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600分考点700分考法A版2019版高考化学总复习第18章水的电离和溶液的酸碱性课件

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考点50   水的电离平衡及影
  响因素
考点51   溶液的pH及pH计
  算
考点52    酸碱中和滴定
考点50   水的电离平衡及影响因素

   考法1   影响水的电离平衡的因素及
   结果判断
   考法2   水电离出的c(H+)或c(OH-)
   的相关计算
1.水的电离
                                       +   -,
 (1)水是一种弱电解质,其电离方程式为H2O        H        +OH
 纯水中c(H+)=c(OH-)。
 (2)水的离子积

                       +     -     -14
 ①表达式:25 ℃时,Kw=c(H      )·c(OH )=1.010 。

 ②适用范围:Kw适用于纯水、稀的电解质(酸、碱、盐)
 水溶液,不适用于含水很少的物质(如浓硫酸)。

 ③影响因素:Kw只与温度有关,恒温时,Kw不变;升温

 时,电离程度增大(因为电离过程一般为吸热),Kw增大。
1.水的电离
 (3)理解水的电离要注意以下两点:
  ①水的电离是吸热过程,升高温度,水的电离平衡向电

               +      -
  离方向移动,c(H     )和c(OH )都增大,故Kw增大,但溶液

  仍呈中性;对于Kw,若未注明温度,一般认为是在常温
  下(25℃)。
  ②在酸、碱的水溶液中,水电离出的c(H+)与c(OH-)始终
  是相等的,有时需要忽略某一种,但越少越不能忽略。
   2.酸、碱溶液中水的离子积的表示方法
(1)如果溶液为酸溶液,那么溶液中H+可视为是酸电离出来的。
(2)如果溶液为碱溶液,那么溶液中OH-可视为是碱电离出来的。
                       【注意】
    (1)溶液中H+的浓度与水电离的H+浓度区别:

                    +      +     +      +
    ①酸溶液中:c溶液(H      )=c酸(H )+c水(H )≈c酸(H );
                    +      +
    ②碱溶液中:c溶液(H      )=c水(H )。
    (2)溶液中OH-的浓度与水电离的OH-浓度区别:

                      -      -      -       -
    ①碱溶液中:c溶液(OH      )=c碱(OH )+c水(OH )≈c碱(OH );
                      -      -
    ②酸溶液中:c溶液(OH      )=c水(OH )。
考法1     影响水的电离平衡的因素及结果判断
  1.促进水的电离的因素

   (1)升温,水的电离程度增大,c(H+)和c(OH-)同
  等倍数增大,但酸碱性不变。
  (2)加入可水解的盐,水的电离程度增大。水解后

  溶液不论是呈酸性还是呈碱性,Kw都不变。
考法1        影响水的电离平衡的因素及结果判断
  2.抑制水的电离的因素

 (1)降温,水的电离程度减小。

 (2)加入酸或碱,使              【小结】改变温度、加入试剂均改变溶液中H+或OH-
 水的电离平衡左移,               的浓度,也会对电离平衡有所影响,归纳如下表:

 但Kw不变。
 例1

[广东理综2015·11,4分]      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
例1

【解析】升高温度时,水的电离平衡右移,c(H+)和c(OH-)

均增大,Kw随之增大,而c和b对应的Kw相等,A错误;Kw=
    -    +                     -14
c(OH )·c(H ),该温度下Kw=1.0×10       ,B错误;加入
        3+           3+                    +
FeCl3,Fe  发生水解:Fe      +3H2O     Fe(OH)3+3H ,使
溶液由中性变为酸性,C正确;由图像可知,C               c点溶液中c(OH
-)>c(H+),溶液呈碱性,稀释时,c(OH-)减小,因温度不变,
              +
Kw不变,所以c(H     )增大,不可能从c点变到d点,D错误。
考法2     水电离出的c(H+)或c(OH-)的相关计算

  1.水电离出来的c(H+)与c(OH-)始终相等。

 2.当抑制水的电离时(如酸或碱溶液),c(H+)、c(OH-)
 中较小的数值是水电离出来的。具体见下表:
考法2     水电离出的c(H+)或c(OH-)的相关计算

  3.当促进水的电离时(如盐的水解),c(H+)、c(OH-)中
  较大的数值是水电离出来的。具体见下表:
  例2   [云南腾冲八中2017模拟]常温时,纯水中由水电离出
的c(H+)=a mol·L-1,pH=1的盐酸中由水电离出的c(H+)=b 
mol·L-1,0.1 mol·L-1的盐酸与0.1 mol·L-1的氨水等体积混合后,由水
电离的c(H+)=c mol·L-1,则a、b、c的关系正确的是(             )
A.a>b=c     B.c>a>b     C.c>b>a     D.b>c>a

