化學選修四水溶液

第三章物質(zhì)的水溶液中的行為第一節(jié)水溶液知識點一水的電離及溶液的堿度

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欄目鏈接1．影響水電離平衡的因素。

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欄目鏈接2.酸堿溶液中水電離出的c(H＋)或c(OH－)。(1)在酸溶液中，H＋主要由酸提供，水提供的[H＋]水可忽略不計，即有KW＝[H＋]酸[OH－]水。(2)在堿溶液中，水提供的[ΟΗ－]水和堿提供的[OH－]堿相比，可忽略不計，有KW＝[H＋]水[OH－]堿。在以上兩溶液中，[H＋]水＝[OH－]水。3．鹽溶液中也可能呈一定的酸堿性。

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欄目鏈接例1向純水中加入少量NaHSO4，在溫度不變時，溶液中(

)A．pH升高B．酸性增強C．水中[H＋]與[OH－]的乘積增大D．[OH－]增大

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欄目鏈接解析：NaHSO4在純水中完全電離：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO，[H＋]增大，抑制水的電離，故[OH－]減小，酸性增強，pH減小，但由于溫度未變，[H＋]與[OH－]的乘積不變，答案為B。答案：B

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欄目鏈接?變式訓練1．下列溶液一定呈中性的是(B)A．pH＝7的溶液B．[H＋]＝[OH－]的溶液C．由強酸、強堿等物質(zhì)的量反應(yīng)得到的溶液D．非電解質(zhì)溶于水得到的溶液解析：溶液呈中性的根本標志是：[H＋]＝[OH－]。當pH＝7時，只說明[H＋]＝10－7

mol·L－1，當溫度升高時，中性溶液中的[H＋]>10－7

mol·L－1，即pH<7，故A錯誤。

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欄目鏈接等物質(zhì)的量的強酸與強堿，由于它們所含的H＋和OH－的物質(zhì)的量未知，因此無法判斷它們混合后溶液的酸堿性，若n(H＋)>n(OH－)，H＋過量，溶液呈酸性；若n(OH－)>n(H＋)，OH－過量，溶液呈堿性，只有當n(H＋)＝n(OH－)時，H＋與OH－恰好完全反應(yīng)，溶液才呈中性，故C錯誤。非電解質(zhì)只是它本身不能直接電離產(chǎn)生離子，當它溶于水時可能與水反應(yīng)生成能電離的物質(zhì)，使溶液顯酸性或堿性，如SO2溶于水生成H2SO3，溶液顯酸性；NH3溶于水生成NH3·H2O，溶液顯堿性，故D也錯誤。知識點二溶液PH的計算（設(shè)溫度為25℃）

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欄目鏈接1．單一溶液的pH計算。強酸溶液(HnA)，設(shè)其物質(zhì)的量濃度為c

mol·L－1，則[H＋]＝nc

mol·L－1，pH＝－lg[H＋]＝－lg

nc。

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欄目鏈接3.當強酸溶液(pH<7)與弱堿溶液(pH>7)混合呈中性時，二者的體積與pH的關(guān)系。(1)若pH酸＋pH堿＝14，則V酸∶V堿＝1∶1；(2)若pH酸＋pH堿>14，則V酸∶V堿＝10pH酸＋pH堿－14∶1；(3)若pH酸＋pH堿<14，則V酸∶V堿＝1∶1014－(pH酸＋pH堿)。4．強酸(強堿)、弱酸(弱堿)加水稀釋后pH的計算。(1)對于強酸溶液(pH＝a)每稀釋10n倍，pH增大n個單位，即pH＝a＋n(a＋n<7)。

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欄目鏈接(2)對于強堿溶液(pH＝b)每稀釋10n倍，pH減小n個單位，即pH＝b－n(b－n>7)。(3)對于弱酸溶液(pH＝a)每稀釋10n倍，pH的范圍是：a<pH<a＋n<7(即對于pH相同的強酸與弱酸稀釋相同倍數(shù)，強酸pH變化的程度大)。(4)對于弱堿溶液(pH＝b)每稀釋10n倍，pH的范圍是：7<b－n<pH<b(即對于pH相同的強堿與弱堿稀釋相同倍數(shù)，強堿pH變化的程度大)。

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欄目鏈接(5)對于物質(zhì)的量濃度相同的強酸和弱酸稀釋相同倍數(shù)，pH變化也不同，其結(jié)果是強酸稀釋后，pH增大的程度比弱酸稀釋后pH增大的程度大(強堿、弱堿類似)。溫馨提示一定pH的強堿與強堿混合后pH的求算，在計算過程中，易出現(xiàn)直接用[H＋]進行混合計算的錯誤。5．pH計算的規(guī)律。(1)酸按酸、堿按堿，同強混合在中間，異強混合看過量，無限稀釋7為限。(2)pH不同的兩強酸溶液等體積混合，混合液的pH比小的大，比大的小。

