高考化学一轮复习教案讲 水的电离及溶液的ph

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1、第25讲水的电离及溶液的pH（建议2课时完成）[考试目标]1．了解水的电离，水的离子积常数。2．了解溶液pH的定义，了解测定溶液pH的方法。3．能进行溶液pH的简单计算。[要点精析]一、水的电离和水的离子积常数水能发生微弱的电离，且水的电离是一个可逆过程。在一定温度下达到电离平衡，[H+][OH-]=Kc[H2O]=Kw，一定温度时Kc、[H2O]均为常数，Kc[H2O]=Kw是一个常数，Kw简称水的离子积。250C时，水的离子积为1.0×10-14mol2·L-2。例1：某温度下纯水中C（H+）=2

2、.0×10-7mol/L，则此时溶液中的C（OH-）=__________。若温度不变，滴入稀盐酸使C（H+）=5×10-6mol/L，则此时溶液中的C（OH-）=_____。解析：纯水中C（OH-）=C（H+）=2×10-7mol/L，则该温度下水的离子积为4×10-14mol2·L-2。当C（H+）=5×10-6mol/L时，C（OH-）=8×10-9mol/L。二、影响水的电离平衡的因素1．温度由于水电离过程为吸热过程，升温将促进水的电离，平衡右移，Kw变大，c（H+）、c（OH-）也同时增大，

3、pH变小，但由于c（H+）与c（OH-）始终保持相等，故仍显中性。2．酸碱盐对水的电离平衡的影响酸、碱：酸（碱）电离出H+（OH-）的抑制水的电离电离后显酸或碱性的盐：抑制水的电离（NaHSO4）。电离后水解的盐：促进水的电离盐：电离后显中性不水解的盐：无影响（如Na2SO4）电离强于水解的盐：抑制为主（NaH2PO4NaHSO3）水解强于电离的盐：促进为主（NaHCO3Na2HPO4）三、溶液pH的计算1．单一溶液pH的计算（1）强酸pH的计算：强酸HnA，浓度为cmol·L-1则c（H+）=ncm

4、ol·L-1,pH=-lg[H+]=－lgnc（2）强碱pH的计算：强碱B（OH）n，设浓度为cmol·L-1则[H+]=10-14/nc,pH=－lg[H+]=14+lgnc（3）弱酸pH的计算（只作了解）：弱酸HA，浓度为cmol·L-1则[H+]=cαmol·L-1,pH=－lg[H+]=－lgcα（4）弱碱pH的计算（只作了解）：强碱BOH，设浓度为cmol·L-1则[H+]=10-14/cα,pH=－lg[H+]=14+lgcα2．溶液的稀释pH的计算（1）对于强碱溶液c（OH-）每稀释10

5、n倍,pH减小n个单位（减小后不超过7）。（2）对于强酸溶液c（H+）每稀释10n倍,pH增大n个单位（增大后不超过7）。（3）pH相同的强酸与弱酸，当稀释相同倍数时，强酸变大的程度比弱酸大。（4）pH相同强碱与弱碱，当稀释相同倍数时，强碱变小的程度比弱碱大。3．酸、碱混合溶液pH的计算（1）两种强酸稀溶液混合（2）两种强酸稀溶液混合（3）酸碱稀溶液混合，酸过量（4）酸碱稀溶液混合，碱过量例2：将pH=9的NaOH与pH=11的NaOH溶液等体积混合后,溶液的[H+]为（）mol/LA．1/2（10-

6、9+10-11）B．1/2（10-5+10-3）C．2×10-11D．1/2×10-3解析：[OH-]=（10-5+10-3）/2=5×10-4mol/L,[H+]=2×10-11mol/L,选C.例3：25ºC，若10体积的某强酸溶液与1体积的某强碱溶液混合后，溶液呈中性，则混合之前，该碱的pH与强酸的pH之间该满足的关系是_______________________解析:混合后溶液呈中性,说明10·[H+]a=1·[OH-]b,则10[H+]a=1×10-14/[H+]b[H+]a=1×10-1

7、5/[H+]b[H+]a·[H+]b=1×10-15,答案为pHa+pHb=15。教学资源网www.jb1000.com