2012屆高考化學(xué)第一輪基礎(chǔ)知識(shí)歸納復(fù)習(xí)-水的電離溶液的酸堿性與pH

1、2012 屆高考化學(xué)第一輪基礎(chǔ)知識(shí)歸納復(fù)習(xí) :水的電離溶液的酸堿性與pH水的電離溶液的酸堿性與 pH 編號(hào) 28班級(jí)組別姓名【學(xué)習(xí)目標(biāo)】1、掌握影響水的電離、水的離子積常數(shù)的因素。了解溶 液 pH的定義及測(cè)定方法，2、小組合作討論，探究關(guān)于 pH 計(jì)算的基本方法。3、以極度的熱情，全力以赴投入學(xué)習(xí)，體驗(yàn)學(xué)習(xí)的快樂(lè)。 【使用說(shuō)明】利用一節(jié)課，認(rèn)真閱讀課本完成學(xué)案，下課收齊。下節(jié) 課修改 10 分鐘后結(jié)合錯(cuò)題統(tǒng)計(jì)討論 10 分鐘，師生探究、學(xué)生展示 20 分鐘，鞏固落實(shí) 5 分鐘。標(biāo)有的 B 層可不做，標(biāo)有或的 C 層可不做?！菊n前導(dǎo)學(xué)】一、水的電離和水的離子積常數(shù) Kw1、 水是一種極弱的電解質(zhì)

2、：電離方程式為， H0,平衡常數(shù)表達(dá)式為_25C(常溫)的純水中：c(H+)二_ ，c(OH-)二，pH二，Kw=2、 Kw 不僅適用于純水，還適用于任何稀的水溶液。即不論酸、堿、鹽的水溶液中均存在 H+和 0H-，且 H+OH-=Kw,常溫下Kw=_ ,室溫下(20C)Kw 一般也取這個(gè)數(shù)值。練習(xí) 1、( 1 )某溫度下，純水的c(H+)=2.0 xiO-7mol/L 則此時(shí)的c(OH-)=_；_若溫度不變，滴入稀硫酸使 c(H+)=5.0 x10-7mol/L 則 c(OH-)=(2)_若 100C時(shí)純水電離出的 H+濃度為 1.0 x10-6mol/L 此時(shí) Kw 二,pH 二; pH=

3、2 的硫酸溶液溫度由 25C升高到 100C,pH=_;pH= 12 的氫氧化鈉溶液由 25C升高到 100C,pH=_3、影響水的電離、Kw 的因素：練習(xí) 2、25C時(shí)，水的電離達(dá)到平衡：H20H+0HAH0,下列敘述 正確的是()A、 向水中加入稀氨水，平衡逆向移動(dòng)，c(OH-降低B、 向水中加入少量硫酸氫鈉固體，c(H+)增大，KW 不變C、向水中加入少量 CH3COON6 固體，平衡逆向移動(dòng)，c(H+)不變D、將水加熱，KW 增大，pH 不變練習(xí) 3、25C時(shí) pH=3 的鹽酸和氯化鐵溶液中由水電離出的 H+濃度 之比是,pH=10 的燒堿溶液和純堿溶液中由水電離出的 OH 濃度之比是

4、 【小結(jié)】(1)影響水的電離的因素：(2)影響 Kw 的因素：二、溶液的酸堿性與 pH 值1、溶液的酸堿性取決于的相對(duì)大小2、溶液的 pH 數(shù)學(xué)表達(dá)式：3、溶液酸堿性與 pH 判斷1c（H+）越大，c（OH-越，pH 越，溶液酸性越，堿性越；pH 相同的酸（或堿），酸（或堿）性越弱，其物質(zhì)的量濃度越2pH 相同的強(qiáng)酸和弱酸溶液，加水稀釋相同倍數(shù)，則溶液 pH 變化大，堿也如此。4、關(guān)于 pH 的計(jì)算：（1） 單一溶液 pH 的計(jì)算例 1 常溫下，0.05mol/L 的 Ba（0H）2 溶液的 pH 為（2） 混合溶液的 pH 計(jì)算1兩強(qiáng)酸（或強(qiáng)堿）混合例 2: 25C時(shí) pH=5 和 pH=3

5、 的兩種鹽酸以 1 : 2 體積比混合， 該混合液 的 pH（）A. 3.2B.4.0C.4.2D.5.0例 3: 25C時(shí)將 pH=8 的 NaOH 溶液跟 pH=10 的 NaOH 溶液等體積混合 后，溶液中氫離子濃度接近于（）A.2x10-10mol/L（10-8+10-10） x1/2mol/LC.（10-8+10-10） mol/LD.2x10-8mol/L2強(qiáng)酸與強(qiáng)堿混合例 4: 25C時(shí) 100mL0.6mol/L 鹽酸與等體積的 0.4mol/LNaOH 溶液混合 后，溶液的（）A.pH=2B.pH=0.2C.c（OH-）=1.0 x10-13mol/LD.c（H+）=0.2m

