高考化學第一輪復習必修部分講義

　　第七單元第2講水的電離和溶液的酸堿性

　　考綱要求 權(quán)威解讀

　　1 . 了解水的電離，離子積常數(shù)。

　　2．了解溶液pH的定義。

　　3．了解測定溶液pH的方法，能進行pH的簡單計算。 常見的考查形式：①水的電離平衡的影響因素以及離子積常數(shù)的應用；②c(H＋)、c(OH－)、pH和溶液中酸堿性的關(guān)系及其計算。

　　梳理與整合

　　一、水的電離和水的離子積常數(shù)

　　導學誘思

　　25 ℃時，純水的離子積KW＝1.0×10－14，那么25 ℃時鹽酸、NaOH、CH3COONa溶液中KW是多少？

　　答：________________________________________________________________________。

　　教材回歸

　　1．電離方程式

　　水是一種極弱的電解質(zhì)，其電離方程式為________________。

　　2．室溫下純水的有關(guān)數(shù)據(jù)

　　(1)c(H＋)＝c(OH－)＝__________。

　　(2)KW＝__________＝________。

　　(3)pH＝____。

　　3．KW的影響因素

　　KW只與溫度有關(guān)，溫度升高，KW______。

　　水的離子積常數(shù)KW＝c(H＋)c(OH－)，其實質(zhì)是水溶液中的H＋和OH－濃度的乘積，不一定是水電離出的H＋和OH－濃度的乘積，所以與其說KW是水的離子積常數(shù)，不如說是水溶液中的H＋和OH－的離子積常數(shù)。

　　二、溶液的酸堿性與pH

　　導學誘思

　　某溶液的pH＝7，該溶液是否一定為中性溶液？

　　答：________________________________________________________________________。

　　教材回歸

　　1．溶液的酸堿性

　　溶液的酸堿性取決于溶液中________和________的相對大小。

　　c(H＋)、c(OH－)

　　的關(guān)系 室溫/25 ℃

　　數(shù)值 pH

　　中性

　　溶液 c(H＋)__c(OH－) c(H＋)＝c(OH－)＝

　　__________ ____7

　　酸性

　　溶液 c(H＋)__c(OH－) c(H＋)__1×10－7 molL－1 ____7

　　堿性

　　溶液 c(H＋)__c(OH－) c(H＋)__1×10－7 molL－1 ____7

　　2．pH

　　(1)定義式：pH＝__________。

　　(2)意義

　　表示溶液酸堿性的強弱，pH越小，酸性______。

　　(3)pH試紙的使用

　�、俜椒ǎ篲___________________________________________________________，試紙變色后，與標準比色卡對比即可確定溶液的pH。

　�、谧⒁猓�

　　a．pH試紙使用前不能用蒸餾水潤濕，否則待測液因被稀釋可能產(chǎn)生誤差；

　　b．用廣泛pH試紙讀出的pH只能是整數(shù)。

　　溶液酸堿性的判斷與溶液的pH是否等于7沒有直接的關(guān)系，而應比較溶液中c(H＋)與c(OH－)的大小。pH是否等于7只適用于室溫下的溶液，而用c(H＋)與c(OH－)的大小判斷酸堿性，不受條件限制適用于任何溫度下的溶液。

　　三、酸堿中和滴定

　　導學誘思

　　1．滴定實驗中高錳酸鉀酸性溶液應該盛放在____式滴定管中，原因：________________________。

　　2．滴定管與量筒的讀數(shù)有何區(qū)別？________________________________________。

　　教材回歸

　　1．實驗用品

　　(1)試劑：__________、__________、__________、蒸餾水。

　　(2)儀器：______滴定管(如圖A)、______滴定管(如圖B)、滴定管夾、鐵架臺、燒杯、________。

　　2．實驗操作(以標準鹽酸滴定待測NaOH溶液為例)

　　(1)滴定前的準備

　�、俚味ü埽篲_____________→洗滌→______→裝液→調(diào)液面→記錄。

　�、阱F形瓶：注堿液→記讀數(shù)→加指示劑。

　　(2)滴定

　　左手__________，右手________________，眼睛注視________________變化，滴定至終點時，記錄標準液的體積。

　　(3)終點判斷

　　等到滴入最后一滴標準液，指示劑變色，且________________，視為達到滴定終點。

　　3．數(shù)據(jù)處理

　　按上述操作重復二至三次，求出用去標準鹽酸體積的平均值，根據(jù)c(NaOH)＝______________計算。

　　理解與深化

　　一、影響水電離平衡的因素

　　1．實例(H2O H＋＋OH－)

