高中化学复习知识点深度剖析专题八第二节水的电离和溶液的pH

化学复习知识点深度剖析专题八第二节水的电离和溶液的pH

考纲解读

基础巩固

一、水的电离

1．水的电离

水是极弱电解质，它能电离，可写为：________________或_____________________（称为水的自偶电离）。任何水溶液中都存在水的____，也就是说任何溶液中都有____和____。

2．水的离子积

（1）表达式：K w=____________，在25℃时，测定c(H+)=c(OH－)=____________，即K w=____________。

（2）水的离子积只与____有关，________水的离子积增大。

二、溶液的酸碱性

1．判断溶液酸碱性的唯一标准：

2．溶液酸碱性的表示方法——pH

（1）定义：pH = ________。

（2）意义：pH大小能反映出溶液中c(H＋)的大小，即能表示溶液的酸碱性强弱。

（3）范围：pH的范围一般在________之间，当c(H＋)＞1 mol·L-1时，用物质的量浓度直接表示溶液的酸、碱性更方便。

（4）规律：pH越小，溶液的酸性强；pH越大，溶液的碱性强。

（5）pH的测定

酸碱指示剂只能测定溶液pH的粗略范围，一般不能准确测定pH，测定溶液的pH一般选用pH试纸和pH计。

三、酸碱中和滴定

1．实验原理

利用____反应，用已知浓度的酸（或碱）来测定未知浓度的碱（或酸）的实验方法。

2．实验用品

（1）仪器

_____滴定管（如图A）、_____滴定管（如图B）、滴定管夹、铁架台、________。

（2）试剂：标准液、待测液、指示剂、蒸馏水。

3．中和滴定操作：（以标准盐酸滴定NaOH溶液为例）

（1）准备

①滴定管：a．____，b．洗涤，c．____，d．装液，e．_______，f．______，g．____。

②锥形瓶：a．注碱液，b．记读数，c．加指示剂。只用______洗涤，不能用_____润洗。

（2）滴定

右手_________

_________

（3）终点判断

等到滴入最后一滴反应液，指示剂变色，且____不褪色，视为滴定终点。

（4）数据处理

按上述操作重复二至三次，求出用去标准盐酸体积的平均值，根据c(NaOH)＝________计算。

自我校对

实验探究

拓展实验：“可乐”变“雪碧”

【原理】硫代硫酸钠和碘能发生氧化—还原反应，褪去碘溶液的颜色：

I2+2Na2S2O3===2NaI+Na2S4O6。

【准备】可口可乐空瓶、50亳升酒精、碘片、硫代硫酸钠、烧杯。

【操作】

（1）取可口可乐空瓶一只，倒入四分之三体积的蒸馏水。

（2）取烧杯一只，加入50亳升酒精，并加入适量碘片，制得深褐色酒精碘溶液，将配好的溶液倒入可乐瓶中。边加碘边振荡烧杯直到溶液的颜色和可乐相似为止。一瓶“可乐”就制好了。

（3）在干燥的瓶盖内放入硫代硫酸钠（大苏打）粉末，然后取一张糯米纸盖在粉末上，再将瓶盖轻轻地盖在瓶口上，小心盖紧，注意不要使大苏打粉末散落在瓶内。

（4）将可口可乐瓶用力一摇，很快一瓶“可乐”变成了无色透明的“雪碧”。

【说明】这种“可口可乐”不会可口，“雪碧”也不会令人清爽，它们绝对不能饮用。

练一练：

1．硫代硫酸钠俗称“大苏打”，“苏打三姐妹”中的另外2个“苏打”、“小苏打”分别是什么物质？

2．酒精的作用是什么？

参考答案

1．苏打是碳酸钠，小苏打是碳酸氢钠。

2．由于碘在水中的溶解度小，用酒精作溶剂，一方面可以和碘相溶，另一方面酒精与

水互溶。

重点突破

一、直击考点：

考点一 对水的电离平衡的考查

该考点经常结合弱电解的电离平衡、水解平衡来考查，多以选择题形式出现。 影响水的电离平衡的因素：

1．温度：升高温度，促进水的电离平衡向右移动，OH －

和H +

浓度都增大，但仍相等，所以显中性。100℃时，Kw=5.5×10-13

。

2．加入酸或碱：在水中加入的酸或碱，即增大c(H +

)或(OH －

)，抑制水的电离，电离平衡向左移动，水本身电离出的H +

和OH －

浓度减小，但仍相等。

3．加入活泼金属（钠、钾等）：在水中加入钠、钾等活泼金属，H 2O H ++OH －

，

2Na+2H +

=2Na +

+H 2↑，促进水电离平衡向正向移动，电离出的OH －

增多。

4．加入能水解的盐：促进水的电离。 【例1】25 ℃时，水的电离达到平衡：H 2O H ＋＋OH －

△H ＞0，下列叙述正确的

是（ ）

A ．向水中加入稀氨水，平衡逆向移动，c (OH －

)降低 B ．向水中加入少量固体硫酸氢钠，c (H ＋

)增大，K W 不变 C ．向水中加入少量固体CH 3COONa ，平衡逆向移动，c (H ＋

)降低 D ．将水加热，K W 增大，pH 不变

【点评】对于选项A 要正确理解勒夏特列原理中“减弱”两字的含义。

【例2】已知液氨的性质与水相似，25 ℃时，NH

3＋NH 3 NH 4＋ ＋NH 2－ ，NH 4＋

离子的平衡

浓度为1×10

－15

mol/L ，则下列说法中正确的是( )

A ．在液氨中加入NaNH 2可使液氨的离子积变大

B ．在液氨中加入NH 4Cl 可使液氨的离子积减小

C ．在此温度下液氨的离子积为1×10

－30

D ．在液氨中放入金属钠，平衡不会移动

考点二 对溶液pH 计算的考查

本考点多在选择题中某一选项中出现，有时也在填空题中出现，考查pH 的计算。 1．总的原则

（1）若溶液为酸性，先求c (H ＋

)，再求pH ； （2）若溶液为碱性，先求c (OH －

)，再由c (H ＋

)＝()

W K c OH -，求c (H ＋

)，最后求pH 。 2．单一溶液的pH

（1）强酸溶液：c(酸)→c(H +

)→pH=－lg ｛c(H +

)｝

如0.05 mol·L -1

的H 2SO 4中c(H +

)=0.1 mol·L -1

，pH=－lg 0.1=1。 （2）强碱溶液：c(碱)→c(OH －

)→c(H +

)→pH=－lg ｛c(H +

)｝

如0.05 mol·L -1

的Ba(OH)2中c(OH －

)=0.1 mol·L -1

，c(H +

)=141

1010

--=10-13 mol·L -1

，pH=-lg10-13

=13。

3．关于两强（强酸或强碱）混合、稀释pH 的计算

（1）两强酸混合、稀释（用水稀释强酸时，可以认为水中的c(H +

)=0）

先算c 混(H +

)，再算pH ，c 混(H +

)=1122

12

()()c H V c H V V V ++++。

（2）两强碱混合、稀释（用水稀释强碱时，可以认为水中的c(OH －

)=0）

先算c 混(OH －

)，再算c 混(H +

)，最后算pH ，c 混(OH －

)=1122

12

()()c OH V c OH V V V --++。

4．强酸强碱混合，其中一种物质过量的pH 的计算

（1）酸过量时，先求c 混(H +

)，再求pH ，c 混(H +

)=1122

12

()()c H V c OH V V V +--+。

（2）碱过量，先算c 混(OH －

)，再算c 混(H +

)，最后算pH ，c 混(OH －

)=2211

12

()()c OH V c H V V V -+-+。

5．关于两强（强酸或强碱）溶液等体积混合，且pH 相差2个或2个以上单位时的pH 的计算：

①若混合前，pH 小＋pH 大≥15时，pH 混=pH 大－0.3 ②若混合前，pH 小＋pH 大=14时，pH 混=7

③若混合前，pH 小＋pH 大≤13时，pH 混=pH 小＋0.3 【例3】已知在100℃下，水的离子积K W ＝1×10－12

，下列说法正确的是（ ）

A ．0.05 mol·L －1

的H 2SO 4溶液pH ＝1 B ．0.001 mol·L －1的NaOH 溶液pH ＝11

C ．0.005 mol·L －1

的H 2SO 4溶液与0.01 mol·L －1

的NaOH 溶液等体积混合，混合后溶 液pH 为6，溶液显酸性

D ．完全中和pH ＝3的H 2SO 4溶液50 mL ，需要pH ＝11的NaOH 溶液

50 mL

【例4】室温时，下列混合溶液的pH 一定小于7的是（ ）

A ．pH ＝3的盐酸和pH ＝11的氨水等体积混合

B ．pH ＝3的盐酸和pH ＝11的氢氧化钡溶液等体积混合

C ．pH ＝3的醋酸和pH ＝11的氢氧化钡溶液等体积混合

D ．pH ＝3的硫酸和pH ＝11的氨水等体积混合

考点三对中和滴定原理及误差分析的考查

本考点多以中和滴定原理为基础，考查氧化还原反应原理等实验操作，多以实验题形式出现。

中和滴定是中学化学重要的定量实验，迁移能力强，拓展空间大，可以与沉淀反应、氧化还原反应、络合反应联系起来命题。

以标准溶液A滴定未知浓度的B溶液为例，依据：c(B)=c(A)?V(A，aq)/V(B，aq)。

先分析每种操作方法引起哪个量变化，后根据公式综合判断对B溶液浓度的影响：

I．造成测定结果偏大（实际浓度小）的错误操作有：

①滴定管用蒸馏水洗后，未用标准液润洗；②锥形瓶用蒸馏水洗涤后，又用待测液润洗；

③滴定管尖端部分的气泡未赶尽就进行滴定；④滴定前俯视，滴定后仰视；⑤滴定时溶液流速快，成线状流入锥形瓶，而不是逐滴滴下，滴定到终点后没有停半分钟就立即读数；⑥滴定过程中有标准液沾在锥形瓶内壁上，而未用蒸馏水冲洗下去。

