3.2.1水的電離溶液的酸堿性與pH（原卷版）

第三章水溶液中的離子反應與平衡第二節(jié)水的電離和溶液的pH3.2.1水的電離溶液的酸堿性與pH板塊導航01/學習目標明確內(nèi)容要求，落實學習任務02/思維導圖構建知識體系，加強學習記憶03/知識導學梳理教材內(nèi)容，掌握基礎知識04/效果檢測課堂自我檢測，發(fā)現(xiàn)知識盲點05/問題探究探究重點難點，突破學習任務06/分層訓練課后訓練鞏固，提升能力素養(yǎng)1.了解水的電離平衡及影響因素2.了解水的離子積并能進行簡單計算3.了解溶液的酸堿性與pH的關系，學會pH的簡單計算。重點:水的離子積、溶液的酸堿性與溶液pH的關系。難點:水的離子積。一、水的電離與水的離子積常數(shù)1.水的電離（1）水是一種的電解質(zhì)。（2）水的電離方程式為或。2.水的離子積常數(shù)1）水的電離平衡常數(shù)水的電離平衡常數(shù)K電離＝。2）水的離子積常數(shù)（1）含義：因為水的濃度可看作常數(shù)，溫度一定，K電離為常數(shù)，c(H2O)為常數(shù)，因此c(H＋)·c(OH－)為常數(shù)。（2）表達式：Kw＝c(H＋)·c(OH－)。（3）數(shù)據(jù)：室溫下，Kw＝，100℃時，Kw＝。（4）影響因素：只與有關，升高，Kw。（5）適用范圍：Kw不僅適用于，也適用于稀的。（6）意義：Kw揭示了在任何水溶液中均存在，只要不變，Kw?！疽族e提醒】①水的離子積常數(shù)Kw＝c(H＋)·c(OH－)，不僅適用于純水，也適用于一切酸、堿、鹽的稀溶液。在任何酸、堿、鹽的稀溶液中，只要溫度一定，Kw就一定。②在不同溶液中，c(H＋)、c(OH－)可能不同，但任何溶液中由水電離產(chǎn)生的c(H＋)、c(OH－)總是相等的。在Kw的表達式中，c(H＋)、c(OH－)均表示整個溶液中H＋、OH－總的物質(zhì)的量濃度而不是單指由水電離出的c(H＋)、c(OH－)。③水的離子積常數(shù)顯示了在任何水溶液中均存在水的電離平衡，都有H＋和OH－共存，只是相對含量不同而已。④水的電離是吸熱過程，升高溫度，水的電離平衡向電離方向移動，c(H＋)和c(OH－)都增大，故Kw增大，但溶液仍呈中性；對于Kw，若未注明溫度，一般認為在常溫下，即25℃。3.影響水電離平衡的因素體系變化條件平衡移動方向Kw水的電離程度c(OH－)c(H＋)HClNaOH可水解的鹽Na2CO3NH4Cl溫度升溫降溫其他：如加入Na【特別提醒】（1）給水加熱，水的電離程度增大，c(H＋)＞10－7mol·L－1，pH<7，但水仍顯中性。（2）酸、堿能抑制水的電離，故室溫下，酸、堿溶液中水電離產(chǎn)生的c(H＋)<1×10－7mol·L－1，而能水解的鹽溶液中水電離產(chǎn)生的c(H＋)[或c(OH－)]>1×10－7mol·L－1。4.水的電離平衡曲線分析如圖所示，從點線面三維角度認識水的電離平衡曲線：1）從面的角度——水的離子積橫縱坐標為反比例函數(shù)關系，＝Kw。2）從線的角度——溫度關系和溶液酸堿性（1）T1、T2對應線為線，每條線上各點對應的離子積；升高，水的電離程度，水的離子積，則T2T1。（2）ab線為中性溶液線，ab線上c(H＋)c(OH－)，溶液呈性，ab線上方c(H＋)c(OH－)，溶液呈性，ab線下方c(H＋)c(OH－)，溶液呈性。3）從點的角度——條件改變（1）同一等溫線上點的變化，離子積常數(shù)，即c(H＋)·c(OH－)，c(H＋)和c(OH－)之間為關系，可以通過加入酸、堿、鹽，如a→d，可以加入。（2）不同等溫線上點的變化，離子積常數(shù)，即溫度發(fā)生了改變。若在ab線上，只能通過溫度，例如a→b，通過溫度即可實現(xiàn)；若不在ab線上，應先溫度，再加入，例如a→e，應先溫度，再加入。