 【解析】常温时,纯水中由水电离出的c(H+)=a mol·L-1,
 pH=1的盐酸中由水电离出的c(H+)=b mol·L-1,盐酸抑制水的
 电离,所以b<a;0.1 mol·L-1的盐酸与0.1 mol·L-1的氨水等体积
 混合后,生成氯化铵溶液,铵根离子水解促进水的电离,由水B
 电离出的c(H+)=c mol·L-1,则c>a,故a、b、c的大小关系是c
 >a>b,B正确。
  例3    [课标理综2012·11,6分]已知温度T时水的离子积常数

                               -1                   -1
为Kw,该温度下,将浓度为a mol·L             的一元酸HA与b mol·L      的一元
碱BOH等体积混合,可判断溶液呈中性的依据是(     )
A.a=b                                       C.混合溶液中,c(H+)=Kw mol·L-1
B.混合溶液的pH=7              D.混合溶液中,c(H+)+c(B+)=c(OH-)+c(A-)

 【解析】若a=b,则酸与碱恰好中和,混合溶液的酸碱性取决于酸、碱的相
 对强弱,可能呈酸性、中性或碱性,A错误;常温下,pH=7的溶液呈中性,
 而本题温度为T,不一定是常温,故CpH=7的混合溶液可能呈酸性、中性或
                 +        -1      +    -        +     -
 碱性,B错误;由c(H     )=Kw mol·L 和Kw=c(H )·c(OH )可得出c(H )=c(OH ),
 溶液呈中性,C正确;无论混合液呈酸性、碱性还是中性,根据电荷守恒都
 有:c(H+)+c(B+)=c(OH-)+c(A-),故无法确定c(H+)与c(OH-)是否相等,D错误。
考点51   溶液的pH及pH计算

  考法3 溶液pH的计算
1.溶液的酸碱性
  溶液的酸碱性取决于c(H+)与c(OH-)的相对大小,具体
  见下表:
2.pH
  (1)定义式:pH=-lg  c(H+)。

 (2)pH的意义:pH表示溶液酸碱性的强弱。在相同温度下,
 pH越小,溶液酸性越强;pH越大,溶液碱性越强。

  (3)pH与溶液中c(H+)的关系


   【注意】c(H+)>1 mol·L-1时不再用pH表示。
2.pH
  (4)pH试纸的使用方法
    把小片试纸放入干燥洁净的表面皿中,用干燥洁净
    玻璃棒蘸取待测液点在pH试纸上,变色后与标准比
    色卡对照,确定溶液的pH。

 【注意】(1)测溶液pH时,          pH试纸不能事先用蒸馏水
 润湿,否则待测液会被稀释,可能产生误差。(2)用广
 泛pH试纸读出的pH数值只能是整数。
考法3     溶液pH的计算
1.单一溶液pH的计算

 (1)强酸溶液pH的计算(以HnA为例)
                  -1    +       -1
 若HnA的浓度为c    mol·L ,c(H )=nc mol·L ,
 pH=﹣lg c(H+)=﹣lg nc。

 (2)强碱溶液pH的计算[以B(OH)n为例]
                     -1   +      -1
 若B(OH)n的浓度为c    mol·L ,c(H )=mol·L ,
 pH=﹣lg c(H+)=14+lg nc(温度为25℃时)。
 例4
   [课标Ⅱ理综2013·13,6分]室温时,M(OH)2(s)        
 2+        -               2+        -1
M  (aq)+2OH (aq),Ksp=a。c(M  )=b mol·L 时,溶液的
pH等于   (    )

                                         C
  考法3     溶液pH的计算
  2.混合型(多种溶液混合)
   (1)强酸和强酸混合

          +
   先求c混(H  )=                                          ,
                 +
   再利用pH=-lgc混(H )求算。

(2)强碱和强碱混合

                     -
两强碱溶液混合后,c混(OH        )=                                        ,首先求
              -                  +
出混合后的c混(OH     ),然后通过Kw求出c混(H     ),最后求pH。
考法3     溶液pH的计算
 2.混合型(多种溶液混合)

                      +  -
 (3)强酸、强碱溶液混合:H       +OH    H2O(抵消法)。

 ①恰好中和:反应后得到的是强酸强碱盐,溶液呈中性,pH  = 
 7(温度为25  ℃时)   。

 ②强酸过量:首先要计算出剩余的c(H+),然后再根据定
 义计算溶液的pH。

③强碱过量:首先要计算出剩余的c(OH-),然后通过Kw计算出
溶液中c(H+),最后根据定义计算溶液的pH。
考法3     溶液pH的计算

 2.混合型(多种溶液混合)

 (4)强酸(pH酸)与强碱(pH碱)混合至中性时,二者的体积与
 pH的关系如下:
  例5

[黑龙江大庆实验中学2017一模]常温下,水溶液M中存在的

          +  2-   -  +    -
离子有:Na    、A  、HA 、H  、OH  ,存在的分子有H2O、H2A。根
据题意回答下列问题:

