高考化學二輪復習 專題13 水的電離和溶液的酸堿性課件.ppt
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專題13 水的電離和溶液的酸堿性,考點34 水的電離平衡及影響因素 考點35 酸堿中和滴定 考點36 溶液的pH及pH的計算,考點34 水的電離平衡及影響因素,600分知識 700分考法 考法1:外界電離條件對水的影響 考法2:水電離出的c(H)或c(OH)的相關計算 考法3:溶液酸堿度的判斷,1.水的電離 (2)水的離子積 表達式:25 時,Kwc(H)c(OH)1.01014。 對Kw的理解: a Kw適用于純水、稀的電解質(酸、堿、鹽)水溶液,不適用于含水很少的物質(如濃H2SO4)。 b恒溫時,Kw不變;升溫時,電離程度增大(因為電離過程一般吸熱),Kw增大。,2溶液的酸堿性與pH (1)溶液酸堿性的判斷方法 溶液的酸堿性取決于c(H)與c(OH)的相對大小。具體方法見下表:,2溶液的酸堿性與pH (2)pH 定義式:pHlg c(H)。 pH與溶液c(H)的關系: pH的意義:pH表示溶液酸堿性的強弱。pH越小,溶液酸性越強;pH越大,溶液堿性越強。 pH試紙的使用方法:把小片試紙放入干燥潔凈的表面皿中,用玻璃棒蘸待測液點在pH試紙上,變色后與標準比色卡對照,確定溶液的pH。 【注意】pH試紙使用前不能用蒸餾水潤濕,否則待測液會被稀釋,可能產生誤差;用廣泛pH試紙讀出的pH只能是整數。,返回,考法1 外界條件對水的電離平衡的影響 1促進水的電離的因素 (1)升溫,水的電離程度增大,c(H)和c(OH)同等倍數增大,但酸堿性不變。 (2)加入可水解的鹽,水的電離程度增大。水解后溶液不論是呈酸性還是呈堿性,Kw都不變。 2抑制水的電離的因素 (1)降溫,水的電離程度減小。 (2)加入酸或堿,使水的電離平衡左移,Kw不變。,考法1 外界條件對水的電離平衡的影響 2抑制水的電離的因素 【小結】溫度不變, Kw不變。具體如下表:,返回,考法2 水電離出的c(H)或c(OH)的相關計算 1水電離出來的c(H)或c(OH)始終相等。 2水的電離受抑制時 當抑制水的電離時(如酸或堿溶液), c(H)、c(OH)中較小的數值是水電離出來的。具體見下表:,考法2 水電離出的c(H)或c(OH)的相關計算 3.當促進水的電離時(如鹽的水解) 當促進水的電離時,c(H)或c(OH)中較大的數值是水電離出來的。具體見下表:,返回,考法3 溶液酸堿性的判斷,返回,考點 35 酸堿中和滴定,600分知識 700分考法 考法4:酸堿中和滴定的注意事項 考法5:運用中和滴定的原理進行含量滴定 考法6:酸堿中和滴定誤差分析,1酸堿中和滴定原理 (1) 利用中和反應,用已知濃度的酸(或堿)來測定未知濃度的堿(或酸)的實驗方法稱為酸堿中和滴定。 (2)在酸堿中和滴定過程中,開始時由于被滴定的酸或堿濃度較大,滴入少量的堿或酸對其pH的影響不大。當滴定接近終點(pH7)時,很少量(一滴,約0.04 mL)的堿或酸就會引起溶液pH突變(如下圖所示)。,【注意】酸堿恰好中和時溶液不一定呈中性,最終溶液的酸堿性取決于生成鹽的性質,強酸強堿鹽的溶液呈中性,強堿弱酸鹽的溶液呈堿性,強酸弱堿鹽的溶液呈酸性。,2酸堿中和滴定實驗 (1)實驗用品 儀器:酸式滴定管、堿式滴定管、滴定管夾、鐵架臺、錐形瓶。 試劑:標準液、待測液、指示劑、蒸餾水。 (2)實驗操作(以標準鹽酸滴定待測NaOH溶液為例) 滴定前的準備 a滴定管:查漏洗滌潤洗裝液調液面記錄。 