第3章水溶液中的離子平衡

第三章水溶液中的離子平衡第一節(jié)弱電解質的電離第二節(jié)水的電離和溶液的酸堿性第三節(jié)鹽類的水解第四節(jié)難容電解質的溶解平衡本章總結提升第三章水溶液中的離子平衡第一節(jié)弱電解質的電離第一節(jié)

│三維目標三維目標1．知識與技能(1)了解強、弱電解質的概念；掌握強電解質與弱電解質的判斷；(2)能描述弱電解質在水溶液中的電離平衡，掌握弱電解質的電離方程式的書寫；(3)了解弱電解質的電離平衡以及濃度等條件對電離平衡的影響；(4)了解電離平衡常數(shù)及其意義。2．過程與方法(1)從化學平衡移動的角度理解電離平衡和電離平衡移動。(2)通過實驗，培養(yǎng)學生觀察、分析能力，掌握推理、歸納、演繹和類比等科學方法。第一節(jié)

│三維目標3．情感態(tài)度與價值觀通過本節(jié)課的學習，意識到整個自然界實際就是各類物種相互依存、各種變化相互制約的復雜的平衡體系。

第一節(jié)

│三維目標第一節(jié)

│重點難點重點難點【重點】強、弱電解質的概念和弱電解質的電離平衡?！倦y點】弱電解質的電離平衡。第一節(jié)

│教學建議教學建議本章是上一章化學平衡理論的延伸和擴展。本節(jié)的課標要求主要是認識電解質的強弱和能用化學平衡理論描述電解質在水溶液中的電離平衡。本節(jié)理論性較強，是理論與實踐相結合的一節(jié)，掌握方法是學好本節(jié)知識的關鍵。在具體的學習中，注意與初中和高中必修內容的銜接，增強知識的邏輯性，以化學平衡理論為指導，引出一系列新知識點；同時通過實驗加強科學方法、科學態(tài)度的學習，加強能力和技能培養(yǎng)。第一節(jié)

│新課導入新課導入【導入一】通過必修的學習我們知道酸、堿、鹽是電解質，但不同的酸和堿有強弱之分，例如：鹽酸、硫酸、硝酸是強酸，醋酸是弱酸，氫氧化鈉、氫氧化鉀是強堿，NH3·H2O是弱堿。為什么酸和堿有強弱之分呢？鹽酸和醋酸到底有什么區(qū)別呢？我們先來通過實驗探究這個問題。

圖3-1-1【導入二】鹽酸常用于衛(wèi)生潔具的清潔或除去水垢。我們知道醋酸的腐蝕性比鹽酸小，比較安全，為什么不用醋酸代替鹽酸呢？

第一節(jié)

│新課導入第一節(jié)

│

學習目標學習目標1．能準確判斷強電解質和弱電解質。2．會描述弱電解質的電離平衡，能正確書寫弱電解質的電離方程式，會分析電離平衡的移動。3．知道電離平衡常數(shù)的意義。第一節(jié)

│

新課探究新課探究?知識點一強弱電解質1．電解質和非電解質電解質：在水溶液里或熔融狀態(tài)下能導電的化合物。非電解質：在水溶液里和熔融狀態(tài)下都不導電的化合物。2．強電解質和弱電解質(1)實驗探究第一節(jié)

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新課探究1mol/LHCl溶液1mol/LCH3COOH溶液實驗操作與鎂反應現(xiàn)象產(chǎn)生無色氣泡較____產(chǎn)生無色氣泡但較____結論Mg與鹽酸反應速率大，表明鹽酸中c(H＋)較____，說明HCl的電離程度______醋酸的電離程度實驗結論相同物質的量濃度的鹽酸和醋酸中c(H＋)________快慢大于大不相同(2)強電解質和弱電解質的概念及物質類別完全電離

強酸強堿大多數(shù)鹽部分電離弱酸弱堿第一節(jié)

│

新課探究【思維拓展】物質的量濃度均為0.1mol/L的鹽酸和醋酸的pH相同嗎？不相同。鹽酸是強電解質，其電離產(chǎn)生的H＋的濃度為0.1

mol/L；醋酸是弱電解質，未完全電離，產(chǎn)生的H＋的濃度小于0.1mol/L，因此物質量濃度均為0.1mol/L的鹽酸和醋酸的pH不相同。第一節(jié)

│

新課探究例1下列敘述中正確的是(

)A．液態(tài)HBr不導電，因此HBr是非電解質B．自由移動離子數(shù)目多的電解質溶液導電能力不一定強C．NH3的水溶液能導電，因此NH3是電解質D．強電解質都是可溶性化合物，弱電解質都是難溶性化合物[答案]B第一節(jié)

│

新課探究[解析]HBr溶于水后能電離出離子，因此它屬于電解質，A項錯誤；離子數(shù)目多的溶液中，離子濃度不一定大，B項正確；NH3的水溶液能導電，是因為它溶于水后生成了NH3·H2O，NH3·H2O電離出NH4+、OH－而使溶液導電，NH3本身并不能電離出離子，C項錯誤；強、弱電解質與溶解性無關，D項錯誤。第一節(jié)

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新課探究【易錯警示】電解質等概念辨析易錯點1．CO2、SO2、NH3等物質溶于水能導電，但因為溶于水后生成H2CO3、H2SO3、NH3·H2O等電解質導電，不是本身電離出離子，故應為非電解質。2．電解質的強、弱與其溶解度無關。難溶的鹽如(AgCl、CaCO3等)，溶于水的部分能完全電離，是強電解質。易溶的如CH3COOH在溶液中電離程度小，是弱電解質。3．溶液的導電能力與溶液中離子的濃度和離子所帶電荷數(shù)有關，溶液中離子的濃度越大，離子所帶電荷數(shù)越多，溶液的導電能力越強。強電解質溶液的導電能力不一定強，弱電解質溶液的導電能力不一定弱。第一節(jié)

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新課探究?知識點二弱電解質的電離平衡1．電離平衡狀態(tài)在一定條件(如溫度、濃度)下，當弱電解質分子____________________和________________________________相等時，電離過程就達到了電離平衡狀態(tài)，如圖3-1-1所示：圖3-1-1電離成離子的速率離子結合成弱電解質分子的速率第一節(jié)

│

新課探究2．電離平衡的特征圖3-1-2弱電解質相等不變第一節(jié)

│

新課探究3．弱電解質的電離方程式的書寫(1)弱電解質的電離方程式的書寫用“

”表示。如NH3·H2O的電離方程式是______________________。(2)多元弱酸是分步電離的，電離程度逐步減弱，可分步書寫電離方程式。如H2CO3的電離方程式是________________________，________________________。(3)多元弱堿的電離也是分步進行的，但是一般按一步電離的形式書寫。如Fe(OH)3的電離方程式是________________________。(4)兩性氫氧化物電離方程式的書寫：雙向電離，雙向可逆。如________________