II．造成测定结果偏小（实际浓度大）的错误操作有：

①量取待测液的滴定管用蒸馏水冲洗后，未用标准溶液润洗就去移取待测液；②锥形瓶未洗净，残留少量与待测液溶质起反应的物质；③滴定前仰视，滴定后俯视；④滴定终止半分钟内，溶液又呈现滴定前的颜色。

【例5】现用邻苯二甲酸氢钾标准溶液来测定NaOH溶液的浓度。用氢氧化钠溶液来滴定邻苯二甲酸溶液时有下列操作：

①向溶液中加入1~2滴指示剂②取20mL标准溶液放入锥形瓶中

③用氢氧化钠溶液滴定至终点④重复以上操作

⑤用天平精确称取5.105 g邻苯二甲酸氢钾（相对分子质量为204.2）固体配成250 mL 标准溶液（测得pH约为4.2）。

⑥ 根据实验数据计算氢氧化钠的物质的量浓度.

（1）以上各步中，正确的（填序号）操作顺序是 ________________ ，上述②中使用的仪器除锥形瓶外，还需要使用的仪器是＿＿＿＿＿＿＿＿，使用＿＿＿＿＿＿作指示剂。 （2）滴定，并记录NaOH 的终读数。重复滴定几次，数据记录如下表：

某同学在处理数据过程中计算得到平均消耗NaOH 溶液的体积为：

19.9820.0020.8020.02

()4

V NaOH +++=

=20.20mL

他的计算合理吗？理由是_______________

__________________________________________________。

通过仪器测得第4次滴定过程中溶液pH 随加入氢氧化钠溶液体积的变化曲线如图所示，则a____20.02（填“＞”、“＜”或“＝”）

（3）步骤②中在观察滴定管的起始读数时，要使滴定管的尖嘴部分充满溶液，如果滴定管内部有气泡，赶走气泡的操作 。

滴定前，用蒸馏水洗净碱式滴定管，然后加待测定的氢氧化钠溶液滴定，此操作对实验结果______（填“偏大”、“偏小”或“无影响”）

二、走出误区：

误区一 某溶液的pH ＝7，误认为该溶液一定为中性溶液

因温度不确定故pH ＝7的溶液不一定显中性，若温度超过25℃，pH ＝7的溶液呈碱性。

同理，pH=6的溶液不一定呈酸性。溶液呈酸性还是呈碱性，取决于溶液中c(OH－)和c(H＋)的相对大小。

【例1】下列溶液肯定显酸性的是（）

A．含H＋的溶液 B．能与活泼金属反应生成H2的溶液

C．pH＜7的溶液 D．c(OH－)＜c(H＋)的溶液

错解：C

原因：因为pH<7，所以溶液呈酸性。

正解：D

原因：A项中任何溶液中既含有H＋又含有OH－，故A项错误；B项中Al可与强碱溶液反应放出H2，故B项错误；C项中温度高于室温时，水溶液的pH＜7，但溶液仍为中性，故C 项错误；c(OH－)＜c(H＋)时溶液才显酸性，故D项正确。

误区二溶液无限稀释后pH的计算

1．对于强酸溶液，c(H+)每稀释10n倍，pH增大n个单位（但最后溶液的pH不超过7）。 2．对于强碱溶液，c(OH－)每稀释10n倍，pH减小n个单位（但最后溶液的pH不小于7）。

3．对于pH或物质的量浓度相同的强酸与弱酸（或强碱与弱碱），稀释相同倍数时，强酸的pH增大得较多（或强碱pH减小得较多）。

特别注意：浓度较大的强酸、强碱水溶液中水的电离可以忽略，当pH接近7时，水的电离不能忽略。酸性溶液加水无限稀释，pH只能接近于7，仍小于7。

【例2】将pH为5的硫酸溶液稀释500倍，稀释后溶液中c(SO2－4)∶c(H＋)约为（）A．1∶1 B．1∶2 C．1∶10 D．10∶1

错解：B

原因：H2SO4中H＋、SO42-数目比为1∶2。

正解：C

原因：pH＝5的硫酸溶液中，c(H＋)＝10－5mol·L－1，c(SO2－4)＝5×10－6mol·L－1。将此溶液稀释500倍后，稀释液中c(SO2－4)＝1×10－8mol·L－1，而c(H＋)趋近于1×10－7mol·L －1，则c(SO2－

c(H＋)约为1∶10，故C项正确。本题若不能很好地理解酸、碱溶液稀释的

4)∶

pH计算，则很容易误选B。

巩固复习

1．下列实验中所选用的仪器合理的是（）

①用50 mL量筒量取5.2 mL稀硫酸②用分液漏斗分离苯和四氯化碳的混合物③用托盘天平称量11.7 g氯化钠晶体④用碱式滴定管取23.10 mL溴水⑤用瓷坩埚灼烧各种钠的

化合物⑥用250 mL容量瓶配制250 mL 0.2 mol·L－1的NaOH溶液

A．①②④ B．②③④⑥ C．③⑥ D．③⑤⑥

2．弱酸HＹ溶液的pH=3.0，将其与等体积水混合后的pH范围是（已知lg2=0.3）（）A．3.0～3.3 B．3.3～3.5 C．3.5～4.0 D．3.7～4.3

2．A解析：若是pH=3.0的强酸与等体积的水混合，pH=3.3，稀释后促进弱酸的电离，pH<3.3，故A项正确。

3．将纯水加热至80℃，下列叙述正确的是（）

A．水的离子积不变 B．水的pH变小，呈酸性

C．水的pH变大，呈中性D．水中c(H+) = c(OH－)>1×10—7mol/L

3．D解析：水的电离是吸热过程，升温促进电离，c(H+)和c(OH－)同等程度增大，所以K W 增大，pH减小，但溶液中c(H+) = c(OH－)，呈中性。

4．实验室现有3种指示剂，其pH变色范围如下：

甲基橙：3.1～4.4 石蕊：5.0～8.0 酚酞：8.2～10.0

用0.1000 mol/L NaOH溶液滴定未知浓度的CH3COOH溶液，恰好完全反应时，下列叙述中正确的是（）

A．溶液呈中性，可选用甲基橙或酚酞作指示剂

B．溶液呈中性，可选用石蕊作指示剂

C．溶液呈碱性，可选用甲基橙或酚酞作指示剂

D．溶液呈碱性，可选用酚酞作指示剂

5．下列叙述正确的是（）

A．95 ℃纯水的pH＜7，说明加热可导致水呈酸性

B．pH = 3的醋酸溶液，稀释至10倍后pH = 4

C．0.2 mol·L－1的盐酸，与等体积水混合后pH = 1

D．pH = 3的醋酸溶液，与pH = 11的氢氧化钠溶液等体积混合后pH = 7

6．现有常温时pH＝1的某强酸溶液10 mL，下列操作能使溶液的pH变成2的是（）A．加入10 mL 0.01 mol·L－1的NaOH溶液

B．加入10 mL 的水进行稀释

C．加水稀释成100 mL

D．加入10 mL 0.01 mol·L－1的盐酸溶液

6．C解析：pH增大1，说明c(H＋)为原来的1/10，故C项正确。

7．酸碱中和滴定常用于测定酸、碱溶液的浓度，在正式测定前，常常用已知浓度的酸（或碱）滴定未知浓度的碱（或酸），测定滴定曲线，然后选择合适的指示剂指示滴定终点，以保证数据的准确性，如用0.1000 mol·L－1 NaOH溶液滴定20.00 mL0.1000 mol·L－1醋酸（CH3COOH ）溶液，有关数据记录如下表：

9.7

（1）根据本题数据，确定pH的突变范围是________。

（2）下列指示剂中适合于本实验的是________（填字母）。

A．甲基橙B．石蕊

C．酚酞 D．甲基橙或酚酞

（3）可用酸式滴定管准确量取0.1000 mol/L的醋酸，在调节酸式滴定管的起始读数时，要使滴定管的尖嘴部分充满醋酸，如果滴定管内部有气泡，赶走气泡的操作是________。（4）滴定过程中，眼睛应重点观察________________________。