b錐形瓶:注堿液記讀數加指示劑。 滴定(如下圖),2酸堿中和滴定實驗 終點判斷 等到滴入最后一滴標準液,指示劑變色,且在半分鐘內不恢復原來的顏色,視為滴定終點并記錄標準液的體積。 讀數 眼睛視線與滴定管中凹液面的最低點相切,不可俯視或仰視。讀數結果的精確度為0.01 mL。 重復23次,取平均值計算。 (3)數據處理,返回,考法4 酸堿中和滴定中的注意事項 1酸、堿式滴定管和移液管在清洗干凈后必須用待裝液潤洗方能使用。 2中和滴定指示劑的選擇,一般要求變色明顯(所以一般不選用石蕊),指示劑的變化范圍與恰好中和時的pH要吻合或接近。 (1)生成的鹽不水解,呈中性,可用酚酞或甲基橙作指示劑。 (2)生成強酸弱堿鹽,溶液呈酸性,故選用甲基橙作指示劑。 (3)生成強堿弱酸鹽,溶液呈堿性,故選用酚酞作指示劑。 3有些反應不需要額外加入指示劑。如KMnO4溶液,用淀粉檢驗I2。 【注意】在描述終點顏色變化時,一定要加上“半分鐘內不變色”。 4KMnO4、溴水等具有強氧化性的物質,會氧化橡膠,故只能用酸式滴定管滴加。,返回,考法5 運用中和滴定原理進行含量測定 除酸堿中和滴定外,還有氧化還原滴定、沉淀滴定等。無論是哪種滴定,解題的方法均如下: 1根據實驗中的滴定原理,找出反應過程中各種物質之間量的關系,然后再列式計算。 2為了使滴定結果更準確,實驗通常測定多組數據。對于給出的多組數據,若其中有一組數據偏差太大,應舍去,然后將其余數據求平均值。,返回,考法6 酸堿中和滴定誤差分析 誤差分析的方法:依據原理c(標準)V(標準)c(待測)V(待測),所以 c(待測) 因為c(標準)與V(待測)已確定,所以只要分析出不正確操作引起V(標準)的變化,即可分析出結果。,考法6 酸堿中和滴定誤差分析(以標準鹽酸滴定待測NaOH溶液為例),返回,考點36 溶液的pH及pH的計算,700分考法 考法7: 溶液pH的計算,考法7 溶液pH的計算 1單一溶液pH的計算,考法7 溶液pH的計算 2稀釋型(指單一溶質加水稀釋或相當于水的稀釋作用) 一般計算公式:c1V1c2V2,據此求出稀釋后酸或堿的物質的量濃度。 (1)對于pHa的酸,強酸時稀釋10n倍,pHan;弱酸時稀釋10n倍,apHan。 (2)對于pHb的堿,強堿時稀釋10n倍,pHbn;弱堿時稀釋10n倍,bpHbn。 酸或堿稀釋后,其pH都向7靠近。其變化如下表:,【特殊技巧】掌握“稀釋1倍速算法”。即: 強酸稀釋1倍后,pH稀pH濃0.3 強堿稀釋1倍后,pH稀pH濃0.3,考法7 溶液pH的計算 3混合型(多種溶液混合) (1)同性溶液的混合:同種離子存在著量的積累(累積法)。 強酸和強酸混合 強堿和強堿混合 首先求出混合后的 ,然后通過Kw求出c混(H),最后求pH。,考法7 溶液pH的計算 3混合型(多種溶液混合) (2)異性溶液混合: 抵消法)。 強酸和強堿發(fā)生中和反應,根據強酸和強堿的用量不同,主要有“完全型”和“過量型”兩種類型,分恰好中和、強酸過量和強堿過量三種情況。 恰好中和:反應后得到的是強酸強堿鹽,溶液為中性,pH7。 強酸過量:首先要計算出剩余的c(H),然后再根據定義計算溶液的pH。強酸剩余時: 強堿過量:首先要計算出剩余的c(OH),然后利用水的離子積常數計算溶液中c(H),最后根據定義計算溶液的pH。強堿剩余時:,考法7 溶液pH的計算 3混合型(多種溶液混合),- 配套講稿:
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