江苏高考化学复习水溶液中的离子平衡2第二单元溶液的酸碱性教案.docx

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江苏高考化学复习水溶液中的离子平衡2第二单元溶液的酸碱性教案

第二单元　溶液的酸碱性

1．了解水的电离、离子积常数。

　2.了解溶液pH的含义及其测定方法，能进行pH的简单计算。

　水的电离

[知识梳理]

1．水的电离

水是极弱的电解质，电离方程式为H2O＋H2OH3O＋＋OH－或H2OH＋＋OH－。

2．水的离子积常数

Kw＝c（H＋）·c（OH－）。

（1）室温下：

Kw＝1×10－14。

（2）影响因素：

只与温度有关，升高温度，Kw增大。

（3）适用范围：

Kw不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质水溶液。

（4）Kw揭示了在任何水溶液中均存在H＋和OH－，只要温度不变，Kw不变。

3．影响水电离平衡的因素

（1）升高温度，水的电离程度增大，Kw增大。

（2）加入酸或碱，水的电离程度减小，Kw不变。

（3）加入可水解的盐（如FeCl3、Na2CO3），水的电离程度增大，Kw不变。

[自我检测]

1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。

（1）在蒸馏水中滴加浓H2SO4，Kw不变。

（　　）

（2）25℃与60℃时，水的pH相等。

（　　）

（3）25℃时NH4Cl溶液的Kw小于100℃时NaCl溶液的Kw。

（　　）

（4）室温下由水电离的c（H＋）＝1×10－14mol·L－1的溶液中：

Ca2＋、K＋、Cl－、HCO

能大量共存。

（　　）

答案：

（1）×　

（2）×　（3）√　（4）×

2．25℃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>①　　　　　B．②>③>①>④

C．④>①>②>③D．③>②>①>④

解析：

选C。

从四种物质分析可知②NaOH、③H2SO4抑制水的电离，①NaCl不影响水的电离平衡，④（NH4）2SO4促进水的电离（NH

水解），H2SO4为二元强酸，产生的c（H＋）大于NaOH产生的c（OH－），抑制程度更大，故水的电离程度由大到小的顺序为④>①>②>③。

（1）Kw不仅适用于纯水，还适用于中性、酸性或碱性的稀溶液，不管哪种溶液均有c（H＋）H2O＝c（OH－）H2O。

如酸性溶液中：

[c（H＋）酸＋c（H＋）H2O]·c（OH－）H2O＝Kw；碱性溶液中：

[c（OH－）碱＋c（OH－）H2O]·c（H＋）H2O＝Kw。

（2）室温下，由水电离出的c（H＋）＝1×10－14mol·L－1的溶液可能呈强酸性或强碱性，故该溶液中HCO

、HSO

均不能大量共存。

　（2015·高考广东卷）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

[解析]　A．c点溶液中c（OH－）＞c（H＋），溶液呈碱性，升温，溶液中c（OH－）不可能减小。

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。

[答案]　C

（1）水中加入NaHSO4溶液，水的电离平衡__________，溶液中的c（H＋）________，Kw________。

（2）水中加入KAl（SO4）2溶液，水的电离平衡__________，溶液中的c（H＋）________，Kw________。

答案：

（1）逆向移动　增大　不变　

（2）正向移动　增大

不变

　水的电离平衡及其影响因素

1．25℃时，水的电离达到平衡：

H2OH＋＋OH－　ΔH＞0，下列叙述正确的是（　　）

A．向水中加入稀氨水，平衡逆向移动，c（OH－）降低

B．向水中加入少量固体NaHSO4，c（H＋）增大，Kw不变

C．向水中加入少量固体CH3COONa，平衡逆向移动，c（H＋）降低

D．将水加热，Kw增大，pH不变

解析：

选B。

根据平衡体系H2OH＋＋OH－，对各选项的分析如下：

选项

分析

结论

A

稀氨水是弱碱，加入水中后水溶液中c（OH－）增大，平衡逆向移动

错误

B

NaHSO4溶于水后发生电离：

NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO

