3.2.水的电离和溶液的pH 重难知识讲解课件（33张）2023-2024学年高二上学期化学人教版（2019）选择性必修1
文档属性
| 名称 | 3.2.水的电离和溶液的pH 重难知识讲解课件（33张）2023-2024学年高二上学期化学人教版（2019）选择性必修1 |  | |
| 格式 | pptx | ||
| 文件大小 | 833.1KB | ||
| 资源类型 | 教案 | ||
| 版本资源 | 人教版（2019） | ||
| 科目 | 化学 | ||
| 更新时间 | 2023-10-27 09:28:47 | ||
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文档简介
(共33张PPT)
第二节 水的电离和溶液的pH
1 |水的电离
知识点
1.水的电离
2.水的离子积常数
(1)概念
在一定温度下,当水的电离达到平衡时,电离产物H+和OH-浓度之积是一个常数,称为水的离
子积常数,简称水的离子积,用KW表示。
(2)表达式
KW=c(H+)·c(OH-)。
(3)影响因素
只与温度有关,温度升高,KW增大;25 ℃时,KW=1×10-14。
(4)适用范围
KW适用于纯水及稀的电解质溶液。
特别提醒 改变c(H+)或c(OH-),只能改变水的电离程度,不能改变KW;改变温度,KW和水的电
离程度都改变。
(1)KW可由实验测得,也可通过理论计算求得。
(2)不同溶液中,c(H+)、c(OH-)可能不同,但任何溶液中水电离出的c(H+)与c(OH-)总是相等
的。
(3)对于稀电解质溶液,KW表达式中的c(H+)、c(OH-)均指整个稀溶液中H+、OH-的总物质的
量浓度,而不是指由水电离出的H+、OH-的物质的量浓度。
3.外界条件对水电离平衡的影响
条件变化 平衡移 动方向 c(H+) c(OH-) KW 电离程度
升高温度 右移 增大 增大 增大 增大
加酸 左移 增大 减小 不变 减小
加碱 左移 减小 增大 不变 减小
加活泼金属(如
Na) 右移 减小 增大 不变 增大
4.KW的应用【详见定点1】
1.溶液的酸碱性与溶液中c(H+)、c(OH-)的关系
2 |溶液的酸碱性与pH
知识点
溶液的酸碱性 c(H+)与c(OH-)比较 常温下 c(H+)大小 pH
酸性溶液 c(H+)>c(OH-) c(H+)>1.0×10-7 mol·L-1 <7
中性溶液 c(H+)=c(OH-) c(H+)=1.0×10-7 mol·L-1 =7
碱性溶液 c(H+)7
特别提醒 任何情况下,均可根据溶液中c(H+)、c(OH-)的相对大小来判断溶液的酸碱性;只
有在常温时才能利用c(H+)与1×10-7 mol·L-1的相对大小来判断溶液的酸碱性。
2.溶液的pH
(1)计算公式:pH=-lg c(H+)。
(2)溶液的酸碱性与pH的关系(常温下):
特别提醒 常温下的溶液可能存在pH<0或pH>14的情况,这种酸性或碱性较强的溶液,用
pH表示不如直接用c(H+)或c(OH-)表示方便。
3.pH的测定方法
(1)酸碱指示剂法
酸碱指示剂法可粗略测定溶液的pH范围,不能准确测定溶液的pH。几种常用指示剂
的变色范围和颜色变化如下表:
指示剂 变色范围(颜色与pH的关系) 石蕊 <5.0红色 5.0~8.0 紫色 >8.0蓝色
酚酞 <8.2无色 8.2~10.0 浅红色 >10.0红色
甲基橙 <3.1红色 3.1~4.4 橙色 >4.4黄色
(2)pH试纸法
①测定操作:用镊子夹取一小块试纸放在干燥、洁净的玻璃片或表面皿上,用干燥、洁净的
玻璃棒蘸取待测液点在试纸上,将试纸显示的颜色与标准比色卡对照,读出pH。
②常用的广泛pH试纸只能读取1~14的整数。
