2019-2020年高三化學(xué)專題 第二十講 水的電離和溶液的pH值教案 新人教版.doc

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2019-2020年高三化學(xué)專題 第二十講 水的電離和溶液的pH值教案 新人教版 【考綱要求】 1. 從水的電離平衡去理解水的離子積和溶液pH值的含義，掌握溶液pH值跟氫離子濃度和溶液酸堿性的關(guān)系。 2.了解指示劑的變色范圍，學(xué)會(huì)用pH試紙測(cè)定溶液的pH值。 3.掌握酸堿的pH值計(jì)算以及氫離子濃度和pH值的互算。 4.通過(guò)水的離子積和溶液酸堿性等內(nèi)容的教學(xué)，對(duì)學(xué)生進(jìn)行矛盾的對(duì)立統(tǒng)一、事物間的相互關(guān)系和相互制約等辨證唯物主義觀點(diǎn)的教育。 一、水的離子積 1．定義 H2OH++OH--Q，KW=c(H+)c(OH-) 2．性質(zhì) （1）在稀溶液中，KW只受溫度影響，而與溶液的酸堿性和濃度大小無(wú)關(guān)。 （2）在其它條件一定的情況下，溫度升高，KW增大，反之則減小。 二、溶液的pH 1．定義 pH= -lg c(H+)，廣泛pH的范圍為0～14。 注意：當(dāng)溶液中c(H+)或c(OH-)大于1mol時(shí)，不用pH表示溶液的酸堿性。 2．pH與溶液酸堿性的關(guān)系（25℃時(shí)） 表5-1 pH與溶液的酸堿性 pH 溶液的酸堿性 pH<7 溶液呈酸性，pH越小，溶液的酸性越強(qiáng) pH=7 溶液呈中性 pH>7 溶液呈堿性，pH越大，溶液的堿性越強(qiáng) 3．改變?nèi)芤簆H的常用方法 表5-2 改變?nèi)芤簆H的方法 pH變化 采取的措施 pH增大 加堿 對(duì)于酸性溶液可加水稀釋 pH減小 加酸 對(duì)于堿性溶液可加水稀釋 注意：酸性溶液無(wú)限加水稀釋，pH只能接近于7，且仍小于7；堿性溶液無(wú)限加水稀釋時(shí)，pH只能接近于7，且仍大于7。 4．有關(guān)pH的計(jì)算 （1）酸溶液中，c(H+)酸c(H+)水≈KW；堿溶液中，c(OH-)堿c(OH-)水≈KW。 （2）強(qiáng)堿、強(qiáng)堿溶液稀釋的計(jì)算 ①?gòu)?qiáng)酸溶液，pH（稀釋）=pH（原來(lái)）+lg n(n為稀釋的倍數(shù)) ②強(qiáng)堿溶液，pH（稀釋）=pH（原來(lái)）-lg n(n為稀釋的倍數(shù)) （3）強(qiáng)酸、強(qiáng)堿溶液兩兩等體積混合后溶液的pH計(jì)算 表5-3 強(qiáng)酸、強(qiáng)堿溶液兩兩等體積混合時(shí)pH的計(jì)算 混合物質(zhì) 兩種溶液pH關(guān)系 混合后溶液pH A、B均為酸 pHA14(酸剩余) pHB-0.3 注意：酸堿溶液的pH之差必須≥2，否則誤差較大。 *（4）pH、c、的關(guān)系 ①一元弱酸溶液中，pH=-lg c(H+)=-lg(c) ②一元弱堿溶液中，pOH=-lg c(OH-)=-lg(c)，pH=14-POH 注意：*部分為新教材中不作要求的部分。 水的電離和溶液的pH基礎(chǔ)知識(shí) 一、水的電離 1、水是一種 的電解質(zhì)，它能微弱電離生成 和 ，其電離方程式為 ，通常簡(jiǎn)寫(xiě)為 。 2、在25℃時(shí)，1 L水的物質(zhì)的量約為 mol，其中，只有　　　mol H2O電離。 水的離子積常數(shù)，簡(jiǎn)稱水的離子積，其表達(dá)式為Kw= ，Kw隨溫度升高而 ，因?yàn)樗碾婋x是 的過(guò)程。