，使c（H＋）增大，由于温度不变，故Kw不变

正确

C

水中加入固体CH3COONa，CH3COO－发生水解，促进水的电离，平衡正向移动，使溶液呈碱性，c（H＋）降低

错误

D

升高温度，水的电离程度增大，Kw增大，pH变小

错误

2.下图表示水中c（H＋）和c（OH－）的关系，下列判断错误的是（　　）

A．两条曲线间任意点均有c（H＋）·c（OH－）＝Kw

B．M区域内任意点均有c（H＋）＜c（OH－）

C．图中T1＜T2

D．XZ线上任意点均有pH＝7

解析：

选D。

A.水中c（H＋）与c（OH－）的乘积为一常数。

B.由图看出M区域内c（H＋）

C.T2时c（H＋）·c（OH－）大于T1时c（H＋）·c（OH－），因为水的电离过程是吸热的，温度越高，水的离子积越大，所以T2>T1。

D.pH＝－lgc（H＋），XZ线上任意点的c（H＋）＝c（OH－），但pH不一定为7。

　水电离出的c（H＋）或c（OH－）的计算

3．（2018·泉州高三检测）求算常温下下列溶液中由H2O电离出的c（H＋）和c（OH－）。

（1）pH＝2的H2SO4溶液，c（H＋）＝__________，c（OH－）＝__________。

（2）pH＝10的NaOH溶液，c（H＋）＝__________，c（OH－）＝__________。

（3）pH＝2的NH4Cl溶液，c（H＋）＝__________。

（4）pH＝10的Na2CO3溶液，c（OH－）＝__________。

解析：

（1）pH＝2的H2SO4溶液，H＋来源有两个：

H2SO4的电离和H2O的电离，而OH－只来源于水。

应先求算溶液中c（OH－），即为水电离出的c（H＋）或c（OH－）。

（2）pH＝10的NaOH溶液中，OH－有两个来源：

H2O的电离和NaOH的电离，H＋只来源于水。

应先求出溶液中c（H＋），即为水电离出的c（OH－）或c（H＋），溶液中c（OH－）＝10－4mol·L－1，c（H＋）＝10－10mol·L－1，则水电离出的c（H＋）＝c（OH－）＝10－10mol·L－1。

（3）～（4）水解的盐溶液中的H＋或OH－均由水电离产生，水解显酸性的盐应计算其c（H＋），水解显碱性的盐应计算其c（OH－）。

pH＝2的NH4Cl溶液中由水电离产生的c（H＋）＝10－2mol·L－1；pH＝10的Na2CO3溶液中由水电离产生的c（OH－）＝10－4mol·L－1。

答案：

（1）10－12mol·L－1　10－12mol·L－1

（2）10－10mol·L－1　10－10mol·L－1

（3）10－2mol·L－1

（4）10－4mol·L－1

理清溶液中H＋或OH－的来源

（1）常温下，中性溶液

c（OH－）＝c（H＋）＝10－7mol·L－1。

（2）溶质为酸的溶液

①OH－全部来自水的电离，水电离产生的c（H＋）＝c（OH－）。

②实例

计算常温下pH＝2的盐酸中水电离出的c（H＋），方法是先求出溶液中的c（OH－）＝

mol·L－1＝10－12mol·L－1，即水电离出的c（H＋）＝c（OH－）＝10－12mol·L－1。

（3）溶质为碱的溶液

①H＋全部来自水的电离，水电离产生的c（OH－）＝c（H＋）。

②实例

计算常温下pH＝12的NaOH溶液中水电离出的c（OH－），方法是先求出溶液中的c（H＋）＝10－12mol·L－1，即水电离出的c（OH－）＝c（H＋）＝10－12mol·L－1。

（4）水解呈酸性或碱性的盐溶液

①常温下pH＝5的NH4Cl溶液中H＋全部来自水的电离，由水电离出的c（H＋）＝10－5mol·L－1，因为部分OH－与NH

结合，c（OH－）＝

mol·L－1＝10－9mol·L－1。

②常温下pH＝12的Na2CO3溶液中OH－全部来自水的电离，由水电离出的c（OH－）＝

mol·L－1＝10－2mol·L－1。

　溶液的酸碱性与pH

[知识梳理]

一、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＋）7。

二、pH及其测量

1．计算公式：

pH＝－lg__c（H＋）。

2．测量方法

（1）pH试纸法：

用镊子夹取一小块试纸放在玻璃片或表面皿上，用洁净的玻璃棒蘸取待测溶液点在试纸的中央，变色后与标准比色卡对照，即可确定溶液的pH。

（2）pH计测量法。

3．溶液的酸碱性与pH的关系

室温下：

[自我检测]

