2026届高三化学一轮复习 第二节：水的电离和溶液的pH 课件

一轮复习 第九单元 水溶液中的离子反应与平衡 第二节：水的电离和溶液的pH 一、水的电离 1.表示： H2O ⇌ H+ + OH- 2.特点 或：2H2O ⇌ H3O+ + OH- （1）水的电离为吸热过程 （2）水的电离为可逆过程 （3）水的电离程度很微弱 （4）水电离出的c(H+)＝c(OH-) 3.影响因素 （1）温度： （2）向水中加入活泼金属（Na）： （3）加入酸或碱： （4）盐类水解： 升高温度，平衡正向移动； 平衡正向移动 （抑制水的电离） 平衡逆向移动 平衡正向移动 （促进水的电离） KW增大，但仍为中性 注意：H+易与其它原子的孤电子对形成配位键 改变 条件 平衡移 动方向 电离程度 c(H+) c(OH-) c(H+) 、c(OH-) 大小比较 Kw 升高 温度 通入少量HCl气 体 加入少量NaOH(s) 加入少量 Na 加入少量 NaHSO4 正向移动 增大 增大 增大 等于 增大 逆向移动 减小 增大 减小 大于 不变 逆向移动 减小 减小 增大 小于 不变 正向移动 增大 减小 增大 小于 不变 逆向移动 减小 增大 减小 大于 不变 课堂练习1.25 ℃时，水的电离达到平衡：H2O ⇌H＋＋OH－ ΔH > 0，下列叙述正确的是(　　) A．向水中加入氢氧化钠固体，平衡逆向移动，c(H＋)减小，c(OH－)增大 B．向水中加入少量硫酸氢钠固体，c(H＋)增大，Kw增大 C．向水中加入少量冰醋酸，平衡逆向移动，c(H＋)减小 D．将水加热，Kw增大，c(H＋)不变 A 一、水的电离 4.水的离子积常数KW 当水的电离达到平衡时，电离产物氢离子和氢氧根离子浓度之积是一个常数，记作KW （1）概念： （2）表达式： KW = c(H+)·c(OH-) （3）影响因素： Kw只与温度有关，温度不变，Kw不变；温度越高，Kw越大 （4）大小： 25℃：KW = c(H+)·c(OH-) = 1.0×10－14 （5）适用范围： KW适用于一定温度下任何稀的电解质溶液 （酸、碱、盐） 对于酸、碱、盐溶液而言： KW = c(H+)总 · c(OH-)总 酸溶液： KW = c(H+)酸 · c(OH-)水 碱溶液： KW = c(H+)水 · c(OH-)碱 课堂练习2.某水溶液中不同温度下pH和pOH的关系如图所示[pOH＝－lg c(OH－)]。下列说法不正确的是(　　) A．若a＝7，则T1 < 25 ℃ B．e点溶液中通入NH3，可使e点迁移至d点 C．若b＝6，则该温度下将pH＝2的稀硫酸与pH＝10的KOH溶液等体积混合后，溶液显中性 D．f、d两点的Kw比较，前者大 B 课堂练习3.100 ℃时，向pH＝6的纯水中加入少量NaHSO4晶体，保持温度不变，测得溶液的pH＝2。下列叙述不正确的是(　　) A．此时水的离子积常数Kw＝1.0×10－12 B．NaHSO4的电离方程式:NaHSO4 == Na＋ ＋ H＋ ＋ SO42- C．该溶液中由水电离出来的c(H＋)＝1.0×10－12 mol·L－1 D．溶液中离子浓度大小关系：c(H＋) > c(Na＋) ＝ c(SO42-) > c(OH－) 课堂练习4.25 ℃时，在等体积的下列溶液中，发生电离的水的物质的量之比是(　　) ①pH＝0的H2SO4溶液　②0.05 mol·L－1的Ba(OH)2溶液　③pH＝10的Na2S溶液　④pH＝5的NH4NO3溶液 A．1∶10∶1010∶109 B．1∶5∶5×109∶5×108 C．1∶20∶1010∶109 D．