【化學】(人教版選修4)：水的電離和溶液的酸堿性

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1、第二節(jié)　水的電離和溶液的酸堿性重難點一影響水的電離平衡的因素1．溫度因水的電離是吸熱過程，故升高溫度，水的電離平衡向右移動，c(H＋)和c(OH－)同時增大，但因由水電離出的c(H＋)和c(OH－)始終相等，故溶液呈中性。2．加入酸或堿向純水中加入酸(或堿)，由于酸(或堿)電離產(chǎn)生H＋(或OH－)，使水中c(H＋)[或c(OH－)]增大，水的電離平衡向左移動，達到新平衡時，溶液中c(H＋)[或c(OH－)]增大，水的電離程度減小，但溫度未變，則KW不變。3．加入活潑金屬向純水中加入活潑金屬，如金屬鈉，由于活潑金屬可與水電離產(chǎn)生的H＋直接發(fā)生置換反應，產(chǎn)生H2，使水

2、的電離平衡向右移動。重難點二溶液酸堿性的判斷溶液呈酸性、堿性還是中性，應看c(H＋)和c(OH－)的相對大小，判斷溶液酸堿性的依據(jù)主要有三點：判據(jù)1　在25℃時的溶液中：c(H＋)>1×10－7mol/L　溶液呈酸性c(H＋)＝1×10－7mol/L　溶液呈中性c(H＋)<1×10－7mol/L　溶液呈堿性常溫下，c(H＋)>10－7mol/L時，溶液呈酸性，且c(H＋)越大，酸性越強；c(OH－)越大，堿性越強。判據(jù)2　在25℃時的溶液中：pH<7　溶液呈酸性pH＝7　溶液呈中性pH>7　溶液呈堿性判據(jù)3　在任意溫度下的溶液中：c(H＋)>c(OH－)　溶液呈酸

3、性c(H＋)＝c(OH－)　溶液呈中性c(H＋)6顯堿性，所以使用pH時需注明溫度，若未注明溫度，一般認為是常溫，就以pH＝7為中性。重難點三pH試紙的使用1．使用pH試紙測量溶液的pH時，一般先把一小片試紙放在潔凈干燥的表面器皿或玻璃片上，用沾有待測液的玻璃棒點在試紙的中部，不能把試紙放在待測液中測定。[來源:學*科*網(wǎng)]2．使用pH試紙測量溶液pH時，不能用水將pH試紙潤濕。因為這樣做，已將

4、溶液稀釋，導致測定的pH不準確。3．用廣泛pH試紙測出的溶液pH只是整數(shù)值，而不會是3.1、5.2等小數(shù)值。重難點四有關pH的計算1．單一溶液pH的計算強酸溶液(HnA)，其物質的量濃度為cmol/L，則：c(H＋)＝ncmol/L，pH＝－lgc(H＋)＝－lgnc；強堿溶液[B(OH)n]，其物質的量濃度為cmol/L，則c(OH－)＝ncmol/L，c(H＋)＝mol/L，pH＝－lgc(H＋)＝14＋lgnc。2．強酸、強堿混合液的pH計算(1)強酸與強酸混合求pH①非等體積混合c(H＋)＝，然后再求pH。②等體積混合可近似計算pH＝pH小＋0.3[來源:

5、學科網(wǎng)ZXXK](2)強堿與強堿混合求pH①非等體積混合先計算：c(OH－)＝，再求c(H＋)＝，最后求pH。②等體積混合，可近似計算pH＝pH大－0.3。(3)強酸與強堿混合①恰好完全反應，溶液呈中性，pH＝7。②酸過量：先求c(H＋)余＝，再求pH。③堿過量：先求c(OH－)余＝，再求c(H＋)＝，然后求pH。3．稀釋后溶液pH的變化規(guī)律(1)對于強酸溶液(pH＝a)每稀釋10n倍，pH增大n個單位，即pH＝a＋n(a＋n<7)。(2)對于強堿溶液(pH＝b)每稀釋10n倍，pH減小n個單位，即pH＝b－n(b－n>7)。(3)對于弱酸溶液(pH＝a)每稀釋1

6、0n倍，pH的范圍是：a

7、變色，讀出V(標)記錄。(3)在滴定過程中，左手控制活塞或玻璃小球，右手搖動錐形瓶，兩眼注視錐形瓶內溶液顏色的變化。4．誤差分析中和滴定實驗中，產(chǎn)生誤差的途徑主要有操作不當、讀數(shù)不準等，分析誤差要根據(jù)計算式分析，c待測＝，當用標準酸溶液滴定待測堿溶液時，c標準、V待測均為定值，c待測的大小取決于V標準的大小。下列為不正確操作導致的實驗結果偏差：(1)儀器洗滌①酸式滴定管水洗后，未潤洗(偏高)；②酸式滴定管水洗后，誤用待測液潤洗(偏高)；③堿式滴定管水洗后，未潤洗(偏低)；④錐形瓶水洗后，用待測液潤洗(偏高)。(2)量器讀數(shù)①滴定前俯視酸式滴定管，滴定后平視(偏高)

8、；②滴定前