Al(OH)3

________________。第一節(jié)

│

新課探究4．影響電離平衡的因素(1)內因：電解質本身的性質決定了其電離程度的大小。(2)外因：①溫度：升高溫度，________弱電解質的電離，因為電離一般是________反應。②濃度：濃度降低，________弱電解質的電離，因為離子相互碰撞結合為分子的幾率減小。③相同離子的影響：在弱電解質溶液中加入與弱電解質有相同離子的強電解質時，電離平衡受到________。促進

吸熱

促進

抑制第一節(jié)

│

新課探究5．醋酸溶液中存在電離平衡CH3COOH

H＋＋CH3COO－，分析改變下列條件對醋酸電離平衡的影響，填寫下表：條件改變平衡移動方向c(H＋)c(CH3COO－)導電能力升高溫度加H2O加鹽酸加少量NaOH(s)加少量CH3COONa(s)向右移動增大增大增強向右移動減小減小減弱向左移動增大減小增強向右移動減小增大增強向左移動減小增大增強第一節(jié)

│

新課探究【思維拓展】如何正確理解越稀越電離。越稀越電離，指的是稀溶液弱電解質的電離程度大，如稀醋酸溶液中加水時，促進醋酸的電離，醋酸的電離程度增大，但更稀的醋酸溶液中c(H＋)減小，因為溶液的體積增加的更多。

第一節(jié)

│

新課探究例2在0.1mol/LCH3COOH溶液中存在如下電離平衡：CH3COOH

CH3COO－＋H＋，對于該平衡，下列敘述正確的是(

)A．溫度升高，平衡向逆反應方向移動B．加入少量NaOH固體，平衡向正反應方向移動C．加入少量0.1mol/LHCl溶液，溶液中c(H＋)減小D．加入少量醋酸鈉固體，CH3COOH的電離程度增大第一節(jié)

│

新課探究[答案]B[解析]弱電解質的電離是吸熱的過程，故溫度升高，平衡正向移動，A項錯誤；加入少量NaOH固體，溶液中c(H＋)減小，平衡正向移動，B項正確；加入少量0.1mol/LHCl溶液，溶液中c(H＋)增大，平衡逆向移動，C項錯誤；加入少量醋酸鈉固體，平衡逆向移動，CH3COOH的電離程度減小，D項錯誤。第一節(jié)

│

新課探究例3醋酸的下列性質中，可以證明它是弱電解質的是(

)①1mol·L－1的CH3COOH溶液中c(H＋)＝10－2

mol·L－1②CH3COOH以任意比與H2O互溶③在相同條件下，CH3COOH溶液的導電性比鹽酸弱④10mL1mol·L－1的CH3COOH溶液恰好與10mL1mol·L－1的NaOH溶液完全反應⑤同濃度同體積的CH3COOH溶液和HCl溶液與Fe反應時，CH3COOH溶液中放出H2的速率慢⑥CH3COOH溶液中CH3COOH、CH3COO－、H＋同時存在A．①③⑤⑥ B．②③④⑤C．①④⑤⑥ D．③⑤⑥[答案]A第一節(jié)

│

新課探究第一節(jié)

│

新課探究【規(guī)律小結】一元強酸與一元弱酸的比較(1)相同體積、相同物質的量濃度的一元強酸(如鹽酸)與一元弱酸(如醋酸)的比較：第一節(jié)

│

新課探究(2)相同體積、相同c(H＋)的一元強酸與一元弱酸的比較：第一節(jié)

│

新課探究?知識點三電離常數(shù)1．概念在一定溫度下，當________在水溶液中達到電離平衡時，________________________與______________________的比值是一個常數(shù)，簡稱電離常數(shù)，用K表示。2．一元弱酸的電離常數(shù)用____表示，一元弱堿的電離常數(shù)用____表示。CH3COOH的電離常數(shù)的表達式是Ka＝____________________，NH3·H2O的電離常數(shù)的表達式是Kb＝____________________。弱電解質溶液中各離子濃度之積溶液中未電離的分子濃度Ka

Kb

第一節(jié)

│

新課探究多元弱酸分步電離，每一步電離都有各自的電離平衡常數(shù)，各級電離常數(shù)的大小關系是________________，所以其酸性主要決定于________________。3．意義表示弱電解質的電離能力。一定溫度下，K值________，弱電解質的電離程度越大，酸(或堿)性越強。4．特點電離常數(shù)只與________有關，升溫，K值________。Ka1?Ka2?Ka3

第一步電離

越大溫度增大第一節(jié)

│

新課探究【思維拓展】為什么電離平衡常數(shù)隨溫度的升高而增大？電離平衡常數(shù)只受溫度的影響，因電離過程是吸熱過程，升高溫度促進電離。

第一節(jié)

│

新課探究例4下列說法正確的是(

)A．電離常數(shù)受溶液濃度的影響B(tài)．電離常數(shù)可以表示弱電解質的相對強弱C．Ka大的酸溶液中c(H＋)一定比Ka小的酸溶液中的c(H＋)大D．H2CO3的電離常數(shù)表達式：K＝

[答案]B第一節(jié)

│

新課探究第一節(jié)

│

新課探究例5已知Ka(CH3COOH)＝1.75×10－5，計算0.1mol·L－1CH3COOH溶液中H＋的濃度。[答案]c(H＋)＝1.32×10－3

mol·L－1第一節(jié)

│

新課探究第一節(jié)

│

新課探究【規(guī)律小結】電離平衡與化學平衡比較1．弱電解質的電離平衡同化學平衡類似，故可應用勒夏特列原理解釋有關電離平衡移動的問題。2．條件改變時，電離平衡會發(fā)生移動，但電離平衡常數(shù)(K)不一定改變，只有當溫度改變時，K才改變。第一節(jié)

│

新課探究第一節(jié)

│

當堂自測當堂自測1．判斷正誤(正確的打“√”，錯誤的打“×”)。(1)電解質不一定能導電，能導電的物質不一定是電解質

(

)[答案]√

[解析]

固體氯化鈉不導電，金屬和氯化鈉溶液等導電，但它們既不是電解質也不是非電解質。第一節(jié)

│

當堂自測(2)電離常數(shù)可以表示弱電解質的相對強弱(

)[答案]

√

(3)氨水能夠導電，所以氨氣是電解質(

)[答案]×[解析]

氨水導電是因為一水合氨是電解質，氨氣是非電解質。(4)在水溶液中，以分子和離子的形式共存的電解質是弱電解質(

)[答案]

√(5)溶解度大的電解質一定是強電解質(

)[答案]

√

[解析]

電解質的強弱與溶解度無關。例如醋酸是弱酸，但可以與水互溶。(6)弱電解質的電離程度越大，電離常數(shù)越大(

)[答案]×[解析]

