学年高中化学 第三章 水溶液中的离子平衡 第二节 水的电离和溶液的酸碱性第1课时Word文件下载.docx
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c(H+)/mol·
L-1
c(OH-)/mol·
水的电离程度
平衡移动
Kw
纯水
1.0×
10-7
——
10-14
升温
>1.0×
增大
向右
加酸
<1.0×
减小
向左
不变
加碱
加活泼金属
【合作探究】
1.在pH=2的盐酸溶液中由水电离出来的c(H+)与c(OH-)之间的关系是什么?
答案 外界条件改变,水的电离平衡发生移动,但任何时候由水电离出的c(H+)和c(OH-)总是相等的。
2.常温下,0.01mol·
L-1的HCl溶液中,c(H+)水=________;
0.01mol·
L-1的NaOH溶液中,c(OH-)水=________。
答案 1.0×
10-12mol·
L-1 1.0×
3.在100℃,纯水中c(H+)=1.0×
10-6mol·
L-1,此时Kw=________,在该温度下,0.1mol·
L-1NaOH溶液中,c(OH-)水=________。
10-12 1.0×
10-11mol·
二、溶液的酸碱性和pH
1.溶液的酸碱性
(1)常温下溶液的酸碱性与pH的关系
①pH<7,溶液呈酸性;
②pH=7,溶液呈中性;
③pH>7,溶液呈碱性。
(2)溶液的酸碱性与c(H+)、c(OH-)的关系
溶液的酸碱性取决于溶液中c(H+)和c(OH-)的相对大小。
①c(H+)>c(OH-)溶液呈酸性;
②c(H+)=c(OH-)溶液呈中性;
③c(H+)<c(OH-)溶液呈碱性。
2.pH
(1)表达式:
pH=-lg__c(H+)。
(2)意义:
pH越大,溶液碱性越强;
pH越小,溶液酸性越强。
(3)适用范围:
1×
10-14mol·
L-1≤c(H+)≤1mol·
L-1的溶液。
3.溶液酸、碱性的测定方法
(1)指示剂法
该法只能测其pH的大致范围,常见指示剂变色范围为
指示剂
变色范围
石蕊
pH<5红色
5~8紫色
>8蓝色
酚酞
pH<8.2无色
8.2~10浅红色
>10红色
甲基橙
pH<3.1
红色
3.1~4.4橙色
>4.4黄色
(2)pH试纸法
把小片试纸放在表面皿或玻璃片上,用干燥洁净的玻璃棒蘸取待测液滴在干燥的pH试纸上,试纸变色后,与标准比色卡对比,即可确定溶液的pH。
(3)pH计测量法
1.判断溶液酸、碱性的标准是什么?
pH=7的溶液是否一定为中性溶液?
答案 判断溶液酸、碱性的标准是比较c(H+)、c(OH-)的相对大小,pH=7的溶液不一定为中性溶液,只有在常温下pH=7的溶液才为中性溶液,因为Kw只与温度有关,如在100℃时,Kw=1.0×
10-12,pH=6为中性,pH=7应为碱性。
2.使用pH试纸应注意什么?
答案 测定溶液的pH时,pH试纸不能润湿,否则,非中性溶液的pH测定值将比实际pH大或小,用广范pH试纸测溶液的pH时,只能读整数。
一、影响水电离平衡的因素
【例1】 25℃时,水的电离达到平衡:
H2OH++OH- ΔH>0,下列叙述正确的是( )
A.向水中加入稀氨水,平衡逆向移动,c(OH-)降低
B.向水中加入少量固体硫酸氢钠,c(H+)增大,Kw不变
C.向水中加入少量CH3COOH,平衡逆向移动,c(H+)降低
D.将水加热,Kw增大,pH不变
答案 B
解析 A项,向水中加入稀氨水,c(OH-)增大;
B项,向水中加入NaHSO4,c(H+)增大,由于温度不变,Kw应不变;
C项,c(H+)应增大;
D项,加热,Kw增大,pH减小。
【规律总结】 水的电离影响因素分析
(1)水的电离是吸热过程,温度升高促进水的电离,c(H+)、c(OH-)都增大,水仍呈中性。
(2)外加酸或碱,水中c(H+)或c(OH-)增大,抑制水的电离,水的电离程度减小,Kw不变。
(3)活泼金属与水电离产生的H+直接发生置换反应产生氢气,使水的电离平衡向右移动。
变式训练1 能影响水的电离平衡,并使溶液中的c(H+)>c(OH-)的操作是( )
A.向水中投入一小块金属钠 B.将水加热煮沸
C.向水中通入CO2气体 D.向水中加食盐晶体
解析 A项中加入Na,Na与H2O反应生成NaOH,使c(OH-)>c(H+);
B项中c(H+)=
c(OH-);
C项中通入CO2:
CO2+H2OH2CO3,故c(H+)>c(OH-);
而D项中c(H+)=
c(OH-),故选C项。
答案 C
【例2】 在相同温度下,0.01mol·
L-1的NaOH溶液和0.01mol·
L-1的盐酸相比,下列说法正确的是( )
A.由水电离出的c(H+)相等
B.由水电离出的c(H+)都是1.0×
C.由水电离出的c(OH-)都是0.01mol·
