《2022屆新教材高考化學一輪復習 第八單元 水溶液中的離子反應與平衡 第2節(jié) 水的電離和溶液的pH課件 新人教版.pptx-匯文網(wǎng)》由會員分享，可在線閱讀，更多相關《2022屆新教材高考化學一輪復習 第八單元 水溶液中的離子反應與平衡 第2節(jié) 水的電離和溶液的pH課件 新人教版.pptx-匯文網(wǎng)（112頁珍藏版）》請在匯文網(wǎng)上搜索。

1、第八單元,2022,必備知識 自主預診,知識梳理1.水的電離水是極弱的電解質(zhì),水的電離方程式為或簡寫為H2O H+OH-,其電離過程(填“吸熱”或“放熱”)。任何水溶液中水電離出的H+和OH-都是相等的,25 純水中c(H+)=c(OH-)=。,H2O+H2O H3O+OH-,吸熱,110-7 molL-1,2.水的離子積常數(shù),微點撥 水的離子積常數(shù)KW=c(H+)c(OH-),其實質(zhì)是水溶液中的H+和OH-濃度的乘積,不一定是水電離出的H+和OH-濃度的乘積,所以與其說KW是水的離子積常數(shù),不如說是水溶液中的H+和OH-的離子積常數(shù)。即KW不僅適用于純水,還適用于酸性或堿性的以水為溶劑的稀溶

2、液。,3.水的電離平衡影響因素的定性判斷,微點撥 水中加酸或堿對水的電離均有抑制作用,因此,在常溫下,若由水電離出的c(H+)110-7 molL-1,該溶液可能顯酸性,也可能顯堿性。,自我診斷1.判斷正誤,正確的打“”,錯誤的打“”。(1)25 時,0.10 molL-1NaHCO3溶液加水稀釋后,c(H+)與c(OH-)的乘積變大。()(2)向水中加入少量硫酸氫鈉固體,促進了水的電離,c(H+)增大,KW不變。()(3)向水中加入AlCl3溶液對水的電離不產(chǎn)生影響。()(4)100 的純水中c(H+)=110-6 molL-1,此時水呈酸性。()(5)將水加熱,KW增大,pH減小。(),(

3、6)已知某溫度下CH3COOH和NH3H2O的電離常數(shù)相等,現(xiàn)向10 mL濃度為0.1 molL-1的CH3COOH溶液中滴加相同濃度的氨水,在滴加過程中水的電離程度始終增大。(),答案 (1)(2)(3)(4)(5)(6),2.某溫度下(KW=110-12),計算下列溶液中水電離出的c(H+)或c(OH-)。(1)蒸餾水中c(H+)水=。(2)0.1 molL-1 NaOH溶液中c(OH-)水=。(3)pH=11 Na2CO3溶液中c(OH-)水=。,答案 (1)110-6 molL-1(2)110-11 molL-1(3)0.1 molL-1,關鍵能力 考向突破,考向1影響水電離平衡的因素

4、【典例1】 如圖三條曲線表示不同溫度下水的離子積常數(shù),下列說法不正確的是()A.圖中溫度:T3T2T1B.圖中pH關系:pH(B)=pH(D)=pH(E)C.圖中五點KW間的關系:EDA=B=CD.C點可能是顯酸性的鹽溶液,答案 D解析 水的電離是吸熱過程,升高溫度促進水電離,則水中c(H+)、c(OH-)及離子積常數(shù)增大,根據(jù)題圖知,離子積常數(shù):T3T2T1,所以溫度:T3T2T1,A項正確;B、D、E三點溶液的氫離子濃度相等,則pH相等,B項正確;溫度高低順序是A=B=CDA=B=C,C項正確;C點時,KW=110-14,c(OH-)=110-6,溶液的pH=8,顯堿性,D項錯誤。,對點演

5、練1(2020北京平谷一模)某同學探究溫度對溶液pH的影響,加熱一組試液并測量pH后得到如表數(shù)據(jù)(溶液濃度均為0.1 molL-1)。下列說法正確的是(),A.隨溫度升高,純水的KW逐漸減小B.隨溫度升高,NaOH溶液pH變化主要受水電離平衡變化影響C.隨溫度升高,CH3COOH的電離促進了水的電離D.隨溫度升高,CH3COONa溶液的pH減小,說明水解程度減小,c(CH3COO-)增大,答案 B解析 升高溫度,促進水的電離,由溶液pH變化可知,隨溫度升高,純水的KW逐漸增大,A錯誤;加熱NaOH溶液,pH減小,原因是升溫促進水的電離,氫離子濃度增大,B正確;加熱促進醋酸的電離,但醋酸電離抑制