電離常數(shù)只與溫度有關，不受濃度影響，故一定溫度下，當濃度越小，電離程度越大，而電離常數(shù)不變。第一節(jié)

│

當堂自測2．下列各組關于強電解質、弱電解質、非電解質的歸類，完全正確的是(

)[答案]C[解析]A項，F(xiàn)e既不是電解質，也不是非電解質；B項，NH3是非電解質，BaSO4是強電解質；D項，H2O是弱電解質。ABCD強電解質FeNaClCaCO3HNO3弱電解質CH3COOHNH3H3PO4Fe(OH)3非電解質蔗糖BaSO4酒精H2O第一節(jié)

│

當堂自測3．下列電離方程式中，正確的是(

)A．H2S

2H＋＋S2－B．NaHCO3

Na＋＋H＋＋COC．NaCl===Na＋＋Cl－D．CH3COOH===CH3COO－＋H＋[答案]C[解析]H2S是二元弱酸，分步電離，所以A項錯(一般只寫第一步：H2SH＋＋HS－)；NaHCO3為弱酸酸式鹽，其中HCO3－不能拆分為離子形式，B項錯誤，應為NaHCO3===Na＋＋HCO3－；CH3COOH為弱酸，部分電離，其電離方程式“===”應改為“”，D項錯誤。第一節(jié)

│

當堂自測4．在100mL0.1mol·L－1的醋酸溶液中，欲使醋酸的電離程度增大，H＋濃度減小，可采用的方法是(

)A．加熱B．加入100mL0.1mol·L－1的醋酸溶液C．加入少量的0.5mol·L－1的硫酸D．加入少量的1mol·L－1的NaOH溶液[答案]D第一節(jié)

│

當堂自測[解析]A項，加熱促進電離，H+濃度增大；B項，H＋濃度不變；C項，加H2SO4抑制電離，但H＋濃度增大；D項，加入NaOH溶液，OH－與H＋反應，平衡向右移動，H＋濃度減小。第一節(jié)

│

當堂自測5．在25℃時，相同濃度的HF、CH3COOH和HCN(氫氰酸)溶液，它們的電離平衡常數(shù)分別是7.2×10－4、1.8×10－5、4.9×10－10，其中，氫離子的濃度最大的是________，未電離的溶質分子濃度最大的是________。[答案]HF溶液HCN溶液[解析]一定溫度下，當溶液的濃度一定時，c(H＋)隨電離常數(shù)的增大而增大。題中K(HF)>K(CH3COOH)>K(HCN)，故氫離子濃度HF溶液最大，余下的未電離的HF分子最少，而HCN溶液中未電離的HCN分子濃度最大。第一節(jié)

│

當堂自測第一節(jié)

│備用習題備用習題1．一定量的鹽酸跟過量的鐵粉反應時，為了減緩反應速率，且不影響生成氫氣的總量，可向鹽酸中加入適量的(

)①NaOH(固體)

②H2O

③HCl

④CH3COONa(固體)

A．①②

B．②③

C．③④

D．②④[答案]D

[解析]由題意可知，要使反應速率減小，而不改變生成的H2的量，則要求c(H＋)減小，而n(H＋)不變，可采取的措施是加水或加CH3COONa。第一節(jié)

│

備用習題2．在相同溫度時，100mL0.01mol/L的醋酸溶液與10mL

0.1mol/L的醋酸溶液相比較，下列數(shù)值前者大于后者的是(

)A．中和時所需NaOH的量B．電離的程度C．H＋的物質的量濃度D．CH3COOH的物質的量[答案]B

[解析]相同溫度時100mL0.01mol/L的醋酸溶液與10mL0.1mol/L的醋酸溶液所含CH3COOH的物質的量相等，中和時所需NaOH的量也相等。弱電解質濃度越小，越有利于電離，因此前者電離程度比后者大，但H＋的物質的量濃度比后者小。第一節(jié)

│

備用習題第一節(jié)

│

備用習題[答案]B

[解析]一水合氨是弱電解質，加水稀釋，一水合氨的電離平衡右移，n(OH－)和n(NH4+)增大，n(NH3·H2O)減小，但c(OH－)和c(NH4+)減小。A、B、C各項中，分子、分母同乘溶液體積，濃度之比等于物質的量之比。第一節(jié)

│

備用習題第一節(jié)

│

備用習題[答案]D

[解析]醋酸溶液中存在如下電離平衡：CH3COOH===CH3COO－＋H＋，在一定條件下，弱電解質的電離達到平衡時，弱電解質電離出的離子的濃度之積跟溶液中未電離的分子濃度的比值是一個常數(shù)，這個常數(shù)叫做電離常數(shù)。由此可知題中K為醋酸電離常數(shù)的表達式，由于電離常數(shù)不隨濃度變化而變化，只隨溫度變化而變化，所以排除A、B兩項；醋酸的電離是吸熱的，所以升高溫度，K增大，降低溫度，K減小，標準狀況下(0℃)，溫度低于25℃，則K小于1.75×10－5，所以C項錯誤，D項正確。第一節(jié)

│

備用習題5．某化學學習小組為研究HA、HB和MOH的酸堿性的相對強弱，設計以下實驗：將pH＝2的兩種酸溶液HA、HB和pH＝12的MOH堿溶液各1mL，分別加水稀釋到1000mL，其pH的變化與溶液體積的關系如圖3-1-3，根據(jù)所給的數(shù)據(jù)，請回答下列問題：圖3-1-3第一節(jié)

│

備用習題(1)HA為________酸，HB為________酸(填“強”或“弱”)。(2)若c＝9，則稀釋后的三種溶液中，由水電離的氫離子濃度的大小順序為________________(用酸、堿化學式表示)；將稀釋后的HA溶液和MOH溶液取等體積混合，則所得溶液中c(A－)與c(M＋)的大小關系為c(A－)______c(M＋)(填“大于”、“小于”或“等于”)。(3)常溫下，取pH＝2的HA、HB各100mL，向其中分別加入適量的Zn粒，反應后兩溶液的pH均變?yōu)?，設HA中加入的Zn質量為m1，HB中加入的Zn質量為m2，則m1________m2(選填“<”、“＝”或“>”)。第一節(jié)

│

備用習題[答案](1)強弱(2)MOH＝HA>HB等于(3)<[解析]

解答本題應注意以下兩點：①強酸、弱酸稀釋相同的倍數(shù)時，pH變化程度不同。②弱酸在與金屬反應時，會增大電離程度，pH變化相同時，弱酸比強酸消耗的金屬多。第二節(jié)水的電離和溶液的酸堿性第二節(jié)