例如：25℃時(shí)，Kw為110-14 ，100℃時(shí)約為110-12。水的離子積不僅適用于純水，也適用于其他水溶液。不論是純水還是稀溶液，只要 不變，Kw就不變。 二、溶液的酸堿性和pH １、在酸、堿溶液中，水的電離平衡被破壞，但H+與OH－的濃度乘積仍是 　　　 。當(dāng)加酸時(shí)，水的電離平衡 　　 ，c (H+) c (OH－)；當(dāng)加堿時(shí)，道理也如此，只是c (OH－)　　 c (H+)。所以說(shuō)，溶液酸、堿性的實(shí)質(zhì)是溶液中的c (H+)和c(OH－)的相對(duì)大小問(wèn)題。 ２、利用c (H+)和c(OH－)的相對(duì)大小判斷溶液的酸堿性： 若c (H+)＜c(OH－)，則溶液呈 ； 若c (H+)＝c(OH－)，則溶液呈 ； 若c (H+)＞c(OH－)，則溶液呈 。 3、溶液酸堿性的表示方法――pH (1)定義：pH?。健　　　　　　? 。 (2)意義：pH大小能反映出溶液中c (H+)的大小，能表示溶液的酸堿性強(qiáng)弱。 常溫下，pH<7溶液呈 ，pH越小，溶液酸性越　　?。籶H每減小1個(gè)單位，c (H+)　　　　　 。當(dāng)溶液的酸堿性用pH表示時(shí)，其c (H+)的大小范圍一般為 　　　　　　　　mol/L 　pH　>0。 三、關(guān)于pH的計(jì)算(填寫(xiě)計(jì)算式) 1、單一溶液的pH 強(qiáng)堿[OH-濃度為c(OH-)]： 2、混合溶液的pH ⑴兩強(qiáng)酸[H+濃度分別為c1(H+) 、c2 (H+),體積分別為V1、V2 ]混合： 規(guī)律:強(qiáng)酸等體積混合：若pH差≥2時(shí)，用較小的pH值 ⑵兩強(qiáng)堿[OH-濃度分別為c1(OH-) 、c2 (OH-),體積分別為V1、V2 ]混合： 規(guī)律:強(qiáng)堿等體積混合：若pH差≥2時(shí)，用較大的pH值 ⑶強(qiáng)酸與強(qiáng)堿[強(qiáng)酸：c(H+) 、 V1 ；強(qiáng)堿: c(OH-) 、V2]混合 若完全中和： 若酸過(guò)量： 若堿過(guò)量： 四、pH的測(cè)定方法：pH試紙、酸堿指示劑、pH計(jì)等。 鞏固練習(xí) 一、選擇題 1．重水（D2O）離子積為1.610-5,可以由pH一樣的定義來(lái)規(guī)定pD=-lgc(D+),下列敘述正確的是（） A．溶解0.01molDCl的D2O溶液1L，其pD=2.0 B．中性溶液的pD=7.0 C. 含0.2mol的NaOD的D2O溶液2L，其pD=12.0 D．向100mL 0.25mol/L的DCl重水溶液中，加入50mL 0.2mol/L的NaOD的重水溶液，其pD=1.0 2．下列說(shuō)法正確的是（ ） A．pH<7的溶液一定是酸溶液 B．pH=5的溶液和pH=13的溶液相比，前者c(OH-)是后者的100倍 C．堿性溶液中滴入酚酞必定顯紅色 D．在1mol/L的氨水中，改變外界條件使c(NH4+)增大，則溶液的pH一定增大 3．在0.1mol/L硫酸溶液中，水電離出來(lái)的c(H+)是（ ） A.510-13mol/L B.0.02mol/L C.110-7mol/L D.110-12mol/L 4．用pH試紙測(cè)定某無(wú)色溶液的pH時(shí)，規(guī)范的操作是（ ） A．將pH試紙放入溶液中觀察其顏色變化，跟標(biāo)準(zhǔn)比色卡比較 B．將溶液倒在pH試紙上，跟標(biāo)準(zhǔn)比色卡比較 C．用干燥的潔凈玻璃棒蘸取溶液，滴在pH試紙上，跟標(biāo)準(zhǔn)比色卡比較 D．在試管內(nèi)放入少量溶液，煮沸，把pH試紙放在管口，觀察顏色，跟標(biāo)準(zhǔn)比色卡比較 5．