高三一轮复习：水的电离和溶液的酸碱性(课件PPT)

新课标人教版2009届高三化学轮复习22.02.202022.02.202022.02.2020——水的电离和溶液的酸碱性水溶液中的离子平衡⒈知道水的离子积常数Kw及其与温度的关系⒉了解溶液的pH、溶液中c(H+)和c(OH-)的大小、溶液的酸碱性三者之间的关系⒊了解溶液pH与c(H+)的定量关系，能进行有关溶液pH值的简单计算2008年化学科(江苏卷)课标及考试说明1.下图中能正确表示饱和H2S溶液中通入过量SO2后溶液导电情况的是()DSO2量导电能力SO2量导电能力SO2量导电能力SO2量导电能力ABCD2、石蕊就是一种有机酸，以ＨIn表示石蕊的化学式。其电离方程式为ＨIn（红色）H++In-（蓝色）。它的分子和电离产生的离子有不同的颜色，当溶液中的C（ＨIn）=C（In-）时溶液呈现紫色，当C（ＨIn）C（In-）呈现红色；C（ＨIn）C（In-）呈现蓝色。下列物质加入石蕊试剂中，溶液显红色的是（）（A）Na2SO4（B）H2SO4（C）NaOH（D）NaHSO4BD1、水的电离（1）H2OH++OH-（2）水是极弱的电解质25°C1L水只有10-7molH2O发生电离（3）25°C，多少个水分子才有1个电离？55.6×107考点一:水的电离和水的离子积【思考与交流】能发生自电离的共价化合物很多。如：BrF3+BrF3BrF4－+BrF2+，以水自电离思考，写出液氨、乙醇、乙酸自电离的电离方程式。NH3+NH3NH4++NH2－CH3CH2OH+CH3CH2OHCH3CH2OH2++CH3CH2O－CH3COOH+CH3COOHCH3COOH2++CH3COO－KW=c（H+）·c（OH-）=1×10-142、水的离子积常数★25℃时如果升高温度Kw会如何变化?为什么?平衡常数：K电离＝C(H+)×C(OH-）C(H2O）分析表格中的数据，有何规律，并解释之。Kw100℃50℃25℃20℃0℃温度1.14×10-156.81×10-151×10-145.47×10-141×10-12温度越高，Kw越大。水的电离是吸热过程。▲升高温度，促进水的电离,Kw增大。Kw只于温度有关,与浓度无关。（5）不论是在中性溶液还是在酸碱性溶液，水电离出的C(H+)＝C(OH－)（4）常温下,任何稀的水溶液中Kw=C(H+)×C(OH－)=1×10－14（3）溶液的酸碱性与C(OH-)、C（H+）的相对大小有关（2）在溶液中,Kw中的C(OH-)、C（H+）指溶液中总的离子浓度.（1）Kw取决于温度,不仅适用于纯水,还适用于其他溶液。【小结】对常温下的纯水进行下列操作，填写下表加NaOH加HCl加热KwC(H+)C(OH-)浓度大小关系C(OH-)C(H+)水的电离平衡移动方向酸碱性条件▲加入酸或碱，抑制水的电离，Kw不变。问题与讨论中性正反应增大增大C(H+)=C(OH-)增大酸性逆反应增大减小C(H+)C(OH-)不变碱性逆反应减小增大C(H+)C(OH-)不变（2000年上海）水的电离过程为H2OH＋＋OH－，在不同温度下其平衡常数为K(25℃)＝1.0×10－14，K(35℃)＝2.1×10－14。则下列叙述正确的是A.c(H＋)随着温度的升高而降低B.在35℃时，c(H＋)＞c(OH－)C.水的电离度α(25℃)＞α(35℃)D.水的电离是吸热的课堂练习D（08北京卷）对水的电离平衡不产生影响的粒子是()解析：水的电离式为：H2O=H＋＋OH－，A溶于水成为盐酸，电离产生的H＋，使得平衡左移，B质子数为26的是Fe3＋，其能发生水解，使得平衡右移，C表示的是Cl－，其不影响该平衡，D是醋酸根离子，其能水解，使平衡右移。