福建省三明市泰寧縣2017-2018學年高中化學 水的電離與溶液的PH 酸堿中和滴定 知識要點復習學案 新人教版選修4.doc

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《水的電離與溶液的PH 酸堿中和滴定 》 一、水的電離 1.水的電離方程式：H2OH+ + OH— 2. ①表達式：室溫下純水，KW=c(H+)c(OH-)=110-14，pH=7，c(H+)=c(OH-)=10-7molL-1 ②影響Kw大小的因素 A．水的電離過程是個吸熱的過程，故溫度升高，H2O的Kw增大 。 B．水的離子積是水電離平衡時的性質，不僅適用于純水，也適用于稀的電解質水溶液，只要溫度不變，Kw就不變。 ③影響水的電離平衡的因素 A．酸、堿均可抑制水的電離； B．升高溫度可促進水的電離； C．易水解的鹽均可促進水的電離； D．活潑金屬(Na)可促進水的電離。 二、溶液的酸堿性與pH 1. 溶液的酸堿性 溶液的酸堿性決定于c（H＋）與c（OH –）的關系 （1）c（H＋）＝c（OH –），溶液呈中性。 （2）c（H＋）＞c（OH –），溶液呈酸性 （3）c（H＋）＜c（OH –），溶液呈堿性 2. pH （1）定義式： pH= -lg C（H+） （2）適用范圍：0~14 （3）pH 與溶液中c（H＋）的關系。 25℃，純水的pH為7，溶液顯中性，pH<7的溶液為酸性，pH>7的溶液為堿性。 ①pH表示溶液酸堿性的強弱。pH越小，溶液酸性越強；反之，溶液的堿性越強。 ②使用范圍：110－14molL－1≤c(H＋)≤1molL－1。即：0≤pH≤14 (填pH的取值范圍)。 注意：pH為7的溶液不一定為中性。100℃，KW =110-12，c(H+) = c（OH –）=110-6mol/L，此時pH為6，但溶液仍為中性。判斷溶液酸堿性的依據是比較溶液中c(H+)、c（OH –）的相對大小。 3. pH試紙的使用 (1)方法 把小片試紙放在表面皿上，用玻璃棒蘸取待測液點在干燥的pH試紙上，試紙變色后，與標準比色卡對比即可確定溶液的pH。 (2)注意 試紙使用前不能用蒸餾水潤濕，否則待測液因被稀釋可能會產生誤差。廣泛pH試紙只能測出整數值。 三、酸堿中和滴定 （1）實驗原理 利用酸堿中和反應，用已知濃度酸(或堿)來測定未知濃度的堿(或酸)的實驗方法。以標準鹽酸溶液滴定待測的NaOH溶液，待測的NaOH溶液的物質的量濃度為c(NaOH)＝ 。酸堿中和滴定的關鍵： ①準確測定標準液的體積。 ②準確判斷滴定終點。 （2）試劑：HCl溶液（未知濃度）、0.1mol/LNaOH溶液、酚酞溶液、蒸餾水。 （3）儀器：酸式滴定管、堿式滴定管、滴定管夾、錐形瓶、洗瓶、鐵架臺、燒杯等。 （4）滴定管的使用 ①酸性、氧化性的試劑一般用酸式滴定管，因為酸和氧化性物質腐蝕橡膠。 ②堿性的試劑一般用堿式滴定管，因為堿性物質的溶液易與玻璃中的成分SiO2反應生成Na2SiO3，Na2SiO3致使活塞無法打開 （5）實驗操作過程： ①滴定準備過程： a、滴定管的準備：檢漏---洗滌---潤洗---注液---趕氣泡---調頁面---記錄 b、錐形瓶的準備：a.注堿液b.記讀數c.加指示劑 ②滴定 左手控制滴定管活塞，右手不斷搖動錐形瓶，眼睛注視錐形瓶色中溶液顏色的變化。 ③終點的判斷 等到滴入最后一滴標準液，指示劑變色，且半分鐘內不恢復原來的顏色，視為滴定終點并記錄標準液的體積。 ④讀數 讀取滴定管內液面所在體積數時，應使滴定管與水平的實驗臺面保持垂直，并使視線與滴定管內液體的凹液面最低處水平相切。 ⑤數據記錄 按上述操作重復二至三次，求出用去標準鹽酸體積的平均值，根據c(NaOH)=計算。 6.常用酸堿指示劑及變色范圍 指示劑 變色范圍的pH 石蕊 <5紅色 5～8紫色 >8藍色 甲基橙 <3.1紅色 3.1～4.4橙色 >4.4黃色 酚酞 <8無色 8～10淺紅色 >10紅色 【熱點難點全析】 〖考點一〗 影響水的電離的因素以及水電離出的c(H＋)或c(OH－)的計算 1. 影響水的電離的因素 條件改變 平衡移動方向 c(OH-) c(H+) Kw 加HCl 向左 減少 增大 不變 NaOH（s） 向左 增大 減小 不變 升溫 向右 增大 增大 增大 加Na2CO3 向右 增大 減少 不變 2．