《水的電離和溶液的PH》復(fù)習(xí)學(xué)案

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1、《水的電離 溶液的酸堿性》復(fù)習(xí)學(xué)案 姓名 班級(jí) 復(fù)習(xí)目標(biāo) 1、使學(xué)生了解水的電離和水的離子積，2、了解溶液的酸堿性與pH的關(guān)系， 3、 學(xué)會(huì)計(jì)算酸堿的pH值以及氫離子濃度和pH值的互算， 4、 掌握pH相同的強(qiáng)酸與弱酸的幾個(gè)規(guī)律， 5、 了解指示劑的變色范圍，學(xué)會(huì)用pH試紙測(cè)定溶液的pH值 一、水的電離與溶液的PH值 1.水的電離 H2O + H2O 淀 H3O+ + OH—簡(jiǎn)寫(xiě)為：H2O 淀 H++ OH— 實(shí)驗(yàn)測(cè)定：25°C純水中 C(H+)=C(OH-)=1 x 10-7mol/L 100°C C(H+)=C(OH-) = 1x 10一6 mol/L 2. 水的離

2、子積常數(shù) kw= C(H+)?C(OH- 常溫下：kw= 3. 影響Kw大小的因素是： 提問(wèn)：當(dāng)溫度升高時(shí)，Kw如何變化？(電離過(guò)程是吸熱過(guò)程) 1000C 時(shí)，Kw= c (H+) ? c (OH—) =1X10-12 影響因素：溫度越高，Kw越大，水的電離程度越大。對(duì)于中性水，盡管Kw,電離度增大， 但仍是中性水，[H+]=[OH-].(注：溫度升高時(shí)匕增大，所以說(shuō)Kw時(shí)要強(qiáng)調(diào)溫度。) 〖針對(duì)性訓(xùn)練〗1.某溫度時(shí)，測(cè)得純水中的C(H+)=2.4x10-7mol/L，則C(OH-)為( ) A. 2.4x10-7mol/L B. 0.1x10-7mol/L C. 1.0x 10

3、-m mol/L D. C(OH-)無(wú)法確定 2.4 x 10-7 2.水的電離過(guò)程為H2O——H++OH-，不同溫度下其離子積常數(shù)為kw (25C) =1.0x10-14, k (35C) =2.1x10-14。則下列敘述正確的是 () A. C(H+)隨溫度升高而降低 B. 35C時(shí)，C(H+)>C(OH-) C.水的電離過(guò)程是吸熱的 D. 25C時(shí)的水的電離程度比35C時(shí)的大 3.室溫下，在PH=12的某溶液中， 由水電離的C(OH-)為 () A.1.0x10-7mol/L B. 1.0x10-6mol/L C.1.0 x10-2mol/L D.

4、1.0 x10-12mol/L 二、溶液的PH值1.溶液的PH值(1)定義pH=-lg{c (H+) (2) PH適用范圍 稀溶液，0? 14之間。 (室溫時(shí)完成下表) C(H+)、C(OH-)的相對(duì)大小關(guān)系 C(H+)的值 PH C(H+) - C(OH-) 中性溶液 酸性溶液 堿性溶液 判據(jù)適用條件 無(wú)條件的，任何溫度、濃度均適用 是有條件的，適用溫度為常溫 注：①水中加酸或堿均抑制水的電離，但由水電離出的c (H+ )與。(OH-)總是相等。 ②任何電解質(zhì)溶液中，H+與OH-總是共存，但不能

5、大量共存。溶液的酸、堿性主要在于 c (H+)與c (OH-)的相對(duì)大小。c (H+)與c (OH-)此增彼長(zhǎng)，且溫度不變 孔=c (H+)?c (OH-)不變。 可 (3)溶液PH的測(cè)定方法： 粗略測(cè)定：精確測(cè)定： 用pH試紙來(lái)測(cè)定溶液的pH值的方法：用潔凈干燥的玻璃棒直接蘸取少許待測(cè)液，滴在pH 試紙上(注意不能將pH試紙先用水沾濕或用濕的玻璃棒，因?yàn)檫@樣做，實(shí)際上已將溶液稀 釋?zhuān)瑢?dǎo)致所測(cè)定的pH不準(zhǔn)確)將pH試紙顯示的顏色隨即(半分鐘內(nèi))與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對(duì)照， 確定溶液的pH值(因?yàn)闀r(shí)間長(zhǎng)了，試紙所顯示的顏色會(huì)改變，致使測(cè)得的pH不準(zhǔn)。) 小結(jié)：有關(guān)溶液的pH值的幾個(gè)注意問(wèn)題： ①