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欄目鏈接例1

(雙選)常溫下，某溶液由水電離出的c(OH－)＝1×10－13

mol·L－1，對該溶液敘述正確的是(

)A．溶液一定顯酸性B．溶液一定顯堿性C．溶液一定不顯中性D．溶液可能是pH＝13的溶液

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欄目鏈接解析：根據(jù)水的離子積原理(Kw＝[H＋]·[OH－]適用于任何水溶液)，溶液中由水電離出的[H＋]水＝[OH－]水＝1.0×10－13

mol·L－1<1.0×10－7

mol·L－1，說明是由于往水中加入了酸或堿，抑制了水的電離，如水中加酸時，[H＋]·[OH－]水＝1.0×10－14

mol2·L－2，[H＋]酸＝1.0×10－1

mol·L－1，pH＝1；如水中加堿時，Kw＝[H＋]水·[OH－]堿＝1.0×10－14

mol2·L－2，[H＋]水＝[OH－]水＝1.0×10－13

mol·L－1，知[OH－]堿＝1.0×10－1

mol·L－1，pH＝13。答案：CD

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欄目鏈接?變式訓練2．(雙選)為更好地表示溶液的酸堿性，科學家提出酸度(AG)的概念：AG＝lg，則下列敘述正確的是(AD)A．中性溶液的AG＝0B．酸性溶液的AG<0C．常溫下0.1

mol·L－1

NaOH溶液的AG＝12D．常溫下0.1

mol·L－1鹽酸溶液的AG＝12

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欄目鏈接答案：知識點三電解質(zhì)在水溶中存在的狀態(tài)

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欄目鏈接1．溶液導電性的原因。(1)實驗操作和現(xiàn)象。實驗：在四只燒杯中分別盛有等體積的0.5

mol·L－1的鹽酸、氨水、CH3COOH溶液、NaCl溶液，按圖所示裝置連接儀器，接通電源，注意觀察燈泡的亮度。實驗現(xiàn)象：鹽酸、NaCl溶液的燈泡最亮，而氨水和CH3COOH溶液的燈泡發(fā)暗。

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欄目鏈接(2)現(xiàn)象解釋和結(jié)論：在加鹽酸、NaCl溶液的燒杯內(nèi)的燈泡很亮，而加CH3COOH、氨水的燒杯內(nèi)的燈泡卻很暗，說明以上四種溶液的導電能力是不相同的，原因是溶液中自由移動的離子的多少不同。在鹽酸、NaCl溶液中：HCl===H＋＋Cl－、NaCl===Na＋＋Cl－，全部變?yōu)樽杂梢苿与x子；而在CH3COOH、氨水中存在CH3COOH

CH3COO－＋H＋、NH3·H2O

NH＋OH－，沒有全部電離為離子，仍有溶質(zhì)分子存在。

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欄目鏈接2．強弱電解質(zhì)的概念。(1)強電解質(zhì)：在水溶液里完全電離的電解質(zhì)。(2)弱電解質(zhì)：在水溶液中部分電離的電解質(zhì)。溫馨提示理解強弱電解質(zhì)必須弄清下列幾點：①電解質(zhì)的強弱由其內(nèi)部結(jié)構(gòu)決定。②電解質(zhì)的強弱與溶液導電能力沒有必然聯(lián)系。③電解質(zhì)的強弱與化學鍵沒有必然聯(lián)系。④電解質(zhì)的強弱與溶解性大小沒有必然聯(lián)系。

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欄目鏈接3．電解質(zhì)在水溶液中電離方程式的書寫技巧。(1)強電解質(zhì)完全電離，用“===”號，如：NaCl===Na＋＋Cl－；H2SO4===2H＋＋SO。(2)弱電解質(zhì)部分電離，用“”號，如：CH3COOH

CH3COO－＋H＋；NH3·H2O

NH＋OH－。

(3)多元弱堿可一步寫，如：Al(OH)3

Al3＋＋3OH－；多元弱酸分步書寫，如：H3PO4

H2PO＋H＋，H2PO

H＋＋HPO，HPO

H＋＋PO。

(4)強酸酸式鹽，酸根完全電離，如NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO。(5)弱酸酸式鹽，酸根部分電離，如NaHCO3===Na＋＋HCO；HCO

H＋＋CO。

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欄目鏈接4．電解質(zhì)在水溶液中的存在形態(tài)。強電解質(zhì)在水溶液中全部以離子形態(tài)存在，而弱電解質(zhì)在水溶液中電離的少，主要以分子形態(tài)存在。例CH3COOH溶液主要以CH3COOH分子形態(tài)存在，H＋和CH3COO－很少；在鹽酸溶液中找不到HCl分子，全部為離子存在形態(tài)。電解質(zhì)溶于水后形成的離子或分子并不是單獨存在的，而是與水分子結(jié)合，以“水合離子”或“水合分子”的形態(tài)存在的，這種溶質(zhì)分子或離子與溶劑相互吸引的作用叫做溶劑化作用。溶劑化作用實際上就是各種微粒的存在狀態(tài)是被溶劑分子圍繞著。

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欄目鏈接例3下列說法正確的是(

)A．CO2的水溶液能導電，所以CO2是電解質(zhì)B．BaSO4不溶于水，其水溶液的導電能力極弱，所以BaSO4是弱電解質(zhì)C．液溴不導電，所以溴是非電解質(zhì)D．強電解質(zhì)溶液的導電能力不一定比弱電解質(zhì)溶液的導電能力強

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