1∶10∶104∶109 C A 二、溶液的酸碱性与pH的计算 1.溶液的酸碱性： 取决于溶液中c(H＋)和c(OH－)的相对大小 若 c(H+) = c(OH-) 若 c(H+) > c(OH-) 若 c(H+) < c(OH-) ,c(H+)越大，酸性越强 ,c(OH-)越大，碱性越强 —— 中性 —— 酸性 —— 碱性 任意温度 —— 中性 —— 酸性 —— 碱性 室温(25℃) 若 pH = 7 若 pH < 7 若 pH > 7 c（H+）= 1×10-7 mol/L c（H+）> 1×10-7 mol/L c（H+）< 1×10-7 mol/L pH = －lg c(H+) 二、溶液的酸碱性与pH的计算 2.pH 测量方法 pH 试纸法 （1）广泛pH试纸:测量值取整数 ① 使用方法： 用干燥洁净的玻璃棒蘸取溶液滴在试纸上，在半分钟内将试纸与标准比色卡进行对照得pH ② 范围： 1 — 14 注意： ①试纸测pH值时不能用水润湿 ②不能将试纸伸到溶液中 （2）精密pH试纸:测量值取小数点后1位 ③不能测有色溶液、漂白性、强氧化性溶液的pH 二、溶液的酸碱性与pH的计算 2.pH 测量方法 pH 计：又叫酸度计，可用来精密测量溶液的pH(读至小数点后2位) 二、溶液的酸碱性与pH的计算 3.pH 的计算 （1）单一溶液pH的计算 ① 0.005mol/L的硫酸溶液 ② 室温下、0.001mol/L的氢氧化钠溶液 H2SO4 = SO42- + 2H+ 0.005mol/L 0.01mol/L NaOH = Na+ + OH- 0.001mol/L 0.001mol/L c(H+) = 10-11mol/L pH = 2 pH = 11 二、溶液的酸碱性与pH的计算 3.pH 的计算 （2）混合溶液pH的计算——二者不反应 ① 0.005mol/L的硫酸溶液和0.01mol/L的盐酸等体积混合 ② 室温下、0.001mol/L的氢氧化钠溶液和0.0005mol/L的氢氧化钡等体积混合 二、溶液的酸碱性与pH的计算 3.pH 的计算 （3）混合溶液pH的计算——二者反应 ① 0.005mol/L的硫酸溶液和0.01mol/L的氢氧化钠等体积混合 ② 0.003mol/L的硫酸溶液和0.004mol/L的氢氧化钠等体积混合 ③ 室温下、0.003mol/L的氢氧化钠溶液和0.0005mol/L的硫酸等体积混合 课堂练习5.常温下，将 pH = 3 的硫酸和 pH = 12的氢氧化钠溶液混合，当混合溶液的 pH = 10 时，硫酸和氢氧化钠溶液的体积之比（ ） A. 1:9 B. 9:1 C. 10:1 D. 1:10 随堂练习6.某温度下，纯水的c(H+)= 1.0×10-6 mol/L，在此温度下，将pH = 8 的氢氧化钡溶液和 pH = 5 的盐酸溶液混合，欲使混合溶液的pH = 7 ，则氢氧化钡和盐酸的体积之比（ ） A. 11:1 B. 2:9 C. 1:11 D. 9:2 B B 三、酸碱中和滴定 用已知物质的量浓度的酸（或碱）来测定未知物质的量浓度的碱（或酸）的实验方法叫作酸碱中和滴定 1.定义： 已知浓度的溶液 未知浓度的溶液 —— 标准溶液 —— 待测溶液 2.原理： 在酸碱恰好完全反应时，反应消耗的氢离子物质的量等于氢氧根离子物质的量 n(H+) ＝ n(OH- ) 若是一元酸和一元碱反应： c酸·V酸 ＝ c碱·V碱 二者浓度一般较为接近 三、酸碱中和滴定 3.