全国通用版高考化学一轮复习第8章水溶液中的离子平衡第2节水的电离和溶液的酸碱性学案Word文档下载推荐.docx
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动方向
Kw
水的电
离程度
c(OH-)
c(H+)
外加酸碱
酸
逆
不变
减小
增大
碱
外加可水解
的盐
Na2CO3
正
NH4Cl
温度
升温
降温
其他:
如加入Na
25℃,pH=3的盐酸、NH4Cl溶液中,水电离出的c(H+)H2O分别为
1×
10-11mol/L、1×
10-3mol/L。
[应用体验]
正误判断(正确的打“√”,错误的打“×
”)。
(1)纯水中c(H+)随温度升高而增大,酸性增强。
( )
(2)酸、碱性溶液中水电离出的c(H+)H2O=c(OH-)H2O一定比纯水中的小。
(3)向水中加入酸式盐,溶液呈酸性,是因为促进了水的电离。
(4)25℃时,0.10mol·
L-1NaHCO3溶液加水稀释后,c(H+)与c(OH-)的乘积变大。
(5)已知某温度下CH3COOH和NH3·
H2O的电离常数相等,现向10mL浓度为0.1mol·
L-1的CH3COOH溶液中滴加相同浓度的氨水,在滴加过程中水的电离程度始终增大。
(6)pH相同的两溶液中,水电离出的c(H+)不一定相同。
【提示】
(1)×
(2)×
(3)×
(4)×
(5)×
(6)√
[高考命题点突破]
命题点1 水的电离和Kw的应用与计算
1.25℃时,相同物质的量浓度的下列溶液:
①NaCl
②NaOH ③H2SO4 ④(NH4)2SO4,其中水的电离程度按由大到小顺序排列的一组是( )
A.④>
③>
②>
①B.②>
①>
④
C.④>
③D.③>
C [②、③为碱、酸抑制水电离;
④中NH
水解促进水电离;
①NaCl不影响水电离。
]
2.(2015·
广东高考)一定温度下,水溶液中H+和OH-的浓度变化曲线如图。
下列说法正确的是( )
A.升高温度,可能引起由c向b的变化
B.该温度下,水的离子积常数为1.0×
10-13
C.该温度下,加入FeCl3可能引起由b向a的变化
D.该温度下,稀释溶液可能引起由c向d的变化
C [A.由图可知a、b、c三点对应的平衡常数不变,故a、b、c为等温线,升温,不能由c向b变化。
B.由b点对应c(H+)与c(OH-)可知,Kw=c(H+)·
c(OH-)=1.0×
10-7×
1.0×
10-7=1.0×
10-14。
C.FeCl3溶液水解显酸性,溶液中c(H+)增大,因一定温度下水的离子积是常数,故溶液中c(OH-)减小,因此加入FeCl3溶液可能引起由b向a的变化。
D.c点溶液呈碱性,稀释时
c(OH-)减小,同时c(H+)应增大,故稀释溶液时不可能引起由c向d的变化。
3.(2018·
韶关模拟)已知NaHSO4在水中的电离方程式为NaHSO4===Na++H++SO
。
某温度下,向c(H+)=1×
10-6mol·
L-1的蒸馏水中加入NaHSO4晶体,保持温度不变,测得溶液的c(H+)=1×
10-2mol·
L-1。
下列对该溶液的叙述不正确的是( )
A.该温度高于25℃
B.由水电离出来的H+的浓度为1×
10-10mol·
L-1
C.加入NaHSO4晶体抑制水的电离
D.取该溶液加水稀释100倍,溶液中的水电离出的c(H+)减小
D [A项,Kw=1×
10-6×
1×
10-6=1×
10-12,温度高于25℃;
B、C项,NaHSO4电离出的H+抑制H2O电离,c(H+)H2O=c(OH-)=1×
10-10mol/L;
D项,加H2O稀释,c(H+)减小,H+对H2O电离的抑制减小,c(H+)H2O增大。
4.写出25℃时下列溶液中水电离出的c(H+)H2O。