6、ol/L（3）關(guān)于酸堿溶液稀釋后的 pH 計(jì)算例 5:計(jì)算 25C時(shí)下列各溶液稀釋 100 倍后溶液的 pH:pH=3 的鹽酸 pH=10 的 NaOH 溶液pH=6 的鹽酸 pH=8 的 NaOH 溶液以下寫 pH 范圍:pH=3 的醋酸 pH=10 的氨水pH=3 的酸溶液 pH=10 的堿溶液【小結(jié)】強(qiáng)酸或強(qiáng)堿溶液稀釋 10n 倍溶液的 pH 變化 n （填V、或=, 下同），弱酸或弱堿溶液稀釋 10n 倍溶液的 pH 變化 n三、溶液 pH 的測(cè)定方法1、 指示劑法：滴加酚酞溶液變紅則 pH7,滴加石蕊溶液變藍(lán)則 pH72、精確測(cè)量溶液 pH 的儀器是3、用 pH 試紙測(cè)定溶液 pH

7、的操作是:若試紙變紅則 pH7 （填、或=，下同），若試紙變藍(lán)則 pH7，與標(biāo) 準(zhǔn)比色卡比較確定的 pH 是（填取值范圍）的整數(shù)【合作探究】1、（ 1） 25C時(shí)酸與堿的 pH 之和為 14,等體積混合：a. 若為強(qiáng)酸與強(qiáng)堿，則 pH7，原因是b. 若為強(qiáng)酸與弱堿，則 pH 7,原因是c.若為弱酸與強(qiáng)堿，則 pH7,原因是(2)等元數(shù)同濃度的酸堿等體積混合：a. 若為強(qiáng)酸與強(qiáng)堿，則 pH7，原因是b. 若為強(qiáng)酸與弱堿，則 pH 7,原因是c. 若為弱酸與強(qiáng)堿，則 pH7,原因是 2、某溫度(tC)時(shí)，測(cè)得 0.01mol/L 的 NaOH 溶液的 pH 為 11,貝卩該溫度下 Kw=tC25C

8、(填 大于” 小于”或 等于”，其理由是該溫度下，將 pH=a 的 NaOH 溶液 VaL 和 pH=b 的硫酸 VbL 混合，通過(guò)計(jì)算填寫以下不同情況時(shí)兩溶液的體積比：(1)_若所得混合液為中性，且 a=12, b=2,則 Va : Vb=_(2) 若所得混合液為中性，且 a+b=12,則 Va：Vb=_(3) 若所得混合液的 pH=10,且 a=12, b=2,則 Va : Vb=_【課堂訓(xùn)練】1、25C時(shí)，若 pH=3 的酸和 pH=11 的堿等體積混合后，溶液呈酸性， 其原因可能是()A.生成一種強(qiáng)酸弱堿鹽 B.弱酸溶液與強(qiáng)堿溶液反應(yīng)C.強(qiáng)酸溶液與弱堿溶液反應(yīng) D.二元酸溶液與一元堿溶

9、液反應(yīng)2 、25C時(shí) 有 濃 度 為 1mol L 的 五 種 溶 液 ：1HCIH2SO4CH3COONH4CINaOH ，由水電離出的 c(H+)大 小關(guān)系正確的是()A.曲二B.二皿違 C.心皿D. 3、25C時(shí)用 PH 均為 10 的氨水和 NaOH 溶液，分別中和等體積的 pH=2 的鹽酸，當(dāng)鹽酸恰好被中和時(shí)，消耗的氨水和 NaOH 溶液的體積分別 是V1和V2,則V1和 V2 關(guān)系正確的是()A.V 仁 V2B.VKV2C.VtV2D.V1V24、對(duì)于常溫下 pH 為 1 的硝酸溶液，下列敘述正確的是()A. 該溶液 lmL 稀釋至 100mL 后，pH 等于 3B.向該溶液中加入