待测溶液浓度的计算（用已知浓度的HCl滴定未知浓度的NaOH） c(NaOH) ∙ V(NaOH)＝ c(HCl) ∙ V(HCl) c(NaOH)＝ c(HCl) ∙ V(HCl) V(NaOH) ①准确测量参加反应的两种溶液的体积②准确判断滴定终点 【关键】 课堂练习7.用0.1000mol/L的HCl溶液滴定20.00mL未知浓度的NaOH溶液，滴定完成时，用去HCl溶液28.00mL。通过中和滴定测得NaOH溶液的物质的量浓度是多少？ c(NaOH) ∙ V(NaOH)＝ c(HCl) ∙ V(HCl) n(NaOH) ＝ n(HCl ) c(NaOH)＝ 0.1400mol/L [思考]把上题中HCl改成H2SO4，则NaOH的物质的量浓度为多少？ 课堂练习8.用0.1000mol/L的H2SO4溶液滴定20.00mL未知浓度的NaOH溶液，滴定完成时，用去H2SO4溶液28.00mL。通过中和滴定测得NaOH溶液的物质的量浓度是多少？ c(NaOH) ∙ V(NaOH)＝ 2c(H2SO4 ) ∙ V(H2SO4 ) n(NaOH) ＝ 2n(H2SO4 ) c(NaOH)＝ 0.28mol/L c(NaOH)＝ 2c(H2SO4 ) ∙ V(H2SO4 ) V(NaOH) 三、酸碱中和滴定 酸式滴定管、碱式滴定管、铁架台、滴定管夹、锥形瓶等 4.仪器： 构造：酸式滴定管下端有控制液体流量的活塞。碱式滴定管有橡胶管、玻璃球组成的阀门 滴定管用途：精确地放出一定体积的溶液 酸式滴定管： 碱式滴定管： 盛放碱性溶液 尖嘴部分 无刻度 注意：①“0”刻度线在上 ② 精确值：0.01mL 滴定管标有： ①温度 ②量程（规格） ③刻度 盛放酸性、氧化性溶液 酸性 高锰 酸钾 液溴 ①查漏： ②润洗： ③装液： ④赶气泡： 检查滴定管活塞是否漏水 滴定管在加入反应液之前，先用蒸馏水洗涤干净，然后分别用所要盛装的溶液润洗2～3遍 分别将反应液加入相应滴定管中，使液面位于滴定管“0”刻度线以上2～3mL处 酸式滴定管→快速放液 碱式滴定管→用手将胶管弯曲，使尖嘴倾斜向上，挤压玻璃球处的胶管，使气泡排出 排除碱管尖嘴处气泡 实际滴出的溶液体积 = 滴定后的读数 - 滴定前的读数 注意：滴定管的读数必须读到小数点后两位 【思考】 怎么判定滴入的盐酸体积是多少时，中和反应恰好反应完全呢？ 0.100 mol/L盐酸 25.00 mLNaOH 溶液 在待测溶液中加入酸碱指示剂 放入锥形瓶 三、酸碱中和滴定 5.酸碱指示剂： 常见酸碱指示剂：石蕊、酚酞、甲基橙 一般是有机弱酸或有机弱碱，能够在不同的pH值环境下发生颜色变化，从而指示溶液的酸碱性 指示剂 pH变色范围 甲基橙 石蕊 酚酞 3.1-4.4橙色 5.0-8.0紫色 8.2-10.0粉红 pH<3.1红色 pH<5.0红色 pH<8.2无色 pH>4.4黄色 pH>8.0蓝色 pH>10.0红色 粉红色 = 浅红色 酸碱指示剂选择方法：在pH突变（突跃）范围内指示剂有明显的颜色变化 ①滴定终点为碱性时： ②滴定终点为酸性时： ③滴定终点为中性时： 酸碱指示剂选择方法：在pH突变（突跃）范围内指示剂有明显的颜色变化 酚酞 甲基橙 甲基橙或酚酞 注意：石蕊的紫色和蓝色差别不够明显，不用作指示剂 滴定终点：当滴入最后一滴××溶液时，溶液由××色变××色，且半分钟不恢复原色 —— 强酸滴定弱碱 —— 强碱滴定弱酸 —— 强酸强碱互滴 三、酸碱中和滴定 6.酸碱中和滴定实验操作 举例：用0.100 0 mol/L的HCl溶液滴定未知浓度的NaOH溶液 1.