全程復(fù)習(xí)構(gòu)想20xx高考化學(xué)大一輪復(fù)習(xí)82水的電離和溶液的酸堿性課件(編輯修改稿)
2025-07-02 22:13 本頁面
【文章內(nèi)容簡介】 ，這是水的電離平衡被抑制的結(jié)果。抑制水電離的物質(zhì)，可能是 NaOH等堿，可能是 HCl 等非強(qiáng)氧化性酸，可能是 HNO3這樣的強(qiáng)氧化性酸，還可能是 NaHSO4這樣的鹽，故 C 錯；當(dāng)溶液為酸時 pH 為2 ，當(dāng)溶液為堿時 pH 為 12 ， A 錯；如果該溶液是 HN O3等強(qiáng)氧化性酸，則加入鋁片后得不到氫氣， B 錯； D 項中的三種離子既能與堿反應(yīng)又能與酸反應(yīng)，故 D 正確。 答案： D 1 － 4 水的電離平衡曲線如圖所示，下列說法不正確的 是( ) A ．圖中四點 Kw間的關(guān)系： A ＝ D C B B ．若從 A 點到 C 點，可保持溫度不變在水中加少量CH3COONa 固體 C ．若從 A 點到 D 點，可保持溫度不變在水中加少量酸 D ．若處在 B 點所在的溫度，將 pH ＝ 2 的硫酸與 pH ＝ 10 的NaO H 的兩種溶液等體積混合后，溶液顯中性 解析： 水的電離是吸熱過程，故溫度越高， Kw值越大， A 正確；由圖中可以看出 A 、 C 兩點溫度不同， B 錯； D 點與 A 點的溫度相同，但 D 點 c (H＋) 大， C 正確； B 點的溫度為 100 ℃ ， Kw＝ 1 10－ 12， pH ＝ 2 的硫酸中 c (H＋) ＝ 1 10－ 2 mol L－ 1， pH ＝ 12 的 NaOH溶液中 c (OH－) ＝ 1 10－ 2 mol L－ 1，兩者恰好完全反應(yīng)，溶液呈中性， D 正確。 答案： B 2 1 ．總體原則 (1) 若溶液為酸性，先求 c (H＋) ，再求 pH ； (2) 若溶液為堿性，先求 c (OH－) ，再由 c (H＋) ＝KWc ? OH－?求 c (H＋) ， 最后求 pH 。 溶液 pH 的計算 2 ．類型及方法 ( 室溫下 ) (1) 酸、堿溶液 pH 的計算 ① 強(qiáng)酸溶液，如 HnA ，設(shè)濃度為 c mol L－ 1， c (H＋) ＝ nc mol L－1， pH ＝－ lg c (H＋) ＝－ lg( nc ) 。 ② 強(qiáng)堿溶液，如 B(OH)n，設(shè)濃度為 c mol L－ 1， c (OH－) ＝ nc mol L－ 1， c (H＋) ＝10－ 14nc mol L－ 1， pH ＝－ lg c (H＋)＝ 14 ＋ lg( nc ) 。 ③ 酸、堿稀釋時 pH 的變化 (2) 酸、堿混合 pH 的計算 ① 兩強(qiáng)酸混合 c 混 (H＋) ＝c1? H＋? V1＋ c2? H＋? V2V1＋ V2 ② 兩強(qiáng)堿混合 c 混 (OH－) ＝c1? OH－? V1＋ c2? OH－? V2V1＋ V2 ③ 強(qiáng)酸、強(qiáng)堿混合 ( 一者過量 ) 酸過量： c 混 (H＋) ＝c 酸 ? H＋? V 酸 － c 堿 ? OH－? V 堿V 酸 ＋ V 堿 堿過量： c 混 (OH－) ＝c 堿 ? OH－? V 堿 － c 酸 ? H＋? V 酸V 酸 ＋ V 堿 ④ 強(qiáng)酸、強(qiáng)堿溶液兩兩等體積混合后溶液的 pH 計算規(guī)律 之和等于 14 的酸堿混合問題的判斷與計算 pH 和等于 14 的意義：酸溶液中的氫離子濃度等于堿溶液中的氫氧根離子的濃度。 (1) 已知酸、堿溶液的 pH 之和為 14 ，則等體積混合時： 強(qiáng)酸、強(qiáng)堿 ―― →恰好中和pH ＝ 7 強(qiáng)酸、弱堿 ―― →堿過量pH7 弱酸、強(qiáng)堿 ―― →酸過量pH7 (2) 已知酸、堿溶液的 pH 之和為 14 ，若混合后溶液的 pH 為 7 ，則溶液呈中性。 強(qiáng)酸、強(qiáng)堿 ― → V 酸 V 堿 ＝ 1 1 強(qiáng)酸、弱堿 ― → V 酸 V 堿 1 1 弱酸、強(qiáng)堿 ― → V 酸 V 堿 1 1 4 ．溶液 pH 的計算模板 關(guān)于溶液 pH 的計算題是高考的重要題型，主要包括直接求溶液的 pH 、酸或堿溶液的濃度、所需酸或堿的體積等，無論以哪一種形式出現(xiàn)，均可按照以下方法求解。 特別 關(guān)注 1 ．堿與堿混合，一定要將堿溶液的 pH 轉(zhuǎn)化為 c (OH－) 后再計算，絕對不能直接用 pH 即用 c (H＋) 進(jìn)行計算； 2 ．酸與堿混合，要先根據(jù)化學(xué)方程式確定在反應(yīng)中酸堿是否恰好完全反應(yīng)或何種物質(zhì)過量，然后再計算； 3 ．若不在常溫下， c (H＋) 和 c (OH－) 的換算應(yīng)按該溫度下的離子積常數(shù)進(jìn)行運(yùn)算。 4 ．溶液 pH 計算口訣 (1) 酸按酸 (H＋) —— 先計算混合后的 (H＋) (2) 堿按堿 (OH－) —— 先計算混合后的 (OH－) (3) 同強(qiáng)相混 —— 即 25 ℃ 兩強(qiáng)酸等體積混合， pH ＝ pH 大 － (4) 異強(qiáng)相混看過量 — — 強(qiáng)酸強(qiáng)堿混合先判斷過量 (5) 無限稀釋 “7” 為限 —— 酸堿無限稀釋，最終溶液都接近中性 例 2 (1) 25 ℃ 時， mol L－ 1 H2SO4溶液的 pH ＝ ________ ， mol L－ 1 NaOH 溶液的 pH ＝ ________ ； pH ＝ 10 的 NaO H 與 pH＝ 12 的 Ba(OH )2溶液等體積混合后 pH ＝ ________ 。 (2) 某溫度下純水中的 c (H＋) ＝ 2 10－ 7 mol L－ 1，則此時溶液中的 c (OH－) ＝ ________ ；若溫度不變，滴入稀鹽酸，使 c (H＋) ＝ 5 10－ 4 mol L－ 1，則此時溶液中由水電離產(chǎn)生的 c (OH－) ＝ ___ _____ 。 (3) 將 pH ＝ 8 的 Ba(OH)2溶液與 pH ＝ 5 的稀鹽酸混合，并保持100 ℃ 的恒溫，欲使混合液的 pH ＝ 7 ，則 Ba(OH)2與鹽酸的體積比為 ________ 。 ( 已知 100 ℃ 時， KW＝ 1 10－ 12) 【解析】 (1) mo l L－ 1 H2SO4溶液中： c (H＋) ＝ 5 mol L－ 1 2 ＝ mol L－ 1， pH ＝ 1 。 0 ． 01 mol L－ 1 NaOH 溶液中， c (OH－) ＝ 1 mol L－ 1， c (H＋)＝KWc ? OH－?＝1 10－ 14＝ 10－ 12 mol L－ 1， pH ＝ 12 。 兩溶液混合后應(yīng)先求 c (OH－) ， c (OH－) ＝10－ 4 mol/L ＋ 10－ 2 mol /L2＝ 5 10－ 3 mol /L 。 則 c (H＋) ＝KWc ? OH－?＝1 10－ 145 10－ 3 ＝ 2 10－ 12(mol L－ 1) pH ＝ 12 － lg 2 ＝ 1 (2) 純水中， c (H＋) ＝ c (OH－) ＝ 2 10－ 7 mol L－ 1，此溫度下 K
教學(xué)課件相關(guān)推薦
鄂ICP備17016276號-1