│三維目標三維目標1．知識與技能(1)理解水的電離、水的電離平衡和水的離子積；(2)使學生了解溶液的酸堿性和pH的關系。2．過程與方法(1)通過水的離子積的計算，提高計算能力，加深對水的電離平衡的認識；(2)通過水的電離平衡分析，提高運用電離平衡基本規(guī)律分析問題和解決問題的能力。第二節(jié)

│三維目標3．情感態(tài)度與價值觀(1)通過水的電離平衡過程中H＋、OH－關系的分析，理解矛盾的對立統(tǒng)一的辯證關系；(2)由水的電離體會自然界統(tǒng)一的和諧美以及“此消彼長”的動態(tài)美。第二節(jié)

│三維目標第二節(jié)

│重點難點重點難點【重點】水的離子積，c(H＋)、pH與溶液酸堿性的關系。【難點】水的離子積，有關溶液pH的簡單計算。第二節(jié)

│教學建議教學建議遷移電離平衡理論學習水的電離?？梢蕴岢鲞@樣的問題“實驗證明水也有極弱的導電性，試分析水導電的原因”，以問題引發(fā)學生的思考，由學生自己根據(jù)所學的電離理論得出“水是極弱的電解質，純水中存在水的電離平衡”的結論。對于學生層次較高的班級，利用化學平衡常數(shù)推導水的KW離子積常數(shù)，可以在教師指導下由學生獨立完成；對于學生層次較低的班級，可以以教師為主進行推導。

第二節(jié)

│教學建議推導水的離子積常數(shù)，目的在于使學生認識水的離子積常數(shù)與水的電離平衡常數(shù)之間的聯(lián)系，更好地理解水的離子積常數(shù)只隨溫度變化而變化的原因。教學中切不可把重點放在使學生掌握水的離子積常數(shù)的推導方法上?？梢岳秒娔X動畫，演示水的電離過程，增強直觀性，加深學生對知識的理解，并激發(fā)學習興趣，鞏固所學知識。討論溶液的酸堿性時，應先讓學生分析酸、堿對水的電離平衡的影響，分析水中加入酸或堿后c(H＋)和c(OH－)的變化。再根據(jù)KW＝K·c(H2O)，說明對于稀溶液而言，c(H2O)也可看作常數(shù)。因此，只要溫度一定，無論是純水還是稀溶液KW都為常數(shù)，或者說c(H＋)和c(OH－)的乘積都是定值。進而得出水溶液的酸堿性是由c(H＋)和c(OH－)的相對大小所決定的結論，第二節(jié)

│教學建議并具體說明二者之間的關系。關于pH的教學可以分以下幾步進行。先說明引入pH的意義，再給出計算式，介紹有關pH的簡單計算，最后總結溶液的酸堿性和pH的關系，并強調pH的使用范圍。對于學生層次較高的班級，可以讓學生通過討論來確定pH的使用范圍?？砂才艑W生課下閱讀課后的“資料”和“閱讀”材料，開闊視野，增長知識。第二節(jié)

│新課導入新課導入【導入一】衛(wèi)生部規(guī)定：我國最新的《生活飲用水衛(wèi)生標準》全部指標最遲于2012年7月1日在全國各地實施。該標準明確規(guī)定生活飲用水的pH范圍為6.5～8.5。pH成為生活飲用水的水質指標之一已引起人們的普遍關注。事實上，目前市場上銷售的瓶桶裝飲用水除少數(shù)品牌外，大部分品牌的產(chǎn)品包裝上并不標注pH，使消費者在選購時無法辨別，那么，什么是水的pH？它與人體健康有什么關系？

【導入二】[實驗導課]用靈敏電流計測定純水的導電性?，F(xiàn)象：靈敏電流計指針有微弱的偏轉。說明：能導電，但極微弱。分析原因：純水中導電的原因是什么？結論：水是一種極弱電解質，存在有電離平衡。第二節(jié)

│新課導入【導入三】[引言]在初中我們已經(jīng)學過一些pH的知識，現(xiàn)在我們先來回憶一下溶液的pH與酸堿性有什么關系？[學生回答后投影顯示][過渡]這節(jié)課的標題是水的電離和溶液的pH，那么溶液的pH與水的電離有關系嗎？我們學習完本節(jié)的內容就知道了。第二節(jié)

│新課導入第1課時

第1課時水的電離溶液的酸堿性第1課時

│

學習目標學習目標1．理解水的離子積常數(shù)，理解酸、堿對水的電離平衡的影響。2．了解pH的概念，理解溶液的c(H＋)、pH與溶液酸堿性的關系。第1課時

│

新課探究新課探究?知識點一水的電離1．水是一種極弱的電解質，極難電離。(1)水的電離方程式是__________________________或簡寫為____________________。(2)水的電離常數(shù)表達式是K電離＝____________________。第1課時

│

新課探究2．水的離子積常數(shù)(1)意義：一定溫度下，因為K電離為常數(shù)，所以c(H＋)·c(OH－)＝______________為一新常數(shù)，叫作水的離子積常數(shù)，簡稱水的離子積，記為KW。(2)表達式KW＝________________；(3)影響因素KW只受溫度的影響，與溶液的酸堿性無關；溫度升高，KW________；25℃時，KW＝____________。K電離·c(H2O)

c(H＋)·c(OH－)增大

1.0×10－14第1課時

│

新課探究3．外界條件對水的電離平衡的影響(1)因水的電離是吸熱過程，故溫度升高，會________水的電離，c(H＋)、c(OH－)都________，水仍呈________。(2)外加酸(或堿)，水中c(H＋)[或c(OH－)]________，會________水的電離，水的電離程度________，KW________。(3)加入了活潑金屬，可與水電離產(chǎn)生的________直接發(fā)生置換反應，產(chǎn)生H2，使水的電離平衡________移動。促進

增大

中性增大

抑制減小不變H＋

向右第1課時

│

新課探究【思維拓展】抑制水電離的方法有哪些？①外加酸或堿；②加入強酸的酸式鹽固體(如NaHSO4)；③通入酸性氣體(如CO2)或堿性氣體(如NH3)；④降溫。第1課時

│

新課探究例1

25℃時，水的電離達到平衡：H2O

H＋＋OH－

ΔH>0，下列敘述正確的是(

)

A．向水中加入稀氨水，平衡逆向移動，c(OH－)降低B．向水中加入少量固體硫酸氫鈉，c(H＋)增大，KW不變C．向水中加入少量固體CH3COOH，平衡逆向移動，c(H＋)降低D．將水加熱，KW增大，pH不變第1課時

│

新課探究[答案]B[解析]A項，NH3·H2ONH4+＋OH－，使c(OH－)增大，平衡逆向移動；B項，NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO42－，使c(H＋)增大，但溫度不變，KW不變；C項，CH3COOHCH3COO－＋H＋，使c(H＋)增大，平衡逆向移動；D項，升溫，KW增大，c(H＋)增大，pH減小。第1課時