(1)pH=0的H2SO4溶液中________;
(2)pH=10的Na2S溶液中________;
(3)0.05mol/L的Ba(OH)2溶液中________;
(4)pH=4的(NH4)2SO4溶液中________。
【答案】
(1)1×
10-14mol/L
(2)1×
10-4mol/L (3)1×
10-13mol/L
(4)1×
10-4mol/L
(1)理解水的电离平衡曲线
①曲线上的任意点的Kw都相同,即c(H+)·
c(OH-)相同,温度相同;
②曲线外的任意点与曲线上任意点的Kw不同,温度不同;
③实现曲线上点之间的转化需保持温度不变,改变酸碱性;
实现曲线上点与曲线外点之间的转化一定改变温度。
(2)c(H+)H2O=c(OH-)H2O的计算
①酸溶液:
c(H+)H2O=c(OH-)H2O=c(OH-)
②碱溶液:
c(OH-)H2O=c(H+)H2O=c(H+)
③水解呈酸性的盐溶液:
c(H+)H2O=c(OH-)H2O=c(H+)
④水解呈碱性的盐溶液:
c(OH-)H2O=c(H+)H2O=c(OH-)
命题点2 酸碱反应过程中c(H+)H2O或c(OH-)H2O的变化
5.(2018·
厦门模拟)常温下,向20mL某浓度的硫酸溶液中滴入0.1mol·
L-1氨水,溶液中水电离的氢离子浓度随加入氨水的体积变化如图。
下列分析正确的是
A.V=40
B.c点所示溶液中:
c(H+)-c(OH-)=2c(NH3·
H2O)
C.NH3·
H2O的电离常数K=10-4
D.d点所示溶液中:
c(NH
)=2c(SO
)
D [A项,c点水的电离程度最大,说明此时c(NH
)最大,对水的电离促进程度最大,氨水与硫酸恰好完全反应生成(NH4)2SO4,氨水体积为0时,水电离出c(H+)=1×
10-13mol·
L-1,水电离出c(OH-)=1×
L-1,溶液中的c(H+)=0.1mol·
L-1,c(H2SO4)=0.05mol·
L-1,消耗氨水的体积也是20mL,即V=20,错误;
B项,c点所示溶液是(NH4)2SO4溶液,由质子守恒得:
c(H+)-c(OH-)=c(NH3·
H2O),错误;
C项,根据题意,无法判断NH3·
H2O的电离常数的大小,错误;
D项,根据电荷守恒:
c(H+)+c(NH
)+c(OH-),而溶液呈中性c(OH-)=c(H+),所以c(NH
),正确。
考点2|溶液的酸碱性与pH
(对应学生用书第153页)
1.溶液的酸碱性
溶液的酸碱性取决于溶液中c(H+)和c(OH-)的相对大小。
(1)酸性溶液:
c(H+)>c(OH-),常温下,pH<7。
(2)中性溶液:
c(H+)=c(OH-),常温下,pH=7。
(3)碱性溶液:
c(H+)<c(OH-),常温下,pH>7。
2.pH
(1)定义式:
pH=-lgc(H+)。
(2)溶液的酸碱性与pH的关系(室温下)
①由图示关系知,pH越小,溶液的酸性越强。
②pH一般表示c(H+)≤1mol/L的酸溶液或c(OH-)≤1mol/L的碱溶液。
3.pH的测定方法
(1)pH试纸法
pH试纸的使用方法:
把小片试纸放在表面皿或玻璃片上,用干燥的玻璃棒蘸取待测液点在pH试纸中央,试纸变色后,与标准比色卡对比即可确定溶液的pH。
但应注意:
①pH试纸不能伸入待测液中。
②pH试纸不能事先润湿。
③用广泛pH试纸测出溶液的pH是1~14的整数,读数不会出现小数。
(2)pH计法
常用pH计精确测量溶液的pH,读数时应保留两位小数。
4.溶液pH的一般计算
(1)总体原则
①若溶液为酸性,先求c(H+)⇨再求pH=-lgc(H+)。
②若溶液为碱性,先求c(OH-)⇨再求c(H+)=KW/c(OH-)⇨最后求pH。
(2)单一类的计算方法
①浓度为c的强酸(HnA):
由c(H+)=nc可求pH。