7．（1）7.74～9.70 （2）C （3）快速放液（4）锥形瓶内溶液颜色的变化

提高训练

8．下列说法正确的是（）

A．25 ℃时NH4Cl溶液的K W大于100 ℃时NaCl溶液的K W

B．4℃时，纯水的pH＝7

C．由水电离的c(H＋)＝1×10－14mol·L-1的溶液中：Ca2＋、K＋、Cl－、HCO－3能大量共存

D．c(H＋)/c(OH－) = 1012的溶液中：NH4＋、Al3＋、NO3－、Cl－

9．下列说法正确的是（）

A．根据溶液的pH与溶液酸碱性的关系，推出pH＝6.8的溶液一定显酸性

B．100 ℃时，将pH＝2的盐酸与pH＝12的NaOH溶液等体积混合，溶液显中性

C．25℃时，某物质的溶液pH＜7，则该物质一定是酸或强酸弱碱盐

D．25℃时，pH＝4.5的番茄汁中c(H＋)是pH＝6.5的牛奶中c(H＋)的100倍

10．下列叙述正确的是（）

A．某醋酸溶液的pH＝a，将此溶液稀释1倍后，溶液的pH＝b，则a＞b

B．在滴有酚酞溶液的氨水里，加入NH4Cl至溶液恰好无色，则此时溶液的pH＜7

C．1.0×10－3 mol/L盐酸的pH＝3.0，1.0×10－8 mol/L盐酸的pH＝8.0

D．若1 mL pH＝1的盐酸与100 mL NaOH溶液混合后，溶液的pH＝7，则NaOH溶液的

pH＝11

10．D解析：A项中酸稀释后，pH增大，即b＞a，故A项错误；B项中酚酞的变色范围是：pH＜8（无色）、8.0～10.0（浅红）、pH＞10（红色），现无色，则pH＜8，但pH不一定小于7，在7～8之间也是无色，故B项错误；C项中酸虽稀，但pH仍小于7，故C项错误；

D项中〖方法一〗直接代入计算：1 mL×0.1 mol·L－1= 100 mL×c(OH－)，得c(OH－) = 10－3mol·L－1，故pH(NaOH) = 11，故D项正确；〖方法二〗推导法：酸与碱等物质的量，从体积看出，强酸比强碱浓100倍，所以pH(酸)＋pH(碱) = 12，故pH(碱) = 11；〖方法三〗设强酸pH＝a，体积为V1，强碱的pH＝b，体积为V2，则有10－a·V1 ＝ 10－(14－b)·V2 → V1/V2＝10(a＋b－14)，由于已知V1/V2＝10－2，又知a＝1，所以b＝11，故D项正确。

11．实验室用标准盐酸来测定某NaOH溶液的浓度，甲基橙作指示剂，下列操作中可能使测定结果偏低的是（）

A．酸式滴定管未用标准盐酸润洗

B．开始时酸式滴定管尖嘴部分有气泡，滴定后气泡消失

C．锥形瓶内溶液颜色变化由黄色变橙色，立即记下滴定管液面所在刻度

D．盛NaOH溶液的锥形瓶滴定前用NaOH溶液润洗2～3次

12．已知NaHSO4在水中的电离方程式为：NaHSO4 = Na+ + H+ + SO42－。某温度下，向pH=6的

蒸馏水中加入NaHSO4晶体，保持温度不变，测得溶液的pH为2。下列对该溶液的叙述中，

不正确

．．．的是（）

A．该温度高于25℃

B．由水电离出来的H+的浓度是1.0×10－12mol·L－1

C．NaHSO4晶体的加入抑制了水的电离

D．该温度下加入等体积pH为12的NaOH溶液可使该溶液恰好呈中性

13．中学化学实验中，淡黄色的pH试纸常用于测定溶液的酸碱性。在25℃时，若溶液的pH ＝7，试纸不变色；若pH＜7，试纸变红色；若pH＞7，试纸变蓝色。要精确测定溶液的pH，需用用pH计。pH计主要通过测定溶液中H＋的浓度来测定溶液的pH。已知100℃时，水的离子积常数K W＝1×10－12。

（1）已知水中存在如下平衡：H 2O＋H2O H3O＋＋OH－ΔH＞0，现欲使平衡向右移动，且所得溶液呈酸性，选择的方法是__________（填字母）。

A．向水中加入NaHSO4 B．向水中加入Cu(NO3)2

C．加热水至100℃ D．在水中加入(NH4)2SO4

（2）现欲测定100℃沸水的pH及酸碱性，若用pH试纸测定，则试纸显______色，呈______性（填“酸”、“碱”或“中”）；若用pH计测定，则pH________7（填“＞”、“＝”或“＜”），呈________性（填“酸”、“碱”或“中”）。

14．实验室常利用甲醛法测定(NH4)2SO4样品中氮的质量分数，其反应原理为：

4NH4＋＋6HCHO =3H＋＋6H2O＋(CH2)6N4H＋（滴定时，1 mol (CH2)6N4H＋与 l mol H＋相当），然后用NaOH标准溶液滴定反应生成的酸。某兴趣小组用甲醛法进行了如下实验：

步骤I 称取样品1.500 g；

步骤II 将样品溶解后，完全转移到250 mL容量瓶中，定容，充分摇匀；

步骤III 移取25.00 mL样品溶液于250 mL锥形瓶中，加入10 mL 20％的中性甲醛溶液，摇匀、静置5 min后，加入1~2滴酚酞试液，用NaOH标准溶液滴定至终点。按上述操作方法再重复2次。

（1）根据步骤III 填空：

①碱式滴定管用蒸馏水洗涤后，直接加入NaOH标准溶液进行滴定，则测得样品中氮

的质量分数________（填“偏高”、“偏低”或“无影响”）。

②锥形瓶用蒸馏水洗涤后，水未倒尽，则滴定时用去NaOH标准溶液的体积_______（填“偏大”、“偏小”或“无影响”）。

③滴定时边滴边摇动锥形瓶，眼睛应观察____________。

A．滴定管内液面的变化 B．锥形瓶内溶液颜色的变化

④滴定达到终点时，酚酞指示剂由_________色变成_________色。

（2）滴定结果如下表所示：

若NaOH标准溶液的浓度为0.1010 mol·L－1，则该样品中氮的质量分数为_______。14．（1）①偏高②无影响③B ④无粉红（或浅红）（2）18.85%

15．下表是不同温度下水的离子积数据：

试回答以下问题：

（1）若25＜t1＜t2，则α________(填“＜”、“＞”或“＝”)1×10－14，作出此判断的理由是________________________________________________。

（2）25℃下，某Na2SO4溶液中c(SO2－4)＝5×10－4mol·L－1，取该溶液1 mL，加水稀释至10 mL，则稀释后溶液中c(Na＋)∶c(OH－)＝________。

（3）t2℃下，将pH＝11的苛性钠溶液V1 L与pH＝1的稀硫酸V2 L混合（设混合后溶液的体积为原两溶液体积之和），所得混合溶液的pH＝2，则V1∶V2＝________.此溶液中各种离子的浓度由大到小的排列顺序是________________________。

16．已知水在25℃和95℃时，其电离平衡曲线如下图所示：

（1）则25℃时水的电离平衡曲线应为________(填“A”或“B”)，请说明理由_____________________________________。

（2）25℃时，将pH＝9的NaOH溶液与pH＝4的H2SO4溶液混合，若所得混合溶液的pH＝7，则NaOH溶液与H2SO4溶液的体积比为___________________。

（3）95℃时，若100体积pH1＝a的某强酸溶液与1体积pH2＝b的某强碱溶液混合后溶液呈中性，则混合前，该强酸的pH1与强碱的pH2之间应满足的关系是

________________________________________________________________________。

（4）曲线B对应温度下，pH＝2的某HA溶液和pH＝10的NaOH溶液等体积混合后，混合溶液的pH＝5。请分析其原因 __________________________________________________

______________________________________________________________________________。16．（1）A 水的电离是吸热过程，温度低时，电离程度较小，c(H＋)、c(OH－)较小

（2）10∶1（3）a＋b＝14或pH1＋pH2＝14 （4）曲线B对应95℃，此时水的离子积为10－12 mol2·L－2，HA为弱酸，HA中和NaOH后，混合溶液中还剩余较多的HA分子，可继续电离出H＋，使溶液pH＝5。