1．下列溶液一定显酸性的是________。

①pH<7的溶液

②c（H＋）＝c（OH－）的溶液

③c（H＋）＝1×10－7mol·L－1的溶液

④c（H＋）>c（OH－）的溶液

⑤0.1mol·L－1的NH4Cl溶液

解析：

题目没有说明温度，所以pH<7的溶液不一定是酸性溶液，只有c（H＋）>c（OH－）才是准确的判断依据。

NH4Cl溶液水解呈酸性。

答案：

④⑤

2．判断下列溶液在常温下的酸碱性（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）相同浓度的CH3COOH和NaOH溶液等体积混合：

____________。

（3）相同浓度的NH3·H2O和HCl溶液等体积混合：

____________。

（4）pH＝2的HCl和pH＝12的NaOH溶液等体积混合：

____________。

（5）pH＝3的HCl和pH＝10的NaOH溶液等体积混合：

____________。

答案：

（1）中性　

（2）碱性　（3）酸性　（4）中性　（5）酸性

（1）溶液呈现酸性或碱性决定于c（H＋）与c（OH－）的相对大小，不能只看pH，一定温度下pH＝6的溶液可能显中性，也可能显酸性，应注意温度。

（2）使用pH试纸时不能用蒸馏水润湿。

（3）广范pH试纸只能测出pH的整数值。

（1）下列溶液一定呈中性的是________。

A．pH＝7的溶液

B．c（H＋）＝10－7mol·L－1的溶液

C．c（H＋）/c（OH－）＝10－14的溶液

D．氨水和氯化铵的混合液中c（NH

）＝c（Cl－）

（2）已知T℃，Kw＝1×10－13，则T℃__________25℃（填“>”“<”或“＝”）。

在T℃时将pH＝11的NaOH溶液aL与pH＝1的硫酸bL混合（忽略混合后溶液体积的变化），若所得混合溶液的pH＝10，则a∶b＝________。

（3）25℃时，有pH＝x的盐酸和pH＝y的氢氧化钠溶液（x≤6，y≥8），取aL该盐酸与bL该氢氧化钠溶液反应，恰好完全中和，求：

①a/b＝________________（填表达式，用x、y表示）；

②若x＋y＝14，则a/b＝________（填数据）；

③若x＋y＝13，则a/b＝________（填数据）。

[解析]　

（1）A.只有25℃时，pH＝7的溶液才呈中性，该选项没有指明温度，酸碱性无法确定，错误；B.只有25℃时，c（H＋）＝10－7mol·L－1的溶液才呈中性，该选项没有指明温度，酸碱性无法确定，错误；C.c（H＋）/c（OH－）＝10－14的溶液c（H＋）

c（NH

）＋c（H＋）＝c（Cl－）＋c（OH－），因为c（NH

）＝c（Cl－），可得c（H＋）＝c（OH－），溶液呈中性，正确。

（2）温度升高时Kw增大，T℃时Kw>1×10－14，即T℃>25℃；NaOH溶液中n（OH－）＝0.01amol，硫酸中n（H＋）＝0.1bmol，根据混合后溶液pH＝10，得10－3＝

，解得a∶b＝101∶9。

（3）若两溶液完全中和，则溶液中n（H＋）＝n（OH－），即10－xa＝10y－14b，①整理得a/b＝10x＋y－14；②若x＋y＝14，则a/b＝1；③若x＋y＝13，则a/b＝0.1。

[答案]　

（1）D　

（2）>　101∶9

（3）①10x＋y－14　②1　③0.1

（1）上述例题的第

（2）小题中，若将T℃改为常温，则a∶b为________。

（2）上述例题的第（3）小题中，该盐酸与该氢氧化钠完全中和，则两溶液的pH（x、y）的关系式x＋y为________________（用a、b表示）。

（3）由水电离出的c（H＋）＝10－7mol·L－1的溶液________（填“一定”或“不一定”）呈中性。

解析：

（1）NaOH溶液中n（OH－）＝0.001amol，硫酸中n（H＋）＝0.1bmol，根据混合后溶液pH＝10，得10－4＝

，解得a∶b＝1001∶9。

（2）两溶液完全中和时，则有

＝10x＋y－14，即lg

＝x＋y－14，解得x＋y＝14＋lg

。

（3）水的电离受温度、酸、碱等因素的影响，25℃时，水电离出的c（H＋）＝10－7mol·L－1，溶液呈中性；若温度大于25℃，水电离出的c（H＋）＝10－7mol·L－1，则说明水的电离受到抑制，溶液可能呈酸性或碱性。

