人教版 (新课标)选修4 化学反应原理第三章 水溶液中的离子平衡综合与测试导学案及答案

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H2OH++OH- 2H2OH3O++OH-
二．水的电离平衡常数
三．溶液的离子积Kw
室温下，取1L水约为55.6ml
实验测得，55.6ml水中只有10-7的水分子发生了电离，所以kw= =10-14
Kw只与温度有关，温度升高，Kw增大
【强调】
1.水的离子积是水的电离在平衡时的性质，不仅适用于纯水，也适用于酸、碱、盐的稀溶液
2.不同溶液中，c（H+）与c（OH-)可能不同，但是任何溶液中由水电离出的c（H+）和c（OH-)
3.任何溶液中，kw=c（H+）·c（OH-)这个式子中，c（H+）与c（OH-)均为溶液中其总的物质的量浓度
知识点二 影响水电离平衡的因素
1.温度：水电离吸热，温度升高， 。
2.加入活泼金属，Na，K等， 。
3.加酸（或碱）， 。
知识点三 溶液的酸碱性和pH
一．溶液的酸碱性和c（H+）与c（OH-)的关系：
c（H+）=c（OH-) 中性
c（H+）c（H+）>c（OH-) 酸性
溶液的酸碱性判断依据为：c（H+）与c（OH-)的相对大小
二．pH：c（H+）的负对数
1.表达式：pH= 换算：c（H+）=10-pH
2.范围：0~14 （c（H+）≤1ml/L的溶液）
3.意义：溶液酸碱性的强弱
c（H+）越大，pH越小，酸性越
c（OH-)越大，pH越大，碱性越
4.溶液pH测定：ph试纸、ph计、酸碱指示剂
（1）pH试纸：分为广泛pH试纸和精确pH试纸
使用方法：用洁净的玻璃棒蘸取待测液，滴在一小块撕下来的ph试纸上，再与标准比色卡对照。
注意：①pH试纸使用前不能用蒸馏水润湿；【思考】润湿的pH试纸一定有误差吗？
②测得的pH为整数。
（2）pH计：精确测定
5.ph的应用：
人体健康调节、污水处理、农业生产调节
知识点四 溶液的离子积kw
一．任何溶液都存在：c（H+）水=c（OH-)水、
kw=c（H+）·c（OH-)
通过计算证明：为什么酸或碱的电离抑制水的电离？
1.若为酸性溶液（如0.01ml/L的HCl溶液）
Kw=c（H+）·c（OH-)=0.01×c（OH-)水=10-14
∴c（H+）水=c（OH-)水=10-12
结论：在0.01ml/L的HCl溶液中，由水电离出的c（H+）和c（OH-)都为1×10-12ml/L
2.若为碱性溶液（如0.01ml/L的NaOH溶液）
Kw=c（H+）·c（OH-)=c（H+）×0.01=10-14
∴c（OH-)水=c（H+）水=10-12
总结论：已知由水电离出的c（H+）或c（OH-)=10-aml/L（a>7），则该溶液为强酸性或强碱性。
知识点五 pH计算及技巧
一．单一溶液：
1.强酸HnA溶液，设HnA浓度为c ml/L，则c（H+）=

pH=
2.强碱B(OH)n溶液，设B(OH)n浓度为c ml/L，则c（OH-)=

c（H+）= ，pH=
二．酸碱混合溶液的计算
1.两强酸混合（体积不同）：10ml 0.1ml/L的盐酸与90ml 0.01ml/L的盐酸混合后的溶液ph：

c（H+）混=
pH=
速算方法：混合后溶液的pH等于混合前溶液pH小的加0.3
2.两强碱混合（体积不同）：10ml 0.1ml/L的NaOH溶液与40ml 0.01ml/L的NaOH溶液混合后的溶液ph：