(3)pH计测定:可用来精密测量溶液的pH,其量程为0~14,可读取一位或两位小数。
特别提醒 (1)不能用湿润的玻璃棒蘸取待测液,也不能将pH试纸用水润湿,否则会将溶液
稀释,可能导致所测定的pH不准确(使酸性溶液的pH变大,碱性溶液的pH变小,但中性溶液
pH不受影响)。(2)若某溶液具有漂白性,则不能用酸碱指示剂测定该溶液的酸碱性,也不能
用pH试纸测定其pH。(3)不能用pH试纸测c(H+)>1 mol·L-1或c(OH-)>1 mol·L-1的溶液的pH。
4.溶液pH的计算【详见定点2】
1.概念和原理
(1)概念:依据中和反应,用已知浓度的酸(或碱)来测定未知浓度的碱(或酸)的方法。
(2)原理:在中和反应中,酸提供的H+与碱提供的OH-的物质的量相等,即mc酸·V酸=nc碱·V碱(m、n
分别代表酸和碱的元数)。
3 |酸碱中和滴定
知识点
2.主要仪器及使用方法
(1)仪器:滴定管、铁架台、滴定管夹、锥形瓶、烧杯。
(2)使用方法
①滴定管:查漏→洗涤→润洗→装液→排气泡→调液面→记录。
②锥形瓶:注液→记体积→加指示剂。
3.指示剂的选择
酸碱中和滴定时,通常选用变色明显、变色的pH范围与终点pH接近的酸碱指示剂确
定滴定终点。
滴定种类 选用的指示剂 滴定终点颜色变化 指示剂用量
强酸滴 定强碱 甲基橙 黄色→橙色 2~3滴
酚酞 红色→无色 强酸滴定弱碱 甲基橙 黄色→橙色 强碱滴定强酸 酚酞 无色→粉红色 强碱滴定弱酸 酚酞 无色→粉红色 特别提醒 (1)强酸滴弱碱用甲基橙,强碱滴弱酸用酚酞,强酸滴强碱或强碱滴强酸二者皆
可,但不能选用石蕊(石蕊遇酸、碱变色不明显)。
(2)指示剂一般为有机弱酸或弱碱,滴入量不宜过多。
4.滴定操作
特别提醒 ①滴速:先快后慢,当接近滴定终点时,改为滴加半滴标准溶液(利用锥形瓶内壁
承接尖嘴处悬挂的半滴溶液)。②终点的判断:滴入最后半滴标准液,指示剂变色,且在半分
钟内不变色,视为滴定终点。
5.数据处理
为减少实验误差,重复实验2~3次,取消耗标准液体积的平均值,计算出待测液的物质的
量浓度。
6.误差分析
(1)分析依据:c(待测)= ,若V(标准)偏大 c(待测)偏大;若V(标准)偏小 c(待
测)偏小。
(2)以标准强酸溶液滴定未知浓度的强碱溶液(酚酞作指示剂)为例分析误差
步骤 操作 V(标准) c(待测)
洗涤 酸式滴定管未用标准溶液润洗 偏大 偏高
碱式滴定管未用待测溶液润洗 偏小 偏低
锥形瓶用待测溶液润洗 偏大 偏高
锥形瓶洗净后还留有蒸馏水 不变 无影响
取液 放出碱液的滴定管开始有气泡,放出液体后气泡消失 偏小 偏低
滴定 酸式滴定管滴定前有气泡,滴定终点时气泡消失 偏大 偏高
振荡锥形瓶时部分液体溅出 偏小 偏低
部分酸液滴到锥形瓶外 偏大 偏高
溶液颜色较浅时滴入酸液过快,停止滴定后加一滴NaOH溶液无变化 偏大 偏高
读数 酸式滴定管滴定前读数正确,滴定后俯视液面读数 偏小 偏低
酸式滴定管滴定前读数正确,滴定后仰视液面读数 偏大 偏高
注意 (1)滴定管读数及误差分析的关系
测定标准液的体积,读数时应平视,视线与滴定管内凹液面的最低点相切。
(2)误读方式及结果
若起始平视,滴定结束时仰视,则V(标准)偏大,c(待测)偏大;若起始平视,滴定结束时俯视,则V(标准)偏小,c(待测)偏小;若起始仰视,滴定结束时俯视,则V(标准)偏小,c(待测)偏小;若起始俯视,滴定结束时仰视,则V(标准)偏大,c(待测)偏大。
7.滴定曲线的分析与应用【详见定点3】
8.酸碱中和滴定原理的迁移运用【详见定点4】
1.常温下,水电离出的c(H+)=1×10-6 mol/L的溶液的pH=6,pH=6的溶液一定呈酸性,这种说法
对吗
知识辨析