实验准备：滴定管 ①查： ②洗： ③润： 检查滴定管活塞是否漏水 用蒸馏水洗涤2—3次 用所要盛装的溶液润洗2—3次 润洗方法：从滴定管的上口加入3～5mL所要盛装的酸或碱溶液，倾斜着转动滴定管，使液体湿润全部滴定管内壁。然后，一手控制活塞（酸式滴定管轻轻转动活塞；碱式滴定管轻轻挤压玻璃球），将液体从滴定管下部放入预置的烧杯中（了解） 三、酸碱中和滴定 6.酸碱中和滴定实验操作 举例：用0.100 0 mol/L的HCl溶液滴定未知浓度的NaOH溶液 1.实验准备：滴定管 ④装： ⑤排： ⑥记： 将溶液加入相应滴定管，使液面位于0刻度线以上2-3cm 排除滴定管内气泡，使其充满溶液，调节液面处于0刻度或0刻度以下 记录滴定管的初始读数 三、酸碱中和滴定 6.酸碱中和滴定实验操作 举例：用0.100 0 mol/L的HCl溶液滴定未知浓度的NaOH溶液 2.放液： 从碱式滴定管中放出25.00mL的NaOH溶液于锥形瓶中，并滴2～3滴指示剂 注意：锥形瓶不能用待测液润洗 三、酸碱中和滴定 6.酸碱中和滴定实验操作 举例：用0.100 0 mol/L的HCl溶液滴定未知浓度的NaOH溶液 3.滴定： 边滴边振荡、先快后慢 控制活塞 摇动锥形瓶 锥形瓶 内溶液颜色变化 注意：当接近终点时，应一滴一摇，甚至半滴一摇，滴定管的尖嘴接触锥形瓶内壁，用锥形瓶内壁“刮”下半滴标准液 课堂练习9.对于酸碱中和滴定实验，下列做法正确的是(　　) A．酸式滴定管查漏时，需转动旋塞进行二次检查 B．酸式滴定管润洗后，将管内废水从滴定管上部倒入废液缸中 C．用酸式滴定管盛装Na2S2O3标准溶液 D．滴定实验进行时，眼睛注视滴定管上的刻度 A 三、酸碱中和滴定 6.酸碱中和滴定实验操作 举例：用0.100 0 mol/L的HCl溶液滴定未知浓度的NaOH溶液 4.滴定终点的判断： 记录滴定管的最终读数、重复上述实验2-3次 5.记录数据： 当滴入最后一滴盐酸溶液时，溶液由黄色变橙色，且半分钟不恢复原色 甲基橙： 酚酞： 当滴入最后一滴盐酸溶液时，溶液由粉红色变无色，且半分钟不恢复原色 恰好中和 ＝ 酸碱恰好完全反应 ≠ 滴定终点 ≠ 溶液呈中性 二者越吻合，测定误差越小 三、酸碱中和滴定 6.酸碱中和滴定实验操作 举例：用0.100 0 mol/L的HCl溶液滴定未知浓度的NaOH溶液 6.数据处理： 若有数据偏差较大，则舍去 实验次数 HCl溶液的体积/mL 待测NaOH溶液的体积/mL 1 29.84 25.00 2 27.83 25.00 3 27.85 25.00 三、酸碱中和滴定 6.酸碱中和滴定误差分析 举例：用0.100 0 mol/L的HCl溶液滴定未知浓度的NaOH溶液 结论：消耗标准液体积偏大，浓度偏高；消耗标准液体积偏小，浓度偏低 三、酸碱中和滴定 6.酸碱中和滴定误差分析 举例：用0.100 0 mol/L的HCl溶液滴定未知浓度的NaOH溶液 步骤 操作 c(NaOH) 洗涤 未用标准溶液润洗滴定管 锥形瓶用待测溶液润洗 锥形瓶洗净后瓶内还残留有蒸馏水 滴定 滴定前滴定管尖嘴部分有气泡 滴定过程中振荡有液滴溅出 滴定时有几滴标准溶液附在锥形瓶内壁上 读数 滴定前仰视读数或滴定后俯视读数 滴定前俯视读数或滴定后仰视读数 偏高 偏高 偏高 偏高 无影响 偏高 偏低 偏低 课堂练习10.判断下列说法的正误，并指出错误说法的错因 (1)将液面在0 mL处的25 mL的酸式滴定管中的液体全部放出，液体的体积为25 mL( ) (2)中和滴定操作中所需标准溶液越浓越好，指示剂一般加入2～3 mL( ) (3)中和滴定实验中，必须用待装标准液润洗滴定管，用待测液润洗锥形瓶( ) (4)用碱式滴定管量取20.00 mL KMnO4溶液( ) (5)中和滴定时，眼睛必须注视滴定管中的液面变化( ) × × × × × 三、酸碱中和滴定 7.