C强酸弱碱盐强碱弱酸盐强酸强碱盐考点二:影响水的电离平衡的因素1、酸2、碱3、盐4、温度抑制水的电离，KW保持不变抑制水的电离，KW保持不变促进水的电离，KW保持不变促进水的电离，KW保持不变不影响水的电离，KW保持不变升高温度促进水的电离，KW增大注意：KW是一个温度函数只随温度的升高而增大5、加入活泼金属加入强酸增大[OH-]增大[H+]减小[H+]：加入强碱弱酸盐减小[OH-]：加入强酸弱碱盐升高温度降低温度加入强酸及中强酸的酸式盐。抑制水电离促进水电离加入弱酸加入强碱加入弱碱【总结】(2)、下列物质溶解于水时，电离出的阴离子能使水的电离平衡向右移动的是（）A(1)下列微粒中不能破坏水的电离平衡的是（）A、H+B、OH-C、S2-D、Na+D【课堂练习】(3)某温度下纯水中C(H+)=2×10-7mol/L，则此时溶液中的C(OH-)=___________。若温度不变，滴入稀盐酸使C(H+)=5×10-6mol/L，则此时溶液中的C(OH-)=___________2×10-7mol/L8×10-9mol/L（4）在常温下，0.1mol/L的盐酸溶液中水电离出的C(H＋)和C(OH－)是多少?水电离出的C(OH-)=1×10-14/0.1=1×10-13mol/L=C(H＋)水【课堂练习】在常温下，0.1mol/L的NaOH溶液中水电离出的C(H＋)和C(OH－)是多少?（5）在常温下，由水电离产生的C（H+）=1×10-13mol/l的溶液，则该溶液的酸碱性如何？答：可能是酸性也可能是碱性(6)某溶液中由水电离出来的C(OH－)=10-12mol/L，则该溶液中的溶质不可能是（）A、HClB、NaOHC、NH4ClD、H2SO4C课堂练习7.室温下，由水电离产生的c(OH－)=10-11mol/L的溶液中，一定大量共存的离子组（）A．Na+、NH4+、Cl-、SO42-B.S2-、CH3COO-、Na+、NH4+C.K+、Na+、HCO3-、NO3-D.K+、Na+、NO3-、SO42-一定可能DAD1、意义：表示溶液酸碱性的强弱。2、表示：用H+物质的量浓度的负对数来表示。3、计算公式：pH=-lg[H+]如[H+]=1×10-7mol/L的溶液pH=7pOH=-lg[OH-]常温下：PH+POH=？14考点三:有关PH值的计算4、pH与酸、碱性的关系？pH01234567891011121314酸性增强中性碱性增强25℃5、溶液的pH值与酸碱性常温下，溶液的酸碱性跟pH的关系：中性溶液酸性溶液碱性溶液[H+]=[OH—]=1×10—7mol/L[H+]＞[OH—]1×10—7mol/L[H+]＜[OH—]1×10—7mol/LpH=7pH＜7pH＞7注意:[H+]与[OH—]的关系才是判断溶液酸碱性的依据.注意1、PH值越小，酸性越强，PH越大，碱性越强。2、PH范围0---14之间。3、PH值等于0的溶液不是酸性最强的溶液，PH值等于14的溶液不碱性最强的溶液。4、PH值减小一个单位，[H+]扩大为原来的10倍，PH增大一个单位，[H+]减为原来的1/10[OH—]增为原来的10倍溶液的酸碱性---正误判断1、如果[H+]不等于[OH-]则溶液一定呈现酸碱性。2、在水中加酸会抑制水的电离。3、如果[H+]/[OH-]的值越大则酸性越强。4、任何水溶液中都有[H+]和[OH-]。5、[H+]等于10-6mol/L的溶液一定呈现酸性。6、对水升高温度电离度增大，酸性增强。√√√√课堂练习1.在0.01mol/L的盐酸中,由水电离出来的[H+]为多少?2.常温下,某溶液中由水电离产生的[H+]=1×10-12mol/L,则该溶液的PH值可能是?[H+]=1×10-12mol/LPH值可能是2或者12PH值的计算一——直接求酸和碱的PH方法：酸按酸；碱按碱。PH=-lg[H+]POH=-lg[OH-常温下：PH+POH=141、求0.05mol/L的H2SO4溶液的PH。2、求0.5mol/L的Ba(OH)2溶液PH.6、有关PH值的计算54910约为7约为7PH值的计算二——酸和碱的稀释知识小结:溶液稀释的PH计算有关规律1、c(H+)或c(OH－)相差（改变）10倍，PH相差（改变）一个单位。