2.一定温度下,加水稀释盐酸,溶液中的c(H+)、c(OH-)都减小,这种说法对吗
3.稀电解质溶液中KW=c(H+)×c(OH-),其中的c(H+)、c(OH-)都是由水电离出来的,这种说法对
吗
4.某同学用pH试纸测量新制氯水的pH为1,这种说法对吗
5.KMnO4溶液应用碱式滴定管盛装,这种说法对吗
6.酸碱中和滴定实验中,快达到滴定终点时,眼睛要注视滴定管中液体的刻度变化,这种说法
对吗
7.中和滴定达到滴定终点时,所得溶液一定为中性,这种说法对吗
8.中和滴定实验时,滴定管、锥形瓶均要用待盛液润洗,这种说法对吗
一语破的
1.不对。常温下,纯水中水电离出的c(H+)=1×10-7 mol/L,当溶液中水电离出的c(H+)=1×10-6
mol/L,溶液的pH可能是6或8;常温下pH=6的溶液呈酸性,但未给出温度时,无法确定pH=6的
溶液的酸碱性。
2.不对。稀释盐酸,溶液中的c(H+)减小,因为温度不变,KW不变,所以c(OH-)增大。
3.不对。稀电解质溶液中KW=c(H+)×c(OH-),式中的c(H+)、c(OH-)分别指溶液中H+、OH-的总
物质的量浓度。
4.不对。新制氯水具有漂白性,不能使用pH试纸进行测定。
5.不对。高锰酸钾溶液能腐蚀碱式滴定管的橡胶管,应用酸式滴定管盛装。
6.不对。在酸碱中和滴定实验中,滴定时,左手控制滴定管的活塞,右手摇动锥形瓶,眼睛要
注视锥形瓶内溶液的颜色变化,以便于确定滴定终点。
7.不对。滴定终点溶液的酸碱性主要看反应产物的成分和指示剂的变色范围,溶液不一定
呈中性。
8.不对。锥形瓶不能用待盛液润洗。
1.水的电离平衡曲线的识别与理解
1 | KW的应用
(1)曲线上的任意点(如a、b、c)的KW都相同,即c(H+)·c(OH-)相同,温度相同。
(2)曲线外的任意点(如d)与曲线上任意点的KW不同,温度不同。
(3)实现曲线上点之间的转化需保持温度不变,改变酸碱性;实现曲线上点与曲线外点之间
的转化需改变温度。
2.溶液中水电离出的c(H+)或c(OH-)的计算方法
KW表达式中c(H+)、c(OH-)均表示整个溶液中H+、OH-总物质的量浓度,但是一般情况下有:
(1)酸溶液中KW=c溶液(H+)·c水(OH-)[计算时忽略水电离出的H+的浓度,即c溶液(H+)=c酸(H+)]。
(2)碱溶液中KW=c水(H+)·c溶液(OH-)[计算时忽略水电离出的OH-的浓度,即c溶液(OH-)=c碱(OH-)]。
(3)外界条件改变,水的电离平衡可能发生移动,但由水电离出的c(H+)与水电离出的c(OH-)一
定相等。
(4)室温下,由水电离出的c(H+)=1×10-13 mol·L-1的溶液可能呈酸性,也可能呈碱性。
1.单一溶液pH的计算
计算思路:酸 H+ pH;碱 OH- c(H+)→pH。
(1)c mol·L-1HnA(强酸)溶液的pH(25 ℃)
①c(H+)=nc mol·L-1;②pH=-lgnc。
(2)c mol·L-1B(OH)n(强碱)溶液的pH(25 ℃)
①c(OH-)=nc mol·L-1;②c(H+)= = mol·L-1;③pH=14+lgnc。
2 |溶液pH的计算
2.混合溶液pH的计算方法
计算思路:酸混合溶液 H+ pH;碱混合溶液 OH- c混(H+)→
pH;酸溶液与碱溶液混合,按“谁过量就先求谁”的原则[即酸过量先求c混(H+),碱过量先求
c混(OH-)]进行计算。
(1)两强酸溶液混合(混合后溶液的体积变化忽略不计)
c混(H+)= ,然后再求pH。
(2)两强碱溶液混合(混合后溶液的体积变化忽略不计)
首先计算混合液中c混(OH-)= ,然后求c混(H+)= ,最后求
pH。
(3)强酸溶液与强碱溶液混合(混合后溶液的体积变化忽略不计)