│

新課探究例2常溫下，0.1mol·L－1的NaOH溶液中由水電離出的OH－的物質的量濃度為(

)A．0.1mol·L－1 B．1.0×10－13

mol·L－1C．1.0×10－7

mol·L－1 D．無法確定[答案]B第1課時

│

新課探究第1課時

│

新課探究【規(guī)律小結】水的離子積KW的適用范圍(1)KW不僅適用于純水，也適用于酸性或堿性的稀溶液；(2)不同溶液中，c(H＋)、c(OH－)可能不同，但任何溶液中由水電離出的c(H＋)與c(OH－)總是相等的。(3)酸溶液中可以忽略由水電離出來的c(H＋)，堿溶液中可以忽略由水電離出來的c(OH－)。第1課時

│

新課探究?知識點二溶液的酸堿性與pH1．溶液的酸堿性溶液的酸堿性是由溶液中c(H＋)與c(OH－)的____________決定的。c(H＋)與c(OH－)相對大小(25℃)c(H＋)(mol·L－1)中性溶液c(OH－)____c(H＋)c(H＋)____1.0×10－7酸性溶液c(OH－)____c(H＋)c(H＋)____1.0×10－7堿性溶液c(OH－)____c(H＋)c(H＋)____1.0×10－7相對大小

＝

＝

<

>

>

<

第1課時

│

新課探究2.溶液的pH(1)定義：pH是c(H＋)的負對數(shù)，其表達式是pH＝________。(2)pH與溶液酸堿性的關系：圖3-2-1(3)pH的適用范圍：1×10－14mol/L≤c(H＋)≤1mol/L的溶液－lgc(H＋)

0

1

2

3

4

5

6

7

8

9

10

11

1213

14中酸

堿第1課時

│

新課探究(4)溶液酸堿性的測定方法①酸堿指示劑法(只能測定溶液的pH范圍)。常見酸堿指示劑的變色范圍：指示劑變色范圍(顏色與pH的關系)石蕊pH＜5____色5～8紫色＞8____色酚酞pH＜8無色8～10淺紅色＞10____色甲基橙pH＜3.1____色3.1～4.4橙色＞4.4黃色紅

藍

紅

紅

第1課時

│

新課探究②利用pH試紙測定。使用的正確操作為______________________________________________________________________________________________________________________________________________________。③利用pH計測定。儀器pH計可精確測定試液的pH(讀至小數(shù)點后2位)。取一小塊pH試紙于干燥潔凈的玻璃片或表面皿上，用干燥潔凈的玻璃棒蘸取試液點在試紙上，當試紙顏色變化穩(wěn)定后迅速與標準比色卡對照，讀出pH第1課時

│

新課探究【思維拓展】用pH試紙測定溶液pH時，若先將pH試紙潤濕，對測定結果會造成怎樣的影響？將pH試紙潤濕后再測定pH，相當于將待測溶液稀釋，故測定酸或堿的溶液，測得的pH分別變大或變小，若測定中性溶液時，pH無影響。第1課時

│

新課探究例3下列溶液一定呈中性的是(

)A．pH＝7的溶液B．c(H＋)＝c(OH－)的溶液C．由強酸、強堿等物質的量反應得到的溶液D．非電解質溶于水得到的溶液第1課時

│

新課探究[答案]B[解析]A項，只有在25℃下pH＝7的溶液才呈中性，如100℃時，純水中有c(H＋)＝c(OH－)＝1.0×10－6mol/L，此時pH＝6為中性，pH＝7為堿性，故A項錯誤；B項，c(H＋)＝c(OH－)的溶液，一定為中性，故B項正確；C項，如果酸、堿不是相同元數(shù)的酸、堿，如H2SO4和NaOH等物質的量混合，酸過量顯酸性，故C項錯誤；D項，如非電解質SO2溶于水得到H2SO3，顯酸性，故D項錯誤。第1課時

│

新課探究例4取pH均等于2的鹽酸和醋酸各100mL，再分別加入足量鋅粉，在相同條件下充分反應，下列敘述不正確的是(

)A．醋酸與鋅反應生成的氫氣多B．生成等量的氫氣時，鹽酸所用的時間少C．醋酸與鋅反應的速率大D．起始時鹽酸和醋酸與鋅反應的速率一樣大第1課時

│

新課探究[答案]B[解析]Zn與酸反應速率的大小取決于溶液中c(H＋)的大小，而生成H2的量則由n(H＋)決定，pH相同的鹽酸和醋酸，醋酸的物質的量濃度大，提供的n(H＋)多，最終得到氫氣多，A項正確；隨著鹽酸、醋酸與鋅反應的進行，鹽酸中c(H＋)減少快，故生成等量的氫氣時，鹽酸所用的時間多，B項錯誤；醋酸與鋅反應后，促進醋酸的電離，醋酸中c(H＋)減少慢，即醋酸與鋅反應的速率大，C項正確；起始時兩種酸中的c(H＋)一樣，故起始反應速率一樣，D項正確。第1課時

│

新課探究【規(guī)律小結】溶液的酸堿性與酸堿強弱的關系(1)區(qū)別：溶液的酸堿性指的是溶液中c(H＋)、c(OH－)的相對大小。酸、堿的強弱是以電解質的電離程度來區(qū)分的；強酸、強堿在水中完全電離，弱酸、弱堿在水中部分電離。(2)聯(lián)系：①強酸溶液的酸性不一定比弱酸溶液的酸性強，中和能力相同的酸，其提供H＋的能力相同；②酸性強的溶液不一定是強酸溶液，酸性相同的溶液弱酸濃度大，中和能力強。第1課時

│

當堂自測當堂自測1．判斷正誤(正確的打“√”，錯誤的打“×”)。(1)25℃時c(H＋)和c(OH－)的乘積小于10－14，說明是抑制水的電離，只能是加入了酸或堿(

)[答案]×

[解析]

有些鹽(如NaHSO4)加入水中也能抑制水的電離。(2)pH為6的溶液一定顯酸性(

)[答案]×[解析]

溶液的酸堿性判斷依據(jù)是c(H＋)和c(OH－)的相對大小，pH為6的溶液可能顯酸性也可能顯中性。第1課時

│

當堂自測(3)某溫度下，純水中c(H＋)＝2.0×10－7mol/L，則此時c(OH－)＝＝5×10－8mol/L(

)[答案]×[解析]

水電離出的c(H＋)＝c(OH－)＝2.0×10－7mol/L。(4)0.1mol·L－1的氫氧化鈉溶液，稀釋后溶液中由水電離的c(H＋)增大(

)[答案]

√[解析]

酸堿性越強對水電離的影響程度越大，水電離的c(H＋)越小。第1課時

│

當堂自測(5)在25℃時，某溶液中由水電離出的c(H＋)＝1×10－12mol/L，則該溶液的pH一定是12(

)[答案]×[解析]pH可能是2或12。(6)25℃時，0.1mol/L的鹽酸中，由水電離出的c(H＋)＝1.0×10－13mol/L(

)[答案]