5.水電離出的c(H＋)或c(OH－)的計算1）先定性根據(jù)水的電離平衡影響規(guī)律——酸堿抑制，弱鹽促進，常溫下酸或堿溶液中水電離出的c(H＋)或c(OH－)10－7mol·L－1，含有弱酸根離子或弱堿陽離子的鹽溶液中水電離出的c(H＋)或c(OH－)10－7mol·L－1。2）后定量（1）pH＝a(a＜7)的酸溶液中c(H＋)＝10－amol·L－1主要由提供，溶液中c(OH－)＝10a－14mol·L－1由提供；（2）pH＝a(a＞7)的堿溶液中c(OH－)＝10a－14mol·L－1主要由提供，c(H＋)＝10－amol·L－1由提供；（3）能水解的鹽溶液中c(H＋)、c(OH－)都是由提供。若pH＝a(a＜7)，由水電離出c(H＋)＝c(OH－)10－amol·L－1，若pH＝a(a＞7)，由水電離出c(H＋)＝c(OH－)10a－14mol·L－1。二、溶液的酸堿性和pH【思考與討論】p64參考答案（1）水中存在電離平衡：H2OH++OH，加入酸或堿對水的電離起抑制作用，根據(jù)平衡移動原理，酸性溶液中有存在，堿性溶液中也有存在。（2）體系純水向純水加入少量鹽酸向純水加入少量氫氧化鈉溶液c(H＋)c(OH－)c(H＋)和c(OH－)的大小比較1.溶液酸堿性的判斷溶液呈酸性、堿性還是中性，應看c(H＋)和c(OH－)的，判斷溶液酸堿性的依據(jù)主要有三點：判據(jù)1在25℃時的溶液中：c(H＋)>1×10－7mol/L溶液呈性，且c(H＋)越，性越強；c(H＋)＝1×10－7mol/L溶液呈性；c(H＋)<1×10－7mol/L溶液呈性，且c(OH－)越，性越強。判據(jù)2在25℃時的溶液中：pH<7溶液呈性，且pH越，性越強；pH＝7溶液呈性；pH>7溶液呈性，且pH越，性越強判據(jù)3在任意溫度下的溶液中：（1）根據(jù)c(H＋)和c(OH－)的相對大小進行判斷c(H＋)>c(OH－)，或c(H＋)＞eq\r(Kw)mol·L－1，呈性；c(H＋)＝c(OH－)，或c(H＋)＝eq\r(Kw)mol·L－1，呈性；c(H＋)<c(OH－)，或c(H＋)＜eq\r(Kw)mol·L－1，呈性。（2）根據(jù)pH、pOH、peq\r(Kw)進行判斷pH＜peq\r(Kw)＜pOH，呈性；pH＝pOH＝peq\r(Kw)，呈性；pOH＜peq\r(Kw)＜pH，呈性。其中：pOH＝－lgc(OH－)，peq\r(Kw)＝－lgeq\r(Kw)，pH＋pOH＝2peq\r(Kw)。判據(jù)4混合溶液酸堿性的判斷方法（1）等濃度等體積一元酸與一元堿溶液的混合——“誰強顯，同強顯”。（2）常溫下，等體積、pH之和等于14的一強一弱酸與堿混合溶液——“誰弱誰過量，誰弱顯”。（3）強酸、強堿等體積混合(常溫下)①pH之和等于14呈性；②pH之和小于14呈性；③pH之和大于14呈性。【易錯提醒】1.溶液顯酸堿性的實質(zhì)是溶液中c(H＋)與c(OH－)的相對大小。2.用pH判斷溶液酸堿性時，要注意條件，即溫度。不能簡單地認為pH等于7的溶液一定為中性，如100℃時，pH＝6為中性，pH<6才顯酸性，pH>6顯堿性，所以使用pH時需注明溫度，若未注明溫度，一般認為是常溫，就以pH＝7為中性。2.pH及其測量1)pH計算公式：pH＝，如：c(H＋)＝1.0×10－5mol·L－1的酸性溶液pH＝。2)pH意義：pH越大，溶液堿性越；pH越小，酸性越。3)溶液的酸堿性與pH的關系(常溫下)【特別提醒】pH的范圍為0~14,即只有c(H+)或c(OH)≤1mol·L1時才能適用。4)測量方法（1）酸堿指示劑法酸堿指示劑一般是有機弱酸或弱堿，它們的顏色在一定的pH范圍內(nèi)發(fā)生變化，因此，可以用這些弱酸、弱堿來粗略測定溶液的pH范圍，不能準確測定出pH的具體值。