①恰好完全反应,混合溶液呈中性,pH=7(25 ℃)。
②若酸过量:先求反应后混合溶液中的c混(H+)= ,再求pH。
③若碱过量:先求反应后混合溶液中的c混(OH-)= ,再求c混(H+)= ,最后求pH。
3.25 ℃时酸或碱稀释后溶液pH的计算
类型 稀释至10n倍 无限稀释
强酸 c(H+)减小为原来的 ,pH增大 n个单位,pH=pH原+n<7 此时要考虑水的电离,pH只能接
近于7(略小于7)
弱酸 c(H+)减小的程度比强酸的小,
pH增大不到n个单位,pH7 此时要考虑水的电离,pH只能接
近于7(略大于7)
弱碱 c(OH-)减小的程度比强碱的小,
pH减小不到n个单位,pH>Ph原-n>7 1.强酸与强碱滴定过程中pH曲线变化
(以0.100 0 mol·L-1NaOH溶液滴定20.00 mL 0.100 0 mol·L-1盐酸为例)
3 |滴定曲线的分析与应用
2.强酸(碱)滴定弱碱(酸)pH曲线比较
氢氧化钠溶液滴定等浓度等 体积的盐酸、醋酸的滴定曲线 盐酸滴定等浓度等体积的氢
氧化钠溶液、氨水的滴定曲线
曲线起点不同:强碱滴定强酸、弱酸的曲线,强酸起点低;强酸滴定强碱、弱碱的曲线,强碱起点高 突跃点变化范围不同:强碱与强酸(强酸与强碱)反应的突跃点变化范围大于强碱与弱酸(强酸与弱
碱)反应的突跃点变化范围
特别提醒 恰好中和=酸碱恰好完全反应≠滴定终点≠溶液呈中性。
如图曲线a和b是25 ℃时盐酸与氢氧化钠溶液相互滴定的滴定曲线,下列叙述正确的
是 ( )
A.盐酸的物质的量浓度为1 mol·L-1
B.P点时恰好完全反应,溶液呈中性
C.曲线a是盐酸滴定氢氧化钠溶液的滴定曲线
D.酚酞不能用作本实验的指示剂
典例
B
思路点拨 首先看横、纵坐标,搞清楚是酸滴定碱,还是碱滴定酸;然后看起点,起点可以看
出酸性或碱性的强弱,这在判断滴定终点时至关重要;最后找滴定终点和pH=7的中性点,判
断滴定终点的酸碱性。
解析 曲线a起点溶液的pH=1,说明曲线a表示的是氢氧化钠溶液滴定盐酸的滴定曲线,故
c(HCl)=c(H+)=10-1 mol·L-1=0.1 mol·L-1,A、C项错误;P点时HCl与氢氧化钠恰好完全反应,生成
氯化钠,溶液呈中性,B项正确;强酸与强碱的相互滴定,选用酚酞或甲基橙作指示剂均可,D
项错误。
特别提醒 滴定终点的判断(以用标准盐酸滴定未知浓度的NaOH溶液为例):
a.若用酚酞作指示剂,当滴入最后半滴盐酸时,溶液的颜色由粉红色突变为无色,且半分钟内
溶液的颜色不再变化,说明达到滴定终点。
b.若用甲基橙作指示剂,当滴入最后半滴盐酸时,溶液的颜色由黄色变为橙色,且半分钟内溶
液的颜色不再变化,说明达到滴定终点。
1.氧化还原滴定
原理 以氧化剂(或还原剂)为滴定剂,直接滴定一些具
有还原性(或氧化性)的物质
实例 酸性KMnO4溶液作氧化剂常用于滴定含H2C2O4、Fe2+的溶液,其反应原理是2Mn +5H2C2O4+6
H+ 2Mn2++10CO2↑+8H2O、Mn +5Fe2++8H+ Mn2++5Fe3++4H2O
4 |酸碱中和滴定原理的迁移运用
指示剂 的选择 指示剂有三类:(1)氧化还原指示剂;(2)专用指示
剂,如Na2S2O3溶液滴定含I2的溶液时,以淀粉溶液
为指示剂;(3)自身作指示剂,如用酸性KMnO4溶
液滴定H2C2O4溶液或含Fe2+的溶液时,不需另加指
示剂
计算 根据化学方程式、离子方程式或关系式列比例
式或运用原子守恒、电荷守恒、得失电子守恒
等列式进行计算
应用 广泛应用于溶液浓度的测定、物质纯度的测
定、食品和药品成分的检测等定量分析
2.沉淀滴定
(1)概念:沉淀滴定是以沉淀反应为基础的一种滴定分析方法。生成沉淀的反应很多,但符