　　改變條件 電離

　　平衡 溶液

　　中

　　c(H＋) 溶液

　　中

　　c(OH－) pH 溶液

　　的酸

　　堿性 KW

　　升高溫度 右移 增大 增大 減小 中性 增大

　　加入

　　酸堿 加入酸，如稀硫酸、醋酸 左移 增大 減小 減小 酸性 不變

　　加入堿，如NaOH、氨水 左移 減小 增大 增大 堿性 不變

　　加入

　　鹽 加入強堿弱酸鹽，如Na2CO3溶液 右移 減小 增大 增大 堿性 不變

　　加入強酸弱堿鹽，如AlCl3溶液 右移 增大 減小 減小 酸性 不變

　　加入強酸強堿鹽，如NaCl溶液 不移 不變 不變 不變 中性 不變

　　加入活潑金屬，如Na 右移 減小 增大 增大 堿性 不變

　　2．總結(jié)

　　(1)降低溫度、加入酸堿都能抑制水的電離，升高溫度、加入能水解的鹽等都能促進水的電離。

　　(2)KW也屬于化學平衡常數(shù)，只隨溫度的變化而變化，加水稀釋并不是溶液中的所有離子濃度均減小，如稀釋HCl水溶液，OH－濃度卻增大。

　　【例1】 (2011黑龍江四校聯(lián)考)水的電離平衡曲線如圖所示，下列說法不正確的是( )。

　　A．圖中四點KW間的關(guān)系：A＝D＜C＜B

　　B．若從A點到D點，可采用：溫度不變在水中加入少量酸

　　C．若從A點到C點，可采用：溫度不變在水中加入少量NH4Cl固體

　　D．若從A點到D點，可采用：溫度不變在水中加入少量NH4Cl固體

　　對點訓練1(2011福建廈門質(zhì)檢)對H2O的電離平衡不產(chǎn)生影響的微粒是( )。

　　A．CH3CH2OH B．NH＋4

　　C．Cl2 D．S2－

　　二、水電離出的c(H＋)或c(OH－)的計算(25 ℃)

　　1．中性溶液

　　c(H＋)＝c(OH－)＝1.0×10－7 molL－1。

　　2．溶質(zhì)為酸的溶液

　　H＋來源于酸電離和水電離，而OH－只來源于水電離。如計算pH＝2的鹽酸中水電離出的c(H＋)：方法是先求出溶液中的`c(OH－)，c(OH－)＝1×10－12 molL－1，即水電離出的c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－12 molL－1。

　　3．溶質(zhì)為堿的溶液

　　OH－來源于堿電離和水電離，而H＋只來源于水電離。如pH＝12的NaOH溶液中，c(H＋)＝1×10－12 molL－1，即水電離產(chǎn)生的c(OH－)＝c(H＋)＝1×10－12 molL－1。

　　4．水解呈酸性或堿性的鹽溶液

　　H＋和OH－均由水電離產(chǎn)生。如pH＝2的NH4Cl溶液中由水電離出的c(H＋)＝1×10－2 molL－1 [c(OH－)＝1×10－12 molL－1]；pH＝12的Na2CO3溶液中由水電離出的c(OH－)＝1×10－2 molL－1。

　　【例2】 ①pH＝1的鹽酸 ②0.5 molL－1的鹽酸

　�、�0.1 molL－1的NH4Cl溶液 ④1 molL－1的NaOH溶液 ⑤pH＝1的NH4Cl溶液 ⑥1 molL－1的NaCl溶液，以上溶液中水電離的c(H＋)由大到小的順序為______________；①⑤的pH均為1，①中由水電離的c(H＋)＝____________，⑤中由水電離的c(H＋)＝____________。