6、 pH值是溶液酸堿性的量度。常溫下，pH=7溶液呈中性；pH值減小，溶液的酸性增強(qiáng)； pH值增大，溶液的堿性增強(qiáng)。 ② pH 值范圍在 0-14 之間。pH=0 的溶液 C(H+)=1mol/L； pH=14 的溶液 C(OH-)=1mol/L。pH 改變一個(gè)單位，C(H+)就改變10倍，即pH每增大一個(gè)單位，C(H+)就減小到原來(lái)的1/10； pH 每減小一個(gè)單位，C(H+)就增大到原來(lái)的10倍。 ③ 當(dāng) C(H+)>1mol/L 時(shí)，pH 值為負(fù)數(shù)，當(dāng) C(OH-)>1mol/L 時(shí)，pH>14。對(duì)于 C(H+)或 C(OH-) 大于1mol/L的溶液，用pH值表示反而不方便，所以pH

7、值僅適用于C(H+)或 C(OH-)小于等 于1mol/L的稀溶液。 〖思考〗1.相同溫度下，PH值相同的鹽酸、醋酸和硫酸溶液中水的電離程度大小關(guān)系如何？ 2.下列說(shuō)法是否正確？ (1) pH=6的溶液一定是酸溶液(2) pH=7溶液一定是中性溶液(3) pH越大，酸性越強(qiáng) 3，.思考：向25r時(shí)的純水中分別加入鹽酸、氫氧化鈉、氯化銨、碳酸鈉、金屬鈉或升溫時(shí)， kw、水的電離程度、C(H+)、C(OH-)、PH變化情況分別如何？并完成下表 影響因素 條件改變 平衡移動(dòng) 溶液中的c(H+) 溶液中的 c(OH-) Kw PH 溫度 升高溫度 降低溫

8、度 酸堿性 加入酸 加入堿 加入可水 解的鹽 氯化銨 碳酸鈉 小結(jié)1.影響水電離平衡的因素(1)酸、堿(2)溫度(3)易水解的鹽(4)其它 三.關(guān)于pH值的計(jì)算類(lèi)型及計(jì)算方法 1 .強(qiáng)酸或強(qiáng)堿溶液的PH值 〖練習(xí)〗求室溫時(shí)的PH ⑴0.1mol/LH2SO4 (2)0.0005mol/LCa(OH)2 2.酸堿混合(一般稀溶液密度相近，體積可簡(jiǎn)單加和 ) -酸性3求[H+]3pH -定要先判斷溶液酸堿性t堿性3先求[OH-]3再根據(jù)Kw求[H+]3pH (1)酸 I+

9、酸 II [H+]= (2)堿 I+堿 II [OH-]= n, (OH-)+ n" (OH-) V+V^ (3)酸 I+堿 II (3)酸【+堿 II 完全中和：[H+] = [OH-] = 1 x 10-7mol/L 七(H + ) - n [ (OH -) 酸過(guò)量：[H+]= 匕+匕 七(OH -) - n 卜H +) 堿過(guò)量：[OH-]= 匕+ Vn 3.溶液的稀釋例(1) 0.0001mol/LHCl加水稀釋10倍求PH,稀釋104倍呢？(pH近似值) 例題1、求下列溶液的pH： (1) 某H2SO4溶液的濃度是0.005mol/L①求此溶液的pH②用