2、强酸（碱）溶液每稀释10倍，PH增大（减小）一个单位。3、酸（碱）溶液无限稀释时，PH均约等于7（均要考虑水的电离）。4、酸（碱）溶液稀释时，OH－（H+）的物质的量浓度将增大。pH值计算三——强酸与强酸混合例题：在25℃时，pH值等于1的盐酸溶液1L和pH值等于4的硫酸溶液1000L混合pH值等于多少？解：pH=-lg[H+]=-lg（1×10—1+1000×10-4）/（1+1000）=-lg2×10—4=4-lg2=3.7关键：抓住氢离子进行计算！pH值计算四——强碱与强碱混合解：=4-lg5=3.3例题：在25℃时，pH值等于9和pH值等于11的两种氢氧化钠溶液等体积混合pH值等于多少？[OH—]=（1×10-5+1×10-3）/(1+1)pOH=-lg[OH-]pOH=-lg5×10-4pH=14-pOH=10.7pH混=pH大-0.3关键：抓住氢氧根离子离子进行计算！pH值计算五——强酸与强碱混（1）例题：在25℃时，100mlO.6mol/L的盐酸与等体积0.4mol/L的氢氧化钠溶液混合后,溶液的pH值等于多少？解：NaOH+HCl=NaCl+H2O0.060.04pH=-lg[H+]=-lg0.02/（0.1+0.1）=-lg10—1=1关键：酸过量先算氢离子浓度！pH值计算五——强酸与强碱混（2）例题：在25℃时，100ml0.4mol/L的盐酸与等体积0.6mol/L的氢氧化钠溶液混合后,溶液的pH值等于多少？解：NaOH+HCl=NaCl+H2O0.040.06关键：碱过量先算氢氧根离子浓度！=1pOH=-lg[OH—]pOH=-lg0.02/(0.1+0.1)pH=14-pOH=13归纳总结（1）酸I+酸II[H+]=(2)碱I+碱II[OH-]=（3）酸I+碱II完全中和：[H+]=[OH-]=1×10－7mol/L酸过量：[H+]=碱过量：[OH-]=混合溶液的PH计算3.32.310.711.773.310.7知识小结:混合溶液PH计算的有关规律1、强酸或强碱溶液的等体积混合，当PH相差两个或两个以上的单位时，（酸）=PH小+0.3（碱）=PH大－0.3PH混2、强酸和强碱的等体积混合若PH酸+PH碱=14，则PH混=7若PH酸+PH碱＜14，则PH混=PH酸+0.3若PH酸+PH碱＞1４，则PH混=PH碱－0.3讨论：pH试纸的使用能否直接把pH试纸伸到待测液中？是否要先湿润pH试纸后，再将待测液滴到pH试纸上？能否用pH试纸测出pH=7.1？标准比色卡中的数据都是整数使用方法：直接把待测液滴在干燥的pH试纸上，试纸上显出颜色后马上跟标准比色卡相对比1.定量测定：pH试纸法考点四、pH值测定方法酸碱指示剂法、pH试纸法、pH计法等。思考题：有一学生在实验室测某溶液pH。实验时他先蒸馏水湿润pH试纸，然后用洁净的玻璃棒蘸取试样进行检测。⑴该学生的操作是（填“正确的或错误的”），理由是。⑵)如不正确，请分析是否一定有误差?⑶)若按此法分别测定c(H+)相等的盐酸和醋酸溶液的pH，误差较大的是，原因是。错误用蒸馏水润湿PH试纸相当于对所测溶液进行了稀释不一定若测定的是酸，则所测溶液的PH偏大；若所测溶液是碱，则所测溶液的PH偏小；若所测溶液呈中性，则所测溶液的PH无影响。盐酸弱酸稀释，电离平衡向右移动，从而使溶液的PH增大的倍数小于强酸，故强酸的误差大酸碱指示剂一般是弱的有机酸或弱的有机碱，他们的颜色变化是在一定的pH值范围内发生的。我们把指示剂发生颜色变化的pH值范围叫做指示剂的变色范围。２.定性测定：酸碱指示剂法HIn（红色）H++In-（蓝色）以HIn代表石蕊分子3.1—4.45.0—8.08.2—10.01、pH试纸使用操作中正确的是（）A.将pH试纸的一端浸入溶液，观察颜色的变化B.将pH试纸浸入溶液一会儿，再取出跟标准比色卡相比较C.用洁净的玻璃棒沾取被测溶液，滴在pH试纸上，颜色变化后与比色卡对照D.