中和滴定曲线的“5点”分析法 抓反应的“起始”点 判断酸、碱的相对强弱 抓反应“一半”点 判断是哪种溶质的等量混合 抓“恰好”反应点 判断生成的溶质成分及溶液的酸碱性 抓溶液的“中性”点 判断溶液中溶质的成分及哪种物质过量或不足 抓反应的“过量”点 判断溶液中的溶质及哪种物质过量 例如：室温下，向20 mL 0.1 mol·L－1 HA溶液中逐滴加入0.1 mol·L－1 NaOH溶液，溶液pH的变化如图所示 三、酸碱中和滴定 课堂练习11.室温时，用浓度为0.1000 mol·L－1的NaOH溶液分别滴定20.00 mL浓度均为0.1000 mol·L－1的三种酸HX、HY、HZ的溶液，滴定曲线如图所示 (1)在相同温度下，相同浓度的三种酸溶液的导电能力由强到弱的顺序是_____________ (2)V(NaOH溶液)＝20.00 mL时，溶液中c(HY)________c(Y－)(填“<”“>”或“＝”，下同)。若使最终溶液的pH＝7，则滴定HZ溶液和滴定HX溶液所需NaOH溶液的体积的关系是HX溶液________HZ溶液 (3)将上述HX溶液、HY溶液等体积混合后，用NaOH溶液滴定至HX恰好完全反应时，溶液中各离子浓度的大小关系为______________________________________________ (4)根据滴定曲线，可得Ka(HY)≈____________ HZ>HY>HX　 c(Na＋) > c(Y－) > c(X－) > c(OH－) > c(H＋)　 < < 1×10－5 酸性：HZ > HY > HX　 如何测定绿矾样品中绿矾的的含量？ FeSO4·7H2O 四、酸碱中和滴定的拓展应用 1.氧化还原滴定 （1）定义： 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，或者间接滴定一些本身并没有还原性或氧化性，但能与某些还原剂或氧化剂反应的物质 （2）常用试剂 常用于滴定的氧化剂： 常用于滴定的还原剂： 亚铁盐、草酸、维生素C、Na2S2O3等 KMnO4、K2Cr2O7、碘液等 （酸式滴定管） （碱式滴定管） 四、酸碱中和滴定的拓展应用 1.氧化还原滴定 （3）指示剂的选择 ①自身指示剂： 有些标准溶液或被滴定物质本身有颜色，而滴定产物为无色，则滴定时就无需另加指示剂，自身颜色变化可以起指示剂的作用，此类指示剂称为自身指示剂 如：KMnO4溶液为紫色，还原后的产物Mn2＋为无色，所以用高锰酸钾溶液滴定草酸时，不需要另加指示剂 ②显色指示剂： 有些物质本身并没有颜色，但它能与滴定剂或被测物质反应产生特殊的颜色，或开始有特殊颜色，滴定后变为无色，因而可指示滴定终点 如：涉及I2的常用淀粉试液；涉及Fe3＋的常用KSCN溶液 四、酸碱中和滴定的拓展应用 1.氧化还原滴定 （3）指示剂的选择 酸性KMnO4溶液滴定H2C2O4溶液或双氧水 原理 指示剂 终点 判断 2MnO4－ ＋ 6H＋ ＋ 5H2C2O4＝10CO2↑ ＋ 2Mn2＋ ＋ 8H2O 2MnO4－ ＋ 5H2O2 ＋ 6H＋ ＝ 2Mn2＋ ＋ 5O2↑＋ 8H2O 酸性KMnO4溶液自身的紫色 当滴入最后一滴酸性KMnO4溶液后，溶液由无色变浅红色，且半分钟内不恢复原色 四、酸碱中和滴定的拓展应用 1.