溫下取0.1mL0.5mol/L的硫酸，稀釋成100mL的溶液，求稀釋后溶液的 解析：例7、pH=13的NaOH溶液稀釋1000倍，求稀釋后溶液的 pH。練習四1、常溫下，將 0.05mL1mol/L的鹽酸滴加到 50mL純水中，求此溶液的 pH。2、pH=10的NaOH加水稀釋至原來的 100倍，求稀釋后溶液的 pH。例8將pH為5的HCI溶液稀釋1000倍，請同學們想一想若

11、不考慮水電離出的H + ,溶液的pH為幾？【歸納】 強酸pH=n,加水稀釋10m倍c（H+）=10-n 10-n-mpH= 強堿pH=n,加水稀釋10m倍+-n_ -14+n-14+n-m+-n+mC（H ）=10 c（OH ）=10 10 c（H ）=10pH= 酸、堿溶液無限稀釋時,pH值只能約等于或接近于 7,酸略小于7,堿略大于7。 弱酸（弱堿）稀釋后pH的計算 弱酸pH=n,加水稀釋10m倍稀釋：電離程度增大一、:c（H+）必大于同等情況下強酸的c（H+）,pHn-m四、酸堿中和滴定1、 原理：用 物質(zhì)的量濃度的酸（或堿）來測定物質(zhì)的量濃度的堿（或酸）的方法叫做酸堿中和滴定，在化學上

12、屬于定量分析實驗。2、準確測定c待的兩個因素：（1） 準確測定兩種溶液的 。措施：使用精確刻度的儀器，滴定管。（2） 準確判斷中和反應的 。措施：滴入指示劑（變色要明顯、要靈敏）。3、儀器（1）酸式滴定管：不能盛放 液；堿式滴定管：不能盛放 液和溶液。 零刻度在方； 酸式滴定管下端為 活塞，盛放堿液會生成Na2SiO3，使活塞不能旋轉(zhuǎn)； 堿式滴定管下端為一段橡皮管，酸液會 橡膠。 滴定管可以讀到小數(shù)后 位。（2）和；（3）；（4 ）指示劑：、和。4、操作步驟（1）:檢查是否漏水，若漏水則應更換和修理；（2）:用蒸餾水洗滌滴定管、錐形瓶，再用相關(guān)溶液潤洗滴定管；（3）:將待測的鹽酸溶液裝入酸式滴

13、定管，將標準氫氧化鈉溶液裝入堿式滴定管；（4） :排除滴定管中的氣泡，調(diào)整液面到0”或0”刻度以下，并記錄讀數(shù)；（5） :從酸式滴定管中放出 20.00mL未知濃度的鹽酸溶液于錐形瓶中，加 入23滴酚酞試液；（6） :將堿式滴定管中的標準氫氧化鈉溶液逐滴滴加到錐形瓶中，直至溶液的顏色由無色變?yōu)榧t色， 且在內(nèi)不恢復成原來的顏色， 此時即達到滴定終點;注意：左手控制堿式滴定管，右手搖動錐形瓶，眼睛觀察溶液顏色的變化。（7）記錄和計算注意：讀數(shù)時，視線與溶液液面水平相切。為什么？滴定操作應重復二至三次，然后求出用去鹽酸體積的平均值。5、誤差分析根據(jù)：屜二卡埜x懈唯前提：待測液的體積一定。可知：待測液

14、測定的結(jié)果取決于所用標準液的體積，有“滴多偏多”、“滴少偏少”之說。討論用標準鹽酸滴定未知溶液，下列錯誤操作將對 V（酸）和c（堿）有何影響？（填偏大或 偏小或無影響）V（酸）C（堿） ;V（酸）C（堿）V（酸）C（堿）V（酸）C（堿） ;V（酸）C（堿） ;）C（堿） ；1、預先未用標準酸液潤洗滴定管，2、預先未用待測液潤洗堿式滴定管,3、水洗后又用待測堿液潤洗錐形瓶,4、讀標準酸液初始體積數(shù)時仰視，5、讀標準酸液初始體積數(shù)時俯視，6、 讀標準酸液終了數(shù)時仰視，V7、讀標準酸液終了數(shù)時俯視，V（酸）C（堿）&酸式滴定管未趕氣泡就開始滴定，V（酸）C（堿） ;9、滴定終了時發(fā)現(xiàn)尖嘴處有一滴標準酸液沒滴下，V（酸）C（堿）10、滴定時，指示劑變色后未能“保持半分鐘”就停止滴定，V（酸）C（堿）【典型例題】1、用0.01mol/L的NaOH溶液滴定0.02mol/L的稀H2SO4,中和后加水至 50mL，若 滴定時終點判斷有誤差：（1）多加1滴NaOH溶液；（2）少加1滴NaOH溶液（設(shè)1 滴為0.05mL）。則 和兩次滴定后溶液中 c（OH-）的比值（）-444A.10B.10C.1D.4 X102、有 、(2)、(3)三瓶體積相等，濃度都是 1mol/L的HCI溶液，將 加熱蒸發(fā)至體 積減少一半；在(2)中加入少量 CHsCOONa固體(加入后溶液仍呈強酸性)；(3)不作