合沉淀滴定条件的却很少,实际上应用最多的是银量法,即利用Ag+与卤素离子反应来测定
Cl-、Br-、I-的浓度。
(2)原理:沉淀滴定所用的指示剂本身就是一种沉淀剂,滴定剂与被滴定物反应得到的生成
物的溶解度要比滴定剂与指示剂反应得到的生成物的溶解度小,否则不能用这种指示剂。
如用AgNO3溶液测定溶液中Cl-的含量时常以K2CrO4为指示剂,这是因为AgCl比Ag2CrO4更
难溶。
第二节 水的电离和溶液的pH
1 |水的电离
知识点
1.水的电离
2.水的离子积常数
(1)概念
在一定温度下,当水的电离达到平衡时,电离产物H+和OH-浓度之积是一个常数,称为水的离
子积常数,简称水的离子积,用KW表示。
(2)表达式
KW=c(H+)·c(OH-)。
(3)影响因素
只与温度有关,温度升高,KW增大;25 ℃时,KW=1×10-14。
(4)适用范围
KW适用于纯水及稀的电解质溶液。
特别提醒 改变c(H+)或c(OH-),只能改变水的电离程度,不能改变KW;改变温度,KW和水的电
离程度都改变。
(1)KW可由实验测得,也可通过理论计算求得。
(2)不同溶液中,c(H+)、c(OH-)可能不同,但任何溶液中水电离出的c(H+)与c(OH-)总是相等
的。
(3)对于稀电解质溶液,KW表达式中的c(H+)、c(OH-)均指整个稀溶液中H+、OH-的总物质的
量浓度,而不是指由水电离出的H+、OH-的物质的量浓度。
3.外界条件对水电离平衡的影响
条件变化 平衡移 动方向 c(H+) c(OH-) KW 电离程度
升高温度 右移 增大 增大 增大 增大
加酸 左移 增大 减小 不变 减小
加碱 左移 减小 增大 不变 减小
加活泼金属(如
Na) 右移 减小 增大 不变 增大
4.KW的应用【详见定点1】
1.溶液的酸碱性与溶液中c(H+)、c(OH-)的关系
2 |溶液的酸碱性与pH
知识点
溶液的酸碱性 c(H+)与c(OH-)比较 常温下 c(H+)大小 pH
酸性溶液 c(H+)>c(OH-) c(H+)>1.0×10-7 mol·L-1 <7
中性溶液 c(H+)=c(OH-) c(H+)=1.0×10-7 mol·L-1 =7
碱性溶液 c(H+)
特别提醒 任何情况下,均可根据溶液中c(H+)、c(OH-)的相对大小来判断溶液的酸碱性;只
有在常温时才能利用c(H+)与1×10-7 mol·L-1的相对大小来判断溶液的酸碱性。
2.溶液的pH
(1)计算公式:pH=-lg c(H+)。
(2)溶液的酸碱性与pH的关系(常温下):
特别提醒 常温下的溶液可能存在pH<0或pH>14的情况,这种酸性或碱性较强的溶液,用
pH表示不如直接用c(H+)或c(OH-)表示方便。
3.pH的测定方法
(1)酸碱指示剂法
酸碱指示剂法可粗略测定溶液的pH范围,不能准确测定溶液的pH。几种常用指示剂
的变色范围和颜色变化如下表:
指示剂 变色范围(颜色与pH的关系) 石蕊 <5.0红色 5.0~8.0 紫色 >8.0蓝色
酚酞 <8.2无色 8.2~10.0 浅红色 >10.0红色
甲基橙 <3.1红色 3.1~4.4 橙色 >4.4黄色
(2)pH试纸法
①测定操作:用镊子夹取一小块试纸放在干燥、洁净的玻璃片或表面皿上,用干燥、洁净的
玻璃棒蘸取待测液点在试纸上,将试纸显示的颜色与标准比色卡对照,读出pH。
②常用的广泛pH试纸只能读取1~14的整数。
(3)pH计测定:可用来精密测量溶液的pH,其量程为0~14,可读取一位或两位小数。
特别提醒 (1)不能用湿润的玻璃棒蘸取待测液,也不能将pH试纸用水润湿,否则会将溶液
稀释,可能导致所测定的pH不准确(使酸性溶液的pH变大,碱性溶液的pH变小,但中性溶液
pH不受影响)。(2)若某溶液具有漂白性,则不能用酸碱指示剂测定该溶液的酸碱性,也不能
