《福建省三明市泰寧縣2017-2018學(xué)年高中化學(xué) 水的電離與溶液的PH 酸堿中和滴定 知識(shí)要點(diǎn)復(fù)習(xí)學(xué)案 新人教版選修4.doc》由會(huì)員分享，可在線閱讀，更多相關(guān)《福建省三明市泰寧縣2017-2018學(xué)年高中化學(xué) 水的電離與溶液的PH 酸堿中和滴定 知識(shí)要點(diǎn)復(fù)習(xí)學(xué)案 新人教版選修4.doc（8頁(yè)珍藏版）》請(qǐng)?jiān)谘b配圖網(wǎng)上搜索。

《水的電離與溶液的PH 酸堿中和滴定 》 一、水的電離 1.水的電離方程式：H2OH+ + OH— 2. ①表達(dá)式：室溫下純水，KW=c(H+)c(OH-)=110-14，pH=7，c(H+)=c(OH-)=10-7molL-1 ②影響Kw大小的因素 A．水的電離過(guò)程是個(gè)吸熱的過(guò)程，故溫度升高，H2O的Kw增大 。 B．水的離子積是水電離平衡時(shí)的性質(zhì)，不僅適用于純水，也適用于稀的電解質(zhì)水溶液，只要溫度不變，Kw就不變。 ③影響水的電離平衡的因素 A．酸、堿均可抑制水的電離； B．升高溫度可促進(jìn)水的電離； C．易水解的鹽均可促進(jìn)水的電離； D．活潑金屬(Na)可促進(jìn)水的電離。 二、溶液的酸堿性與pH 1. 溶液的酸堿性 溶液的酸堿性決定于c（H＋）與c（OH –）的關(guān)系 （1）c（H＋）＝c（OH –），溶液呈中性。 （2）c（H＋）＞c（OH –），溶液呈酸性 （3）c（H＋）＜c（OH –），溶液呈堿性 2. pH （1）定義式： pH= -lg C（H+） （2）適用范圍：0~14 （3）pH 與溶液中c（H＋）的關(guān)系。 25℃，純水的pH為7，溶液顯中性，pH<7的溶液為酸性，pH>7的溶液為堿性。 ①pH表示溶液酸堿性的強(qiáng)弱。pH越小，溶液酸性越強(qiáng)；反之，溶液的堿性越強(qiáng)。 ②使用范圍：110－14molL－1≤c(H＋)≤1molL－1。即：0≤pH≤14 (填pH的取值范圍)。 注意：pH為7的溶液不一定為中性。100℃，KW =110-12，c(H+) = c（OH –）=110-6mol/L，此時(shí)pH為6，但溶液仍為中性。判斷溶液酸堿性的依據(jù)是比較溶液中c(H+)、c（OH –）的相對(duì)大小。 3. pH試紙的使用 (1)方法 把小片試紙放在表面皿上，用玻璃棒蘸取待測(cè)液點(diǎn)在干燥的pH試紙上，試紙變色后，與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對(duì)比即可確定溶液的pH。 (2)注意 試紙使用前不能用蒸餾水潤(rùn)濕，否則待測(cè)液因被稀釋可能會(huì)產(chǎn)生誤差。廣泛pH試紙只能測(cè)出整數(shù)值。 三、酸堿中和滴定 （1）實(shí)驗(yàn)原理 利用酸堿中和反應(yīng)，用已知濃度酸(或堿)來(lái)測(cè)定未知濃度的堿(或酸)的實(shí)驗(yàn)方法。以標(biāo)準(zhǔn)鹽酸溶液滴定待測(cè)的NaOH溶液，待測(cè)的NaOH溶液的物質(zhì)的量濃度為c(NaOH)＝ 。酸堿中和滴定的關(guān)鍵： ①準(zhǔn)確測(cè)定標(biāo)準(zhǔn)液的體積。 ②準(zhǔn)確判斷滴定終點(diǎn)。 （2）試劑：HCl溶液（未知濃度）、0.1mol/LNaOH溶液、酚酞溶液、蒸餾水。 （3）儀器：酸式滴定管、堿式滴定管、滴定管夾、錐形瓶、洗瓶、鐵架臺(tái)、燒杯等。 （4）滴定管的使用 ①酸性、氧化性的試劑一般用酸式滴定管，因?yàn)樗岷脱趸晕镔|(zhì)腐蝕橡膠。 ②堿性的試劑一般用堿式滴定管，因?yàn)閴A性物質(zhì)的溶液易與玻璃中的成分SiO2反應(yīng)生成Na2SiO3，Na2SiO3致使活塞無(wú)法打開 （5）實(shí)驗(yàn)操作過(guò)程： ①滴定準(zhǔn)備過(guò)程： a、滴定管的準(zhǔn)備：檢漏---洗滌---潤(rùn)洗---注液---趕氣泡---調(diào)頁(yè)面---記錄 b、錐形瓶的準(zhǔn)備：a.