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專題13 水的電離和溶液的酸堿性,考點34 水的電離平衡及影響因素 考點35 酸堿中和滴定 考點36 溶液的pH及pH的計算,考點34 水的電離平衡及影響因素,600分知識 700分考法 考法1：外界電離條件對水的影響 考法2：水電離出的c(H＋)或c(OH－)的相關計算 考法3：溶液酸堿度的判斷,1.水的電離 (2)水的離子積 ①表達式：25 ℃時，Kw＝c(H＋)c(OH－)＝1.010－14。 ②對Kw的理解： a． Kw適用于純水、稀的電解質(zhì)(酸、堿、鹽)水溶液，不適用于含水很少的物質(zhì)(如濃H2SO4)。 b．恒溫時，Kw不變；升溫時，電離程度增大(因為電離過程一般吸熱)，Kw增大。,2．溶液的酸堿性與pH (1)溶液酸堿性的判斷方法 溶液的酸堿性取決于c(H＋)與c(OH－)的相對大小。具體方法見下表：,2．溶液的酸堿性與pH (2)pH ①定義式：pH＝－lg c(H＋)。 ②pH與溶液c(H＋)的關系： ③pH的意義：pH表示溶液酸堿性的強弱。pH越小，溶液酸性越強；pH越大，溶液堿性越強。 ④pH試紙的使用方法：把小片試紙放入干燥潔凈的表面皿中，用玻璃棒蘸待測液點在pH試紙上，變色后與標準比色卡對照，確定溶液的pH。 【注意】①pH試紙使用前不能用蒸餾水潤濕，否則待測液會被稀釋，可能產(chǎn)生誤差；②用廣泛pH試紙讀出的pH只能是整數(shù)。,返回,考法1 外界條件對水的電離平衡的影響 1．促進水的電離的因素 (1)升溫，水的電離程度增大，c(H＋)和c(OH－)同等倍數(shù)增大，但酸堿性不變。 (2)加入可水解的鹽，水的電離程度增大。水解后溶液不論是呈酸性還是呈堿性，Kw都不變。 2．抑制水的電離的因素 (1)降溫，水的電離程度減小。 (2)加入酸或堿，使水的電離平衡左移，Kw不變。,考法1 外界條件對水的電離平衡的影響 2．抑制水的電離的因素 【小結】溫度不變， Kw不變。具體如下表：,返回,考法2 水電離出的c(H＋)或c(OH－)的相關計算 1．水電離出來的c(H＋)或c(OH－)始終相等。 2．水的電離受抑制時 當抑制水的電離時(如酸或堿溶液)， c(H＋)、c(OH－)中較小的數(shù)值是水電離出來的。具體見下表：,考法2 水電離出的c(H＋)或c(OH－)的相關計算 3.當促進水的電離時(如鹽的水解) 當促進水的電離時，c(H＋)或c(OH－)中較大的數(shù)值是水電離出來的。具體見下表：,返回,考法3 溶液酸堿性的判斷,返回,考點 35 酸堿中和滴定,600分知識 700分考法 考法4：酸堿中和滴定的注意事項 考法5：運用中和滴定的原理進行含量滴定 考法6：酸堿中和滴定誤差分析,1．酸堿中和滴定原理 (1) 利用中和反應，用已知濃度的酸(或堿)來測定未知濃度的堿(或酸)的實驗方法稱為酸堿中和滴定。 (2)在酸堿中和滴定過程中，開始時由于被滴定的酸或堿濃度較大，滴入少量的堿或酸對其pH的影響不大。當?shù)味ń咏K點(pH＝7)時，很少量(一滴，約0.04 mL)的堿或酸就會引起溶液pH突變(如下圖所示)。,【注意】酸堿恰好中和時溶液不一定呈中性，最終溶液的酸堿性取決于生成鹽的性質(zhì)，強酸強堿鹽的溶液呈中性，強堿弱酸鹽的溶液呈堿性，強酸弱堿鹽的溶液呈酸性。,2．酸堿中和滴定實驗 (1)實驗用品 ①儀器：酸式滴定管、堿式滴定管、滴定管夾、鐵架臺、錐形瓶。 ②試劑：標準液、待測液、指示劑、蒸餾水。 (2)實驗操作(以標準鹽酸滴定待測NaOH溶液為例) ①滴定前的準備 a．滴定管：查漏→洗滌→潤洗→裝液→調(diào)液面→記錄。 b．