用pH试纸测定其pH。(3)不能用pH试纸测c(H+)>1 mol·L-1或c(OH-)>1 mol·L-1的溶液的pH。
4.溶液pH的计算【详见定点2】
1.概念和原理
(1)概念:依据中和反应,用已知浓度的酸(或碱)来测定未知浓度的碱(或酸)的方法。
(2)原理:在中和反应中,酸提供的H+与碱提供的OH-的物质的量相等,即mc酸·V酸=nc碱·V碱(m、n
分别代表酸和碱的元数)。
3 |酸碱中和滴定
知识点
2.主要仪器及使用方法
(1)仪器:滴定管、铁架台、滴定管夹、锥形瓶、烧杯。
(2)使用方法
①滴定管:查漏→洗涤→润洗→装液→排气泡→调液面→记录。
②锥形瓶:注液→记体积→加指示剂。
3.指示剂的选择
酸碱中和滴定时,通常选用变色明显、变色的pH范围与终点pH接近的酸碱指示剂确
定滴定终点。
滴定种类 选用的指示剂 滴定终点颜色变化 指示剂用量
强酸滴 定强碱 甲基橙 黄色→橙色 2~3滴
酚酞 红色→无色 强酸滴定弱碱 甲基橙 黄色→橙色 强碱滴定强酸 酚酞 无色→粉红色 强碱滴定弱酸 酚酞 无色→粉红色 特别提醒 (1)强酸滴弱碱用甲基橙,强碱滴弱酸用酚酞,强酸滴强碱或强碱滴强酸二者皆
可,但不能选用石蕊(石蕊遇酸、碱变色不明显)。
(2)指示剂一般为有机弱酸或弱碱,滴入量不宜过多。
4.滴定操作
特别提醒 ①滴速:先快后慢,当接近滴定终点时,改为滴加半滴标准溶液(利用锥形瓶内壁
承接尖嘴处悬挂的半滴溶液)。②终点的判断:滴入最后半滴标准液,指示剂变色,且在半分
钟内不变色,视为滴定终点。
5.数据处理
为减少实验误差,重复实验2~3次,取消耗标准液体积的平均值,计算出待测液的物质的
量浓度。
6.误差分析
(1)分析依据:c(待测)= ,若V(标准)偏大 c(待测)偏大;若V(标准)偏小 c(待
测)偏小。
(2)以标准强酸溶液滴定未知浓度的强碱溶液(酚酞作指示剂)为例分析误差
步骤 操作 V(标准) c(待测)
洗涤 酸式滴定管未用标准溶液润洗 偏大 偏高
碱式滴定管未用待测溶液润洗 偏小 偏低
锥形瓶用待测溶液润洗 偏大 偏高
锥形瓶洗净后还留有蒸馏水 不变 无影响
取液 放出碱液的滴定管开始有气泡,放出液体后气泡消失 偏小 偏低
滴定 酸式滴定管滴定前有气泡,滴定终点时气泡消失 偏大 偏高
振荡锥形瓶时部分液体溅出 偏小 偏低
部分酸液滴到锥形瓶外 偏大 偏高
溶液颜色较浅时滴入酸液过快,停止滴定后加一滴NaOH溶液无变化 偏大 偏高
读数 酸式滴定管滴定前读数正确,滴定后俯视液面读数 偏小 偏低
酸式滴定管滴定前读数正确,滴定后仰视液面读数 偏大 偏高
注意 (1)滴定管读数及误差分析的关系
测定标准液的体积,读数时应平视,视线与滴定管内凹液面的最低点相切。
(2)误读方式及结果
若起始平视,滴定结束时仰视,则V(标准)偏大,c(待测)偏大;若起始平视,滴定结束时俯视,则V(标准)偏小,c(待测)偏小;若起始仰视,滴定结束时俯视,则V(标准)偏小,c(待测)偏小;若起始俯视,滴定结束时仰视,则V(标准)偏大,c(待测)偏大。
7.滴定曲线的分析与应用【详见定点3】
8.酸碱中和滴定原理的迁移运用【详见定点4】
1.常温下,水电离出的c(H+)=1×10-6 mol/L的溶液的pH=6,pH=6的溶液一定呈酸性,这种说法
对吗
知识辨析
2.一定温度下,加水稀释盐酸,溶液中的c(H+)、c(OH-)都减小,这种说法对吗
3.稀电解质溶液中KW=c(H+)×c(OH-),其中的c(H+)、c(OH-)都是由水电离出来的,这种说法对
吗
4.某同学用pH试纸测量新制氯水的pH为1,这种说法对吗
5.KMnO4溶液应用碱式滴定管盛装,这种说法对吗