②浓度为c的强碱[B(OH)n]:
由c(OH-)=nc可推c(H+)=
⇨再求pH。
(3)混合类的计算方法
①同性混合:
a.若为酸的溶液混合,则先求c(H+)混=[c(H+)1V1+c(H+)2V2]/(V1+V2)⇨再求pH。
b.若为碱的溶液混合,则先求c(OH-)混=[c(OH-)1V1+c(OH-)2V2]/(V1+V2)⇨再求c(H+)=KW/c(OH-)混⇨最后求pH。
②异性混合:
a.若酸过量,则先求c(H+)过=[c(H+)酸V酸-c(OH-)碱V碱]/(V酸+V碱)⇨再求pH。
b.若碱过量,则先求c(OH-)过=[c(OH-)碱V碱-c(H+)酸V酸]/(V酸+V碱)⇨再求c(H+)=KW/c(OH-)过⇨最后求pH。
(1)溶液的pH减小,溶液的酸性一定增强。
(2)25℃pH=1的硫酸溶液和盐酸溶液的物质的量浓度均为0.1mol/L。
(3)(2017·
全国Ⅲ卷)测定醋酸钠溶液pH的操作为用玻璃棒蘸取溶液,点在湿润的pH试纸上。
(4)一定温度下,pH=a的氨水,稀释10倍后,其pH=b,则a=b+1。
(5)25℃pH=3的醋酸与pH=11的NaOH溶液等体积混合,混合液的pH=7。
(6)用pH试纸测定氯水的pH=4。
(7)用pH试纸测0.1mol/L的HA溶液的pH=3.2。
(6)×
(7)×
命题点1 溶液酸、碱性的判断
1.用“酸性”“碱性”“中性”或“不确定”填空。
(1)pH<
7的溶液________。
(2)c(OH-)>
10-7mol/L的溶液________。
(3)水电离出的c(H+)=1×
10-4mol/L的溶液________。
(4)c(H+)>
c(OH-)的溶液________。
(5)pH=0的溶液(25℃)________。
(6)25℃时
=1×
10-10mol/L的溶液________。
(7)pH=6的溶液________。
(8)Kw=1×
10-12时pH=6的溶液________。
【答案】
(1)不确定
(2)不确定 (3)不确定 (4)酸性 (5)酸性 (6)酸性 (7)不确定 (8)中性
2.判断下列溶液在常温下的酸、碱性(在横线上填“酸性”“碱性”或“中性”)。
(1)相同浓度的HCl和NaOH溶液等体积混合________。
(2)相同浓度NH3·
H2O和HCl溶液等体积混合________。
(3)pH=2的HCl和pH=12的NaOH溶液等体积混合________。
(4)pH=3的HCl和pH=10的NaOH溶液等体积混合________。
(5)pH=3的HCl和pH=12的NaOH溶液等体积混合________。
(6)pH=2的CH3COOH和pH=12的NaOH溶液等体积混合________。
(7)pH=2的HCl和pH=12的NH3·
H2O等体积混合________。
【答案】
(1)中性
(2)酸性 (3)中性 (4)酸性
(5)碱性 (6)酸性 (7)碱性
3.25℃下用pH=3的HA溶液与pH=11的氨水等体积混合,混合液酸碱性情况为________。
【解析】 可分为4种情况:
①若酸为强酸,则反应后氨水有剩余,溶液呈碱性;
②若酸为弱酸且酸的电离程度比氨水还弱,则溶液呈酸性;
③若酸为弱酸且酸的电离程度比氨水强,则溶液呈碱性;
④若酸为弱酸且酸的电离程度与氨水相同,则溶液呈中性。
【答案】 酸性、碱性或中性
1等浓度等体积一元酸与一元碱混合的溶液——“谁强显谁性,同强显中性。
”
225℃时,pH之和等于14时,一元强酸和一元弱碱等体积混合呈碱性;
一元弱酸和一元强碱等体积混合呈酸性。
即谁弱谁过量,显谁性。
3强酸、强碱等体积混合25℃时,①pH之和等于14呈中性;
②pH之和小于14呈酸性;
③pH之和大于14呈碱性。
命题点2 溶液稀释的pH的判断
4.