錐形瓶：注堿液→記讀數(shù)→加指示劑。 ②滴定（如下圖）,2．酸堿中和滴定實驗 ③終點判斷 等到滴入最后一滴標準液，指示劑變色，且在半分鐘內(nèi)不恢復原來的顏色，視為滴定終點并記錄標準液的體積。 ④讀數(shù) 眼睛視線與滴定管中凹液面的最低點相切，不可俯視或仰視。讀數(shù)結果的精確度為0.01 mL。 ⑤重復2～3次，取平均值計算。 (3)數(shù)據(jù)處理,返回,,考法4 酸堿中和滴定中的注意事項 1．酸、堿式滴定管和移液管在清洗干凈后必須用待裝液潤洗方能使用。 2．中和滴定指示劑的選擇，一般要求變色明顯(所以一般不選用石蕊)，指示劑的變化范圍與恰好中和時的pH要吻合或接近。 （1）生成的鹽不水解，呈中性，可用酚酞或甲基橙作指示劑。 （2）生成強酸弱堿鹽，溶液呈酸性，故選用甲基橙作指示劑。 （3）生成強堿弱酸鹽，溶液呈堿性，故選用酚酞作指示劑。 3．有些反應不需要額外加入指示劑。如KMnO4溶液，用淀粉檢驗I2。 【注意】在描述終點顏色變化時，一定要加上“半分鐘內(nèi)不變色”。 4．KMnO4、溴水等具有強氧化性的物質(zhì)，會氧化橡膠，故只能用酸式滴定管滴加。,返回,,考法5 運用中和滴定原理進行含量測定 除酸堿中和滴定外，還有氧化還原滴定、沉淀滴定等。無論是哪種滴定，解題的方法均如下： 1．根據(jù)實驗中的滴定原理，找出反應過程中各種物質(zhì)之間量的關系，然后再列式計算。 2．為了使滴定結果更準確，實驗通常測定多組數(shù)據(jù)。對于給出的多組數(shù)據(jù)，若其中有一組數(shù)據(jù)偏差太大，應舍去，然后將其余數(shù)據(jù)求平均值。,返回,考法6 酸堿中和滴定誤差分析 誤差分析的方法：依據(jù)原理c(標準)V(標準)＝c(待測)V(待測)，所以 c(待測)＝ 因為c(標準)與V(待測)已確定，所以只要分析出不正確操作引起V(標準)的變化，即可分析出結果。,考法6 酸堿中和滴定誤差分析(以標準鹽酸滴定待測NaOH溶液為例),返回,考點36 溶液的pH及pH的計算,700分考法 考法7： 溶液pH的計算,考法7 溶液pH的計算 1．單一溶液pH的計算,考法7 溶液pH的計算 2．稀釋型(指單一溶質(zhì)加水稀釋或相當于水的稀釋作用) 一般計算公式：c1V1＝c2V2，據(jù)此求出稀釋后酸或堿的物質(zhì)的量濃度。 (1)對于pH＝a的酸，強酸時稀釋10n倍，pH＝a＋n；弱酸時稀釋10n倍，a＜pH＜a＋n。 (2)對于pH＝b的堿，強堿時稀釋10n倍，pH＝b－n；弱堿時稀釋10n倍，b＞pH＞b－n。 酸或堿稀釋后，其pH都向7靠近。其變化如下表：,【特殊技巧】掌握“稀釋1倍速算法”。即： 強酸稀釋1倍后，pH稀＝pH濃＋0.3 強堿稀釋1倍后，pH?。絧H濃－0.3,考法7 溶液pH的計算 3．混合型(多種溶液混合) (1)同性溶液的混合：同種離子存在著量的積累(累積法)。 ①強酸和強酸混合 ②強堿和強堿混合 首先求出混合后的 ，然后通過Kw求出c混(H＋)，最后求pH。,考法7 溶液pH的計算 3．混合型(多種溶液混合) (2)異性溶液混合： 抵消法)。 強酸和強堿發(fā)生中和反應，根據(jù)強酸和強堿的用量不同，主要有“完全型”和“過量型”兩種類型，分恰好中和、強酸過量和強堿過量三種情況。 ①恰好中和：反應后得到的是強酸強堿鹽，溶液為中性，pH＝7。 ②強酸過量：首先要計算出剩余的c(H＋)，然后再根據(jù)定義計算溶液的pH。強酸剩余時： ③強堿過量：首先要計算出剩余的c(OH－)，然后利用水的離子積常數(shù)計算溶液中c(H＋)，最后根據(jù)定義計算溶液的pH。強堿剩余時：,考法7 溶液pH的計算 3．混合型(多種溶液混合),