6.酸碱中和滴定实验中,快达到滴定终点时,眼睛要注视滴定管中液体的刻度变化,这种说法
对吗
7.中和滴定达到滴定终点时,所得溶液一定为中性,这种说法对吗
8.中和滴定实验时,滴定管、锥形瓶均要用待盛液润洗,这种说法对吗
一语破的
1.不对。常温下,纯水中水电离出的c(H+)=1×10-7 mol/L,当溶液中水电离出的c(H+)=1×10-6
mol/L,溶液的pH可能是6或8;常温下pH=6的溶液呈酸性,但未给出温度时,无法确定pH=6的
溶液的酸碱性。
2.不对。稀释盐酸,溶液中的c(H+)减小,因为温度不变,KW不变,所以c(OH-)增大。
3.不对。稀电解质溶液中KW=c(H+)×c(OH-),式中的c(H+)、c(OH-)分别指溶液中H+、OH-的总
物质的量浓度。
4.不对。新制氯水具有漂白性,不能使用pH试纸进行测定。
5.不对。高锰酸钾溶液能腐蚀碱式滴定管的橡胶管,应用酸式滴定管盛装。
6.不对。在酸碱中和滴定实验中,滴定时,左手控制滴定管的活塞,右手摇动锥形瓶,眼睛要
注视锥形瓶内溶液的颜色变化,以便于确定滴定终点。
7.不对。滴定终点溶液的酸碱性主要看反应产物的成分和指示剂的变色范围,溶液不一定
呈中性。
8.不对。锥形瓶不能用待盛液润洗。
1.水的电离平衡曲线的识别与理解
1 | KW的应用
(1)曲线上的任意点(如a、b、c)的KW都相同,即c(H+)·c(OH-)相同,温度相同。
(2)曲线外的任意点(如d)与曲线上任意点的KW不同,温度不同。
(3)实现曲线上点之间的转化需保持温度不变,改变酸碱性;实现曲线上点与曲线外点之间
的转化需改变温度。
2.溶液中水电离出的c(H+)或c(OH-)的计算方法
KW表达式中c(H+)、c(OH-)均表示整个溶液中H+、OH-总物质的量浓度,但是一般情况下有:
(1)酸溶液中KW=c溶液(H+)·c水(OH-)[计算时忽略水电离出的H+的浓度,即c溶液(H+)=c酸(H+)]。
(2)碱溶液中KW=c水(H+)·c溶液(OH-)[计算时忽略水电离出的OH-的浓度,即c溶液(OH-)=c碱(OH-)]。
(3)外界条件改变,水的电离平衡可能发生移动,但由水电离出的c(H+)与水电离出的c(OH-)一
定相等。
(4)室温下,由水电离出的c(H+)=1×10-13 mol·L-1的溶液可能呈酸性,也可能呈碱性。
1.单一溶液pH的计算
计算思路:酸 H+ pH;碱 OH- c(H+)→pH。
(1)c mol·L-1HnA(强酸)溶液的pH(25 ℃)
①c(H+)=nc mol·L-1;②pH=-lgnc。
(2)c mol·L-1B(OH)n(强碱)溶液的pH(25 ℃)
①c(OH-)=nc mol·L-1;②c(H+)= = mol·L-1;③pH=14+lgnc。
2 |溶液pH的计算
2.混合溶液pH的计算方法
计算思路:酸混合溶液 H+ pH;碱混合溶液 OH- c混(H+)→
pH;酸溶液与碱溶液混合,按“谁过量就先求谁”的原则[即酸过量先求c混(H+),碱过量先求
c混(OH-)]进行计算。
(1)两强酸溶液混合(混合后溶液的体积变化忽略不计)
c混(H+)= ,然后再求pH。
(2)两强碱溶液混合(混合后溶液的体积变化忽略不计)
首先计算混合液中c混(OH-)= ,然后求c混(H+)= ,最后求
pH。
(3)强酸溶液与强碱溶液混合(混合后溶液的体积变化忽略不计)
①恰好完全反应,混合溶液呈中性,pH=7(25 ℃)。
②若酸过量:先求反应后混合溶液中的c混(H+)= ,再求pH。
③若碱过量:先求反应后混合溶液中的c混(OH-)= ,再求c混(H+)= ,最后求pH。
3.25 ℃时酸或碱稀释后溶液pH的计算
类型 稀释至10n倍 无限稀释