D.两者都促进了水的电离
答案 A
解析 二者均抑制水的电离,且抑制程度相同。
由于温度不确定,故不能确定Kw的值。
【归纳总结】 理清溶液中H+或OH-的来源
1.常温下,中性溶液
c(OH-)=c(H+)=10-7mol·
2.溶质为酸的溶液
(1)来源
OH-全部来自水的电离,水电离产生的c(H+)=c(OH-)。
(2)实例
如计算pH=2的盐酸溶液中由水电离出的c(H+),方法是先求出溶液中的c(OH-)=
(Kw/10-2)mol·
L-1=10-12mol·
L-1,即由水电离出的c(H+)=c(OH-)=10-12mol·
L-1。
3.溶质为碱的溶液
H+全部来自水的电离,水电离产生的c(OH-)=c(H+)。
如计算pH=12的NaOH溶液中由水电离出的c(OH-),方法是知道溶液中的c(H+)=
L-1,即由水电离出的c(OH-)=c(H+)=10-12mol·
变式训练2 室温下,把1mL0.1mol·
L-1的H2SO4溶液加水稀释成2L溶液,在此溶液中由水电离产生的H+浓度接近于( )
A.1×
10-4mol·
L-1B.1×
10-8mol·
C.1×
L-1D.1×
10-10mol·
答案 D
解析 稀释后c(H+)=(1×
10-3L×
0.1mol·
L-1×
2)/(2L)=1×
L-1,c(OH-)=
=1×
L-1,溶液中由水电离产生的H+浓度等于c(OH-)。
二、溶液酸、碱性的判断
【例3】 下列关于溶液的酸碱性,说法正确的是( )
A.pH=7的溶液是中性
B.中性溶液中一定有c(H+)=1.0×
10-7mol·
C.c(OH-)=c(H+)的溶液呈中性
D.在100℃时,纯水的pH<
7,因此显酸性
解析 A项中运用pH判断溶液的酸碱性时,用到了水的离子积常数,它与温度有关,但A项未给出温度,所以错误;
在中性溶液中c(H+)和c(OH-)一定相等,但并不一定是1.0×
L-1,所以B项错,C项正确;
100℃的纯水中,虽然pH<
7,但c(H+)=c(OH-),还是中性,所以D错误。
【归纳总结】 溶液酸碱性的判断
(1)在25℃的溶液中:
pH<
7,溶液呈酸性,pH越小,c(H+)越大,溶液的酸性越强;
pH=7,溶液呈中性,c(H+)=c(OH-)=1.0×
L-1;
pH>
7,溶液呈碱性,pH越大,c(OH-)越大,溶液的碱性越强。
(2)在任意温度下的溶液中:
c(H+)>
c(OH-),溶液呈酸性;
c(H+)=c(OH-),溶液呈中性;
c(H+)<
c(OH-),溶液呈碱性。
用c(H+)、c(OH-)的相对大小来判断溶液酸碱性,则不受温度影响。
变式训练3 下列溶液一定显酸性的是( )
A.溶液中c(OH-)>
c(H+)
B.滴加紫色石蕊溶液后变红色的溶液
C.溶液中c(H+)=10-6mol·
D.pH<
7的溶液
解析 判断溶液酸碱性的关键是看c(H+)和c(OH-)的相对大小,若c(H+)>
而pH<
7或c(H+)>
L-1,仅适用于常温时,若温度不确定,就不能用来判断溶液的酸碱性。
B项中可使紫色石蕊溶液变红,则该溶液为酸性。
1.下列说法正确的是( )
A.水的电离方程式:
H2O===H++OH-
B.升高温度,水的电离程度增大
C.在NaOH溶液中没有H+
D.在HCl溶液中没有OH-
解析 水是极弱电解质,只有少部分电离,应用“”表示,故A错;
水的电离是吸热的,所以升高温度,电离程度增大,B正确;
在NaOH溶液中c(OH-)>
c(H+),在HCl溶液中
c(OH-)<
c(H+),在酸、碱溶液中都存在H+和OH-,所以C、D项错误。
2.常温下,某溶液中由水电离出来的c(H+)=1.0×
10-13mol·
L-1,该溶液可能是( )
①二氧化硫的水溶液 ②氯化钠水溶液 ③硝酸钠水溶液 ④氢氧化钠水溶液
A.①④B.①②C.②③D.③④
解析 某溶液中由水电离出来的c(H+)=1.0×
L-1,说明溶液既可能呈酸性,也可能呈碱性。
①SO2+H2OH2SO3,H2SO3HSO
+H+,HSO
SO
+H+,溶液呈酸性;
④NaOH===Na++OH-,溶液呈碱性。
3.下列操作能使水的电离平衡发生移动,且c(H+)>c(OH-)是( )
A.向水中投入一小块金属钠B.将水加热煮沸
C.向水中通入CO2气体D.向水中加食盐晶体
解析 A项中加入的钠与H2O反应生成NaOH,使c(OH-)>c(H+);
B项中c(H+)=c(OH-);
而D项中c(H+)=c(OH-),故选C项。
4.下列溶液一定显酸性的是( )
A.含H+的溶液
B.c(OH-)<
c(H+)的溶液
C.pH<
D.能与金属Al反应放出H2的溶液
解析 溶液中的酸碱性取决于溶液
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