注堿液b.記讀數(shù)c.加指示劑 ②滴定 左手控制滴定管活塞，右手不斷搖動(dòng)錐形瓶，眼睛注視錐形瓶色中溶液顏色的變化。 ③終點(diǎn)的判斷 等到滴入最后一滴標(biāo)準(zhǔn)液，指示劑變色，且半分鐘內(nèi)不恢復(fù)原來(lái)的顏色，視為滴定終點(diǎn)并記錄標(biāo)準(zhǔn)液的體積。 ④讀數(shù) 讀取滴定管內(nèi)液面所在體積數(shù)時(shí)，應(yīng)使滴定管與水平的實(shí)驗(yàn)臺(tái)面保持垂直，并使視線與滴定管內(nèi)液體的凹液面最低處水平相切。 ⑤數(shù)據(jù)記錄 按上述操作重復(fù)二至三次，求出用去標(biāo)準(zhǔn)鹽酸體積的平均值，根據(jù)c(NaOH)=計(jì)算。 6.常用酸堿指示劑及變色范圍 指示劑 變色范圍的pH 石蕊 <5紅色 5～8紫色 >8藍(lán)色 甲基橙 <3.1紅色 3.1～4.4橙色 >4.4黃色 酚酞 <8無(wú)色 8～10淺紅色 >10紅色 【熱點(diǎn)難點(diǎn)全析】 〖考點(diǎn)一〗 影響水的電離的因素以及水電離出的c(H＋)或c(OH－)的計(jì)算 1. 影響水的電離的因素 條件改變 平衡移動(dòng)方向 c(OH-) c(H+) Kw 加HCl 向左 減少 增大 不變 NaOH（s） 向左 增大 減小 不變 升溫 向右 增大 增大 增大 加Na2CO3 向右 增大 減少 不變 2．室溫下水電離出的c(H＋)或c(OH－)的計(jì)算規(guī)律 (1)中性溶液：c(H＋)＝c(OH－)＝1.010－7molL－1。 (2)溶質(zhì)為酸的溶液：H＋來(lái)源于酸電離和水電離，而OH－只來(lái)源于水。如計(jì)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－)＝10－12molL－1，即水電離出的c(H＋)＝c(OH－)＝10－12molL－1。 (3)溶質(zhì)為堿的溶液OH－來(lái)源于堿電離和水電離，而H＋只來(lái)源于水。如pH＝12的NaOH溶液中，c(H＋)＝10－12 molL－1，即水電離產(chǎn)生的c(OH－)＝c(H＋)＝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，水電離的c(H＋)＝10－2molL－1，水電離產(chǎn)生的OH－濃度也為10－2molL－1，但是因被NH結(jié)合，最終溶液中的OH－只有10－12molL－1。pH＝12的Na2CO3溶液中H＋、OH－濃度變化與之相似。 【提醒】(1)注意區(qū)分溶液組成和性質(zhì)的關(guān)系 酸性溶液不一定是酸溶液，堿性溶液不一定是堿溶液。 (2)溫度相同、pH相同的溶液對(duì)水的電離程度影響并不一定相同。如pH=3的鹽酸和NH4Cl溶液，前者抑制水的電離，后者反而促進(jìn)水的電離；pH=10的NaOH溶液和CH3COONa溶液，前者抑制水的電離，后者反而促進(jìn)水的電離。 (3)常溫時(shí)，由水電離產(chǎn)生的c(H+)<10-7 mol/L的溶液，因水的電離受到抑制，可能是酸性溶液也可能是堿性溶液。 【典例1】室溫下，在pH＝12的某溶液中，分別有甲、乙、丙、丁四位同學(xué)計(jì)算出由水電離出的c(OH-)的數(shù)據(jù)分別為甲：1.010－7 molL－1；乙：1.010－6 molL－1；丙：1.010－2 molL－1；?。?.010－12 molL－1。其中你認(rèn)為可能正確的數(shù)據(jù)是 (　　) A．甲、乙 B．乙、丙 C．丙、丁 D．乙、丁 解析　如果該溶液是一種強(qiáng)堿(例如NaOH)溶液，則該溶液的OH-首先來(lái)自于堿(NaOH)的電離，水的電離被抑制，c(H+)＝110－12 molL－1，所有這些H+都來(lái)自于水的電離，水電離時(shí)當(dāng)然同時(shí)提供相同物質(zhì)的量的OH-，所以丁是對(duì)的。 