√第1課時

│

當堂自測2．下列說法正確的是(

)A．水的電離方程式：H2O===H＋＋OH－B．升高溫度，水的電離程度增大C．在NaOH溶液中沒有H＋D．在HCl溶液中沒有OH－[答案]B[解析]水是極弱電解質，只有少部分電離，應用“”表示，故A錯；水的電離是吸熱的，所以升高溫度，電離程度增大，B正確；在NaOH溶液中c(OH－)>c(H＋)，在HCl溶液中c(OH－)<c(H＋)，在酸、堿溶液中都存在H＋和OH－，所以C、D項錯誤。3．常溫下，某溶液中由水電離的c(H＋)＝1×10－13

mol·L－1，該溶液可能是(

)①二氧化硫水溶液②氯化銨水溶液③硝酸鈉水溶液④氫氧化鈉水溶液A．①④B．①②C．②③D．③④[答案]A[解析]由水電離的c(H＋)＝1×10－13

mol·L－1，則該溶液中的溶質對水的電離平衡起抑制作用。由于加酸、堿抑制水的電離，結合選項知A項正確。第1課時

│

當堂自測第1課時

│

當堂自測4．下列溶液一定顯酸性的是(

)A．溶液中c(OH－)>c(H＋)B．滴加紫色石蕊試液后變紅色的溶液C．溶液中c(H＋)＝10－6

mol·L－1D．pH>7的溶液[答案]B[解析]判斷溶液酸堿性的關鍵看c(H＋)和c(OH－)的相對大小，若c(H＋)>c(OH－)，溶液呈酸性；而pH<7或c(H＋)<10－7

mol·L－1，僅適用于常溫時，若溫度不確定，就不能用來判斷溶液的酸堿性；而B項中可使紫色石蕊試液變紅，則該溶液為酸性。5．分析下列條件的改變對水的電離平衡H2O

H＋＋OH－的影響，并填寫下表：

第1課時

│

當堂自測改變條件平衡移動方向溶液中c(H＋)溶液中c(OH－)pH溶液的酸堿性KW升高溫度加入酸加入堿加入活潑金屬(如Na)

[答案]右移增大增大減小中性增大左移增大減小減小酸性不變左移減小增大增大堿性不變右移減小增大增大堿性不變第1課時

│

當堂自測第1課時

│

備用習題備用習題1．水的電離過程為H2O

H＋＋OH－，在不同溫度下其平衡常數(shù)為K(25℃)＝1.0×10－14，K(35℃)＝2.1×10－14。則下列敘述正確的是(

)A．c(H＋)隨著溫度的升高而降低B．在35℃時，c(H＋)＞c(OH－)C．水的電離度α(25℃)＞α(35℃)D．水的電離是吸熱的第1課時

│

備用習題[答案]D[解析]

由題中數(shù)據(jù)可知升溫促進水的電離，因此可知水的電離為吸熱過程且溶液中c(H＋)隨溫度升高而增大，A、C項錯誤、D項正確；純水在任何溫度下，電離出的c(H＋)＝c(OH－)，呈中性，B項錯誤。第1課時

│

備用習題2．下列操作會使H2O的電離平衡向電離方向移動，且pH<7的是(

)A．向水中加少量NaOHB．向水中加少量氨水C．向水中加少量NaHSO4D．將純水加熱到90℃[答案]D[解析]

向水中加少量NaOH、氨水均可抑制水的電離，且pH>7，A、B錯；向水中加少量NaHSO4，電離出的H＋抑制水的電離，C錯；將純水加熱到90℃，水的電離程度增大，c(H＋)>10－7

mol·L－1，pH＜7，D對。

第1課時

│

備用習題3．在由水電離出的c(H＋)＝1×10－14mol·L－1的溶液中，一定能大量共存的離子組是(

)A．K＋、Fe2＋、SO32－、MnO4－B．Na＋、Cl－、NO3－、SO42－C．Al3＋、NH4＋、Cl－、SO42－

D．Na＋、AlO2－、Br－、Cl－[答案]B[解析]

由水電離出的c(H＋)＝1×10－14mol·L－1的溶液中，水的電離受到了抑制，該溶液可能呈酸性也可能呈堿性。在酸性溶液中，MnO4－能氧化Fe2＋和SO32－，H＋與AlO2－不能共存；在堿性溶液中，F(xiàn)e2＋、Al3＋及NH4＋與OH－不能共存，故A、C、D項不合題意。第1課時

│

備用習題4．在水的電離平衡中，c(H＋)和c(OH－)的關系如圖3-2-2所示：圖3-2-2(1)A點水的離子積為1×10－14，B點水的離子積為_______。造成水的離子積變化的原因是______________。(2)100℃時，若向溶液中滴加鹽酸，能否使體系處于B點位置？為什么？_________________________________。(3)100℃時，若鹽酸中c(H＋)＝5×10－4

mol·L－1，則由水電離產(chǎn)生的c(H＋)＝________。第1課時

│

備用習題[答案](1)1×10－12水的電離要吸熱，溫度升高，水的電離程度增大，即離子積增大(2)否，在鹽酸中c(H＋)≠c(OH－)，所以不可能處于B點(3)2×10－9

mol·L－1第2課時

第2課時溶液的pH計算第2課時

│

學習目標學習目標1．學會pH的簡單計算。 2．了解溶液稀釋時pH的變化規(guī)律，會計算各類混合溶液的pH。第2課時

│

新課探究新課探究?知識點一單一溶液的pH計算1．強酸、強堿溶液的pH計算(1)1.0×10－3

mol·L－1鹽酸溶液中，c(H＋)為________________，pH為3。(2)常溫時，將4gNaOH固體溶于水得到1L溶液，該溶液中c(OH－)為____________，根據(jù)水的離子積常數(shù)有c(H＋)＝＝________＝_____________(mol·L－1)，溶液的pH為________。1.0×10－3

mol·L－1

0.1mol·L－1

1.0×10－13

13(3)強酸、強堿溶液pH計算方法：先求出強酸、強堿溶液中的________，強酸直接由酸的濃度求出，強堿先由堿的濃度求出________，再根據(jù)水的離子積換算出________，然后用公式pH＝___________求出pH。2．酸溶液稀釋后的pH變化規(guī)律(1)pH＝1的鹽酸加水稀釋103倍后，溶液中c(H＋)為________mol·L－1，pH為____。(2)將pH＝5的鹽酸加水稀釋103倍，溶液中c(H＋)＝c(H＋)水＋c(H＋)HCl，接近1.0×10－7mol·L－1，其pH____________。第2課時

│

新課探究c(H＋)

c(OH－)

c(H＋)

