(浙江选考)2020版高考化学一轮复习专题八第二单元水的电离平衡和溶液的酸碱性课件.ppt

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1、第二单元　水的电离平衡和溶液的酸碱性一水的电离平衡二溶液的酸碱性教材研读突破一溶液pH计算的思维模型突破二酸碱中和滴定曲线及指示剂选择分析重难突破突破三中和滴定误差分析一、水的电离平衡(一)水的电离1.水是极弱的电解质,存在着电离平衡:①H2OH++OH-。在一定温度下,水电离出来的H+和OH-浓度的乘积是一个常数,称为水的②离子积常数,用符号③KW表示。教材研读2.常温时,酸性溶液中c(H+)>c(OH-),pH④<7;碱性溶液中c(H+)7;中性溶液中c(H+)=c(OH-),pH⑥=7。100℃时,水中c(H+)=c(OH

2、-)=10-6mol·L-1,pH=6,水呈⑦中性。常温时,水中c(H+)=c(OH-)=10-7mol·L-1,pH=7,水呈中性。3.KW的几点说明(1)水的离子积(KW)适用于任一稀的电解质水溶液,c(H+)或c(OH-)代表水溶液中H+或OH-的总物质的量浓度。无论酸、碱、盐等溶液中酸碱性怎么样,KW=⑧c(H+)·c(OH-),一定温度时,KW是一常数。一般情况下在25℃,KW为⑨1.0×10-14,而100℃时KW为1.0×10-12。(2)在研究水溶液体系中离子的种类时,不要忽略⑩H+、OH-同时存在。(二)影响水的电离平衡的因素1.水的

3、电离过程是吸热过程,所以升高温度能促进水的电离,因此降温时KW减小,升温时KW增大。但不论温度升高还是降低,纯水中c(H+)和c(OH-)始终相等。2.向纯水中加入酸或碱,可以增大水中的H+或OH-浓度,均可使水的电离平衡向逆反应方向(即分子化的方向)移动。向水中加入可溶性的盐,若组成盐的离子能与水电离产生的H+或OH-发生反应,生成难电离的物质,则能够破坏水的电离平衡,使水的电离平衡向电离方向移动,可使水溶液呈碱性或酸性;若所加的盐既不能与水中的H+或OH-发生反应,又不能电离产生H+或OH-,则不破坏水的电离平衡,不能使水的电离平衡发生移动。若向水

4、中加入活泼金属,由于活泼金属与水电离出的H+反应,促进水的电离,溶液中c(OH-)增大,c(H+)减小。1.当c(H+)很小时,直接用氢离子的物质的量浓度表示溶液酸碱性的强弱很不方便,通常采用c(H+)的负对数表示,称为溶液的pH,其表达式为①pH=-lgc(H+)。常温下,pH<7时,溶液呈酸性,pH越小,溶液的酸性越②强;pH>7时,溶液呈碱性,pH越大,溶液的碱性越③强。二、溶液的酸碱性(一)溶液的pH2.当pH改变一个单位时,c(H+)改变至原来的10倍或1/10,即pH每增大1个单位,c(H+)就减小为原来的1/10;pH每减小1个单位,c(

5、H+)就增大为原来的④10倍。(二)pH的测定方法1.pH试纸的使用方法:把pH试纸放在洁净干燥的⑤表面皿(或玻璃片)上,用玻璃棒蘸取一滴待测液点在pH试纸的⑥中部,变色后与⑦标准比色卡对比,读出pH(整数)。2.常用酸碱指示剂及其变色范围指示剂变色的pH范围及颜色石蕊<5红色5~8紫色>8蓝色甲基橙<3.1红色3.1~4.4橙色>4.4黄色酚酞<8.2无色8.2~10粉红>10红色3.pH计使用pH计能直接测定溶液的pH。1.下列溶液一定呈酸性的是(B)A.含H+的溶液B.c(OH-)

6、溶液2.室温下,pH和体积都相同的盐酸和稀硫酸,分别跟足量碳酸钠溶液反应,放出的CO2(A)A.一样多　　　B.盐酸多　C.硫酸多　　　D.无法比较3.常温下,已知pH=2的高碘酸溶液与pH=12的NaOH溶液等体积混合,所得溶液显酸性,则下列说法中正确的是(C)A.HIO4是一元强酸B.此混合溶液中c(Na+)=c(I)C.c(H+)·c(OH-)=1mol2·L-2D.0.1mol·L-1的HIO4溶液与0.1mol·L-1的NaOH溶液等体积混合,所得溶液显中性4.常温下一定体积pH=2的盐酸和pH=11的NaOH溶液混合后恰好完全反应,二者的体

7、积之比为(C)A.1∶1　　　B.10∶1　　C.1∶10　　　D.1∶100突破一　溶液pH计算的思维模型溶液pH计算的思维模型重难突破有关溶液的pH应注意的问题:1.pH是溶液酸碱性强弱的一种量度。常温下,pH=7的溶液呈中性;当pH<7时,pH越小,溶液酸性越强;当pH>7时,pH越大,溶液的碱性越强。2.常温下,pH范围在0~14之间,pH=0的溶液中并非无H+,而是c(H+)=1mol·L-1;pH=14的溶液中并非无OH-,而是c(OH-)=1mol·L-1。pH每增大1个单位,c(OH-)增大到原来的10倍。pH减小n个单位,c(H+)增

8、大到原来的10n倍[或c(OH-)缩小到原来的1/10n]。4.强酸、强碱的稀释:在稀释时,当