水的电离和溶液的pH值教学设计

水的电离和溶液的pH值教学设计Teaching design of water ionization and pH v alue of solution

水的电离和溶液的pH值教学设计 前言：小泰温馨提醒，化学是自然科学的一种，主要在分子、原子层面，研究物质的组成、性质、结构与变化规律，创造新物质。是一门以实验为基础在原子层次上研究物质的组成、结构、性质、及变化规律的自然科学。本教案根据化学课程标准的要求和针对教学对象是 高中生群体的特点，将教学诸要素有序安排，确定合适的教学方案的设想和计划、并以启 迪发展学生智力为根本目的。便于学习和使用，本文下载后内容可随意修改调整及打印。 教学目标了解水的电离和水的离子积； 了解溶液的酸碱性和pH值的关系 掌握有关pH值的简单计算。培养学生的归纳思维能力 及知识的综合应用能力。 通过酸、碱对水的电离平衡的影响的讨论，培养学生运 用所学的电离理论，独立分析问题、解决问题的能力。 通过pH的教学，培养学生的计算能力，并对学生进行 科学方法教育。对学生进行对立统一及事物间相互联系与相互制 约的辩证唯物主义观点的教育。教学建议 教材分析 本节的第一部分重点介绍水的电离和水的离子积常数，是对 上一节电离平衡的具体应用，同时又为接下来学习溶液酸碱性作 必要的准备。一开始，教材根据水有微弱导电性的实验结论，说 明水是极弱的电解质，突出了化学研究以实验事实为依据的原则。然后，应用电离平衡理论，用电离平衡常数推导出水的离子积常

数，使水的离子积常数的概念有了充分的理论依据，也反映了两个常数之间的内在联系，便于学生理解温度、浓度等外界条件对水的离子积常数的影响。 本节的第二部分为溶液的酸碱性和pH。教材首先指出常温下即便是在稀溶液中，水的离子积仍然是一个常数，由此进一步说明c（H+）和c（OH－）的相对大小是决定溶液的酸碱性的根本原因。在具体分析了溶液的酸碱性和c（H+）、c（OH－）的关系之后，结合实际说明了引入pH的必要性，这也为后面讨论pH的范围埋下了伏笔。在给出了pH的表达式之后，教材随即介绍了pH 的简单计算，并在分析计算结果的基础上讨论了溶液的酸碱性和pH的关系，最后强调了pH的应用范围。 从教材编排的看，整节内容环环相扣、层层递进，成为一个前后紧密联系的整体。 教材还安排了“资料”和“阅读”，这不仅可以丰富学生的知识，更有利于培养学生理论联系实际的良好学习习惯。 还应注意的是，根据新的国家标准，教材将“pH值”改称为“pH”。教学中要以教材为准，不可读错。 教法建议 迁移电离平衡理论学习水的电离。可以提出这样的问题“实验证明水也有极弱的导电性，试分析水导电的原因”，以问题引

水的电离和溶液的PH值

第三节水的电离和溶液的PH值（第1课时） 班级姓名 一、填空题 1、水是一种（强、弱）电解质，因而任何水溶液中都既有H+又有OH-离子，氯水中的微粒有。 2、25℃时，纯水电离出的[H+]=[OH-]= mol/L，在一定温度下，水电离出的[H+]与[OH-]的乘积是一个常数，我们把它叫做水的常数，用表示。 3、PH值与[H+]关系是。 4、25℃时，往纯水中加入几滴硫酸：⑴水的电离度将，原因是 ；⑵H+浓度将；⑶水的离子积将，原因是。 5、把纯水加热，水的电离度将，H+浓度将；PH值将，原因 是。 二、选择题 6、下列说法正确的是[ C ] A、含有H+的溶液一定是酸性溶液 B、PH大于7的溶液一定是酸性溶液 C、[H+]=[OH-]的溶液一定是中性溶液 D、25℃时，无水乙醇的PH值等于7 7、下列说法正确的是[ D ] A、纯水的PH值一定等于7 B、[H+]大于10-7mol/L的溶液一定是酸性溶液 C、PH=2的溶液中[H+]是PH=1的溶液的两倍 D、[H+]=2×10-7mol/L的溶液可能是中性溶液 8、常温下，0.1mol/L某一元弱碱的电离度为1％，此时该碱溶液的PH [ C ] A、3 B、10 C、11 D、13 9、常温下，某一元弱酸的溶液中，弱酸的电离度为α，溶液的PH值=1-lgα，则该溶液 的初始浓度为[ A ] A、0．1mol/L B、0．01mol/L C、1mol/L D、无法确定 10、有甲乙两种溶液，甲溶液的PH值是乙溶液的两倍，则甲溶液中的[H+]与乙溶液中的[H+] 的关系是[ D ] A、2∶1 B、100∶1 C、1∶100 D、无法确定 11、25℃时，在0．01mol/L的硫酸溶液中，水电离出的[H+]是[ A ] A、5×10-13mol/L B、0．02mol/L C、1×10-7mol/L D、1×10-12mol/L

水的电离和溶液的pH教学设计方案

水的电离和溶液的pH 教学设计方案 课题：水的电离和溶液的pH 值 重点：水的离子积，)(H +c 、pH 与溶液酸碱性的关系。 难点：水的离子积，有关pH 的简单计算。 教学过程 引言： 在初中我们学习了溶液的酸、碱度可用pH 值表示，这是为什么呢？为什么可以用pH 表示溶液的酸性，也可以表示溶液的碱性？唯物辩证法的宇宙观认为：“每一事物的运动都和它周围的其他事物相互联系着和相互影响着。”物质的酸碱性是通过水溶液表现出来的，所以，先研究水的电离。 1．水的电离 ［实验演示］用灵敏电流计测定纯水的导电性。 现象：灵敏电流计指针有微弱的偏转。 说明：能导电，但极微弱。 分析原因：纯水中导电的原因是什么？ 结论：水是一种极弱电解质，存在有电离平衡： O H O H 22+-++OH O H 3 O H 2-++OH H 在25℃时，1L 纯水中（即55.56mol/L ）测得只有mol/L 1017 -?的O H 2发生电离。 （1）请同学生们分析：该水中)(H + c 等于多少？)(OH - c 等于多少？)(H + c 和)(OH - c 有什么关系？ ①mol/L 101)H (7 -+ ?=c ②mol/L 101)OH (7 -- ?=c ③mol/L 101)(OH )H (7 -- + ?==c c （2）水中 mol/L 101)(OH )H (7--+?=?c c 147101mol/L 101--?=? 这个乘积叫做水的离子积，用w k 表示。 14w 101)(OH )H (--+?=?=c c k （3）请同学从水的电离平衡常数推导水的离子积K 。

水的电离和溶液的酸碱性笔记

水 溶 液 中 的 离 子 平 衡 （笔记） 一、水的电离： 1． 水是一种极弱的电解质，水的电离是永恒存在的。只要是水溶液，不要忽略H + 和 OH –的同时存在，注意不是大量共存。 （1）水分子能够发生电离，存在有电离平衡： H 2O+H 2O H 3O + ＋ OH – 简写为 H 2O H + ＋ OH – （2）水分子发生电离后产生的离子分别是H 3O + 和OH – （3）发生电离的水分子所占比例很小 根据水的电离平衡，写出相应的平衡常数表达式 应有K 电离＝ 室温时，1L 纯水中（即55.56mol/L ）测得只有1×10-7molH 2O 发生电离，电离前后H 2O 的物质的量几乎不变，故c (H 2O)可视为常数，上式可表示为：c (H +)·c (OH –)＝K 电离·c (H 2O) K 电离与常数c (H 2O)的积叫做水的离子积常数，用K W 表示 2．水的离子积： 一定温度下，无论是稀酸、稀碱或盐溶液中室温时K W ＝c (H +)·c (OH –) =1×10-14 水的电离是个吸热过程，故温度升高，水的K W 增大。同样K W 只与温度有关。 归纳： ①电离常数是表示弱电解质电离趋势的物理量。K 值越大，电离趋势越大。 ②一种弱电解质的电离常数只与温度有关，而与该弱电解质的浓度无关。 ③电离常数随温度升高而增大。室温范围温度对电离常数影响较小，可忽略 ④水的离子积不仅适用于纯水，也适用于酸、碱、盐稀溶液 ⑤任何溶液中由水电离的c (H +)与c (OH –)总是相等的 3．影响水的电离平衡的因素：酸、碱、水解盐等。 二、溶液的酸碱性和pH 1． 常温pH=7（中性） pH ＜7 （酸性） pH ＞7（碱性） 2．pH 测定方法：pH 试纸、酸碱指示剂、pH 计 3．溶液pH 的计算方法 （1）酸溶液： n (H +)→c(H +)→pH c (H +)·c (OH -) c (H 2O)

水的电离和溶液的pH值教案

水的电离和溶液的pH值 教学目标 知识目标 了解水的电离和水的离子积； 了解溶液的酸碱性和pH值的关系 掌握有关pH值的简单计算。 能力目标 培养学生的归纳思维能力及知识的综合应用能力。 通过酸、碱对水的电离平衡的影响的讨论，培养学生运用所学的电离理论，独立分析问题、解决问题的能力。 通过pH的教学，培养学生的计算能力，并对学生进行科学方法教育。 情感目标 对学生进行对立统一及事物间相互联系与相互制约的辩证唯物主义观点的教育。 教学建议 教材分析 本节的第一部分重点介绍水的电离和水的离子积常数，是对上一节电离平衡的具体应用，同时又为接下来学习溶液酸碱性作必要的准备。一开始，教材根据水有微弱导电性的实验结论，说明水是极弱的电解质，突出