有甲、乙兩種溶液，甲溶液的pH是乙溶液的兩倍，則甲溶液中c(H+)與乙溶液中c(H+)的關(guān)系是（ ） A.2∶1 B.100∶1 C.1∶100 D.無(wú)法確定 6．水是一種極弱的電解質(zhì)，在室溫下平均每n個(gè)水分子只有一個(gè)分子發(fā)生電離，則n值是（ ） A.110-14 B.55.6107 C.107 D.55.6 *7．在0.1mol/L醋酸溶液中，要使醋酸的電離度和溶液的pH都減小，同時(shí)又使醋酸根離子濃度增大，可加入的試劑是（ ） A.CH3COONa濃溶液 B.1mol/L氨水 C.1mol/L硫酸溶液 D.2mol/LCH3COOH溶液 8．等量的苛性鈉溶液分別用pH=2和pH=3的醋酸溶液中和，設(shè)消耗醋酸溶液的體積依次為Va、Vb，則兩者的關(guān)系正確的是（ ） A.Va>10Vb B.Vb=10Va C.Vb<10Va D.Vb>10Va 9．下列四種溶液中，由水電離生成的氫離子濃度之比①∶②∶③∶④是（ ） ①pH=0的鹽酸 ②0.1mol/L的鹽酸 ③0.01mol/L的NaOH溶液 ④pH=11的NaOH溶液 A. 1∶10∶100∶1000 B.0∶1∶12∶11 C.14∶13∶12∶11 D.14∶13∶2∶3 *10.同溫度下的兩種氨水A和B，A溶液的濃度是c mol/L，電離度為1；B溶液中[NH4+]為c mol/L，電離度為2。則下列判斷正確的是（ ） A．A溶液中的[OH-]是B溶液中[OH-]的1倍 B．1<2 C．B溶液物質(zhì)的量濃度可表示為c/2 mol/L D．A溶液的pH大于B溶液的pH *11.對(duì)于25℃時(shí)，pH都等于4的鹽酸和碘化銨溶液中，水的離子積（KW）和電離度（HCl和NH4I分別用A和B表示）的敘述正確的是（ ） A．KW相等，A=B B.KW不等，A=B/11 C．KW相等，B=108A D.KW相等，B=106A 12．常溫下，0.1mol/L的一元酸HA溶液的pH=2.0，0.1mol/L的一元堿BOH的溶液中c(OH-)/c(H+)=1012，將此兩種溶液等體積混合后，所得溶液中離子濃度大小關(guān)系正確的是（ ） A.c(OH-)>c(H+)>c(B+)>c(A-) B.c(OH-)c(H+)=c(OH-) 13．弱酸HY溶液的pH=3.0，將其與等體積水混合后的pH范圍是（ ） A.3.0～3.3 B.3.3～3.5 C.3.5～4.0 D.3.7～4.3 14．在平衡體系：H2SH++HS-，HS-H++S2-中，當(dāng)減小溶液pH時(shí)，則硫離子濃度會(huì)（ ） A.可能增大，也可能減小 B.增大 C.減小 D.無(wú)變化 二、非選擇題 *15.若純水中水的電離度為1，pH=x的鹽酸中水的電離度為2，pH=y的氨水中水的電離度為3，兩溶液等體積混合后溶液中水的電離度為4，若x+y=14（其中x≤6，y≥8），則1、2、3、4從小到大的順序是：____________________。 *16.在25℃時(shí)，0.1mol/L NaR的溶液中水的電離度為1，在0.1mol/L鹽酸中水的電離度為2，若1∶2=109，則0.1mol/L NaR溶液的pH為_(kāi)______。 17．已知濃度均為0.1mol/L的8種溶液：①HNO3 ②H2SO4 ③HCOOH ④Ba(OH)2 ⑤NaOH⑥CH3COONa ⑦KCl ⑧NH4Cl其溶液pH由小到大的順序是______________________。 *18.已知25℃時(shí)幾種物質(zhì)的電離度（溶液濃度為0.1mol/L）如下表：（已知H2SO4第一步電離是完全的） ①H2SO4溶液的H2SO4- ②NaHSO4溶液中的HSO4- ③CH3COOH ④HCl 10% 29% 1.33% 100% （1）25℃時(shí)，0.1mol/L上述幾種溶液中c(H+)由大到小的順序是（填序號(hào)，下同）_______________。 （2）25℃時(shí)，pH相同的上述幾種溶液，其物質(zhì)的量濃度由大到小的順序是______________。 （3）25℃時(shí)，將足量的鋅粉投入等體積，pH等于1的上述幾種溶液中，產(chǎn)生H2的體積（同溫同壓下）由大到小的順序是________________。 （4）25℃時(shí)，0.1mol/l H2SO4溶液中HSO4-的電離度小于0.1mol/L NaHSO4溶液中HSO4-的電離度的原因是_______________________。 19．配制99℃時(shí)的溶液100mL(KW=110-12)使其中c(OH-)為10-9mol/L，除純水外，需要用pH=1的鹽酸溶液________mL。 20．甲、乙兩瓶氨水的濃度分別為1mol/L和0.1mol/L，則甲、乙兩瓶氨水中c(OH-)之比_______（填大于、等于或小于）10。請(qǐng)說(shuō)明理由。 21．取體積相同（0.025L）的兩份0.10mol/L NaOH溶液，把其中一份放在空氣中一段時(shí)間后，溶液的pH_______（填增大、減小或不變），其原因是________________。 *22.將0.05mol/L的鹽酸溶液和未知濃度的氫氧化鈉溶液以1∶2的體積比混合，所得混合溶液的pH為12。用上述氫氧化鈉溶液滴定pH為3的某一元弱酸溶液20mL，達(dá)到終點(diǎn)時(shí)消耗氫氧化鈉溶液12.5mL。試求：（1）氫氧化鈉溶液的物質(zhì)的量濃度。（2）此一元弱酸的物質(zhì)的量濃度。（3）一元弱酸的電離度。 23．NaOH和Ba(OH)2混合溶液的pH=14，取該溶液100mL,持續(xù)通CO2，當(dāng)CO2通入體積為0.56L時(shí)生成沉淀最多。試通過(guò)計(jì)算（氣體體積均指標(biāo)態(tài)，設(shè)溶液體積不發(fā)生改變）回答：（1）NaOH和Ba(OH)2的物質(zhì)的量濃度各是多少？（2）當(dāng)通入CO2總體積為2.24升時(shí)，溶液中各離子（除H+、OH-）物質(zhì)的量濃度各是多少？ 24．將磷酸溶液逐漸滴加到60mL的氫氧化鋇溶液中，其溶液的pH與所加磷酸的體積之間的關(guān)系如下圖所示（溶液的總體積看作原溶液體積與滴加入的溶液體積之和）。 求：（1）pH為P時(shí)，生成沉淀的質(zhì)量； （2）pH為P時(shí)，溶液中c(OH-)。  水的電離和溶液的pH基礎(chǔ)知識(shí)參考答案 一、水的電離 1、水是一種 極弱 的電解質(zhì)，它能微弱電離生成 H3O+ 和 OH- ，其電離方程式為 H2O +H2O H3O++OH- ，通常簡(jiǎn)寫(xiě)為 H2O H+ + OH- 。 2、在25℃時(shí)，1 L純水的物質(zhì)的量約為 55.56 mol，其中，只有 110-7 mol H2O電離。 水的離子積常數(shù)，簡(jiǎn)稱水的離子積，其表達(dá)式為Kw= c (H+)c(OH－) ，Kw隨溫度升高而 增大 ，因?yàn)樗碾婋x是 吸熱 的過(guò)程。例如：25℃時(shí)，Kw為110-14 ，100℃時(shí)約為110-12。水的離子積不僅適用于純水，也適用于其他水溶液。不論是純水還是稀溶液，只要 溫度 不變，Kw就不變。 二、溶液的酸堿性和pH １、在酸、堿溶液中，水的電離平衡被破壞，但H+與OH－的濃度乘積仍是常數(shù)　　。