幾種常用指示劑的變色范圍和顏色變化如表所示：指示劑變色范圍(pH)遇酸的顏色遇堿的顏色甲基橙3.1eq\o(→,\s\up7(橙色))4.4石蕊5.0eq\o(→,\s\up7(紫色))8.0酚酞8.2eq\o(→,\s\up7(粉紅色))10.0（2）pH試紙法：①種類a.廣泛pH試紙：其pH范圍是(最常用)。b.精密pH試紙：其pH范圍較窄，可判別0.2或0.3的pH差值。c.專用pH試紙：用于酸性、中性或堿性溶液的專用pH試紙。②使用方法：用鑷子夾取一小塊試紙放在干燥潔凈的或上，用玻璃棒蘸取待測液點在試紙的中央，變色后與標準比色卡對照，即可確定溶液的pH?！疽族e提醒】①不能把試紙放在待測液中測定。②pH試紙使用前不能用蒸餾水潤濕，使用pH試紙測溶液pH時用蒸餾水潤濕相當于將待測液稀釋，測定的pH不準確。③不能用pH試紙測定“漂白性”溶液的pH，如NaClO溶液、氯水，應選擇pH計測定溶液的pH。④使用廣泛pH試紙測溶液的pH，讀數(shù)只讀取整數(shù)，如pH＝2，而不會是2.1、2.5等小數(shù)值，使用范圍為0～14。（3）pH計測量法，pH計又稱酸度計，可以用來精密測量溶液的pH。測得的溶液pH可以是整數(shù)或小數(shù)。3.溶液pH的計算（1）單一溶液的pH計算①強酸溶液：如HnA，設濃度為cmol·L－1，c(H＋)＝mol·L－1，pH＝－lgc(H＋)＝。②強堿溶液(25℃)：如B(OH)n，設濃度為cmol·L－1，c(H＋)＝mol·L－1，pH＝－lgc(H＋)＝。（2）混合溶液pH的計算類型①兩種強酸混合：直接求出c(H＋)混，再據(jù)此求pH。c(H＋)混＝。②兩種強堿混合：先求出c(OH－)混，再據(jù)Kw求出c(H＋)混，最后求pH。c(OH－)混＝。③強酸、強堿混合：先判斷哪種物質(zhì)過量，再由下式求出溶液中H＋或OH－的濃度，最后求pH。c(H＋)混或c(OH－)混＝。（3）稀釋后溶液pH的變化規(guī)律①對于強酸溶液(pH＝a)每稀釋10n倍，pH增大n個單位，即pH＝。②對于強堿溶液(pH＝b)每稀釋10n倍，pH減小n個單位，即pH＝。③對于弱酸溶液(pH＝a)每稀釋10n倍，pH的范圍是：(即對于pH相同的強酸和弱酸稀釋相同倍數(shù)，強酸pH變化的程度大)。④對于弱堿溶液(pH＝b)每稀釋10n倍，pH的范圍是：(即對于pH相同的強堿和弱堿稀釋相同倍數(shù)，強堿pH變化的程度大)。（4）25℃時，將強酸、強堿溶液以某體積之比混合，若混合液呈中性，pH酸＋pH堿＝14－lgeq\f(V堿,V酸)，現(xiàn)舉例如下：V酸∶V堿c(H＋)∶c(OH－)pH酸＋pH堿10:11∶101∶11∶11:1010∶14．pH的應用①人體健康：人體各種體液都有一定的pH，當酸堿平衡失調(diào)時，人體就表現(xiàn)出病變，因而可以利用檢測血液中的pH來。②生活應用：利用護發(fā)素保護頭發(fā)，就是通過調(diào)節(jié)頭發(fā)的pH使之達到。③環(huán)保領域：酸性或堿性的廢水的處理，可以利用中和反應調(diào)節(jié)。④農(nóng)業(yè)生產(chǎn)：土壤的pH影響植物對不同形態(tài)養(yǎng)分的吸收及養(yǎng)分的有效性，各種作物的生長也都對土壤的pH范圍有一定的要求，因而應注意保持。⑤科學實驗、工業(yè)生產(chǎn)：常常是影響實驗結果或產(chǎn)品質(zhì)量、產(chǎn)量的一個關鍵因素。1．請判斷下列說法的正誤(正確的打“√”，錯誤的打“×”)（1）室溫下，pH=2的HCl溶液與pH=2的CH3COOH溶液水的電離程度相等。()（2）25℃時，向0.1mol·L1氨水中加水稀釋，溶液中各離子的濃度均減小。()（3）c(OH)>1×107mol·L1某電解質(zhì)溶液一定是堿性溶液。