了化学研究以实验事实为依据的原则。然后，应用电离 平衡理论，用电离平衡常数推导出水的离子积常数，使 水的离子积常数的概念有了充分的理论依据，也反映了 两个常数之间的内在联系，便于学生理解温度、浓度等 外界条件对水的离子积常数的影响。 本节的第二部分为溶液的酸碱性和pH。教材首先指 出常温下即便是在稀溶液中，水的离子积仍然是一个常数，由此进一步说明c(H+)和c(OH－)的相对大小是决定溶液的酸碱性的根本原因。在具体分析了溶液的酸碱性 和c(H+)、c(OH－)的关系之后，结合实际说明了引入pH 的必要性，这也为后面讨论pH的范围埋下了伏笔。在给出了pH的表达式之后，教材随即介绍了pH的简单计算，并在分析计算结果的基础上讨论了溶液的酸碱性和pH的关系，最后强调了pH的应用范围。 从教材编排的看，整节内容环环相扣、层层递进， 成为一个前后紧密联系的整体。 教材还安排了“资料”和“阅读”，这不仅可以丰 富学生的知识，更有利于培养学生理论联系实际的良好 学习习惯。 还应注意的是，根据新的国家标准，教材将“pH值”改称为“pH”。教学中要以教材为准，不可读错。 教法建议

2020-2021高中化学人教版选修4课后习题：第三章 第二节 第1课时 水的电离和溶液的酸碱性

第二节水的电离和溶液的酸碱性 第1课时水的电离和溶液的酸碱性 基础巩固 1常温下,在0.1 mol·L-1 CH3COOH溶液中,水的离子积是() A.1.0×10-14 B.1.0×10-13 C.1.32×10-14 D.1.32×10-15 答案:A 2纯水在80 ℃时的pH() A.等于7 B.大于7 C.小于7 D.无法确定 答案:C 325 ℃时,水的电离达到平衡:H2O H++OH- ΔH>0,下列叙述正确的是() A.向水中加入稀氨水,平衡逆向移动,c(OH-)降低 B.向水中加入少量固体硫酸氢钠,c(H+)增大,K W不变 C.向水中加入少量固体CH3COONa,平衡逆向移动,c(H+)降低 D.将水加热,K W增大,pH不变 答案:B 4常温下,在0.01 mol·L-1 H2SO4溶液中,水电离出的氢离子浓度是() A.5×10-13 mol·L-1 B.0.02 mol·L-1 C.1×10-7 mol·L-1 D.1×10-12 mol·L-1 答案:A 5下列关于水的离子积常数的叙述中,正确的是() A.因为水的离子积常数的表达式是K W=c(H+)·c(OH-),所以K W随溶液H+和OH-浓度的变化而变化 B.水的离子积常数K W与水的电离常数K电离是同一个物理量 C.水的离子积常数仅仅是温度的函数,随着温度的变化而变化 D.水的离子积常数K W与水的电离常数K电离是两个没有任何关系的物理量 解析:水的离子积常数K W=K电离·c(H2O),一定温度下K电离和c(H2O)都是不变的常数,所以K W仅仅是温度的函数。水的离子积常数的表达式是K W=c(H+)·c(OH-),只要温度一定,K W是常数,溶液中H+的浓度变大,OH-的浓度就变小,反之亦然。 答案:C 6下列说法正确的是() A.水的电离方程式:H2O H++OH-

水的电离和溶液的酸碱性知识点

知识点一 水的电离和水的离子积 一、水的电离 1.电离平衡和电离程度 ①水是极弱的电解质，能微弱电离： H 2O+H 2O H 3O ++OH -，通常简写为H 2O H ++OH -；ΔH >0 ② 实验测得：室温下1LH2O （即55.6mol ）中只有1×10-7mol 发生电离，故25℃时，纯水中c(H + )=c(OH -)=1×10-7 mol/L ，平衡常数O) c(H ) c(OH )c(H K 2-?= +电离 2.影响水的电离平衡的因素 （1）促进水电离的因素： ①升高温度：因为水电离是吸热的，所以温度越高K 电离越大。 c(H +)和c(OH -)同时增大，K W 增大，但c(H +)和c(OH -)始终保持相等，仍显中性。 纯水由25℃升到100℃，c(H +)和c(OH -)从1×10-7mol/L 增大到1×10-6mol/L(pH 变为6)。 ②加入活泼金属 向纯水中加入活泼金属，如金属钠，由于活泼金属可与水电离产生的H ＋ 直接发生置换反应，产生H 2，使水的电离平衡向右移动。 ③加入易水解的盐 由于盐的离子结合H +或OH -而促进水的电离，使水的电离程度增大。温度不变时，K W 不变。 ④电解 如用惰性电极电解NaCl 溶液、CuSO 4溶液等。 （2）抑制水电离的因素： ①降低温度。 ②加入酸、碱、强酸酸式盐。 向纯水中加酸和强酸酸式盐（NaHSO4）能电离出H+、碱能电离出OH-，平衡向左移动，水的电离程度变小，但K W 不变。 练习：影响水的电离平衡的因素可归纳如下： 1. 水的离子积 （1）概念：因为水的电离极其微弱，在室温下电离前后n(H2O)几乎不变，因此c （H2O ）可视为常数，则在一定温度时，c(H +)与c(OH -)=K 电离c(H2O)的乘积是一个常数，称为水的离子积常数，简称水的离子积。 K W =c(H +)·c(OH -)，25℃时，K W =1×10-14(无单位)。 注意： ①K W 只受温度影响，水的电离吸热过程，温度升高，水的电离程度增大，K W 增大。与c(H+)、c(OH-)无关. 25℃时K W =1×10-14，100℃时K W 约为1×10-12。 ②水的离子积不仅适用于纯水，也适用于其他稀溶液。不论是纯水还是稀酸、碱、盐溶液，只要温度不变，K W

水的电离和溶液的pH值

水的电离和溶液的pH值 1、从水的电离平衡去了解水的电离和水的离子积 2、了解溶液的酸碱性和pH的关系 3、掌握纯水及溶液中离子浓度及溶液PH、离子积常数的有关计算及换算。 教学重点：水的离子积、c(H+)、溶液酸碱性和溶液pH的关系 教学难点：水的离子积、有关溶液PH的简单计算 教学方法：采用类比、推理法，讲解、练习、归纳、巩固 教学过程： ［引入］水是不是电解质？只有通过实验才能测定，但是由于纯水不容易得到，对于纯水的导电性无法在现有的条件下进行，好在有精确的实验结果告诉我们，水是一种极弱的电解质，他能微弱的电离（几乎不导电）。 ［板书］一、水的电离 水是极弱的电解质，发生微弱的电离。 H2O + H2O H3O+ + OH-简写： H2O H+ + OH- 实验测定：25℃ c(H+) = c(OH－) = 1×10－7mol/L 100℃ c(H+) = c(OH－) = 1×10－6mol/L ［讲述］可见水的电离程度是很小的。在一定温度时，c(H+)与c(OH－)的乘积是一个常数，通常我们把它写作Kw，叫水的离子积常数。 ［板书］二、水的离子积常数（Kw） 实验测定：25℃ Kw ＝ c(H+)·c(OH－)=1（定值）（省去单位）

100℃Kw ＝ c(H+)·c(OH－)=1 ［板书］影响因素：温度越高，Kw越大，水的电离度越大。 ［讲述］对于中性水，尽管Kw,电离度增大，但仍是中性水，c(H+)= c(OH－). 既然酸溶液中有OH-，碱溶液中有H+，那么为什么溶液还有酸、碱之分呢？酸或碱溶液中的OH-和H+浓度之间有什么关系呢？下面我们学习第三个问题。 ［板书］三、溶液的酸碱性 ［讲述］由水的离子积可知，在水溶液中，H+和OH-离子共同存在，无论溶液呈酸性或碱性。由此我们可以进行有关c(H+)、c(OH－)的简单计算。 ［板书］（一）溶液的酸碱性 例： H2O == H+ + OH- NaOH == Na+ + OH- c(OH－)升高， c(H+)下降，水的电离度降低。 H2O == H+ + OH-HCl == H+ + Cl- c(H+)升高，c(OH－)下降，水的电离度降低。 实验证明：在稀溶液中：Kw = c(H+)·c(OH－) 25℃Kw=1［板书］常温下：中性溶液：c(H+)= c(OH－)=1