强酸 c(H+)减小为原来的 ,pH增大 n个单位,pH=pH原+n<7 此时要考虑水的电离,pH只能接
近于7(略小于7)
弱酸 c(H+)减小的程度比强酸的小,
pH增大不到n个单位,pH
近于7(略大于7)
弱碱 c(OH-)减小的程度比强碱的小,
pH减小不到n个单位,pH>Ph原-n>7 1.强酸与强碱滴定过程中pH曲线变化
(以0.100 0 mol·L-1NaOH溶液滴定20.00 mL 0.100 0 mol·L-1盐酸为例)
3 |滴定曲线的分析与应用
2.强酸(碱)滴定弱碱(酸)pH曲线比较
氢氧化钠溶液滴定等浓度等 体积的盐酸、醋酸的滴定曲线 盐酸滴定等浓度等体积的氢
氧化钠溶液、氨水的滴定曲线
曲线起点不同:强碱滴定强酸、弱酸的曲线,强酸起点低;强酸滴定强碱、弱碱的曲线,强碱起点高 突跃点变化范围不同:强碱与强酸(强酸与强碱)反应的突跃点变化范围大于强碱与弱酸(强酸与弱
碱)反应的突跃点变化范围
特别提醒 恰好中和=酸碱恰好完全反应≠滴定终点≠溶液呈中性。
如图曲线a和b是25 ℃时盐酸与氢氧化钠溶液相互滴定的滴定曲线,下列叙述正确的
是 ( )
A.盐酸的物质的量浓度为1 mol·L-1
B.P点时恰好完全反应,溶液呈中性
C.曲线a是盐酸滴定氢氧化钠溶液的滴定曲线
D.酚酞不能用作本实验的指示剂
典例
B
思路点拨 首先看横、纵坐标,搞清楚是酸滴定碱,还是碱滴定酸;然后看起点,起点可以看
出酸性或碱性的强弱,这在判断滴定终点时至关重要;最后找滴定终点和pH=7的中性点,判
断滴定终点的酸碱性。
解析 曲线a起点溶液的pH=1,说明曲线a表示的是氢氧化钠溶液滴定盐酸的滴定曲线,故
c(HCl)=c(H+)=10-1 mol·L-1=0.1 mol·L-1,A、C项错误;P点时HCl与氢氧化钠恰好完全反应,生成
氯化钠,溶液呈中性,B项正确;强酸与强碱的相互滴定,选用酚酞或甲基橙作指示剂均可,D
项错误。
特别提醒 滴定终点的判断(以用标准盐酸滴定未知浓度的NaOH溶液为例):
a.若用酚酞作指示剂,当滴入最后半滴盐酸时,溶液的颜色由粉红色突变为无色,且半分钟内
溶液的颜色不再变化,说明达到滴定终点。
b.若用甲基橙作指示剂,当滴入最后半滴盐酸时,溶液的颜色由黄色变为橙色,且半分钟内溶
液的颜色不再变化,说明达到滴定终点。
1.氧化还原滴定
原理 以氧化剂(或还原剂)为滴定剂,直接滴定一些具
有还原性(或氧化性)的物质
实例 酸性KMnO4溶液作氧化剂常用于滴定含H2C2O4、Fe2+的溶液,其反应原理是2Mn +5H2C2O4+6
H+ 2Mn2++10CO2↑+8H2O、Mn +5Fe2++8H+ Mn2++5Fe3++4H2O
4 |酸碱中和滴定原理的迁移运用
指示剂 的选择 指示剂有三类:(1)氧化还原指示剂;(2)专用指示
剂,如Na2S2O3溶液滴定含I2的溶液时,以淀粉溶液
为指示剂;(3)自身作指示剂,如用酸性KMnO4溶
液滴定H2C2O4溶液或含Fe2+的溶液时,不需另加指
示剂
计算 根据化学方程式、离子方程式或关系式列比例
式或运用原子守恒、电荷守恒、得失电子守恒
等列式进行计算
应用 广泛应用于溶液浓度的测定、物质纯度的测
定、食品和药品成分的检测等定量分析
2.沉淀滴定
(1)概念:沉淀滴定是以沉淀反应为基础的一种滴定分析方法。生成沉淀的反应很多,但符
合沉淀滴定条件的却很少,实际上应用最多的是银量法,即利用Ag+与卤素离子反应来测定
Cl-、Br-、I-的浓度。
(2)原理:沉淀滴定所用的指示剂本身就是一种沉淀剂,滴定剂与被滴定物反应得到的生成
物的溶解度要比滴定剂与指示剂反应得到的生成物的溶解度小,否则不能用这种指示剂。
如用AgNO3溶液测定溶液中Cl-的含量时常以K2CrO4为指示剂,这是因为AgCl比Ag2CrO4更
难溶。