氧化还原滴定 （3）指示剂的选择 Na2S2O3溶液滴定碘液 原理 指示剂 终点 判断 2Na2S2O3 ＋ I2 ＝ Na2S4O6 ＋ 2NaI 淀粉溶液 当滴入最后一滴Na2S2O3溶液后，溶液蓝色褪去，且半分钟内不恢复原色 【问题解决】 为测定某晶体中FeSO4·7H2O的质量分数，取晶体样品a g，溶于稀硫酸配成100.00 mL溶液，取出20.00 mL溶液，用KMnO4溶液滴定（杂质与KMnO4不反应），若消耗0.1000 mol/L KMnO4溶液20.00 mL，求晶体中FeSO4·7H2O的质量分数(a用表示) 10FeSO4＋2KMnO4＋8H2SO4＝5Fe2(SO4) 3 ＋2MnSO4＋K2SO4＋8H2O 10 mol 2 mol n 2×10－3 mol n = 1×10－2 mol w( FeSO4·7H2O) = 1×10－2 mol×278 g/mol×5 a g ×100% 【问题解决】 为测定某晶体中FeSO4·7H2O的质量分数，取晶体样品a g，溶于稀硫酸配成100.00 mL溶液，取出20.00 mL溶液，用KMnO4溶液滴定（杂质与KMnO4不反应），若消耗0.1000 mol/L KMnO4溶液20.00 mL，求晶体中FeSO4·7H2O的质量分数(a用表示) 思考1.用哪种滴定管来盛放高锰酸钾溶液？ 思考2.如何判断该反应的滴定终点？ 酸式滴定管 当滴入最后一滴酸性KMnO4溶液，溶液变浅红色，且半分钟内不恢复原色 课堂练习12.下列滴定中，说法错误的是(　 ) 已知：2KMnO4 ＋ 5K2SO3 ＋ 3H2SO4===6K2SO4 ＋ 2MnSO4 ＋ 3H2O I2 ＋ Na2S===2NaI ＋ S↓ 选项 滴定管中的溶液 锥形瓶中的溶液 指示剂 滴定终点颜色变化 A NaOH溶液 CH3COOH溶液 酚酞 无色→浅红色 B HCl溶液 氨水 酚酞 浅红色→无色 C 酸性KMnO4溶液 K2SO3溶液 无 无色→浅紫红色 D 碘水 亚硫酸溶液 淀粉 无色→蓝色 B 四、酸碱中和滴定的拓展应用 2.沉淀滴定 —— 银量法 (1)概念： 利用银离子Ag+与卤素离子的反应来测定卤素离子浓度的方法叫做银量法 K2CrO4 、Na2CrO4 (2)指示剂： (3)滴定终点现象： 出现砖红色沉淀Ag2CrO4 终点前： 终点时： Ag＋ ＋ Cl－ ＝ AgCl↓ (4)举例：硝酸银溶液滴定氯离子Cl- 2Ag＋ ＋ CrO42－ ＝ Ag2CrO4↓ 随堂练习13.银量法是一种沉淀滴定法，以K2CrO4为指示剂，用标准硝酸银溶液滴定待测液，进行测定溶液中Cl－的浓度 （1）滴定终点的现象是_________________________________________（2）若用AgNO3溶液滴定NaSCN溶液，可选为滴定指示剂的是（ ） A．NaCl B．BaBr2 C．Na2CrO4 刚好达到滴定终点时，发生的离子反应为________________________ 当滴入最后一滴硝酸银溶液，生成砖红色沉淀 C 2Ag＋ ＋ CrO42－ ＝ Ag2CrO4↓ 课堂练习14.实验室常用基准物质Na2C2O4标定KMnO4溶液的浓度。将Na2C2O4溶液置于锥形瓶中，并加入稀硫酸，反应时温度不宜过高。为提高初始速率，常滴加几滴MnSO4溶液。下列说法错误的是(　　) A．应选用碱式滴定管量取Na2C2O4溶液 B．加MnSO4溶液的作用是作催化剂 C．若溶液温度过高、酸性过强，生成的草酸易分解，将导致结果偏高 D．已知4MnO4-＋12H＋===4Mn2＋＋5O2↑＋6H2O，若初期滴加过快、温度过高，发生该反应，将导致结果偏高 D 一轮复习 $