答案：

（1）1001∶9　

（2）14＋lg

　（3）不一定

　多角度计算溶液的pH

1．已知在100℃下，水的离子积Kw＝1×10－12，下列说法正确的是（　　）

A．0.05mol·L－1的H2SO4溶液pH＝1

B．0.001mol·L－1的NaOH溶液pH＝11

C．0.005mol·L－1的H2SO4溶液与0.01mol·L－1的NaOH溶液等体积混合，混合后溶液pH为6，溶液显酸性

D．完全中和pH＝3的H2SO4溶液50mL，需要pH＝11的NaOH溶液50mL

解析：

选A。

A中，c（H＋）＝0.05mol·L－1×2＝0.1mol·L－1，pH＝－lgc（H＋）＝－lg0.1＝1，正确。

B中，c（OH－）＝10－3mol·L－1，则100℃时，c（H＋）＝

＝

mol·L－1＝10－9mol·L－1，pH＝9，错误。

C中，c（H＋）＝2×0.005mol·L－1＝0.01mol·L－1，c（OH－）＝0.01mol·L－1，等体积混合后c（H＋）＝c（OH－）＝10－6mol·L－1，pH＝6，溶液呈中性，错误。

D中，pH＝3的硫酸溶液中c（H＋）＝10－3mol·L－1，pH＝11的氢氧化钠溶液中c（H＋）＝10－11mol·L－1，c（OH－）＝

mol·L－1＝0.1mol·L－1，等体积混合时，NaOH过量，错误。

2．求室温下下列溶液的pH，已知lg2＝0.3。

（1）将pH＝8的NaOH溶液与pH＝10的NaOH溶液等体积混合。

（2）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。

（4）0.001mol·L－1的NaOH溶液。

解析：

（1）pH＝8的NaOH溶液中：

c（H＋）＝10－8mol·L－1，c（OH－）＝10－6mol·L－1；pH＝10的NaOH溶液中：

c（H＋）＝10－10mol·L－1，c（OH－）＝10－4mol·L－1；混合后溶液中：

c（OH－）＝

mol·L－1≈5×10－5mol·L－1，c（H＋）＝

mol·L－1＝2×10－10mol·L－1，pH＝10－lg2＝9.7。

（2）pH＝5的盐酸中c（H＋）＝10－5mol·L－1，pH＝9的NaOH溶液中c（OH－）＝10－5mol·L－1，根据题意知二者混合后盐酸过量，剩余的c（H＋）＝

＝10－6mol·L－1，pH＝6。

（3）pH相同的强酸溶液等体积混合后pH不变。

（4）c（H＋）＝

mol·L－1＝10－11mol·L－1，pH＝11。

答案：

（1）9.7　

（2）6　（3）3　（4）11

3．将pH＝3的盐酸aL分别与下列三种溶液混合后，混合液均呈中性，其中a、b、c、d的关系正确的是（　　）

①bL1×10－3mol·L－1的氨水

②cLc（OH－）＝1×10－3mol·L－1的氨水

③dLc（OH－）＝1×10－3mol·L－1的Ba（OH）2溶液

A．b>a＝d>c　　　　　　　B．a＝b>c>d

C．a＝b>d>cD．c>a＝d>b

解析：

选A。

pH＝3的盐酸中c（H＋）＝1×10－3mol·L－1，与c（OH－）＝1×10－3mol·L－1的Ba（OH）2溶液混合，混合液呈中性时二者的体积相等，故a＝d；NH3·H2O为弱碱，若1×10－3mol·L－1的氨水与pH＝3的盐酸等体积混合，则正好完全反应生成NH4Cl，NH

水解使溶液呈酸性，故若要使溶液呈中性则应使b>a；c（OH－）＝1×10－3mol·L－1的氨水中c（NH3·H2O）>1×10－3mol·L－1，故与pH＝3的盐酸混合，若要使溶液呈中性，则应使a>c，故有b>a＝d>c。

