高中化学 水的电离与溶液的PH 酸碱中和滴定 知识要点复习学案 新人教版选修4-新人教版高二选修4化学学案VIP免费

《水的电离与溶液的PH酸碱中和滴定》一、水的电离1.水的电离方程式：H2OH++OH—2.①表达式：室温下纯水，KW=c(H+)·c(OH-)=1×10-14，pH=7，c(H+)=c(OH-)=10-7mol·L-1②影响Kw大小的因素A．水的电离过程是个吸热的过程，故温度升高，H2O的Kw增大。B．水的离子积是水电离平衡时的性质，不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质水溶液，只要温度不变，Kw就不变。③影响水的电离平衡的因素A．酸、碱均可抑制水的电离；B．升高温度可促进水的电离；C．易水解的盐均可促进水的电离；D．活泼金属(Na)可促进水的电离。二、溶液的酸碱性与pH1.溶液的酸碱性溶液的酸碱性决定于c（H＋）与c（OH–）的关系（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–），溶液呈碱性2.pH（1）定义式：pH=-lgC（H+）（2）适用范围：0~14（3）pH与溶液中c（H＋）的关系。25℃，纯水的pH为7，溶液显中性，pH<7的溶液为酸性，pH>7的溶液为碱性。①pH表示溶液酸碱性的强弱。pH越小，溶液酸性越强；反之，溶液的碱性越强。②使用范围：1×10－14mol·L－1≤c(H＋)≤1mol·L－1。即：0≤pH≤14(填pH的取值范围)。注意：pH为7的溶液不一定为中性。100℃，KW=1×10-12，c(H+)=c（OH–）=1×10-6mol/L，此时pH为6，但溶液仍为中性。判断溶液酸碱性的依据是比较溶液中c(H+)、c（OH–）的相对大小。3.pH试纸的使用(1)方法把小片试纸放在表面皿上，用玻璃棒蘸取待测液点在干燥的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。(2)注意试纸使用前不能用蒸馏水润湿，否则待测液因被稀释可能会产生误差。广泛pH试纸只能测出整数值。三、酸碱中和滴定（1）实验原理利用酸碱中和反应，用已知浓度酸(或碱)来测定未知浓度的碱(或酸)的实验方法。以标准盐酸溶液滴定待测的NaOH溶液，待测的NaOH溶液的物质的量浓度为c(NaOH)＝。酸碱中和滴定的关键：①准确测定标准液的体积。②准确判断滴定终点。（2）试剂：HCl溶液（未知浓度）、0.1mol/LNaOH溶液、酚酞溶液、蒸馏水。（3）仪器：酸式滴定管、碱式滴定管、滴定管夹、锥形瓶、洗瓶、铁架台、烧杯等。（4）滴定管的使用①酸性、氧化性的试剂一般用酸式滴定管，因为酸和氧化性物质腐蚀橡胶。②碱性的试剂一般用碱式滴定管，因为碱性物质的溶液易与玻璃中的成分SiO2反应生成Na2SiO3，Na2SiO3致使活塞无法打开（5）实验操作过程：①滴定准备过程：a、滴定管的准备：检漏---洗涤---润洗---注液---赶气泡---调页面---记录b、锥形瓶的准备：a.注碱液b.记读数c.加指示剂②滴定左手控制滴定管活塞，右手不断摇动锥形瓶，眼睛注视锥形瓶色中溶液颜色的变化。③终点的判断等到滴入最后一滴标准液，指示剂变色，且半分钟内不恢复原来的颜色，视为滴定终点并记录标准液的体积。④读数读取滴定管内液面所在体积数时，应使滴定管与水平的实验台面保持垂直，并使视线与滴定管内液体的凹液面最低处水平相切。⑤数据记录按上述操作重复二至三次，求出用去标准盐酸体积的平均值，根据c(NaOH)=计算。6.常用酸碱指示剂及变色范围指示剂变色范围的pH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无色8～10浅红色>10红色【热点难点全析】〖考点一〗影响水的电离的因素以及水电离出的c(H＋)或c(OH－)的计算1.影响水的电离的因素条件改变平衡移动方向c(OH-)c(H+)Kw加HCl向左减少增大不变NaOH（s）向左增大减小不变升温向右增大增大增大加Na2CO3向右增大减少不变2．室温下水电离出的c(H＋)或c(OH－)的计算规律(1)中性溶液：c(H＋)＝c(OH－)＝1.0×10－7mol·L－1。(2)溶质为酸的溶液：H＋来源于酸电离和水电离，而OH－只来源于水。如计算pH＝2的盐酸中水电离出的c(H＋)：方法是先求出溶液中的c(OH－)＝10－12mol·L－1，即水电离出的c(H＋)＝c(OH－)＝10－12mol·L－1。(3)溶质为碱的溶液OH－来源于碱电离和水电离，而H＋只来源于水。如pH＝12的NaOH溶液中，c(H＋)＝10－12mol·L－1，即水电离产生的c(OH－)＝c(H＋)＝10－12mol·L－1。(4)水解呈酸性或碱性的盐溶液H＋和OH－均由水电离产生。如pH＝2的NH4Cl溶液中，水电离...