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2010届高考化学二轮名师精品复习教案25――水的电离及溶液的pH
（建议2课时完成）
[考试目标]
1．了解水的电离，水的离子积常数。
2．了解溶液pH的定义，了解测定溶液pH的方法。
3．能进行溶液pH的简单计算。
[要点精析]
一、水的电离和水的离子积常数
水能发生微弱的电离，且水的电离是一个可逆过程。在一定温度下达到电离平衡，[H+][OH-]=Kc[H2O]=Kw，一定温度时Kc、[H2O]均为常数，Kc[H2O]=Kw是一个常数，Kw简称水的离子积。250C时，水的离子积为1.0×10-14 mol2·L-2。
例1：某温度下纯水中C（H+） = 2.0×10-7 mol/L，则此时溶液中的C（OH-） = __________。 若温度不变，滴入稀盐酸使C（H+） = 5×10-6 mol/L，则此时溶液中的C（OH-） = _____。
解析：纯水中C（OH-） =C（H+） =2×10-7 mol/L，则该温度下水的离子积为4×10-14 mol2·L-2。当C（H+） = 5×10-6 mol/L时，C（OH-） = 8×10-9 mol/L。
二、影响水的电离平衡的因素
1．温度
由于水电离过程为吸热过程，升温将促进水的电离，平衡右移，Kw变大，c （H+） 、c （OH-） 也同时增大，pH变小，但由于c （H+）与c （OH-） 始终保持相等，故仍显中性。
2．酸碱盐对水的电离平衡的影响
三、溶液pH的计算
1．单一溶液pH的计算
（1）强酸pH的计算：强酸HnA，浓度为c mol·L-1
则c （H+） =nc mol·L-1, pH=-lg[H+]=－lgnc
（2）强碱pH的计算：强碱B（OH）n，设浓度为c mol·L-1
则[H+] =10-14 / nc , pH=－lg[H+]=14 + lgnc
（3）弱酸pH的计算（只作了解）：弱酸HA，浓度为c mol·L-1
则[H+] =cαmol·L-1, pH=－lg[H+]=－lgcα
（4）弱碱pH的计算（只作了解）：强碱BOH，设浓度为c mol·L-1
则[H+] =10-14 / cα , pH=－lg[H+]=14 + lgcα
2．溶液的稀释pH的计算
（1）对于强碱溶液c （OH-） 每稀释10n倍, pH减小n个单位（减小后不超过7）。
（2）对于强酸溶液c （H+） 每稀释10n倍, pH增大n个单位（增大后不超过7）。
（3）pH相同的强酸与弱酸，当稀释相同倍数时，强酸变大的程度比弱酸大。
（4）pH相同强碱与弱碱，当稀释相同倍数时，强碱变小的程度比弱碱大。
3．酸、碱混合溶液pH的计算
（1）两种强酸稀溶液混合
（2）两种强酸稀溶液混合
（3）酸碱稀溶液混合，酸过量
（4）酸碱稀溶液混合，碱过量
例2：将pH=9的NaOH与pH=11的NaOH溶液等体积混合后,溶液的[H+]为（ ）mol/L
A． 1/2（10-9+10-11） B．1/2（10-5+10-3）
C． 2×10-11 D．1/2 ×10-3
解析：[OH-] =（10-5+10-3）/2= 5×10-4 mol/L, [H+]=2×10-11 mol/L ,选C.
例3：25 C，若10体积的某强酸溶液与1体积的某强碱溶液混合后，溶液呈中性，则混合之前，该碱的pH与强酸的pH之间该满足的关系是_______________________
解析: 混合后溶液呈中性,说明10·[H+]a = 1·[OH-]b, 则 10[H+]a = 1×10-14/[H+]b
[H+]a = 1×10-15/[H+]b [H+]a· [H+]b = 1×10-15 , 答案为pHa+pHb=15。
酸、碱：酸（碱）电离出H+ （OH-）的抑制水的电离
电离后显酸或碱性的盐：抑制水的电离（NaHSO4）。
电离后水解的盐：促进水的电离
盐：电离后显中性不水解的盐：无影响（如Na2SO4）
电离强于水解的盐：抑制为主（NaH2PO4 NaHSO3）
水解强于电离的盐：促进为主（NaHCO3 Na2HPO4）
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