高考地理二輪總復(fù)習(xí) 微專題1 地理位置課件 (688)

1、第第1010講水的電離和溶液的酸堿性講水的電離和溶液的酸堿性一一 水的電離水的電離1.電離方程式水是一種極弱的電解質(zhì):H2O+H2O H3O+OH- 。簡寫為 H2O H+OH- 。2.純水在室溫下的常用數(shù)據(jù)(1)c(H+)=c(OH-)=1.010-7 molL-1。(2)KW=c(H+)c(OH-)=1.010-14 。(3)pH=7 ?？键c一考點一 水的電離和水的離子積常數(shù)水的電離和水的離子積常數(shù) 知識清單知識清單二二 影響水的電離平衡的因素影響水的電離平衡的因素1.水的電離過程是吸 熱過程,升高溫度能促進(jìn)電離,所以降溫時KW減小,升溫時KW增大。但不論溫度升高或降低,純水中c(H+)和

2、c(OH-)始終相等。2.向純水中加入酸或堿,可以增大水中的H+或OH-濃度,均可使水的電離平衡向逆反應(yīng)方向 移動(即分子化的方向)。向水中加入可溶性的鹽,若組成鹽的離子能與水電離產(chǎn)生的H+或OH-發(fā)生反應(yīng),生成難電離的物質(zhì),則能夠破壞水的電離平衡,使水的電離平衡向電離方向 移動,可使水溶液呈堿性或酸性;若所加的鹽既不能與水中的H+或OH-發(fā)生反應(yīng),又不能電離產(chǎn)生H+或OH-,則不能破壞水的電離平衡,不使水的電離平衡發(fā)生移動。若向水中加入活潑金屬,由于活潑金屬與水電離出的H+反應(yīng),促進(jìn)水的電離,溶液中c(OH-)增大 ,c(H+)減小 。正確理解和運用水的離子積常數(shù)正確理解和運用水的離子積常數(shù)

3、(KW)1.KW與溫度有關(guān),因為水的電離過程是吸熱過程,所以溫度升高,有利于水的電離,KW增大。如100 時,KW=5.510-13。2.KW不僅適用于純水,還適用于稀的電解質(zhì)水溶液。不管哪種溶液均有c(H+=c(OH-。如酸性溶液中:c(H+)酸+c(H+c(OH-=KW;堿性溶液中:c(OH-)堿+c(OH-c(H+=KW。3.水的離子積常數(shù)揭示了在任何水溶液中均存在水的電離平衡,都有H+和OH-,只是相對含量不同而已,并且在稀酸或稀堿溶液中,當(dāng)溫度為25 時,KW=c(H+)c(OH-)=110-14,仍為同一個常數(shù)。2H)O2H)O2H)O2H)O2H)O2H)O 4.在研究水溶液體系

4、中離子的成分時,不要忽略H+和OH-共同存在。另外,通過對水的離子積的研究,知道水溶液的酸堿性是由c(H+)和c(OH-)的相對大小造成的。一一 溶液的酸堿性和溶液的酸堿性和pHpH1.溶液的酸堿性溶液的酸堿性取決于溶液中c(H+)和c(OH-)的相對大小。(1)c(H+) c(OH-),溶液呈酸性;(2)c(H+)= c(OH-),溶液呈中性;(3)c(H+) c(OH-),溶液呈堿性。2.溶液的pHpH:pHlg (H ):,0 14:,pH,c 計算公式適用范圍 稀溶液 數(shù)值在之間表示意義 表示溶液酸堿性的強弱越小酸性越強考點二溶液的酸堿性和考點二溶液的酸堿性和pHpH酸堿中和滴定酸堿中

5、和滴定 二二 pHpH的測定方法的測定方法1.pH試紙的使用方法:把pH試紙放在潔凈干燥的表面皿 (或玻璃片)上,用玻璃棒蘸取待測液滴在pH試紙上,待變色后與標(biāo)準(zhǔn)比色卡 對比,讀出pH(整數(shù))。2.常用酸堿指示劑及其變色范圍指示劑變色范圍的pH石蕊8.0藍(lán)色甲基橙4.4黃色酚酞10.0紅色三三 酸堿中和滴定酸堿中和滴定1.實驗用品(1)儀器:酸式 滴定管(如圖A)、堿式 滴定管(如圖B)、滴定管夾、鐵架臺、錐形瓶。(2)試劑:標(biāo)準(zhǔn)液、待測液、指示劑、蒸餾水。(3)滴定管的使用a.酸性、氧化性的試劑一般用酸式 滴定管盛裝,因為酸性和氧化性物質(zhì)易腐蝕橡膠。b.堿性的試劑一般用堿式 滴定管盛裝,因為

6、堿性物質(zhì)易腐蝕玻璃,致使玻璃活塞無法打開。2.實驗操作(以標(biāo)準(zhǔn)鹽酸滴定待測NaOH溶液為例)(1)滴定前的準(zhǔn)備a.滴定管:查漏 洗滌潤洗 裝液調(diào)液面記錄。b.錐形瓶:注堿液記讀數(shù)加指示劑(酚酞或甲基橙均可)。(2)滴定(3)終點判斷等到滴入最后一滴標(biāo)準(zhǔn)液,指示劑變色,且半分鐘內(nèi)不恢復(fù)原來的顏色,視為滴定終點,記錄標(biāo)準(zhǔn)液的體積。3.數(shù)據(jù)處理按上述操作重復(fù)兩至三次,求出用去標(biāo)準(zhǔn)鹽酸體積的平均值,根據(jù)c(NaOH)= 計算。4.中和滴定的誤差分析以標(biāo)準(zhǔn)鹽酸滴定NaOH溶液為例:V(HCl)c(HCl)=V(NaOH)c(NaOH)c(NaOH)= (HCl)(HCl)(NaOH)cVV(HCl)(H