6、水的電離,C錯誤;醋酸鈉的水解為吸熱過程,加熱促進其水解,D錯誤。,考向2水電離出的c水(H+)或c水(OH-)及其計算【典例2】 25 時,在等體積的pH=0的H2SO4溶液、0.05 molL-1的Ba(OH)2溶液、pH=10的Na2S溶液、pH=5的NH4NO3溶液中,發(fā)生電離的水的物質(zhì)的量之比是()A.1101010109B.15(5109)(5108)C.1201010109D.110104109,答案 A,對點演練2(雙選)(2020山東德州一模)常溫下,向V mL 0.1 molL-1 HA溶液中滴入0.1 molL-1 NaOH溶液,溶液中由水電離出的氫離子濃度的負對數(shù)-lg

7、c水(H+)與所加NaOH溶液體積的關系如圖所示。下列說法不正確的是()A.常溫下,Ka(HA)約為10-5B.P點溶液對應的pH=7C.M點溶液中存在:c(Na+)=c(A-)+c(HA)D.N點溶液中存在:c(Na+)c(A-)c(OH-)c(H+),答案 BC,解析 由示意圖可知,0.1 molL-1 HA溶液中水電離出的氫離子濃度為10-11 molL-1,溶液中氫離子濃度為10-3 molL-1,HA為弱酸,N點水電離出的氫離子濃度的負對數(shù)最小,水電離出的氫離子濃度最大,說明HA溶液與NaOH溶液恰好完全反應生成NaA,則M點為HA和NaA的混合液,P點為NaA和NaOH混合液。0.

8、1 molL-1 HA溶液中氫離子濃度為10-3 molL-1,則,P點為NaA和NaOH混合液,溶液呈堿性,溶液的pH7,B錯誤;M點為HA和NaA的混合液,溶液呈中性,溶液中c(OH-)=c(H+),由電荷守恒c(Na+)+c(H+)=c(A-)+c(OH-)可知,溶液中c(Na+)=c(A-),C錯誤;N點HA溶液與NaOH溶液恰好完全反應生成NaA,A-在溶液中水解使溶液呈堿性,溶液中存在:c(Na+)c(A-)c(OH-)c(H+),D正確。,深度指津 水電離出的c(H+)水或c(OH-)水的相關計算(25 )(1)中性溶液:c(H+)=c(OH-)=1.010-7molL-1。(2

9、)溶質(zhì)為酸的溶液。來源。OH-全部來自水的電離,水電離產(chǎn)生的c(H+)水=c(OH-)。實例。如計算pH=2的鹽酸中由水電離出的c(H+)水,方法是先求出溶液中的c(OH-)= molL-1=10-12molL-1,即由水電離出的c(H+)水=c(OH-)=10-12molL-1。,(3)溶質(zhì)為堿的溶液。來源。H+全部來自水的電離,水電離產(chǎn)生的c(OH-)水=c(H+)。實例。如計算pH=12的NaOH溶液中由水電離出的c(OH-)水,方法是根據(jù)溶液中的c(H+)=10-12molL-1,推出由水電離出的c(OH-)水=c(H+)=10-12 molL-1。,(4)水解呈酸性或堿性的鹽溶液。p

10、H=5的NH4Cl溶液中H+全部來自水的電離,由水電離出的c(H+)水=10-5molL-1,因為部分OH-與部分N 結合,溶液中c(OH-)=10-9molL-1。pH=12的Na2CO3溶液中OH-全部來自水的電離,由水電離出的c(OH-)水=10-2molL-1。,必備知識 自主預診,知識梳理1.溶液的酸堿性溶液的酸堿性取決于溶液中c(H+)和c(OH-)的。將“”“=”或“”填在下表空格中:,相對大小,=,=,2.溶液的pH(1)表達式為pH=。(2)溶液的酸堿性與pH的關系(25 )。,-lgc(H+),3.pH的測定(1)pH試紙:迅速測定溶液的pH。常用的pH試紙有廣泛pH試紙和

11、精密pH試紙,廣泛pH試紙可以識別的pH差約為1。pH試紙的使用方法如下:測定溶液的pH:把小片試紙放在表面皿(或玻璃片)上,用潔凈干燥的玻璃棒蘸取待測液滴在干燥的pH試紙的中部,觀察變化穩(wěn)定后的顏色,與標準比色卡對比即可確定溶液的pH。檢驗氣體的酸堿性:先把試紙潤濕,粘在玻璃棒的一端,再送到盛有待測氣體的容器口附近,觀察顏色的變化,判斷氣體的性質(zhì)。(2)pH計:精密測量溶液的pH。,自我診斷1.判斷正誤,正確的打“”,錯誤的打“”。(1)任何溫度下,利用H+和OH-濃度的相對大小均可判斷溶液的酸堿性。()(2)某溶液的pH=7,該溶液一定顯中性。()(3)用蒸餾水潤濕過的pH試紙測溶液的pH