如果該溶液是一種強(qiáng)堿弱酸鹽溶液，則該溶液之所以呈堿性是由于鹽中弱酸根水解的緣故。水解時(shí)，弱酸根離子與水反應(yīng)生成弱酸和OH-，使溶液中c(OH－)>c(H+)，溶液中的OH-由水電離所得，所以丙也是正確的。 答案　C 〖考點(diǎn)二〗關(guān)于pH值的計(jì)算 1.計(jì)算原則 ⑴若溶液為酸性，先求c（H＋），再求pH； ⑵若溶液為堿性，先求c（OH –），再由c（H＋）=求c（H＋），最后求pH。 具體情況（25℃） ⑴酸、堿溶液pH的計(jì)算 ①?gòu)?qiáng)酸溶液，如HnA，設(shè)濃度為cmolL-1，c（H＋）=ncmolL-1，pH=-lg c（H＋）=-lg（nc） ②強(qiáng)堿溶液，如B(OH)n，設(shè)濃度為cmolL-1，c（H＋）= cmolL-1，pH=-lg c（H＋）=14+lg（nc） ③一元弱酸溶液，設(shè)濃度為cmolL-1，則有：c（H＋）＜cmolL-1，-lg c＜pH＜7 ④一元弱堿溶液，設(shè)濃度為cmolL-1，則有：c（OH –）＜cmolL-1，c（H＋）= cmolL-1，7＜pH＜14+lg 2.溶液稀釋 酸、堿加水稀釋時(shí)pH的計(jì)算 (1)強(qiáng)酸pH＝a，加水稀釋10n倍，則pH＝a＋n。 (2)弱酸pH＝a，加水稀釋10n倍，則a＜pH＜a＋n。 (3)強(qiáng)堿pH＝b，加水稀釋10n倍，則pH＝b－n。 (4)弱堿pH＝b，加水稀釋10n倍，則b－n＜pH＜b。 (5)酸、堿溶液無(wú)限稀釋，pH只能接近于7，酸不能大于7，堿不能小于7。 3.溶液混合好（忽略混合過(guò)程中體積的變化） （1）強(qiáng)酸與強(qiáng)酸混合 若是等體積混合，且△pH≥2，則 （注：lg2=0.3）。 （2）強(qiáng)堿與強(qiáng)堿混合 若是等體積混合，且△pH≥2，則。 （3）強(qiáng)酸和強(qiáng)堿混合，可能情況有三種： ①若強(qiáng)酸和強(qiáng)堿恰好中和， pH=7. ②若強(qiáng)酸過(guò)量，求出過(guò)量的CH+，再求pH值. ③若強(qiáng)堿過(guò)量，求出過(guò)量的COH-，再求出CH+后求pH值. 特例：若強(qiáng)酸與強(qiáng)堿等體積混合 ①若pH酸+pH堿=14，則完全中和pH=7. ②若pH酸+pH堿＞14，則堿過(guò)量pH≈pH堿－0.3 ③若pH酸+pH堿＜14，則酸過(guò)量pH≈pH酸+0.3 25℃，體積為V1的強(qiáng)酸與 體積為V2的強(qiáng)堿混合后，溶液呈中性，則混合前pH（酸）、pH（堿）的關(guān)系為： 若酸與堿溶液的pH之和等于14，酸、堿中有一強(qiáng)、一弱，則酸、堿溶液混合后，誰(shuí)弱顯誰(shuí)性。這是因?yàn)樗岷蛪A已電離的H+ 和OH- 恰好中和，誰(shuí)弱誰(shuí)的H+ 或OH- 有儲(chǔ)備，中和后還能電離，顯出酸、堿性來(lái)。 【提醒】(1)強(qiáng)酸(或強(qiáng)堿)溶液稀釋后性質(zhì)不會(huì)改變： 對(duì)于酸溶液中的c(H+)，每稀釋10n倍，pH增大n個(gè)單位，但增大后不超過(guò)7，酸仍為酸。對(duì)于堿溶液中的c(OH-)，每稀釋10n倍，pH減小n個(gè)單位，但減小后不小于7，堿仍為堿。 (2)pH相同的強(qiáng)酸與弱酸(或強(qiáng)堿與弱堿)，稀釋相同的倍數(shù)，強(qiáng)酸(或強(qiáng)堿)pH變化大，弱酸(或弱堿)pH變化小。 【典例2】某探究小組在某溫度下測(cè)定溶液的pH時(shí)發(fā)現(xiàn)，0.01 molL－1的NaOH溶液中，由水電離出的c(H+)c(OH－)=10－22，則該小組在該溫度下測(cè)得0.1 molL－1的NaOH溶液的pH應(yīng)為( ) A.13 B.12 C.11 D.10 【解析】選B。 在0.01 molL－1的NaOH溶液中，由水電離出的c(H+)c(OH－)=10－22，c(H+)=10-11 molL－1，該溫度下水的離子積為10－110.01=10-13。