水的电离和溶液pH值计算

水的电离与溶液pH 值的计算 一、水的电离 水是极弱的电解质，发生微弱的（自偶）电离。 H 2O + H 2O →H 3O + + OH - 简写： H 2O → H + + OH - 实验测定：25℃ c （H +）=c （OH -）=17 10-?mol/L 100℃ c （H +）= c （OH -）= 1610-?mol/L 二、水的离子积（K w ） 实验测定：25℃ K w = c （H +）·c （OH -）=11410 -?（定值）（省去单位） 100℃ K w = c （H +）·c （OH -）=112 10 -? 影响因素： 1）温度：温度越高，K w 越大，水的电离度越大。 对于中性水，尽管K w 温度升高，电离度增大，但仍是中性水，[H +]=[OH -]. 2）溶液酸碱性：中性溶液，c （H +）=c （OH -）=17 10-?mol/L 酸性溶液：c （H +）> c （OH -），c （H +）>1?10-7mol/L c （OH -）<1?10-7mol/L 碱性溶液：c （H +）< c （OH -），c （H +）<1?10-7mol/L c （OH -）>1?10-7mol/L c （H +）越大，酸性越强；c （OH -）越大，碱性越强。 三、溶液pH 值的计算 1.pH 的计算公式： （1）c （H +）=C 酸α酸（弱酸） c （H +）= nC 酸 c （OH -）=C 碱α 碱（弱碱） c （OH -）= nC 碱 (2) K w = c （H +）c （OH -），c （H +）= ）（OH K c w c （OH -）=） （+H Kw c (3) pH=-lgc （H +） pOH=-lgc （OH -） (4) pH + pOH = 14（25℃） 2.酸或碱溶液及稀释后的p H 值的计算(25℃) 1） 酸强碱溶液(单一溶液)p H 值的计算 例1．求0.1mol/L 的H 2SO 4的pH 值。 例2. 0.1mol/L 醋酸溶液中的c （OH -）？（25℃，已知该醋酸的电离度为1.32%）

第二节 水的电离和溶液的pH值

第二节水的电离和溶液的pH值 1、水是极弱的电解质，原因能发生自电离 H 2O+H 2 O H 3 O++OH－简写成H 2 O H++OH －，与其它弱电解质一样，其电离程度大小受温度及酸、碱、盐等影响。 2、水的离子积——纯水及电解质稀溶液中（c≤1mol·L－1）有c(OH－)·c(H+)=K w， K w 只受温度影响，常温时（25℃）K w =1×10－14，温度升高，水的电离程度增大。 K w 亦增大，100℃，K w =1×10－12。 计算题记牢公式c(OH－)·c(H+)=K w计算时看是否是常温，不是常温要看该温度下的K w 值 1．（1）恒温下，向pH=6的蒸馏水中加入2.3g金属钠，充分反应后，再加蒸馏水稀释到1L，所得溶液的pH= 。 （2）向pH=6的CH 3 COOH和c(H+)=10－6mol·L－1的稀盐酸中分别投入大小、质量 相同的金属钠，反应刚开始时，产生H 2 的速率前者与后者相比是 (填选项序号)。 A．一样快 B．前者快 C．后者快 D．无法比较 2．常温下，在0.1 mol·L－1 CH 3 COOH溶液中，水的离子积是（） A．1×10－14 B．1×10－13. C．1.32×10－14D．1.32×10－15. 3．25℃时，pH=2的HCl溶液中，由水电离出的H＋浓度是（）. A．1×10－7mol·L－1B．1×10－12mol·L－1. C．1×10－2mol·L－1D．1×10－14mol·L－1. 4．在25℃时，某稀溶液中由水电离产生的[H+]=10-13mol/L。有关该溶液的叙述正确的是（） A ．该溶液一定呈酸性 B ．该溶液一定呈碱性 C ．该溶液的pH值可能为1 D．该溶液的pH值可能为13 5．90℃时水的离子积K W＝3.8×10－13，该温度时纯水的pH （）A．等于7 B．介于6～7之间. C．大于7 D．无法确定3、溶液的pH （1）表示方法：pH= （适用范围：稀溶液） （2）测定方法：、、 酸碱指示剂：一般选用、 名称变色范围/颜色变色范围/颜色变色范围/颜色 石蕊 酚酞 甲基橙 1．下列溶液一定是碱性的是（） A．溶液中c(OH－)＞c(H＋). B．滴加甲基橙后溶液显红色.

水的电离和溶液的PH值专题

水的电离和溶液的PH 值专题 第一节.电离平衡 1．电离平衡定义 在一定条件下（如温度，浓度），当电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合成分子的速度相等时，电离过程就达到了平衡状态，这叫做电离平衡。 当 子速率离子结合成弱电解质分弱电解质分子电离速率v v 则弱电解质电离处于平衡状态，叫“电离平衡”，此时溶液中的电解质分子数、离子数保持恒定各自浓度保持恒定。 2．电离平衡的特征 “等”：电离速率与离子结合成分子的速率相等。 “定”：离子、分子的浓度保持一定。 “动”：电离过程与离子结合成分子过程始终在进行。 “变”：温度、浓度等条件变化，平衡就被破坏，在新的条件下，建立新的平衡。 3．与化学平衡比较 （1）电离平衡是动态平衡：即弱电解质分子电离成离子过程和离子结合成弱电解质分子过程仍在进行，只是其速率相等。

（2）此平衡也是有条件的平衡：当条件改变，平衡被破坏，在新的条件下建立新的平衡，即平衡发生移动。 （3）影响电离平衡的因素 A ．内因的主导因素。 B ．外因有： ①温度：电离过程是一个吸热过程，所以，升高温度，平衡向电离方向移动。 ②浓度：问题讨论：在 O H NH 23?-+ +OH NH 4的平衡体系中： ①加入HCl ②加入NaOH ③加入Cl NH 4各离子分子浓度如何变化：3NH 、O H 2、4NH 、-OH 溶液pH 如何变化？ 4．强弱电解质与结构关系。 （1）强电解质结构：强碱，盐等离子化合物（低价金属氧化物）；强酸，极性共价化合物； （2）弱电解质结构：弱酸，弱碱具有极性共价位的共价化合物。 5.电离平衡常数 （1）一元弱酸：C O O CH 3+-+H C O O CH 3 )COOH (CH )H ()COO CH (33a c c c K +-?= （2）一元弱碱 O H NH 23?- + +OH NH 4 )O H (NH )OH ()NH (234b ??=-+ c c c K ①电离平衡常数化是温度函数，温度不变K 不变。 ②k 值越大，该弱电解质较易电离，其对应的弱酸弱碱较强；k 值越小，该弱电解质越难电离，其对应的弱酸弱碱越弱；即k 值大小可

水的电离和溶液的pH解析

水的电离和溶液的pH 考点一水的电离与水的离子积常数 1.水的电离 水是极弱的电解质，水的电离方程式为H2O＋H2O H3O＋＋OH－或H2O H＋＋OH－。 2.水的离子积常数 K w＝c(H＋)·c(OH－)。 (1)室温下：K w＝1×10－14。 (2)影响因素：只与温度有关，升高温度，K w增大。 (3)适用范围：K w不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质水溶液。 (4)K w揭示了在任何水溶液中均存在H＋和OH－，只要温度不变，K w不变。 3.影响水电离平衡的因素 填写外界条件对水电离平衡的具体影响 体系变化 条件 平衡移动方向K w水的电离程度c(OH－) c(H＋) HCl NaOH 可水解的盐Na2CO3 NH4Cl 温度升温降温 其他：如加入Na 25 ℃，pH＝3的某溶液中，H2O电离出的H＋浓度为多少？ 1.25 ℃时，相同物质的量浓度的下列溶液：①NaCl②NaOH③H2SO4④(NH4)2SO4，其中水的电离程度按由大到小顺序排列的一组是() A.④＞③＞②＞① B.②＞③＞①＞④ C.④＞①＞②＞③ D.③＞②＞①＞④ 2.25 ℃时，某溶液中由水电离产生的c(H＋)和c(OH－)的乘积为1×10－18，下列说法正确的是() A.该溶液的pH可能是5 B.此溶液不存在

C.该溶液的pH一定是9 D.该溶液的pH可能为7 3.(2018·北京东城区质检)如图表示水中c(H＋)和c(OH－)的关 系，下列判断错误的是() A.两条曲线间任意点均有c(H＋)·c(OH－)＝K w B.M区域内任意点均有c(H＋)＜c(OH－) C.图中T1＜T2 D.XZ线上任意点均有pH＝7 4.(2018·韶关模拟)已知NaHSO4在水中的电离方程式为NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO2－4。某温度下，向c(H＋)＝1×10－6mol·L－1的蒸馏水中加入NaHSO4晶体，保持温度不变，测得溶液的c(H＋)＝1×10－2 mol·L－1。下列对该溶液的叙述不正确的是() A.该温度高于25 ℃ B.由水电离出来的H＋的浓度为1×10－10 mol·L－1 C.加入NaHSO4晶体抑制水的电离 D.取该溶液加水稀释100倍，溶液中的c(OH－)减小 5. 25 ℃时，在等体积的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溶液中，发生电离的水的物质的量之比是() A.1∶10∶1010∶109 B.1∶5∶(5×109)∶(5×108) C.1∶20∶1010∶109 D.1∶10∶104∶109 6.常温下，向20 mL 0.1 mol·L－1氨水溶液中滴加盐酸，溶液中由水电离出的c(H＋)随加入盐酸体积的变化如图所示。则下列说法正确的是() A.b、d两点为恰好完全反应点 B.c点溶液中，c(NH＋4)＝c(Cl－) C.a、b之间的任意一点：c(Cl－)＞c(NH＋4)，c(H＋)＞c(OH－) D.常温下，0.1 mol·L－1氨水的电离常数K约为1×10－5 7.(2018·石家庄一模)常温下，向20.00 mL 0.1 mol·L－1HA溶液中滴入0.1 mol·L－1NaOH溶液，溶液中由水电离出的氢离子浓度的负对数[－lg c水(H＋)]与所加NaOH溶液体积的关系如图所示，下列说法中不正确的是() A.常温下，K a(HA)约为10－5 B.M、P两点溶液对应的pH＝7 C.b＝20.00 D.M点后溶液中均存在c(Na＋)＞c(A－) 考点二溶液的酸碱性和pH 1.溶液的酸碱性 溶液的酸碱性取决于溶液中c(H＋)和c(OH－)的相对大小。 (1)酸性溶液：c(H＋)>c(OH－)，常温下，pH<7。