當(dāng)加酸時(shí)，水的電離平衡向左移動(dòng)　　，c (H+) ﹥ c (OH－)；當(dāng)加堿時(shí)，道理也如此，只是c (OH－)　 ﹥ c (H+)。所以說(shuō)，溶液酸、堿性的實(shí)質(zhì)是溶液中的c (H+)和c(OH－)的相對(duì)大小問(wèn)題。 ２、利用c (H+)和c(OH－)的相對(duì)大小判斷溶液的酸堿性： 若c (H+)＜c(OH－)，則溶液呈 堿性 ； 若c (H+)＝c(OH－)，則溶液呈 中性 ； 若c (H+)＞c(OH－)，則溶液呈 酸性 。 3、溶液酸堿性的表示方法―---pH (1)定義：pH　＝?。璴g[c(H+)] 。 (2)意義：pH大小能反映出溶液中c (H+)的大小，能表示溶液的酸堿性強(qiáng)弱。 常溫下，pH<7溶液呈 酸性 ，pH越小，溶液酸性越　強(qiáng) ；pH每減小1個(gè)單位，c (H+)　增大10倍 。當(dāng)溶液的酸堿性用pH表示時(shí)，其c (H+)的大小范圍一般為 　110-14　mol/L ≤c (H+)≤　1　mol/L。即14　≥　pH　≥0。 三、關(guān)于pH的計(jì)算(填寫(xiě)計(jì)算式) 1、單一溶液的pH 強(qiáng)堿[OH-濃度為c(OH-)]：c(H+)=Kw/ c(OH-), pH＝－lg[c(H+)] 2、混合溶液的pH ⑴兩強(qiáng)酸[H+濃度分別為c1(H+) 、c2 (H+),體積分別為V1、V2 ]混合： c(H+)混= [c1(H+) V1+ c2 (H+) V2]/( V1+V2) , pH＝－lg[c(H+)混] 規(guī)律:強(qiáng)酸等體積混合：若pH差≥2時(shí)，用較小的pH值 加0.3 ⑵兩強(qiáng)堿[OH-濃度分別為c1(OH-) 、c2 (OH-),體積分別為V1、V2 ]混合： c(OH-)混= [c1(OH-) V1+ c2 (OH-) V2]/( V1+V2) , c(H+)混=Kw/ c(OH-)混, pH＝－lg[c(H+)混] 規(guī)律:強(qiáng)堿等體積混合：若pH差≥2時(shí)，用較大的pH值 減0.3 ⑶強(qiáng)酸與強(qiáng)堿[強(qiáng)酸：c(H+) 、 V1 ；強(qiáng)堿: c(OH-) 、V2]混合 若完全中和：pH＝7 若酸過(guò)量：c(H+)余= [c(H+) V1-c (OH-) V2]/( V1+V2), pH＝－lg[c(H+)余] 若堿過(guò)量：c(OH-)余= [c(OH-) V2-c (H+) V1]/( V1+V2), c(H+)=Kw/ c(OH-)余, pH＝－lg[c(H+)] 四、pH的測(cè)定方法：pH試紙、酸堿指示劑、pH計(jì)等。 鞏固練習(xí)參考答案 1.AD 2.B 3.A 4.C 5.D 6.B 7.D 8.D 9.A 10.AC 11.D 12.C 13.A 14.A 15.2=3<4<1 16.10 17.②①③⑧⑦⑥⑤④ 18.(1)①④②③ (2)③②④① (3)③②①④ (4)在稀H2SO4溶液中，由H2SO4電離H+，能抑制HSO4-的電離，促使HSO4-H++SO42-平衡向左移動(dòng)，而在NaHSO4溶液中不存在上述的作用 19.1 20.甲瓶氨水的濃度是乙瓶氨水的10倍，故甲瓶氨水的電離度比乙瓶氨水的電離度小，所以甲、乙兩瓶氨水中[OH-]之比小于10 21.減小，NaOH與空氣中的CO2反應(yīng)，造成NaOH濃度減少，故溶液的pH減小。 22.（1）0.025mol/L (2)0.04mol/L (3)4% 23.(1)0.5mol/L,0.25mol/L (2)Na+為0.5mol/L， Ba2+為0.25mol/L,HCO3-為1mol/L 24.(1)0.3g (2)0.0375mol/L