10、水稀釋到原來(lái)體積的100倍 ③再繼續(xù)稀釋至104倍 (2) pH=3的鹽酸與pH=5的硫酸等體積混合 (3) pH=10和pH=12的兩種NaOH溶液等體積混合 (4) pH=12的NaOH和pH =4的HCl等體積混合 2、某溫度下純水的C(H+)=2.0X10-7mol/L，則此時(shí)C(OH-)為多少？若溫度不變，滴入稀 H2SO4，使C(H+)=5.0X10-4mol/L，則由水電離產(chǎn)生的C(H+)為多少？ 3、常溫下，將pH = 8的NaOH與pH=10的NaOH溶液等體積混合后，溶液中氫離子濃度 最接近() 1 -(1 x 10 -8 +1 x 10 -10) mol：

11、 A. 2 B (1 x 10 -8 +1 x 10-10) mo^L D 2 x 10-10 molL (1 x 10-14 — 5 x 10 -5) molZ C. L 4、 pH=13的強(qiáng)堿溶液與pH=2的強(qiáng)酸溶液混合，所得溶液的pH=11，則強(qiáng)堿與強(qiáng)酸的體積比 是()A、11:1 B、9:1 C、1:11D、1:9 5、 常溫時(shí)某溶液中，測(cè)得由水電離出的C(H+)為10-11mol/L，則對(duì)此溶液的下列敘述中，正 )A、 確的是( )A、一定是酸溶液B、一定是堿溶液C、可能是pH=3的酸溶液 D、可 能是pH=11的堿溶液 6、 將pH=5的鹽酸溶

12、液稀釋1000倍后，溶液的pH為() A、等于8 B、等于7 C、接近7又小于7 D、大于7而小于8 7、有PH相等的鹽酸和醋酸(pH 5 )，如何通過(guò)實(shí)驗(yàn)的方法證明。 小結(jié)1溶液酸堿性pH計(jì)算經(jīng)驗(yàn)規(guī)律 (1)兩強(qiáng)酸等體積混合 混合后的pH=小的+0.3 (2) 兩強(qiáng)堿等體積混合混合后的pH=大的一0.3 (3) 當(dāng)按所給反應(yīng)物質(zhì)的量之比計(jì)算時(shí)，酸堿不論強(qiáng)弱，誰(shuí)大誰(shuí)過(guò)剩，溶液呈誰(shuí)性。 (4)酸堿等體積混合①pH = 2某酸與pH = 12某堿混合pH難定②pH = 4某酸與pH = 10 NaOH 混合 pHW7③pH = 4 H2SO4 與 pH = 10 某堿混合 pHN7④

13、0.01mol/L pH = 2 一元酸與 0.1mol/L pH = 12 一元堿混合 pH = 7 ⑸pH減小一個(gè)單位，［H+］擴(kuò)大為原來(lái)的10倍。PH增大2個(gè)單位，［H+］減為原來(lái)的1/100 (6)稀釋規(guī)律：分別加水稀釋m倍時(shí)，溶液的物質(zhì)的量的濃度均變?yōu)樵瓉?lái)的1/m ,強(qiáng)酸中 c (H+)變?yōu)樵瓉?lái)的1/m，但弱酸中c (H+)減小小于m倍，故稀釋后弱酸酸性強(qiáng)于強(qiáng)酸。 2 .關(guān)于pH相同的酸(含強(qiáng)酸和弱酸) (1) 溶液中c (H+) 相等 (填“相等”或“不等”)。 (2) 溶液中溶質(zhì)的物質(zhì)的量的濃度：強(qiáng)酸二弱酸(填“>”或“<”)。 (3) 耗堿規(guī)律：pH和溶液體積均相同的HCl、H2SO4、CH3COOH與堿完全反應(yīng)時(shí)，消耗堿物質(zhì) 的量最多的是CH.COOH 。 2 4 3 (4) 稀釋規(guī)律：分別加水稀釋m倍時(shí)，溶液的物質(zhì)的量的濃度均變?yōu)樵瓉?lái)的工虬，強(qiáng)酸中 c (H+)變?yōu)樵瓉?lái)的1/m，但弱酸中c (H+)減小小于(填“大于”或“小于”)m倍，故稀 釋后弱酸酸性強(qiáng)于強(qiáng)酸。