12、,一定會使結果偏低。()(4)用廣泛pH試紙測得某溶液的pH為3.4。()(5)一定溫度下,pH=a的氨水稀釋10倍后,其pH=b,則a=b+1。(),答案 (1)(2)(3)(4)(5),2.(1)pH=5的H2SO4溶液,加水稀釋到體積為原來的500倍,則稀釋后c(S )與c(H+)的比值為。(2)取濃度相同的NaOH和HCl溶液,以32體積比相混合,所得溶液的pH等于12,則原溶液的濃度為。,關鍵能力 考向突破,考向1溶液的酸堿性【典例1】 (2020年1月浙江選考,17)下列說法不正確的是()A.pH7的溶液不一定呈堿性B.中和pH和體積均相等的氨水、NaOH溶液,所需HCl的物質(zhì)的量

13、相同C.相同溫度下,pH相等的鹽酸、CH3COOH溶液中,c(OH-)相等D.氨水和鹽酸反應后的溶液,若溶液呈中性,則c(Cl-)=c(N ),答案 B解析 A項,pH與溫度有關,正確;B項,pH相等的氨水和NaOH溶液,氨水的濃度比NaOH濃度大,所以等體積的兩者,氨水消耗的HCl多,錯誤;C項,相同溫度下,pH相等的鹽酸和CH3COOH溶液,c(H+)相等,根據(jù)水的離子積KW=c(H+)c(OH-)知,c(OH-)相等,正確;D項,根據(jù)溶液中電荷守恒知,c(H+)+c(N )=c(OH-)+c(Cl-),溶液呈中性,c(H+)=c(OH-),則c(N )=c(Cl-),正確。,對點演練1已

14、知溫度T時水的離子積常數(shù)為KW,該溫度下,將濃度為a molL-1的一元酸HA溶液與b molL-1的一元堿BOH溶液等體積混合,可判定該溶液呈中性的依據(jù)是()A.a=bB.混合溶液的pH=7C.混合溶液中,c(H+)= molL-1D.混合溶液中,c(H+)+c(B+)=c(OH-)+c(A-),答案 C解析 選項A,a=b只能說明酸、堿恰好完全反應,生成鹽和水,由于酸、堿強弱未知,不能說明溶液呈中性,錯誤;選項B,題給溫度未指明是25 或常溫,所以pH=7并不能說明溶液呈中性,錯誤;選項C,由于混合溶液中c(H+)= molL-1,結合KW=c(H+)c(OH-),可推斷出c(H+)=c(

15、OH-),所以溶液一定呈中性,正確;選項D是正確的電荷守恒表達式,無論溶液是否呈中性都滿足此式,錯誤。,歸納總結 溶液酸堿性的兩種判斷方法,(2)常溫下,已知pH之和的酸、堿溶液等體積混合所得溶液的酸堿性分析。兩強混合。a.若pH之和等于14,則混合后溶液顯中性,pH=7。b.若pH之和大于14,則混合后溶液顯堿性,pH7。c.若pH之和小于14,則混合后溶液顯酸性,pH7。一強一弱混合。pH之和等于14時,一元強酸溶液和一元弱堿溶液等體積混合呈堿性;一元強堿溶液和一元弱酸溶液等體積混合呈酸性。,考向2pH的計算【典例2】 在25 時,關于下列溶液混合后溶液pH的說法中正確的是()A.pH=1

16、0與pH=12的NaOH溶液等體積混合,溶液的pH約為11B.pH=5的鹽酸稀釋1 000倍,溶液的pH=8C.pH=2的H2SO4溶液與pH=12的NaOH溶液等體積混合,混合液pH=7D.pH=12的NH3H2O溶液與pH=2的HCl溶液等體積混合,混合液pH=7,答案 C,=210-12 molL-1,pH=-lg(210-12)=12-lg211.7,A項錯誤;pH=5的鹽酸稀釋1 000倍后,溶液的pH0.01 molL-1,pH=2的HCl溶液中,c(H+)=0.01 molL-1,二者等體積混合后有NH3H2O剩余,溶液顯堿性,D項錯誤。,對點演練2(2020北京西城二模)常溫時,下列說法正確的是()A.pH=11的氨水和pH=11的Na2CO3溶液中,由水電離產(chǎn)生的c(OH-)均為110-11 molL-1B.分別把100 mL pH=11的NaOH溶液和pH=11的氨水加水稀釋至1 L,所得溶液pH均為10C.分別向等體積的0.1 molL-1 HCl溶液和0.1 molL-1 CH3COOH溶液中加入等濃度的NaOH溶液,恰好為中性時,消耗NaOH溶液的體積相等D.