－lgc(H＋)1.0×10－4

4接近于7(3)pH＝2的醋酸溶液，加水稀釋10倍，由于加水稀釋促進醋酸的電離，溶液中c(H＋)的范圍是__________mol·L－1<c(H＋)<________mol·L－1，其pH大小范圍應是____<pH<____。(4)酸溶液稀釋后的pH變化規(guī)律對于pH＝a的強酸和弱酸溶液，每稀釋10n倍：強酸的pH就____________單位，即pH＝________(其中______<7)；由于稀釋過程中，弱酸還會繼續(xù)電離，故弱酸的pH范圍是____<pH<________(其中________<7)。酸溶液無限稀釋，pH只能無限接近于7，不能________。如圖3-2-2所示：第2課時

│

新課探究1.0×10－3

1.0×10－2

23增大n個a＋n

a＋n

aa＋n

a＋n

大于7

圖3-2-23．堿溶液稀釋后的pH變化規(guī)律(1)pH＝13的NaOH溶液加水稀釋103倍后，溶液中c(OH－)為______________mol·L－1，溶液中c(H＋)為________mol·L－1，pH為10；若加水稀釋10n倍，其pH為________。(2)pH＝11的氨水，若加水稀釋10n倍，其pH大小范圍應是________<pH<________；若無限稀釋時，其pH____________。第2課時

│

新課探究1.0×10－4

1.0×10－10

13－n

11－n

11接近于7(3)堿溶液稀釋后的pH變化規(guī)律對于pH＝b的強堿和弱堿溶液，每稀釋10n倍：強堿的pH__________單位，即pH＝________(其中________>7)；由于稀釋過程中，弱堿還會繼續(xù)電離，故弱堿的pH范圍是________<pH<________(其中________>7)。堿溶液無限稀釋，pH只能無限接近于7，不能________7。如圖所示：圖3-2-3第2課時

│

新課探究減小n個b－n

b－n

b－n

bb－n

小于【思維拓展】對于pH相同的強酸和弱酸(強堿和弱堿)溶液，稀釋相同的倍數(shù)后，pH的變化幅度哪個大；而對于物質的量濃度相同的強酸和弱酸(強堿和弱堿)，稀釋相同的倍數(shù)，pH的變化幅度又是哪個大？兩種情況均為強酸(或強堿)溶液的pH變化幅度大。這是因為強酸(或強堿)是強電解質，不存在電離平衡，已完全電離，隨著加水稀釋，溶液中H＋(或OH－)數(shù)(除水電離的以外)不會增多；而弱酸(或弱堿)是弱電解質，存在電離平衡，隨著加水稀釋，電離程度增大，H＋(或OH－)數(shù)目增多。第2課時

│

新課探究例1常溫下，關于溶液的稀釋的下列說法正確的是(

)A．pH＝3的醋酸溶液稀釋100倍，pH＝5B．pH＝4的H2SO4溶液加水稀釋100倍，溶液中由水電離產(chǎn)生的c(H＋)＝1×10－6

mol·L－1C．將1L0.1mol·L－1的Ba(OH)2溶液稀釋為2L，pH＝13D．pH＝8的NaOH溶液稀釋100倍，其pH＝6第2課時

│

新課探究[答案]C[解析]A項，pH＝3的醋酸溶液在稀釋過程中電離平衡正向移動，稀釋100倍時，3＜pH＜5；B項，pH＝4的H2SO4溶液稀釋100倍時，溶液中的c(H＋)＝1×10－6

mol·L－1，溶液中的c(OH－)＝1×10－8

mol·L－1，水電離的c(H＋)＝1×10－8

mol·L－1；C項，1L0.1mol·L－1的Ba(OH)2溶液稀釋到2L時，c(OH－)＝0.2/2mol·L－1＝0.1mol·L－1，c(H＋)＝1×10－13

mol·L－1，pH＝13；D項，NaOH是堿溶液，無論怎樣稀釋，pH在常溫下不可能變?yōu)?，只能無限接近于7。第2課時

│

新課探究例2

pH＝2的a、b兩種酸溶液各1mL，分別加水稀釋到1000mL，其中pH與溶液體積V的關系如圖3-2-4所示。下列說法正確的是(

)A．a(chǎn)、b兩酸溶液的物質的量濃度一定相等B．稀釋后，a酸溶液的酸性比b酸溶液強C．x＝6時，a是強酸，b是弱酸D．若a、b都是弱酸，則5>x>2圖3-2-4第2課時

│

新課探究[答案]D[解析]讀圖示可知，稀釋過程中，b酸的pH變化小，則b酸較a酸弱，兩者pH相等時，物質的量濃度一定不同，A項錯誤；讀圖知稀釋后a溶液的pH大于b溶液的pH，則a中c(H＋)小于b中c(H＋)，a酸溶液的酸性比b酸溶液的弱，B項錯誤；x＝6時表明，pH＝2的a酸溶液稀釋1000倍，pH不可能增加4，C項錯誤；若a、b都是弱酸，稀釋1000倍后，a、b兩溶液pH均要增大，而增加量均小于3，故5>x>2。第2課時

│

新課探究【特別提醒】酸、堿稀釋注意事項(1)弱酸、弱堿在稀釋過程中有濃度的變化，又有電離平衡的移動，不能求得具體數(shù)值，只能確定其pH的范圍。(2)酸、堿無限稀釋，pH無限接近于7，但不能超過7。第2課時

│

新課探究?知識點二酸、堿混合后溶液的pH計算1．強酸與強酸混合后溶液pH的計算(1)pH＝2的鹽酸與pH＝4的鹽酸，若按1∶10的體積比混合后，溶液的c(H＋)為__________mol·L－1，pH為____。(2)強酸與強酸混合后pH計算方法：c(H＋)混＝，然后再求pH。第2課時

│

新課探究1.0×10－3

3第2課時

│

新課探究1.0×10－2

1.0×10－12

12第2課時

│

新課探究7

311【思維拓展】計算強堿混合溶液pH時，為什么要先求混合后的c(OH－)，再根據(jù)KW求出溶液中的c(H＋)，而不是直接用混合前溶液的c(H＋)進行計算？混合后溶液因電離呈強堿性時，溶液中c(H＋)全部由水電離產(chǎn)生，水電離產(chǎn)生的c(H＋)幾乎可忽略的，所以堿性混合溶液pH計算時不能抓次要因素(用混合前H＋濃度計算)，應抓主要因素(用混合后OH－計算H＋)。第2課時