()（4）用廣泛pH試紙測得某溶液的pH為3.4，用pH計測得某溶液的pH為7.45。()（5）pOH=lgc(OH)，常溫下溶液中的pH+pOH=14，正常人的血液pH=7.3，則正常人血液(人的體溫高于室溫)的pOH等于6.7。()（6）室溫下，用pH試紙測得某NaClO溶液的pH=9。()（7）T℃時，某溶液的pH>7，則該溶液呈堿性。()（8）pH試紙可以測定所有溶液的pH。()(9)若溶液中c(H＋)=c(OH)，則溶液為中性。()(10)將水加熱，Kw增大，pH減小。()(11)水的離子積常數(shù)的數(shù)值大小與溫度和稀水溶液的濃度有關。()(12)某溫度下，純水中c(H＋)=2.0×107mol·L1，則此時c(OH)=5×108mol·L1。()(13)在表達式Kw=c(H＋)·c(OH)中c(H＋)、c(OH)一定是水電離出的。()(14)25℃時，向純水中通入一定量SO2，水的電離平衡不移動，Kw不變。()(15)pH=5的CH3COOH溶液和pH=5的NH4Cl溶液中，c(H+)不相等。()2．水的離子積常數(shù)，是表示溶液中氫氧離子和的比例關系的常數(shù)。它和溫度的關系如下表所示：溫度/℃25水的離子積（1）時，水的離子積，則（填“”“”或“<”）25，其判斷依據(jù)是。（2）時，的硫酸溶液，其，其中由水電離產(chǎn)生的。向該硫酸溶液中滴入幾滴甲基橙指示劑，溶液呈色。（3）時，某溶液中，取該溶液加水稀釋至，則稀釋后溶液中。（4）在溫度下，某溶液的，則該溶液_______（填字母）。A．呈中性 B．呈堿性C．呈酸性 D．?問題一水的電離平衡及其影響因素【典例1】下列關于水的電離H2O?H++OH?

ΔH>0的說法不正確的是A．將水加熱至50℃，水的電離平衡正向移動，水依然呈中性B．向水中加入少量NaOH，水的電離平衡逆向移動，溶液呈堿性C．向水中加入少量NH4Cl，水的電離平衡正向移動，溶液呈酸性D．常溫下，pH=2的鹽酸中，水電離的c(H+)=1.0×10?2mol·L?1【變式11】在25℃時，水的電離達到平衡：，下列敘述正確的是A．向水中加入稀氨水，平衡向左移動，溶液中降低B．向水中加入少量固體硫酸氫鈉，溶液中減小，不變C．向水中加入少量固體，溶液中增大，平衡向左移動D．將水加熱，增大，pH減小【變式12】關于水的說法，下列錯誤的是A．水的電離方程式2H2O?H3O++OH B．純水的pH可能為6C．25℃時水中通入少量HCl，KW減小 D．水的電離?H>0?問題二水電離出的c(H＋)和c(OH－)的計算【典例2】25℃在等體積的①pH=0的H2SO4溶液，②0.05mol·L1的Ba(OH)2溶液，③pH=10的Na2S溶液，④pH=5的NH4NO3溶液中，發(fā)生電離的水的物質(zhì)的量之比是A．1∶10∶1010∶109 B．1∶5∶5×109∶5×109C．1∶20∶1010∶109 D．1∶10∶104∶109【變式21】室溫下的溶液中，由水電離出的約為A． B．C． D．【變式22】已知：水的電離平衡為，下列說法不正確的是A．純水加熱，增大，pH減小B．純水中加入固體，平衡逆向移動，降低C．25℃時，的鹽酸中，由水電離出的D．相同溫度下，pH相同的溶液和氨水中水的電離程度相同?問題三溶液酸堿性的判斷【典例3】下列說法不正確的是A．pH>7的溶液不一定呈堿性B．一定顯中性C．水電離出的氫離子物質(zhì)的量濃度為一定顯中性D．氨水和鹽酸反應后的溶液，若溶液呈中性，則【變式31】下列關于溶液的酸堿性，說法正確的是A．pH=7的溶液呈中性B．中性溶液中一定有c(H＋)=1.0×10－7mol·L－1C．若水電離出的c(OH－)=1.0×10－11mol·L－1，則溶液可能呈酸性，也可能呈堿性D．在100℃時，純水的pH<7，因此顯酸性【變式32】下列溶液一定呈中性的是A．的溶液B．mol?L的純水C．滴加酚酞試液呈無色的溶液D．