选修4水的电离和溶液的酸碱性知识点总结详细

第二节水的电离和溶液的酸碱性 知识点一 水的电离和水的离子积 一、水的电离 1.电离平衡和电离程度 ①水是极弱的电解质，能微弱电离： H 2O+H 2O H 3O ++OH -，通常简写为H 2O H ++OH -；ΔH >0 ② 实验测得：室温下1LH2O （即55.6mol ）中只有1×10-7mol 发生电离，故25℃时，纯水中c(H + )=c(OH -)=1×10-7 mol/L ，平衡常数O) c(H ) c(OH )c(H K 2-?= +电离 2.影响水的电离平衡的因素 （1）促进水电离的因素： ①升高温度：因为水电离是吸热的，所以温度越高K 电离越大。 c(H +)和c(OH -)同时增大，K W 增大，但c(H +)和c(OH -)始终保持相等，仍显中性。 纯水由25℃升到100℃，c(H +)和c(OH -)从1×10-7mol/L 增大到1×10-6mol/L(pH 变为6)。 ②加入活泼金属 向纯水中加入活泼金属，如金属钠，由于活泼金属可与水电离产生的H ＋ 直接发生置换反应，产生H 2，使水的电离平衡向右移动。 ③加入易水解的盐 由于盐的离子结合H +或OH -而促进水的电离，使水的电离程度增大。温度不变时，K W 不变。 ④电解 如用惰性电极电解NaCl 溶液、CuSO 4溶液等。 （2）抑制水电离的因素： ①降低温度。 ②加入酸、碱、强酸酸式盐。 向纯水中加酸和强酸酸式盐（NaHSO4）能电离出H+、碱能电离出OH-，平衡向左移动，水的电离程度变小，但K W 不变。 练习：影响水的电离平衡的因素可归纳如下： 1. 水的离子积 （1）概念：因为水的电离极其微弱，在室温下电离前后n(H2O)几乎不变，因此c （H2O ）可视为常数，则在一定温度时，c(H +)与c(OH -)=K 电离c(H2O)的乘积是一个常数，称为水的离子积常数，简称水的离子积。 K W =c(H +)·c(OH -)，25℃时，K W =1×10-14(无单位)。 注意： ①K W 只受温度影响，水的电离吸热过程，温度升高，水的电离程度增大，K W 增大。与c(H+)、c(OH-)无关. 25℃时K W =1×10-14，100℃时K W 约为1×10-12。

高三化学复习水的电离和溶液的PH教学案

水的电离和溶液的PH 专题目标: 1．通过对水的电离、离子积、pH定义等重要知识和方法迁移应用的练习，提高认知能力； 2．灵活解答水的电离平衡的相关问题； 3．掌握混合溶液pH计算的方法，并能运用数学工具解决一些有关pH计算的综合问题4．培养学习过程中探究、总结的习惯。 知识点一：水的电离 【例1】（1）与纯水的电离相似，液氨中也存在着微弱的电离：2NH3 NH4++NH2- 据此判断以下叙述中错误的是（） A．液氨中含有NH3、NH4+、NH2-等微粒 B．一定温度下液氨中C(NH4+)·C(NH2-)是一个常数 C．液氨的电离达到平衡时C(NH3) = C(NH4+) = C(NH2-) D．只要不加入其他物质，液氨中C(NH4+) = C(NH2-) （2）完成下列反应方程式 ①在液氨中投入一小块金属钠，放出气体———————————————————————————— ②NaNH2溶于水的反应—————————————————————————————————— ③类似于“H++OH—=H2O”的反应———————————————————————————— 解析：此题要求掌握水自偶的实质(水分子电离产生的H+与H2O结合形成H3O+)以及水的电离平衡,并能迁移应用于对于NH3电离的认识：NH3分子电离产生H+和NH2—,H+与NH3结合生成NH4+，液氨电离产生等量的NH2—与NH4+，一定温度下离子浓度乘积为一常数；NH4+类似于H+，NH2—类似于OH—。具备上述知识后，就可顺利完成解题。 答案：（1）C （2）①2Na+2NH3=H2↑+2NaNH2 ②NaNH2+H2O=NaOH+NH3↑或NH2—+H2O=OH—+NH3↑ ③NH2—+NH4+ =2NH3↑或NH4Cl+NaNH2=2NH3↑+NaCl 练习：（1）纯硫酸、乙醇中也存在微弱的电离，写出其电离方程式 硫酸———————————————————————————————————————————— 乙醇————————————————————————————————————————————— （2）乙醇钠中加水的反应————————————————————————————————————————————乙醇钠和NH4Cl的反应——————————————————————————————————－ 知识点二：水的离子积 【例2】某温度下纯水中C(H+) = 2×10-7 mol/L，则此时溶液中的C(OH-) = ___________。 若温度不变，滴入稀盐酸使C(H+) = 5×10-6mol/L，则此时溶液中的C(OH-) = ___________。解析：由水电离产生的H+与OH-量始终相等，知纯水中C(H+) = C(OH-)。根据纯水中C(H+) 与C(OH-)可求出此温度下水的Kw的值，由Kw的性质（只与温度有关，与离子浓度无关），若温度不变，稀盐酸中Kw仍为此值，利用此值可求出盐酸中的C(OH-)。 答案：纯水中 C(OH-) = C(H+) = 2×10-7 mol/L Kw = C(H+)·C(OH-) = 2×10-7×2×10-7 = 4×10-14 稀盐酸中 C(OH-) = Kw / C(H+) = (4×10-14) / (5×10-6) = 8×10-9 mol/L 【例3】 .难溶化合物的饱和溶液存在着溶解平衡，例如： AgCl(s) Ag++Cl—,Ag2CrO4(s) 2Ag++CrO42—,在一定温度下，难溶化合物饱和溶液离子浓度的乘积为一常数，这个常数用Ksp表示。 已知：Ksp(AgCl)=Ag+]Cl-]=1.8×10-10 Ksp(Ag2CrO4)=Ag+]2CrO42-]=1.9×10-12 现有0.001摩/升AgNO3溶液滴定0.001摩/升KCl和0.001摩/升的K2CrO4的混和溶液，试通过计算回答： (1)Cl-和CrO42-中哪种先沉淀?

人教版高中化学选修四《水的电离和溶液的酸碱性》同步练习.docx

高中化学学习材料 《水的电离和溶液的酸碱性》同步练习 一、选择题 (本题包括10小题，每小题2分，每小题只有一个答案符合题意) 1．下列液体pH＞7的是（） A．人体血液B．蔗糖溶液 C．橙汁 D．胃液 2．常温下，在0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液中，水的离子积是（） A．1×10－14 B．1×10－13. C．1.32×10－14 D．1.32×10－15. 3．90℃时水的离子积K W＝3.8×10－13，该温度时纯水的pH （） A．等于7 B．介于6～7之间. C．大于7 D．无法确定 4．能影响水的电离平衡，并使溶液中的c(H＋)＞c(OH－)的操作是（） A．向水中投入一小块金属钠 . B．将水加热煮沸. C．向水中通入二氧化碳气体. D．向水中加食盐晶体 5．下列酸溶液的pH相同时，其物质的量浓度最小的是（） A．H2SO3B．H2SO4. C．CH3COOH D．HNO3. 6．常温下c(OH－)最小的是（） A．pH=0的溶液. B．0.05 mol·L－1 H2SO4. C．0.5 mol·L－1 HCl. D．0.05 mol·L－1的Ba(OH)2 7．用蒸馏水稀释1 mol·L－1醋酸时，始终保持增大趋势的是（） A．溶液中的c(CH3COO－) B．溶液中的c(H＋). C．溶液中的c(CH3COOH). D．溶液中的c(OH－) 8、25℃时，pH=2的HCl溶液中，由水电离出的H＋浓度是（）. A．1×10－7mol·L－1B．1×10－12mol·L－1. C．1×10－2mol·L－1D．1×10－14mol·L－1. 9、pH和体积都相同的醋酸和硫酸，分别与足量的Na2CO3溶液反应，在相同条件下 放出二氧化碳气体的体积是（） A．一样多B．醋酸比硫酸多. C．硫酸比醋酸多D．无法比较