(1)体积相同,浓度均为0.2mol·
L-1的盐酸和CH3COOH溶液,分别加水稀释10倍,溶液的pH分别变成m和n,则m与n的关系为________。
(2)体积相同,浓度均为0.2mol·
L-1的盐酸和CH3COOH溶液,分别加水稀释m倍、n倍,溶液的pH都变成3,则m与n的关系为________。
(3)体积相同,pH均等于1的盐酸和CH3COOH溶液,分别加水稀释m倍、n倍,溶液的pH都变成3,则m与n的关系为________。
(4)体积相同,pH均等于13的氨水和NaOH溶液,分别加水稀释100倍,溶液的pH分别为m和n,则m和n的关系为________。
【解析】
(1)稀释10倍后两浓度均变为0.02mol/L,盐酸中的c(H+)>
醋酸中的c(H+),故m<
n。
(2)若稀释相同倍数,盐酸的pH仍比醋酸的小,故盐酸稀释的倍数大,故m>
(3)稀释相同倍数,CH3COOH溶液的pH变化较小,故m<
(4)稀释相同倍数,氨水的pH变化较小,故m>
【答案】
(1)m<
n
(2)m>
n (3)m<
n (4)m>
n
(1)不能正确理解酸、碱的无限稀释规律
常温下任何酸或碱溶液无限稀释时,溶液的pH都不可能大于7或小于7,只能接近7。
(2)不能正确理解弱酸、弱碱的稀释规律
溶液
稀释前
溶液pH
加水稀释到体积为原来
的10n倍
稀释后
强酸
pH=a
pH=a+n
弱酸
a<
pH<
a+n
强碱
pH=b
pH=b-n
弱碱
b-n<
b
注:
表中a+n<
7,b-n>
7。
命题点3 溶液pH的相关计算与换算
5.计算常温下下列溶液的pH。
(1)0.1mol·
L-1的CH3COOH溶液。
(已知CH3COOH的电离常数Ka=1.8×
10-5)________(lg
=0.1)。
(2)常温下,将pH=5的盐酸与pH=9的NaOH溶液以体积比11∶9混合。
________。
(3)将pH=3的HCl与pH=3的H2SO4等体积混合。
【答案】
(1)2.9
(2)6 (3)3
6.25℃时,100mLpH=a的稀H2SO4与10mLpH=b的NaOH溶液混合,溶液呈中性,则a,b的关系为________。
【解析】 100×
10-a=10×
10-14+b
10-a+2=10-14+b+1,故-a+2=-14+b+1,
a+b=15。
【答案】 a+b=15
7.在某温度时,测得0.01mol·
L-1的NaOH溶液的pH=11。
(1)该温度下水的离子积常数Kw=________。
(2)在此温度下,将pH=a的NaOH溶液VaL与pH=b的硫酸VbL混合。
①若所得混合液为中性,且a=12,b=2,则Va∶Vb=________。
②若所得混合液为中性,且a+b=12,则Va∶Vb=________。
【解析】
(1)由题意知,溶液中c(H+)=10-11mol·
L-1,c(OH-)=
0.01mol·
L-1,故Kw=c(H+)·
c(OH-)=10-13。
(2)①根据中和反应:
H++OH-===H2O。
c(H+)·
Vb=c(OH-)·
Va
10-2·
Vb=10-13/10-12·
=
=1∶10。
②根据中和反应:
10-b·
Vb=10-13/10-a·
=1013-(a+b)=10,即Va∶Vb=10∶1。
【答案】
(1)10-13
(2)①1∶10 ②10∶1
考点3|酸碱中和滴定
(对应学生用书第155页)
1.实验原理
利用酸碱中和反应,用已知浓度酸(或碱)来测定未知浓度的碱(或酸)的实验方法。
以标准盐酸溶液滴定待测的NaOH溶液,待测的NaOH溶液的物质的量浓度为c(NaOH)=
酸碱中和滴定的关键:
(1)准确测定标准液与待测液的体积。
(2)准确判断滴定终点。
2.实验用品
(1)仪器:
酸式滴定管、碱式滴定管、滴定管夹、铁架台和锥形瓶。
(2)试剂:
标准液、待测液、指示剂、蒸馏水。
(3)滴定管
①构造:
“0”刻度线在上方,尖嘴部分无刻度。
②精确度:
读数可估计到0.01mL。
③洗涤:
先用蒸馏水洗涤,再用待装液润洗。