10、等體積、pH 為 13 的氫氧化鋇溶液恰好完全中和C. 該溶液中硝酸電離出的 c(H+與水電離出的 c(H+之比值為 10-2。D. 該溶液中水電離出的 c(H+)是 pH 為 3 的硝酸中水電離出的 c(H+)的100 倍5、 某溫度下，相同 pH 值的鹽酸和醋酸溶液分別加水稀釋， 平衡 pH 值隨溶液體積變化的曲線如右下圖所示。據(jù)圖判斷正確的是A. II 為鹽酸稀釋時(shí)的 pH 值變化曲線 B. b 點(diǎn)溶液的導(dǎo)電性比 c 點(diǎn)溶液 的導(dǎo)電性強(qiáng)C. a 點(diǎn) KW 的數(shù)值比 c 點(diǎn) KW 的數(shù)值大 D. b 點(diǎn)酸的總濃度大于 a 點(diǎn)酸 的總濃度6、在一定溫度下，有 a.鹽酸 b.硫酸 c.醋酸三種

11、酸(以下各問(wèn)用字母表示) ：(1)同體積、同物質(zhì)的量濃度的三種酸，中和NaOH 的能力由大到小的順序是(2) 當(dāng)三者c(H+)相同且體積也相同時(shí)，分別放入足量的鋅，相同狀 況下產(chǎn)生氣體的體積由大到小的順序是 _(3) 當(dāng)三者 c(H+)相同且體積也相同時(shí)，同時(shí)加入形狀、密度、質(zhì)量 完全相同的鋅，若產(chǎn)生相同體積的 H2 (相同狀況)，則開始時(shí)反應(yīng)速率的大小關(guān)系為，反應(yīng)所 需時(shí)間的長(zhǎng)短關(guān)系是 _(4) 將 c(H+)相同的三種酸均加水稀釋至原來(lái)的 100 倍后，c(H+)由大 到小的順序是 7、室溫時(shí)，將 pH=5 的硫酸稀釋 10 倍，c(H+): c(SO42-)=將稀釋后 的溶液再稀釋 10

12、0 倍，c(H+): c(SO42-)=8、水的電離平衡曲線如圖所示。(1)若以 A 點(diǎn)表示 25C時(shí)水的電離平衡的離子濃度，當(dāng)溫度升高到 100C時(shí)，水的電離平衡狀態(tài)移動(dòng)到 B 點(diǎn)，則此時(shí)水的離子積常數(shù)從 _變化到_ ( 2)將 pH=8 的 Ba(OH)2 溶液與 pH=5 的稀鹽酸混合，并保持 100C的恒溫，欲使混合溶液的pH=7,則 Ba(OH)2 溶液和鹽酸的體積比為_高三化學(xué)一輪復(fù)習(xí)學(xué)案答案編號(hào) 28課前導(dǎo)學(xué)】 一、水的電離和水的離子積常數(shù) Kw1、 H20H+0HK=H+OH-/H2O1.0 x-7mol?L1-0 x -07mol?L1- 71.0 x1O14mol2?L2

13、-2、1.0 x1O14mol2?L2 -【練習(xí) 1】(1) 2.0 x10 7mol?L18.0 x10 8mol?L1(2)1.0 x1012mol2?L262103、【練習(xí) 2】 B【練習(xí) 3】1 : 1081 : 106【小結(jié)】( 1 ) 溫度：升高溫度，促進(jìn)水的電離2酸或堿：均抑制水的電離3水解的鹽：促進(jìn)水的電離4其它如活潑金屬：與水電離出的 H+反應(yīng)，促進(jìn)水的電離( 2)只有溫度，升高溫度， Kw 增大二、溶液的酸堿性與 pH 值1、溶液中 H+和 0H 然度2、pH=- lgH+3、小小強(qiáng)弱大 強(qiáng)酸4、關(guān)于 pH 的計(jì)算：(1)例 1： 13(2)例 2: A 例 3: A例 4

14、: C(3) 例 5:pH=5pH=8p*7p*73vpHv58vpHv103vpH582、酸度計(jì)3、取一小塊 pH 試紙放在玻璃片上，用干凈的玻璃棒蘸取少量待測(cè)溶 液點(diǎn)在試紙上，觀察試紙的顏色變化并與標(biāo)準(zhǔn)比色卡比較，確定該溶液 pHv114【合作探究】1、( 1) a.=強(qiáng)酸與強(qiáng)堿恰好完全反應(yīng)，溶液顯中性b. 弱堿過(guò)量，溶液顯堿性c.v弱酸過(guò)量，溶液顯酸性(2) a.=強(qiáng)酸與強(qiáng)堿恰好完全反應(yīng)，溶液顯中性b.v弱堿的陽(yáng)離子水解，使溶液顯酸性c. 弱酸的陰離子水解，使溶液顯堿性2、1X1- 13mol2?L2 夫于水的電離是吸熱過(guò)程，升高溫度，水的電離 平衡：H20H+0H 右移，使 Kw 增大。tC時(shí)