水的电离和溶液的pH教案设计

水的电离和溶液的pH教案设计 水的电离和溶液的pH教案设计 教学目标知识目标了解水的电离和水的离子积; 了解溶液的酸碱性和pH值的关系及有关pH值的简单计算。能力目标培养学生的归纳思维能力及知识的综合应用能力。情感目标对学生进行对立统一及事物间相互联系与相互制约的辩证唯物主义观点的教育。教学建议教材分析本节内容包括水的电离、水的离子积、水的pH。只有认识水的电离平衡及其移动，才能从本质上认识溶液的酸碱性和pH值。本节的学习也为盐类的水解及电解等知识的教学奠定基础。教材从实验事实入手，说明水是一种极弱的电解质，存在着电离平衡。由此引出水的电离平衡常数，进而引出水的离子积，并使学生了解水的离子积是个很重要的常数。在25℃时，，这是本节教学的重点之一。本节教学的另一个重点是使学生了解在室温时，不仅是纯水，就是在酸性或碱性稀溶液中，其浓度与浓度的乘积总是一个常数。使学生了解在酸性溶液中，不是没有，而是其中的;在碱性溶液中，不是没有，而是其中的;在中性溶液中，并不是没有和，而是。使学生了解溶液中浓度与浓度的关系，了解溶液酸碱性的本质。工在此基础上，教材介绍了的含义，将与联系起来，并结合图3-7，介绍了有关的简单计算。图3-8是对本部分内容的小结。使用来表示溶液的酸碱性是为了实际使用时更简便，教材的最后提到了溶液的大于1mol/L时，一般不用来表示溶液的酸碱性，而是直接用的浓度来表示，以教育学生应灵活应用所学的知识。教法建议从水的电离平衡入手，掌握水的离子积和溶液的pH。水的离子积的教学是完成本节教学任务的关键，从纯水是弱电解质，只能微弱的电离出发，应用电离理论导出水的离子积常数。推导过程中应着重说明电离前后几乎不变的原因，并将其看做常数。然后由两个常数的乘积为常数而得出水的离子积常数。启发学生应用平衡移动原理，讨论温度对水的电离平衡的影响，进而得出水的离子积随温度升高而增大这一结论。关于水溶液的酸碱性的教学是从电离平衡移动入手。当在纯水中加入强酸时，水的电离平衡向逆方向移动，使氢离子浓度上升，氢氧根离子浓度等倍数下降。如：达到电离平衡时，增至，则会减至，在溶液中水的离子积仍保持不变。在水溶液中，和是矛盾对立的双方，共处于电解质水溶液的统一体中，它们各以对方的存在为自己存在的条件，相互依存，相互斗争，又相互转化，离子浓度主的一方决定溶液的酸碱性。即：溶液呈酸性溶液呈中性溶液呈碱性关于溶液pH的教学，指出用的数值可以表示溶液的酸碱度，但当溶液酸性很弱时，使用不方便，常采用的负对数表示溶液的酸碱度，这就是溶液的pH。其数学表达式是：的负对数叫溶液的pOH，表达式：在这部分教学中要使学生理解pH的适用范围，理解与pH间的相互关系。如适用范围是常温水溶液稀溶液，只有在常温下的水溶液，水的离子积Kw才等于，而当酸、碱溶液的或大于1mol/L时，使用负对数表示溶液的酸碱度反而不大方便，此时，可直接用物质的量浓度表示溶液的酸碱度。导出以下关系：pH + pOH = 14，pH = 14 pOH。利用这一关系可以方便计算出碱溶液的pH。教学设计示例课题：水的电离和溶液的pH值重点：水的离子积，、与溶液酸碱性的关系。难点：水的离子积，有关的简单计算。教学过程引言：在初中我们学习了溶液的酸、碱度可用pH值表示，这是为什么呢?为什么可以用pH表示溶液的酸性，也可以表示溶液的碱性?唯物辩证法的宇宙观认为：每一事物的运动都和它周围的其他事物相互联系着和相互影响着。物质的酸碱性是通过水溶液表现出来的，所以，先研究水的电离。1.水的电离[实验演示]用灵敏电流计测定纯水的导电性。现

32_水的电离和溶液的PH(20201126050550)

高中化学58个考点精讲 32、水的电离和溶液的PH 1.复习重点 1 ?通过对水的电离、离子积、pH定义等重要知识和方法迁移应用的练习，提高认知能 力； 2 ?灵活解答水的电离平衡的相关问题； 3 .掌握混合溶液pH计算的方法，并能运用数学工具解决一些有关pH计算的综合问题 4 ?培养学习过程中探究、总结的习惯。 2.难点聚焦 （一）溶液的酸碱性及pH的值 溶液呈的酸碱性何性，取决于溶液中［H+］、［0H —］的相对大小：pH值的大小取决于溶液中的［H+］大小 + 溶液酸碱性[H +]与[OH —]关系 任意湿度室温（mol/L ）pH值（室温）酸性[H+] > [OH —]+ —7 [H ] > 1X 10 V 7中性[H +]=[OH —][H+]=[OH —]=1 X 10—7=7 碱性[H+] v [OH —][H+] > 1X与10—7> 7 （1）酸性越强，pH值越小，碱性越强，pH值越大，pH值减小一个单位，［H+］就增大到原来的10倍，pH值减小n个单位，［H+］的增大到原来的10n倍? （2）任意水溶液中［H+］工0，但pH可为0,此时［H+］=1mol/L，—般［H+］> 1mol/L时，pH v 0，故直接用［H+］表示. 1 （3）判断溶液呈中性的依据为：［H0］= ［OH —］或pH=pOH= — pKw 2 只有当室温时，Kw=1 X 10—14 + ——7 「［H ］=［OH ］=10 mol/L 溶液呈中性y 1 pH=pOH= pKw=7 2 分析原因：H2O严』H ++OH —Q 由于水的电离是吸热的，湿度越高，电离程度越大，kw越大. 1 中性：pH=pOH= pKw 2 T — Kw — pH+pOH \ T'T Kw \T pH=pOH / 如：100 C, KW=X 10—12.. pKw=12. 1 中性时Ph= —pKw=6 v 7. 2 图示：不同湿度（T1>T2）时溶液中［H+］与［OH —］, pH与pOH关系 [OH-] Jl 碱性区 中性 pOHi 酸性区 中性 酸性区 T2 T1 碱性区 ■ [H + T2 pH

水的电离与溶液pH关系

学生专用 7月25日 高二化学 一、水的电离 C(H 2。) 3、水的离子积 25r K W = c ( J) -c (OH 「)= = 1.0 沐0「14 4、影响因素：温度越高，Kw 越大，水的电离度越大。 对于中性水，尽管温度升高Kw,增大，但仍是中性水， 5、 K w 不仅适用于纯水，还适用于酸性或碱性的稀溶液，不管是哪种溶液均有： C(H ^)H 2O == C(OH — )H 2O K W == C(H r 溶液 C(OH — )溶液 6. K w 揭示了在任何水溶液中均存在 H +和OH 「，只要温度不变，K w 不变，H +和OH 「浓度大 小是一种此消彼涨”的动态关系。 ⑴K w 不仅适用于水，还适用于酸性或碱性的稀溶液。不管哪种溶液均有 C (H ")H 2O = C (OH 「)H2O 。 (2)水溶液的酸碱性取决于溶液中 c(H +)和c(OH -)的相对大小。 练习1纯水在10 r 和50C 的H+浓度，前者与后者的关系是( ) A.前者大 B.后者 C.相等大 练习2 .水的电离过程为H2O V KW25 r =1 X 10-14， KW35 C =2.1 X 10-14。则下列叙述正确的是： A 、C (H+)随着温度的升高而降低 C 、水的电离常数 K25 r > K35 r 练习3 0.01mol/L 盐酸溶液中，c(H+)、 C (OH-) H2O 分别是多少？ 练习 4 0.01mol/L NaOH 溶液中,c(H+) C (OH-) H2O 分别是多少？ 练习5、判断正误：1)任何水溶液中都存在水的电离平衡。 2) 任何水溶液中(不论酸、碱或中性) 都存在Kw=10-14。 3) 某温度下，某液体 C (H+)= 10-7mol/L ，则该溶液一定是纯水。 4) 任何水溶液中均有 Kw=c(H+) H2O. C (OH-)H2O 练习 6、25 r ： A 、B 、C 三种溶液，其中 A 中 C (H+) = 10— 3mol/L ，B 中 C (OH-)= 1、H 2O + H 2O =^ H 3O ^ + OH 简写：出0 H T + OH 2、 H 2O 的电离常数K 电离== C(H +) OOH - ) D.不能确定 -H+ + OH-，在不同温度下其离子积为 () B 、在 35 C 时，纯水中 C (H+) >C (OH-) D 、水的电离是一个吸热过程 C (OH-)分别为多少？由水电离出的 C (H+) H2O 、C (OH-)分别为多少？由水电离出的 c(H+) H2O 、