④排泡:
酸、碱式滴定管中的液体在滴定前均要排出尖嘴中的气泡。
⑤使用注意事项:
试剂性质
滴定管
原因
酸性、氧化性
酸式滴定管
氧化性物质易腐蚀橡胶管
碱性
碱式滴定管
碱性物质易腐蚀玻璃,致使玻璃活塞无法打开
3.实验操作(以标准盐酸滴定待测NaOH溶液为例)
(1)滴定前的准备
①滴定管:
查漏→洗涤→润洗→装液→赶气泡→调液面→记录。
②锥形瓶:
洗涤→装液→加指示剂。
(2)滴定
(3)终点判断
等滴入最后一滴标准液,指示剂变色,且半分钟内不变色,视为滴定终点并记录消耗标准液的体积。
(4)数据处理
按上述操作重复二至三次,求出用去标准盐酸体积的平均值及待测碱液体积的平均值,根据c(NaOH)=
计算。
指示剂选择的基本原则
变色要灵敏,变色范围要小,变色范围尽量与滴定终点溶液的酸碱性一致。
(1)不能用石蕊作指示剂。
(2)滴定终点为碱性时,用酚酞作指示剂,例如用NaOH溶液滴定醋酸。
(3)滴定终点为酸性时,用甲基橙作指示剂,例如用盐酸滴定氨水。
(4)强酸滴定强碱一般用甲基橙,但用酚酞也可以。
(5)并不是所有的滴定都须使用指示剂,如用标准的Na2SO3溶液滴定KMnO4溶液时,KMnO4颜色恰好褪去时即为滴定终点。
4.滴定误差分析
依据原理c(标准)·
V(标准)=c(待测)·
V(待测),得c(待测)=
,因为c(标准)与V(待测)已确定,所以只要分析出不正确操作引起V(标准)的变化,即分析出结果。
实例分析:
以标准酸溶液滴定未知浓度的碱(酚酞作指示剂)为例,常见的因操作不正确而引起的误差有:
步骤
操作
V(标准)
c(待测)
洗涤
酸式滴定管未用标准溶液润洗
变大
偏高
碱式滴定管未用待测溶液润洗
变小
偏低
锥形瓶用待测溶液润洗
锥形瓶洗净后还留有蒸馏水
无影响
取液
放出碱液的滴定管开始有气泡,放出液体后气泡消失
滴定
酸式滴定管滴定前有气泡,滴定终点时气泡消失
振荡锥形瓶时部分液体溅出
部分酸液滴出锥形瓶外
溶液颜色较浅时滴入酸液过快,停止滴定后反加一滴NaOH溶液无变化
读数
酸式滴定管滴定前读数正确,滴定后俯视读数(或前仰后俯)
酸式滴定管滴定前读数正确,滴定后仰视读数(或前俯后仰)
命题点1 酸碱中和滴定的实验操作与数据处理
1.准确移取20.00mL某待测HCl溶液于锥形瓶中,用0.1000mol·
L-1NaOH溶液滴定。
下列说法正确的是( )【导学号:
97500150】
A.滴定管用蒸馏水洗涤后,装入NaOH溶液进行滴定
B.(2017·
全国Ⅲ卷)取20.00mL盐酸的操作为在50mL酸式滴定管中装入盐
酸,调整初始读数为30.00mL后,将剩余盐酸放入锥形瓶
C.用酚酞作指示剂,当锥形瓶中溶液由红色变为无色时停止滴定
D.滴定时眼睛不要注视着滴定管内NaOH溶液的液面变化,而应注视锥形
瓶内溶液颜色变化
D [A.滴定管用蒸馏水洗涤后,需用待装液润洗才能装入NaOH溶液进行滴定。
B.滴定管尖嘴部分有一段无刻度,完全放出溶液体积大于20.00mL。
C.用酚酞作指示剂,当锥形瓶内溶液由无色变为浅红色,且半分钟内不变色,说明达到滴定终点,应停止滴定。
2.现使用酸碱中和滴定法测定市售白醋的总酸量(g/100mL)。
Ⅰ.实验步骤:
(1)量取10.00mL食用白醋,在烧杯中用水稀释后转移到100mL________(填仪器名称)中定容,摇匀即得待测白醋溶液。
(2)用酸式滴定管取待测白醋溶液20.00mL于锥形瓶中,向其中滴加2滴________作指示剂。
(3)读取盛装0.1000mol/LNaOH溶液的碱式滴定管的初始读数。
如果液面位置如图所示,则此时的读数为________mL。
(4)滴定。
滴定终点的现象是_______________________________________
_______________________________________________________________。
Ⅱ.数据记录:
滴定次数
实验数据/mL
1
2
3
4
V(样品)
20.00
V(NaOH)(消耗)
15.95
15.00
15.05