水電離出的氫離子的物質(zhì)的量濃度為mol/L?問題四溶液pH的計算【典例4】常溫下，將溶液與溶液等體積混合，該混合溶液的等于(混合后體積變化忽略不計)A．1 B．7 C．13 D．14【變式41】常溫時，下列敘述正確的是A．醋酸溶液的，將此溶液稀釋10倍后，溶液的，則B．若1mLpH=1的鹽酸與100mLNaOH溶液混合后，溶液的pH=7則NaOH溶液的pH=11C．鹽酸的，鹽酸的D．在滴有酚酞溶液的氨水里，加入NH4Cl至溶液恰好無色，則此時溶液的pH＜7【變式42】“火星上‘找’到水的影子”被《科學》雜志評為10大科技突破之一。某溫度下，重水(D2O)的離子積，可以用pH一樣的定義來規(guī)定。下列說法錯誤的是A．重水是極弱的電解質(zhì)，將金屬Na加入重水中，重水的電離程度增大B．該溫度下，純重水的C．該溫度下，1L含0.01molDCl的重水溶液，其pD=2D．該溫度下，在100mL的DCl重水溶液中，加入100mLNaOD的重水溶液，充分反應后溶液的pD=13(忽略溶液體積的變化)1．常溫下，用0.1mol/LNaOH溶液滴定0.1mol/L鹽酸，達到滴定終點時不慎多滴了半滴NaOH溶液(假設1滴溶液的體積約為0.04mL)，繼續(xù)加水稀釋至50mL，所得溶液的pH約為(

)已知①lg2=0.3；②不考慮溶液混合時體積和溫度的變化。A．8.4 B．9.0 C．9.6 D．11.62．下列關于水的離子積常數(shù)的敘述錯誤的是A．水的離子積常數(shù)的表達式是Kw=c(OH)c(H+)B．水的離子積常數(shù)Kw隨著溶液中H+濃度或OH濃度的變化而變化C．水的離子積常數(shù)僅是溫度的函數(shù)D．水的離子積常數(shù)Kw隨溫度的升高而增大3．水是最寶貴的資源之一，下列表述正確的是A．c(H+)=1×10?6mol·L?1的水一定呈酸性B．溫度升高，純水中的c(H+)增大，c(OH)減小C．一定溫度下，向水中加入酸，可抑制水的電離D．一定溫度下，向水中加入堿，可使水的離子積減小4．判斷溶液的酸堿性有多種方法。下列溶液一定顯堿性的是A．能夠使甲基橙呈黃色的溶液 B．的溶液C．溶液中： D．溶液中：5．下列有關說法不正確的是A．的醋酸溶液與的鹽酸等體積混合，混合液的B．，的溶液，水電離出的C．任何溫度下，都可利用和濃度的相對大小來判斷溶液的酸堿性D．，用試紙測得某氯水的為56．健康人體的血液呈弱堿性（7.35～7.45），下列描述中能確定某溶液一定呈堿性的是A．溶液中含OH B．溶液中滴入甲基橙后呈現(xiàn)黃色C．溶液的 D．溶液中存在7．下列敘述正確的是A．使甲基橙顯黃色的溶液一定是堿性溶液B．用潤濕的pH試紙測定1mol?L硫酸氫鈉溶液的pH，結果偏高C．一定溫度下，的氨水，稀釋10倍后，其，則D．由水電離出來的的濃度為mol?L，則原溶液的8．（1）t℃時，水的，則該溫度(填“>”“<”或“=”)25℃，其理由是。（2）在（1）中所述溫度下，的溶液呈(填“酸性”“堿性”或“中性”)；若該溶液中只存在溶質(zhì)，則由水電離出的。（3）實驗室用和稀硫酸制取，反應時溶液中水的電離平衡(填“向左”“向右”或“不”，下同)移動。在新制氯水中加入少量固體，水的電離平衡移動。（4）25℃時，的鹽酸中水的電離程度(填“大于”“小于”或“等于”)的溶液中水的電離程度。（5）乙酸(甲，)和氯乙酸(乙，)的水溶液中，下列可以表示兩溶液中由水電離出的與加入水的體積V之間關系的是(填字母)。a..c.d.1．常溫下，四種溶液：①的氨水②的氫氧化鈉溶液③的醋酸④的鹽酸，下列說法錯誤的是A．將溶液①、④等體積混合，所得溶液顯堿性B．分別取1mL稀釋至10mL，四種溶液的pH：②>①>④>③C．向溶液③、④中分別加入適量的醋酸鈉晶體后，兩種溶液的pH均增大D．將aL溶液②和bL溶液④混合后，若所得溶液，則2．