│

新課探究例3

25℃時，將0.1mol·L－1的鹽酸和0.06mol·L－1Ba(OH)2溶液以等體積混合后，該混合液的pH是(

)A．1.7

B．12.3

C．12

D．2[答案]C第2課時

│

新課探究第2課時

│

新課探究第2課時

│

新課探究[答案](1)1

(2)0.1

(3)10x＋y－14

>第2課時

│

新課探究【規(guī)律小結】溶液pH計算“一個凡是”，“一個必須”(1)凡是單一酸溶液、酸酸混合溶液、酸堿混合酸過量時，均直接求c(H＋)，再求pH；(2)單一堿溶液、堿堿混合溶液、酸堿混合堿過量時，必須先求c(OH－)，再求c(H＋)，最后求pH。第2課時

│

新課探究第2課時

│

當堂自測當堂自測1．判斷正誤(正確的打“√”，錯誤的打“×”)。(1)室溫下pH＝12的NaOH溶液中，c(H＋)＝10－12

mol·L－1，即水電離產(chǎn)生的c(OH－)＝c(H＋)＝10－12

mol·L－1(

)[答案]√(2)室溫下pH＝5的鹽酸和pH＝9的氫氧化鈉溶液以體積比1∶1混合，則混合液顯中性(

)[答案]√第2課時

│

當堂自測(3)25℃將pH＝4的HCl溶液加水稀釋100000倍后，溶液pH＝9(

)[答案]×[解析]

酸無限稀釋接近中性。(4)25℃，體積為V1的強酸與體積為V2的強堿混合后，溶液呈中性，則混合前pH酸、pH堿的關系為pH酸＋pH堿＝14＋lg(V1/V2)(

)[答案]√第2課時

│

當堂自測(5)室溫下，將pH＝10的NaOH溶液與pH＝12的NaOH溶液等體積混合，混合液中的c(H＋)＝0.5(10－10＋10－12)mol/L(

)[答案]×[解析]

應先計算c(OH－)后用KW轉化為c(H＋)。(6)要是醋酸的pH由4變到6，需加水稀釋100倍(

)[答案]×[解析]

醋酸存在電離平衡，將pH＝4的醋酸稀釋100倍后，4＜pH＜6。第2課時

│

當堂自測2．等濃度的下列稀溶液，它們的pH由小到大排列的順序正確的是(

)

①乙酸②鹽酸③硫酸A．①②③ B．③②①C．②③① D．②①③[答案]B[解析]鹽酸、硫酸為強酸，等濃度的二者硫酸中的c(H＋)大于鹽酸，乙酸為弱酸，部分電離。c(H＋)越大，溶液的pH越小，故pH由小到大的順序為③②①。第2課時

│

當堂自測3．常溫下，將10mLpH＝1的CH3COOH加水稀釋至100mL后，溶液的pH為(

)A．2 B．2＜pH＜7C．1＜pH＜2 D．無法判斷[答案]C[解析]弱酸、弱堿在稀釋過程中不僅有濃度的變化，還有電離平衡的移動，不能求得具體的數(shù)值，只能確定其pH的范圍。第2課時

│

當堂自測4．計算25℃時下列溶液的pH：(1)1mLpH＝2的H2SO4加水稀釋至100mL，pH＝________；(2)0.001mol/L的鹽酸，pH＝________；(3)0.01mol/L的NaOH溶液，pH＝________；(4)0.015mol/L的硫酸與0.01mol/L的NaOH等體積混合，混合溶液的pH＝________。[答案](1)4

(2)3

(3)12

(4)2第2課時

│

當堂自測第2課時

│

備用習題備用習題1．分別取下列溶液各2mL，用水稀釋到20mL，溶液的pH由3.0變成4.0，則該溶液是(

)(a)一元強酸(b)二元弱酸(c)一元弱酸(d)二元強酸A．(a) B．(b)C．(a)(c) D．(a)(d)[答案]D

[解析]

體積由2mL→20mL，pH由3.0變?yōu)?.0，c(H＋)由10－3mol/L降為10－4mol/L，必為強酸。第2課時

│

備用習題2．室溫下，下列溶液等體積混合后，所得溶液的pH一定大于7的是(

)A．0.1mol·L－1的鹽酸和0.1mol·L－1的氫氧化鈉溶液B．0.1mol·L－1的鹽酸和0.05mol·L－1的氫氧化鋇溶液C．pH＝4的醋酸溶液和pH＝10的氫氧化鈉溶液D．pH＝4的鹽酸和pH＝10的氨水第2課時

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備用習題[答案]D[解析]

HCl為一元強酸，NaOH為一元強堿，Ba(OH)2為二元強堿，故等體積等物質的量濃度的HCl與NaOH恰好中和，pH＝7；與Ba(OH)2反應時，c(H＋)＝c(OH－)＝2c[Ba(OH)2]，pH＝7，故A、B錯誤；pH＝4的醋酸溶液中電離出的c(H＋)＝1×10－4

mol·L－1，pH＝10的NaOH溶液電離出的c(OH－)＝1×10－4

mol·L－1，因此CH3COOH電離出的H＋恰好與NaOH中和，還有大量的CH3COOH分子過量，故pH<7，同理，D項中氨水過量，溶液顯堿性，pH>7，故C錯誤，D正確。第2課時

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備用習題3．下列敘述正確的是(

)A．100℃純水的pH＝6，所以水在100℃時呈酸性B．pH＝3的鹽酸溶液，稀釋至10倍后pH>4C．0.2mol·L－1的醋酸與等體積水混合后pH＝1D．25℃時，pH＝3的鹽酸與pH＝11的氫氧化鈉等體積混合后pH＝7[答案]D

[解析]

A選項中因為是純水，不管其pH為多少都呈中性；B選項中鹽酸是強酸，所以每稀釋10倍pH增大1，故pH＝4；C選項中將0.2mol·L－1的醋酸與等體積水混合后，溶液的濃度變?yōu)?.1mol·L－1，但由于醋酸是弱酸，所以pH大于1；D選項中鹽酸與氫氧化鈉恰好完全反應，所以呈中性。第2課時

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備用習題4．(1)pH＝2的某酸稀釋100倍，pH________4，pH＝12的某堿稀釋100倍，pH________10。圖3-2-6(2)室溫時，將pH＝5的H2SO4溶液稀釋10倍，c(H＋)∶c(SO)＝________。第2課時

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備用習題(3)MOH和ROH兩種一元堿的溶液分別加水稀釋時，pH變化如圖3-2-6所示。下列敘述中不正確的是(

)A．MOH是一種弱堿B．在x點，MOH完全電離C．在x點，c(M＋)＝c(R＋)D．稀釋前ROH溶液中c(OH－)是MOH溶液中c(OH－)的10倍第2課時

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備用習題[答案](1)≤

≥

(2)2∶1

20∶1

(3)B[解析]

(1)若某酸為強酸，則pH＝4，若為弱酸，則pH<4；同理，對pH＝12的某堿稀釋100倍，pH≥10。(2)pH＝5的H2SO4稀釋10倍，c(H＋)和c(SO)同等倍數(shù)減小，所以c(H＋)∶c(SO)＝2∶1。