7、Cl)(NaOH)cVV項目操作不當(dāng)具體內(nèi)容誤差1儀器洗滌酸式滴定管未用鹽酸潤洗偏高堿式滴定管未用NaOH溶液潤洗偏低錐形瓶用NaOH溶液潤洗偏高2氣泡處理滴定前有氣泡,滴定后無氣泡偏高滴定前無氣泡,滴定后有氣泡偏低3滴定鹽酸滴出瓶外偏高振蕩時瓶內(nèi)溶液濺出偏低4讀數(shù)前仰后平偏低前平后仰偏高前仰后俯偏低5其他滴定終點時滴定管尖嘴懸一滴溶液偏高指示劑變色即停止滴定偏低方法方法溶液溶液pHpH的計算方法的計算方法1.單一溶液(1)強酸溶液,如HnA溶液,設(shè)溶液中溶質(zhì)的物質(zhì)的量濃度為 c molL-1,則 c(H+)=nc molL-1,pH=-lgc(H+)=-lgnc。(2)強堿溶液,如B(OH)

8、n溶液,設(shè)溶液中溶質(zhì)的物質(zhì)的量濃度為c molL-1,則c(H+)= molL-1,pH=-lgc(H+)=14+lgnc。1410nc方法技巧方法技巧例例1某溫度下,CO2飽和溶液的濃度是0.03 molL-1,其中的CO2轉(zhuǎn)變?yōu)镠2CO3,而H2CO3僅有0.1%發(fā)生如下電離:H2CO3 H+HC,則溶液的pH約為()A.3B.4C.5D.6133O解題導(dǎo)引解題導(dǎo)引 理清題意 求出c(H+) pH。解析解析 c(H+)=0.03 molL-10.1%=110-5 molL-1,故其pH為5。答案答案 C132.兩強酸混合由c混(H+)=,先求出混合后的c混(H+),再根據(jù)公式pH=-lgc

9、(H+)求pH。若兩強酸溶液等體積混合,可采用速算方法,即混合后溶液的pH等于混合前溶液pH小的加0.3,如pH=3和pH=5的鹽酸等體積混合后,pH=3.3。3.兩強堿混合由c混(OH-)=,先求出混合后的c混(OH-),再通過KW求112212(H )(H )VcVcVV112212(OH )(OH )VcVcVV出c(H+),最后求pH。若兩強堿溶液等體積混合,可采用速算方法,即混合后溶液的pH等于混合前溶液pH大的減0.3,如pH=9和pH=11的燒堿溶液等體積混合后,pH=10.7。4.強酸與強堿混合強酸與強堿混合發(fā)生中和反應(yīng)H+OH- H2O,反應(yīng)后溶液的pH有以下三種情況:(1)

10、若恰好中和,pH=7;(2)若剩余酸,先求中和后的c(H+),再求pH;(3)若剩余堿,先求中和后的c(OH-),再通過KW求出c(H+),最后求pH。5.溶液稀釋(1)對于強酸溶液,每稀釋至原體積的10倍,pH增大1個單位;對于弱酸溶液,每稀釋至原體積的10倍,pH增大不足1個單位。25 時,無論稀釋多少倍,酸溶液的pH都不能等于或大于7,只能趨近于7。(2)對于強堿溶液,每稀釋至原體積的10倍,pH減小1個單位;對于弱堿溶液,每稀釋至原體積的10倍,pH減小不足1個單位。25 時,無論稀釋多少倍,堿溶液的pH都不能等于或小于7,只能趨近于7。(3)對于pH相同的強酸和弱酸(或強堿和弱堿)溶

11、液稀釋相同的倍數(shù),強酸(或強堿)溶液的pH變化幅度大。這是因為強酸(或強堿)已完全電離,隨著加水稀釋,溶液中H+(或OH-)的數(shù)目(除水電離的以外)不會增多,而弱酸(或弱堿)隨著加水稀釋,H+(或OH-)的數(shù)目還會增多。(4)對于物質(zhì)的量濃度相同的強酸和弱酸(或強堿和弱堿),稀釋相同的倍數(shù),pH的變化幅度不同,強酸(或強堿)稀釋后pH變化幅度大。例例2 (2017天津和平期末,10)一定溫度下,下列溶液的離子濃度關(guān)系式正確的是()A.pH=5的H2S溶液中:c(H+)=c(HS-)=110-5 mol/LB.稀釋氨水至原體積的10倍后,其c(OH-)為原來的C.pH之和為14的H2C2O4與NaOH溶液混合:c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(HC2)D.將等物質(zhì)的量的Na2CO3和NaHCO3混合溶于水中:c(HS-),A錯誤;氨水稀釋過程中,NH3H2O的電離平衡正向移動,稀釋至10倍后其c(OH-)大于