(1)写出酸H2A的电离方程式:________________。
(2)若溶液M由10 mL 2 mol·L-1  NaHA溶液与10 mL 2 mol·L-1 NaOH
溶液等体积混合而成,则溶液M的pH___7(填“<”“>”或“=”),
溶液中离子浓度由大到小的顺序为_____________________。
  例5

                                 -1
(3)若溶液M有下列三种情况:①0.01 mol·L         H2A溶液;②0.01 
mol·L-1 NaHA溶液;③0.02 mol·L-1盐酸与0.04 mol·L-1 NaHA溶液的

等体积混合液,则三种情况的溶液中H2A分子浓度最大的为___;
pH由大到小的顺序为_____________。

(4)若溶液M由pH=3的H2A溶液V1     mL与pH=11的NaOH溶液V2    mL混
                     4
合反应而得,混合溶液=10         ,V1与V2的大小关系为_______(填

“V1大于V2”“V1小于V2”“相等”或“均有可能”)。
 例5

                                             -   2-
【解析】(1)水溶液M存在的分子有H2A,存在的离子有HA                 、A  ,则H2A为
                                   +   -     + 2-
弱酸,在溶液中分步电离,电离方程式为H2A H             + HA 、HA H +A 。
                                                  2-
(2)等物质的量浓度的NaHA和NaOH溶液等体积混合生成Na2A,A                +H2O 
HA-+OH-,则离子浓度关系为c(Na+)>c(A2-)>c(OH-)>c(HA-)>c(H+)。
                       -
(3)1中弱酸H2A电离,2中HA      水解生成H2A分子,3中溶质为浓度均为
       -1                  -
0.01mol·L【答案】的NaCl、NaHA、H2A,HA 的存在抑制H2A的电离,则三种溶液中
H2A分子浓度最大的为3,最小的为2;溶液2pH大于溶液3,溶液1和溶液3相
比溶液1的酸性强,则溶液1pH最小,所以pH由大到小的顺序为2>3>1。
                  4   -5   -1
(4)常温下,混合溶液        ,则  mol·L ,混合溶液显酸性,则酸过量,H2A为
弱酸,pH=3的H2A溶液与pH=11的NaOH溶液中,则二者体积关系不确定,酸
液体积大于、小于或与碱液体积相等都可能使酸过量。
  考法3        溶液pH的计算
 3.稀释型(指单一溶质加水稀释或相当于水的稀释作用)

一般计算公式:c1V1=c2V2,据此求出稀释后酸或碱的物质的量浓度。
      酸或碱稀释后,其pH都向7靠近。其变化情况如下表:

  【特殊技巧】掌握
  “稀释1倍速算法”。
  即:

  强酸稀释1倍后,pH稀

  =pH浓+  0.3;

  强碱稀释1倍后,pH稀

  =pH浓-  0.3。
 考点  52  酸碱中和滴定

考法4   指示剂的选择

考法5   酸碱中和滴定的误差分析

考法6   氧化还原滴定法和

沉淀滴定法
1.酸碱中和滴定原理

 (1)酸碱恰好中和是指酸与碱按化学方程式中化学计
量数关系恰好完全反应生成正盐。利用中和反应,用
已知浓度的酸(或碱)来测定未知浓度的碱(或酸)的实
验方法称为酸碱中和滴定。
1.酸碱中和滴定原理
  (2)在酸碱中和滴定过程中,开始时由于被滴定的酸
或碱浓度较大,滴入少量的碱或酸对其pH的影响不大。
当滴定接近终点(pH=7)时,很少量的碱或酸就会引起
溶液pH突变(如下图所示)。

     【注意】酸碱恰好中和时溶液
   不一定呈中性,最终溶液的酸碱
   性取决于生成盐的性质,强酸强
   碱盐的溶液呈中性,强碱弱酸盐
   的溶液呈碱性,强酸弱碱盐的溶
   液呈酸性。
   2.酸碱中和滴定实验
 (1)实验用品
 ①仪器:酸式滴定管、碱式滴定管、滴定管夹、铁架
台、烧杯、锥形瓶。
 ②试剂:标准液、待测液、指示剂、蒸馏水。

 (2)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
 a.滴定管:查漏→洗涤→润洗→装液→调液面→记录。
 b.锥形瓶:注碱液→记读数→加指示剂。
   2.酸碱中和滴定实验

 (2)实验操作(以标准盐酸滴定待测NaOH溶液为例)
 ②滴定操作要点
 a. 左手控制滴定管活塞;
 b. 右手摇动锥形瓶;
 c. 眼睛注视锥形瓶内溶液的颜色变化。
 ③滴定终点判断:当滴入最后一滴标准液时,锥形瓶内
溶液变色,且在半分钟内不恢复原来的颜色,即为滴定终
点,并记录所用标准液的体积。
  2.酸碱中和滴定实验
 (2)实验操作(以标准盐酸滴定待测NaOH溶液为例)
  ④读数:视线与滴定管中凹液面的最低点水平相切,不可俯视或仰视;
  读数结果的精确度为0.01 mL。
  ⑤重复2~3次,取平均值计算。