室溫下水電離出的c(H＋)或c(OH－)的計算規(guī)律 (1)中性溶液：c(H＋)＝c(OH－)＝1.010－7molL－1。 (2)溶質為酸的溶液：H＋來源于酸電離和水電離，而OH－只來源于水。如計算pH＝2的鹽酸中水電離出的c(H＋)：方法是先求出溶液中的c(OH－)＝10－12molL－1，即水電離出的c(H＋)＝c(OH－)＝10－12molL－1。 (3)溶質為堿的溶液OH－來源于堿電離和水電離，而H＋只來源于水。如pH＝12的NaOH溶液中，c(H＋)＝10－12 molL－1，即水電離產生的c(OH－)＝c(H＋)＝10－12 molL－1。 (4)水解呈酸性或堿性的鹽溶液 H＋和OH－均由水電離產生。如pH＝2的NH4Cl溶液中，水電離的c(H＋)＝10－2molL－1，水電離產生的OH－濃度也為10－2molL－1，但是因被NH結合，最終溶液中的OH－只有10－12molL－1。pH＝12的Na2CO3溶液中H＋、OH－濃度變化與之相似。 【提醒】(1)注意區(qū)分溶液組成和性質的關系 酸性溶液不一定是酸溶液，堿性溶液不一定是堿溶液。 (2)溫度相同、pH相同的溶液對水的電離程度影響并不一定相同。如pH=3的鹽酸和NH4Cl溶液，前者抑制水的電離，后者反而促進水的電離；pH=10的NaOH溶液和CH3COONa溶液，前者抑制水的電離，后者反而促進水的電離。 (3)常溫時，由水電離產生的c(H+)<10-7 mol/L的溶液，因水的電離受到抑制，可能是酸性溶液也可能是堿性溶液。 【典例1】室溫下，在pH＝12的某溶液中，分別有甲、乙、丙、丁四位同學計算出由水電離出的c(OH-)的數據分別為甲：1.010－7 molL－1；乙：1.010－6 molL－1；丙：1.010－2 molL－1；丁：1.010－12 molL－1。其中你認為可能正確的數據是 (　　) A．甲、乙 B．乙、丙 C．丙、丁 D．乙、丁 解析　如果該溶液是一種強堿(例如NaOH)溶液，則該溶液的OH-首先來自于堿(NaOH)的電離，水的電離被抑制，c(H+)＝110－12 molL－1，所有這些H+都來自于水的電離，水電離時當然同時提供相同物質的量的OH-，所以丁是對的。 如果該溶液是一種強堿弱酸鹽溶液，則該溶液之所以呈堿性是由于鹽中弱酸根水解的緣故。水解時，弱酸根離子與水反應生成弱酸和OH-，使溶液中c(OH－)>c(H+)，溶液中的OH-由水電離所得，所以丙也是正確的。 答案　C 〖考點二〗關于pH值的計算 1.計算原則 ⑴若溶液為酸性，先求c（H＋），再求pH； ⑵若溶液為堿性，先求c（OH –），再由c（H＋）=求c（H＋），最后求pH。 具體情況（25℃） ⑴酸、堿溶液pH的計算 ①強酸溶液，如HnA，設濃度為cmolL-1，c（H＋）=ncmolL-1，pH=-lg c（H＋）=-lg（nc） ②強堿溶液，如B(OH)n，設濃度為cmolL-1，c（H＋）= cmolL-1，pH=-lg c（H＋）=14+lg（nc） ③一元弱酸溶液，設濃度為cmolL-1，則有：c（H＋）＜cmolL-1，-lg c＜pH＜7 ④一元弱堿溶液，設濃度為cmolL-1，則有：c（OH –）＜cmolL-1，c（H＋）= cmolL-1，7＜pH＜14+lg 2.溶液稀釋 酸、堿加水稀釋時pH的計算 (1)強酸pH＝a，加水稀釋10n倍，則pH＝a＋n。 (2)弱酸pH＝a，加水稀釋10n倍，則a＜pH＜a＋n。 (3)強堿pH＝b，加水稀釋10n倍，則pH＝b－n。 (4)弱堿pH＝b，加水稀釋10n倍，則b－n＜pH＜b。 (5)酸、堿溶液無限稀釋，pH只能接近于7，酸不能大于7，堿不能小于7。 3.溶液混合好（忽略混合過程中體積的變化） （1）強酸與強酸混合 若是等體積混合，且△pH≥2，則 （注：lg2=0.3）。 （2）強堿與強堿混合 若是等體積混合，且△pH≥2，則。 （3）強酸和強堿混合，可能情況有三種： ①若強酸和強堿恰好中和， pH=7. ②若強酸過量，求出過量的CH+，再求pH值. ③若強堿過量，求出過量的COH-，再求出CH+后求pH值. 