　　注意區(qū)分溶液中的c(H＋)和由水電離的c(H＋)之間的差異，注意溶液中H＋的來源。

　　三、有關(guān)pH的計算

　　1．單一溶液的pH計算

　　(1)強酸溶液，如HA，設(shè)濃度為c molL－1，則c(H＋)＝c molL－1，pH＝－lg c。

　　(2)強堿溶液，如BOH，設(shè)濃度為c molL－1，則c(OH－)＝c molL－1，c(H＋)＝10－14c molL－1，pH＝14＋lg c。

　　2．溶液混合后的pH計算

　　(1)強酸與強酸溶液混合，先求c(H＋)，再求pH。

　　c(H＋)＝ n1H＋＋n2H＋V總

　　pH＝－lg[c(H＋)]

　　(2)強堿與強堿溶液混合，先求c(OH－)，通過KW求其c(H＋)和pH。

　　c(OH－)＝n1OH－＋n2OH－V總

　　c(H＋)＝KWcOH－

　　pH＝－lg[c(H＋)]＝－lg[KWcOH－]

　　3．強酸與強堿溶液混合

　　(1)若酸過量

　　c(H＋)＝nH＋－nOH－V總

　　pH＝－lg[c(H＋)]；

　　(2)若酸與堿正好完全反應，pH＝7；

　　(3)若堿過量，則先求c(OH－)，再求c(H＋)和pH。

　　4．未標明強弱的酸、堿混合

　　把pH＝2與pH＝12的溶液等體積混合后，其pH不一定等于7。若二者為強酸、強堿，則pH＝7；若為弱酸、強堿，則弱酸有余，pH<7；若為強酸、弱堿，則弱堿有余，pH＞7。

　　5．酸、堿加水稀釋

　　【例3】 常溫下，將pH＝13的NaOH溶液與pH＝3鹽酸按體積比為1∶9混合，則混合后溶液的pH約為( )。

　　A．2 B．6 C．12 D．13

　　在做關(guān)于溶液的pH計算的題目時，要抓住“矛盾的主要方面”，溶液顯酸性用溶液中的c(H＋)來計算；溶液顯堿性先求溶液中的c(OH－)，再求溶液中的c(H＋)。

　　口訣：酸按酸(H＋)，堿按堿(OH－)，酸堿中和求過量，無限稀釋7為限。

　　步驟：

　　對點訓練2(2010海南高考)常溫下，將0.1 molL－1氫氧化鈉溶液與0.06 molL－1硫酸溶液等體積混合，該混合溶液的pH等于( )。

　　A．1.7 B．2.0 C．12.0 D．12.4

　　實驗與探究

　　酸堿中和滴定

　　1．酸堿中和滴定原理

　　H＋＋OH－===H2O，即c標V標＝c待V待。

　　2．酸堿中和滴定的關(guān)鍵

　　(1)用酸式或堿式滴定管準確測定V標和V待。

　　(2)準確判斷中和反應是否恰好完全進行，借助酸堿指示劑判斷滴定終點。

　　酸堿中和滴定屬于中學化學教材中定量測量方法之一，另外，還有氧化還原反應滴定法，在高考中經(jīng)常出現(xiàn)，其原理就是利用得失電子守恒定律。

　　實驗典例

　　某同學欲用已知物質(zhì)的量濃度為0.100 0 molL－1的鹽酸測定未知物質(zhì)的量濃度的氫氧化鈉溶液時，選擇酚酞作指示劑。請?zhí)顚懴铝锌瞻祝?/p>

　　(1)用標準的鹽酸滴定待測的氫氧化鈉溶液時，左手把握酸式滴定管的活塞，右手搖動錐形瓶，眼睛注視______。直到因加入一滴鹽酸，溶液的顏色由______色變?yōu)開_____色，且半分鐘不恢復原色，立即停止滴定。

　　(2)下列操作中可能使所測氫氧化鈉溶液的濃度數(shù)值偏低的是______(填序號)。

　　A．酸式滴定管未用標準鹽酸溶液潤洗就直接注入標準鹽酸

　　B．滴定前盛放氫氧化鈉溶液的錐形瓶用蒸餾水洗凈后沒有干燥

　　C．酸式滴定管在滴定前有氣泡，滴定后氣泡消失

　　D．讀取鹽酸體積時，開始仰視讀數(shù)，滴定結(jié)束時俯視讀數(shù)

　　E．滴定過程中，錐形瓶的振蕩過于激烈，使少量溶液濺出

　　(3)若第一次滴定開始和結(jié)束時，酸式滴定管中的液面如下頁圖所示。則起始讀數(shù)為V1＝______ mL，終點讀數(shù)V2＝______ mL。