c（OH-)混=
c（H+）= pH=
速算方法：混合后溶液的pH等于混合前溶液pH大的减0.3
3.强酸与强碱混
（1）恰好完全反应，溶液呈中性，pH=7
（2）酸过量，如10ml 0.1ml/L的NaOH溶液与40ml 0.1ml/L的盐酸溶液完全反应后
c（H+）混= pH=
（3）碱过量：100ml 0.1ml/L的NaOH溶液与50ml 0.1ml/L的盐酸溶液混合后
c（OH-)混= c（H+）=
pH=
三．已知酸和碱的pH之和，判断等体积溶液混合后的pH（25℃）
pH酸+pH碱＞14，则溶液显碱性，pH＞7，且pH后=pH碱-0.3
pH酸+pH碱=14，则溶液显碱性，pH=7，且pH后=pH碱-0.3
pH酸+pH碱＜14，则溶液显碱性，pH＜7，且pH后=pH酸+0.3
若pH酸+pH碱=14，酸碱中有一强一弱，则混合后溶液谁弱显谁性。
四．稀释后溶液pH变化：
pH=a，强酸，加水稀释10n倍，则pH后=a+n（a+n<7）
pH=a，弱酸，加水稀释10n倍，则apH=b，强碱，加水稀释10n倍，则pH后=b-n（b-n>7）
pH=b，弱碱，加水稀释10n倍，则b-npH变化大的为强的
画出稀释曲线：
知识点六：酸碱中和滴定
一．滴定的目的：根据化学反应中的定量关系，测出未知浓度的溶液的物质的量浓度。
二．酸碱中和滴定
1.仪器及使用
(1)滴定仪器： 。
(2)注意：①酸式滴定管盛装酸性溶液和强氧化性溶液；碱式滴定管盛装碱性溶液，二者不可混用。
②左手控制活塞，右手不断揺动锥形瓶，眼睛注视锥形瓶内溶液颜色及滴定流速。
2.实验步骤（以酸滴碱为例）：
①在开始试验之前，先检查滴定管是否漏水，并用蒸馏水洗涤2~3次，再用标准液润洗2~3次。
②把已知物质的量浓度的盐酸注入事先已用该盐酸溶液润洗过的酸式滴定管(至0刻度以上，把滴定管固定在滴定管夹上。轻轻转动下面的活塞，使管的尖嘴部分充满溶液且无气泡。然后调整管内液面，使其保持在0或0以下的某一刻度，并记下准确读数；把待测浓度的NaOH溶液注入事先已用该溶液润洗过的碱式滴定管，也把它固定在滴定管夹上。轻轻挤压玻璃球，使管的尖嘴部分充满溶液且无气泡，然后调整管内液面，使其保持在“ 0”或“ 0”以下某一刻度)，即最终低于或等于0，并记下准确读数。
③在管下放一洁净的锥形瓶，从碱式滴定管放出25.00 mL NaOH溶液，注入锥形瓶，加入2滴甲基橙试液，溶液立即呈黄色。
④把锥形瓶移到酸式滴定管下，左手调活塞逐滴加入已知物质的量浓度的盐酸，同时右手按顺时针方向不断摇动锥形瓶，使溶液充分混合，眼睛注视锥形瓶内溶液颜色的变化。
⑤随着盐酸逐滴加入，锥形瓶里OH- 浓度逐渐减小。最后，当看到加入最后1滴盐酸时，溶液变成橙红色，半分钟后不再回复，停止滴定，准确记下滴定管溶液液面的刻度，并准确求得滴定用去盐酸的体积。
⑥为保证测定的准确性，上述滴定操作应重复2~3次，并求出滴定用去盐酸体积的平均值。然后根据有关计量关系，计算出待测的NaOH溶液的物质的量浓度。
3.指示剂的选择
①变色范围与滴定终点的pH吻合或接近（一般由浅至深），若滴定终点为酸性，一般选用甲基橙，若滴定终点为碱性，一般选用酚酞。
酸滴碱：甲基橙——由黄变橙
碱滴酸：酚酞——由无色变浅红
②氧化还原滴定中可根据物质具有的颜色或特性选择特殊判断滴定终点的方法。常见指示剂：淀粉KI溶液、高锰酸钾溶液等。
4.终点判断：
①一滴：滴入最后一滴标准液后，锥形瓶内颜色发生突变。
②半分钟：颜色突变后，半分钟内不恢复原色。
5.误差分析(酸滴碱)
（1）读数：滴定前俯视或滴定后仰视 ( )滴定前仰视或滴定后俯视( )
（2）未用标准液润洗滴定管 ( );未用待测溶液润洗滴定管( )
（3）用待测液润洗锥形瓶 ( )
（4）滴定前标准液滴定管尖嘴有气泡，滴定后尖嘴气泡消失 ( )
（5）不小心将标准液滴在锥形瓶的外面 ( )
（6）溶液颜色较浅时滴入酸液过快，停止滴定后反加一滴NaOH溶液颜色无变化( )
（7）滴定过程中，锥形瓶振荡太剧烈，有少量液滴溅出 ( )
（8）开始时标准液在滴定管刻度线以上，未予调整 ( )
（9）移液管吸取待测液后，悬空放入锥形瓶，少量待测液洒在外面 ( )
（10）滴定到指示剂颜色刚变化，就是到了滴定终点 ( )
（11）锥形瓶用蒸馏水冲洗后，不经干燥便直接盛待测溶液 ( )
（12）滴定时待测液滴定管尖嘴有气泡，滴定后尖嘴气泡消失( )
三．滴定的种类
酸碱中和滴定、氧化还原滴定、沉淀滴定、配位滴定等