所以該溫度下0.1 molL－1的NaOH溶液中c(H+)=10-13/0.1 molL－1=10-12 molL－1，故pH=12，B項(xiàng)正確。 〖考點(diǎn)三〗酸堿中和滴定的誤差分析 1.原理 依據(jù)原理c(標(biāo)準(zhǔn))V(標(biāo)準(zhǔn))＝c(待測(cè))V(待測(cè))，所以c(待測(cè))＝，因c(標(biāo)準(zhǔn))與V(待測(cè))已確定，因此只要分析出不正確操作引起V(標(biāo)準(zhǔn))的變化，即分析出結(jié)果。 2．常見誤差 以標(biāo)準(zhǔn)酸溶液滴定未知濃度的堿(酚酞作指示劑)為例，常見的因操作不正確而引起的誤差有： 步驟 操作 V(標(biāo)準(zhǔn)) c(待測(cè)) 洗滌 酸式滴定管未用標(biāo)準(zhǔn)溶液潤(rùn)洗 變大 偏高 堿式滴定管未用待測(cè)溶液潤(rùn)洗 變小 偏低 錐形瓶用待測(cè)溶液潤(rùn)洗 變大 偏高 錐形瓶洗凈后還留有蒸餾水 不變 無(wú)影響 取液 放出堿液的滴定管開始有氣泡，放出液體后氣泡消失 變小 偏低 滴定 酸式滴定管滴定前有氣泡，滴定終點(diǎn)時(shí)氣泡消失 變大 偏高 振蕩錐形瓶時(shí)部分液體濺出 變小 偏低 部分酸液滴出錐形瓶外 變大 偏高 讀數(shù) 滴定前讀數(shù)正確，滴定后俯視讀數(shù)(或前仰后俯) 變小 偏低 滴定前讀數(shù)正確，滴定后仰視讀數(shù)(或前俯后仰) 變大 偏高 【提醒】 (1)中和反應(yīng)嚴(yán)格按照化學(xué)方程式中化學(xué)計(jì)量數(shù)之比進(jìn)行，即當(dāng)酸提供的H＋的物質(zhì)的量與堿提供的OH－的物質(zhì)的量相等時(shí)，恰好中和． (2)中和反應(yīng)恰好進(jìn)行完全得到的溶液，不一定顯中性，有可能顯酸性或堿性． (3)滴定管、量筒讀數(shù)法則：液面、眼睛在兩邊，刻度在中間，三點(diǎn)(見如圖A、B、C)成一水平線． 【典例3】一定物質(zhì)的量濃度溶液的配制和酸堿中和滴定是中學(xué)化學(xué)中兩個(gè)典型的定量實(shí)驗(yàn)。某研究性學(xué)習(xí)小組在實(shí)驗(yàn)室中配制1 molL－1的稀硫酸標(biāo)準(zhǔn)溶液，然后用其滴定某未知濃度的NaOH溶液。下列有關(guān)說(shuō)法中正確的是________。 A．實(shí)驗(yàn)中所用到的滴定管、容量瓶，在使用前均需要檢漏 B．如果實(shí)驗(yàn)中需用60 mL的稀硫酸標(biāo)準(zhǔn)溶液，配制時(shí)應(yīng)選用100 mL容量瓶 C．容量瓶中含有少量蒸餾水，會(huì)導(dǎo)致所配標(biāo)準(zhǔn)溶液的濃度偏小 D．酸式滴定管用蒸餾水洗滌后，即裝入標(biāo)準(zhǔn)濃度的稀硫酸，則測(cè)得的NaOH溶液的濃度將偏大 E．配制溶液時(shí)，定容時(shí)俯視讀數(shù)，則導(dǎo)致實(shí)驗(yàn)結(jié)果偏大 F．中和滴定時(shí)，若在最后一次讀數(shù)時(shí)俯視讀數(shù)，則導(dǎo)致實(shí)驗(yàn)結(jié)果偏大 解析　A項(xiàng)，滴定管、容量瓶都為帶塞儀器，使用前需檢漏，正確； B項(xiàng)，實(shí)驗(yàn)室無(wú)60 mL容量瓶且滴定管使用前要潤(rùn)洗，故選擇容積比60 mL大而與之接近的容量瓶配制，B正確； C項(xiàng)，容量瓶?jī)?nèi)有少量蒸餾水對(duì)所配標(biāo)準(zhǔn)溶液濃度無(wú)影響； D項(xiàng)，酸式滴定管不潤(rùn)洗，使所測(cè)NaOH濃度偏大，正確； E項(xiàng)，配制溶液時(shí)，定容時(shí)俯視，所配溶液濃度偏高，導(dǎo)致實(shí)驗(yàn)結(jié)果偏??； F項(xiàng)，導(dǎo)致實(shí)驗(yàn)結(jié)果偏小。 答案 ABD