　　(4)再結(jié)合下表數(shù)據(jù)，計算被測氫氧化鈉溶液的物質(zhì)的量濃度是______ molL－1。

　　滴定

　　次數(shù) 待測溶液

　　體積/mL 標準酸體積

　　滴定前的刻度/mL 滴定后的刻度/mL

　　第一次 10.00 V1 V2

　　第二次 10.00 4.10 21.10

　　第三次 10.00 0.40 17.60

　　答案與解析

　　梳理與整合

　　一、

　　導學誘思

　　KW也是1.0×10－14，因為KW是溫度的函數(shù)

　　教材回歸

　　1．H2O H＋＋OH－

　　2．(1)1×10－7 molL－1 (2)c(OH－)c(H＋) 1×10－14 (3)7

　　3．增大

　　二、

　　導學誘思

　　否，只有在25 ℃時，pH＝7的溶液才為中性溶液

　　教材回歸

　　1．c(H＋) c(OH－) ＝ 1×10－7 molL－1 ＝ ＞ ＞ < < < ＞

　　2．(1)－lgc(H＋) (2)越強 (3)取一小塊試紙放在表面皿或玻璃片上，用蘸有待測液的玻璃棒點于試紙的中部

　　三、

　　導學誘思

　�、偎� 高錳酸鉀酸性溶液腐蝕橡膠管

　　②二者的區(qū)別主要有兩點：滴定管0刻度在上方，量筒無0刻度，且最小刻度在下方；精確度不同，滴定管讀數(shù)應記錄到小數(shù)點后兩位，量筒讀數(shù)記錄到小數(shù)點后一位

　　教材回歸

　　1．(1)標準溶液 待測溶液 酸堿指示劑

　　(2)酸式 堿式 錐形瓶

　　2．(1)檢查是否漏水 潤洗

　　(2)控制活塞 不斷振蕩錐形瓶 錐形瓶內(nèi)溶液顏色

　　(3)半分鐘內(nèi)不褪色

　　3．cHClVHCl/VNaOH

　　理解與深化

　　【例1】C 解析：KW是溫度的函數(shù)，隨溫度升高而增大，A、D點溫度相同，B點溫度高于C點溫度，所以A正確；從A點到D點，溫度不變，酸性增強，所以B選項、D選項正確；A、C點溫度不同，所以C選項錯誤。

　　對點訓練1 A 解析：NH＋4、S2－水解促進了水的電離，Cl2與H2O反應生成HCl、HClO抑制水的電離，所以只有A符合。

　　【例2】答案：⑤＞③＞⑥＞①＞②＞④ 10－13 molL－1 10－1 molL－1

　　解析：酸、堿抑制水的電離，濃度越大抑制程度越大，所以水的電離程度①＞②＞④，鹽水解促進水的電離，濃度越大促進的程度越大，水的電離程度⑤＞③，⑥對水的電離程度無影響；①溶液中H＋主要是由鹽酸提供，溶液中的OH－全部是由水電離出的，所以由水電離的c(H＋)等于由水電離的c(OH－)＝10－1410－1 molL－1；⑤溶液中的H＋全部是由水電離出的，所以由水電離的c(H＋)＝10－1 molL－1。

　　【例3】C 解析：假設(shè)NaOH溶液體積為1 L，則n(OH－)＝0.1 molL－1×1 L＝0.1 mol、n(H＋)＝0.001 molL－1×9 L＝0.009 mol，堿過量，反應后溶液中c(OH－)＝0.1 mol－0.009 mol10 L≈0.01 molL－1，c(H＋)＝10－140.01 molL－1＝10－12 molL－1，pH＝－lg[c(H＋)]＝12。

　　對點訓練2 B 解析：假設(shè)溶液為1 L，n(H＋)＝0.12 mol、n(OH－)＝0.1 mol，酸過量反應后溶液中c(H＋)＝0.12 mol－0.1 mol2 L＝0.01 molL－1，pH＝2.0。

　　實驗與探究

　　答案：(1)錐形瓶內(nèi)溶液顏色的變化 紅 無

　　(2)DE (3)9.00 26.10 (4)0.171 0

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