特例：若強酸與強堿等體積混合 ①若pH酸+pH堿=14，則完全中和pH=7. ②若pH酸+pH堿＞14，則堿過量pH≈pH堿－0.3 ③若pH酸+pH堿＜14，則酸過量pH≈pH酸+0.3 25℃，體積為V1的強酸與 體積為V2的強堿混合后，溶液呈中性，則混合前pH（酸）、pH（堿）的關系為： 若酸與堿溶液的pH之和等于14，酸、堿中有一強、一弱，則酸、堿溶液混合后，誰弱顯誰性。這是因為酸和堿已電離的H+ 和OH- 恰好中和，誰弱誰的H+ 或OH- 有儲備，中和后還能電離，顯出酸、堿性來。 【提醒】(1)強酸(或強堿)溶液稀釋后性質不會改變： 對于酸溶液中的c(H+)，每稀釋10n倍，pH增大n個單位，但增大后不超過7，酸仍為酸。對于堿溶液中的c(OH-)，每稀釋10n倍，pH減小n個單位，但減小后不小于7，堿仍為堿。 (2)pH相同的強酸與弱酸(或強堿與弱堿)，稀釋相同的倍數，強酸(或強堿)pH變化大，弱酸(或弱堿)pH變化小。 【典例2】某探究小組在某溫度下測定溶液的pH時發(fā)現，0.01 molL－1的NaOH溶液中，由水電離出的c(H+)c(OH－)=10－22，則該小組在該溫度下測得0.1 molL－1的NaOH溶液的pH應為( ) A.13 B.12 C.11 D.10 【解析】選B。 在0.01 molL－1的NaOH溶液中，由水電離出的c(H+)c(OH－)=10－22，c(H+)=10-11 molL－1，該溫度下水的離子積為10－110.01=10-13。所以該溫度下0.1 molL－1的NaOH溶液中c(H+)=10-13/0.1 molL－1=10-12 molL－1，故pH=12，B項正確。 〖考點三〗酸堿中和滴定的誤差分析 1.原理 依據原理c(標準)V(標準)＝c(待測)V(待測)，所以c(待測)＝，因c(標準)與V(待測)已確定，因此只要分析出不正確操作引起V(標準)的變化，即分析出結果。 2．常見誤差 以標準酸溶液滴定未知濃度的堿(酚酞作指示劑)為例，常見的因操作不正確而引起的誤差有： 步驟 操作 V(標準) c(待測) 洗滌 酸式滴定管未用標準溶液潤洗 變大 偏高 堿式滴定管未用待測溶液潤洗 變小 偏低 錐形瓶用待測溶液潤洗 變大 偏高 錐形瓶洗凈后還留有蒸餾水 不變 無影響 取液 放出堿液的滴定管開始有氣泡，放出液體后氣泡消失 變小 偏低 滴定 酸式滴定管滴定前有氣泡，滴定終點時氣泡消失 變大 偏高 振蕩錐形瓶時部分液體濺出 變小 偏低 部分酸液滴出錐形瓶外 變大 偏高 讀數 滴定前讀數正確，滴定后俯視讀數(或前仰后俯) 變小 偏低 滴定前讀數正確，滴定后仰視讀數(或前俯后仰) 變大 偏高 【提醒】 (1)中和反應嚴格按照化學方程式中化學計量數之比進行，即當酸提供的H＋的物質的量與堿提供的OH－的物質的量相等時，恰好中和． (2)中和反應恰好進行完全得到的溶液，不一定顯中性，有可能顯酸性或堿性． (3)滴定管、量筒讀數法則：液面、眼睛在兩邊，刻度在中間，三點(見如圖A、B、C)成一水平線． 【典例3】一定物質的量濃度溶液的配制和酸堿中和滴定是中學化學中兩個典型的定量實驗。某研究性學習小組在實驗室中配制1 molL－1的稀硫酸標準溶液，然后用其滴定某未知濃度的NaOH溶液。下列有關說法中正確的是________。 A．實驗中所用到的滴定管、容量瓶，在使用前均需要檢漏 B．如果實驗中需用60 mL的稀硫酸標準溶液，配制時應選用100 mL容量瓶 C．容量瓶中含有少量蒸餾水，會導致所配標準溶液的濃度偏小 D．酸式滴定管用蒸餾水洗滌后，即裝入標準濃度的稀硫酸，則測得的NaOH溶液的濃度將偏大 E．配制溶液時，定容時俯視讀數，則導致實驗結果偏大 F．中和滴定時，若在最后一次讀數時俯視讀數，則導致實驗結果偏大 解析　A項，滴定管、容量瓶都為帶塞儀器，使用前需檢漏，正確； B項，實驗室無60 mL容量瓶且滴定管使用前要潤洗，故選擇容積比60 mL大而與之接近的容量瓶配制，B正確； C項，容量瓶內有少量蒸餾水對所配標準溶液濃度無影響； D項，酸式滴定管不潤洗，使所測NaOH濃度偏大，正確； E項，配制溶液時，定容時俯視，所配溶液濃度偏高，導致實驗結果偏?。? F項，導致實驗結果偏小。 答案 ABD