 (3)数据处理

       【注意】常用酸碱指示剂及变色范围:
考法4  指示剂的选择
 1.中和滴定指示剂的选择
  一般要求变色明显(所以一般不选用石蕊),指示剂
  的变化范围与恰好中和时的pH要吻合或接近。强酸
  强碱相互滴定,生成的盐不水解,溶液呈中性,可
  用酚酞或甲基橙作指示剂;强酸弱碱相互滴定,生
  成强酸弱碱盐,溶液呈酸性,故选用甲基橙作指示
  剂;强碱弱酸相互滴定,生成强碱弱酸盐,溶液呈
  碱性,故选用酚酞作指示剂。
考法4  指示剂的选择

 2.有些反应不需要额外加入指示剂

  如KMnO4溶液本身为紫红色,滴定终点为KMnO4被消
  耗完全,溶液中的紫红色褪去,即可指示滴定终点;

  还有些特殊指示剂,如用淀粉检验I2的存在,当                I2被
  反应后,溶液中的蓝色褪去。
 考法5   酸碱中和滴定误差分析

 步骤                             操作                            V(标准)     c(待测)
                     酸式滴定管未用标准酸溶液润洗                              变大      偏高
                      碱式滴定管未用待测溶液润洗                              变小      偏低
洗涤取                      锥形瓶用待测溶液润洗                              变大      偏高
  液                    锥形瓶洗净后还留有蒸馏水                              不变      无影响
           放出碱液的滴定管开始时有气泡,放出碱液后气泡消失                              变小      偏低
              酸式滴定管滴定前有气泡,滴定终点时气泡消失                              变大      偏高
                       振荡锥形瓶时部分液体溅出                              变小      偏低
 滴定                      部分酸液滴在锥形瓶外                              变大      偏高
      溶液颜色较浅时滴入酸液过快,停止滴定后反加一滴碱液颜色无变
                                                                 变大      偏高
      化
       酸式滴定管滴定前读数正确,滴定后俯视读数(或“前仰后俯”)                             变小      偏低
 读数
       酸式滴定管滴定前读数正确,滴定后仰视读数(或“前俯后仰”)                             变大      偏高
  考法6  氧化还原滴定法和沉淀滴定法
    1.氧化还原滴定法
(1)原理:以氧化剂(或还原剂)为滴定剂,直接滴定一些具有还原性                    (或
氧化性) 的物质。

(2)实例:如酸性KMnO4溶液滴定H2C2O4溶液

           -   +                    2+
a.原理:  2MnO 4+6H +5H2C2O4 ====  10CO2↑+2Mn +8H2O

b.指示剂:酸性KMnO4溶液本身呈紫色,不用另外选择指示剂。

c.终点判断:当滴入最后一滴酸性KMnO4溶液后,溶液由无色变浅红色,且
半分钟内不褪色,说明到达滴定终点。
  2.沉淀滴定法(利用生成沉淀的反应)
 应用最多的是银量法,即利用Ag+与卤素离子的反应来测定Cl-、Br-、I-和Ag+
 的含量。
例
   6 [北京理综2017·27题节选]SCR和NSR技术可有效降低

柴油发动机在空气过量条件下的NOx排放。SCR(选择性催化
还原)工作原理:


(1)尿素 [CO(NH2)2]水溶液热分解为NH3和CO2,该反应的化学
方程式为______。

(2)反应器中NH3还原NO2的化学方程式为________。
例6

 (3)当燃油中含硫量较高时,尾气中SO2在O2作用下会形成

 (NH4)2SO4,使催化剂中毒。用化学方程式表示(NH4)2SO4的
 形成:_______________________________。

 (4)尿素溶液浓度影响NO2的转化,测定溶液中尿素(M=60 
 g·mol-1)含量的方法如下:取a g尿素溶液,将所含氮完全

                                    -1
 转化为NH3,所得NH3用过量的V1         mL c1 mol·L H2SO4溶液吸
                             -1
 收完全,剩余H2SO4用V2     mL c2 mol·L NaOH溶液恰好中和,
 则尿素溶液中溶质的质量分数是________。
 例5

【解析】(1)由原子守恒知反应物还有,该反应的化学方程式为
(2)还原生成和,根据得失电子守恒及原子守恒配平:                       。
(3)反应物为、、和,生成物为,化学方程式为                  。
(4)为二元酸,有,。由氮原子守恒有:,尿素溶液中溶质的质量分数为。【答案】
后续更加精彩…
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