溶液pH计算的方法

（1）单一溶液的pH计算

①强酸溶液：

如HnA，设浓度为cmol·L－1，c（H＋）＝ncmol·L－1，pH＝－lgc（H＋）＝－lg（nc）。

②强碱溶液（25℃）：

如B（OH）n，设浓度为cmol·L－1，c（H＋）＝

mol·L－1，pH＝－lgc（H＋）＝14＋lg（nc）。

（2）混合溶液的pH计算

①两种强酸混合：

直接求出c混（H＋），再据此求pH。

c混（H＋）＝

。

②两种强碱混合：

先求出c混（OH－），再据Kw求出c混（H＋），最后求pH。

c混（OH－）＝

。

③强酸、强碱混合：

先判断哪种物质过量，再由下式求出溶液中H＋或OH－的浓度，最后求pH。

c混（H＋）或c混（OH－）

＝

。

　溶液稀释后的pH计算

4．

（1）1mLpH＝5的盐酸，加水稀释到10mL,pH＝______；加水稀释到100mL，pH________7。

（2）1mLpH＝9的NaOH溶液，加水稀释到10mL，pH＝________；加水稀释到100mL，pH________7。

（3）pH＝5的H2SO4溶液，加水稀释到500倍，则稀释后c（SO

）与c（H＋）的比值为________。

解析：

（1）1mLpH＝5的盐酸，加水稀释到10mL，pH增大1，变为6；加水稀释到100mL，pH接近7。

（2）1mLpH＝9的NaOH溶液，加水稀释到10mL，pH减小1，变为8；加水稀释到100mL，pH接近7。

（3）稀释前c（SO

）＝

mol/L；稀释后c（SO

）＝

＝10－8mol/L；c（H＋）接近10－7mol/L，所以

＝

＝

。

答案：

（1）6　接近　

（2）8　接近　（3）

5．

（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m倍、n倍，溶液的pH都变成9，则m与n的关系为________________。

答案：

（1）m＜n　

（2）m＞n　（3）m＜n　（4）m＞n

（1）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

稀释后溶液

pH

酸

强酸

pH＝a

pH＝a＋n

弱酸

a

碱

强碱

pH＝b

pH＝b－n

弱碱

b－n

注：

表中a＋n<7，b－n>7。

（2）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。

　酸碱中和滴定

[知识梳理]

一、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。

以标准盐酸滴定待测NaOH溶液为例，待测NaOH溶液的物质的量浓度为c（NaOH）＝

。

酸碱中和滴定的关键：

准确测定消耗标准液的体积；准确判断滴定终点。

二、实验用品

1．仪器

酸式滴定管（如图A）、碱式滴定管（如图B）、滴定管夹、铁架台、锥形瓶。

2．试剂

标准液、待测液、指示剂、蒸馏水。

3．滴定管的使用

（1）酸性、强氧化性试剂一般用酸式滴定管，因为酸和强氧化性物质易腐蚀橡胶管。

（2）碱性试剂一般用碱式滴定管，因为碱性物质易腐蚀玻璃，致使活塞无法打开。

三、实验操作

1．滴定前的准备

（1）滴定管：

查漏→洗涤→润洗→装液→调液面→记录。

（2）锥形瓶：

注待测液→记体积→加指示剂。

2．滴定

3．终点判断

等到滴入最后一滴标准液，指示剂变色，且在半分钟内不恢复原来的颜色，视为滴定终点并记录标准液的体积。

4．数据处理

按上述操作重复2～3次，求出用去标准盐酸体积的平均值，根据c（NaOH）＝

计算出NaOH溶液浓度。

四、常用酸碱指示剂及变色范围

指示剂

变色范围的pH

石蕊

<5.0红色

5.0～8.0紫色

>8.0蓝色

甲基橙

<3.1红色

3.1～4.4橙色

>4.4黄色

酚酞

<8.2无色

8.2～10.0粉红色

>10.0红色

　一般不用石蕊作酸碱中和滴定的指示剂。

五、中和滴定的误差分析

依据原理c（标准）·V（标准）＝c（待测）·V（待测），则有c（待测）＝

，因c（标准）与V（待测）已确定，因此只要分析出不正确操作引起V（标准）的变化，即可分析出结果。

[自我检测]

1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。

（1）滴定管装滴定液前应先用蒸馏水洗净，再用滴定液润洗。

（　　）

（2）中和滴定实验中，锥形瓶用蒸馏水洗净后即可使用。

（　　）

（3）用0.2000mol·L－1NaOH标准溶液滴定HCl与CH3COOH的混合液（混合液中两种酸的浓度均约为0.1mol·L－1），至中性时，溶液中的酸未被完全中和。

（　　）

答案：

（1）√　

（2）√　（3）√

2．（2015·高考广东卷）准确移取20