2024-2025學(xué)年新教材高中化學(xué)第3章水溶液中的離子反應(yīng)與平衡第2節(jié)第1課時水的電離溶液的酸堿性與pH教案新人教版選擇性必修第一冊

PAGE10-第1課時水的電離溶液的酸堿性與pH發(fā)展目標體系構(gòu)建1.相識水的電離，了解水的離子積常數(shù)。2.相識溶液的酸堿性及pH，駕馭檢測溶液pH的方法。一、水的電離1．水的電離水是一種極弱的電解質(zhì)，電離方程式為H2O＋H2OH3O＋＋OH－，也可簡寫為H2OH＋＋OH－。2．水的離子積常數(shù)(1)水的電離常數(shù)：K電離＝eq\f(cH＋·cOH－,cH2O)。(2)水的離子積常數(shù)Kw＝c(H＋)·c(OH－)。隨著溫度的上升，水的離子積增大。在室溫下，純水中的c(H＋)＝c(OH－)＝10－7mol·L－1，Kw＝1.0×10－14。(3)適用范圍Kw不僅適用于純水，也適用于稀的電解質(zhì)溶液。上升溫度，水的平衡常數(shù)如何改變？提示：上升溫度，水的平衡常數(shù)增大。二、溶液的酸堿性與pH1．比較常溫時下列狀況中，c(H＋)和c(OH－)的值或改變趨勢(選填“增大”或“減小”“1×10－7mol·L－1”體系純水向純水中加入少量鹽酸向純水中加入少量氫氧化鈉溶液c(H＋)10－7_mol·L－1增大減小c(OH－)10－7_mol·L－1減小增大c(H＋)和c(OH－)的大小比較相等c(H＋)>c(OH－)c(H＋)<c(OH－)酸性溶液中是否含有OH－，堿性溶液中是否含有H＋？提示：依據(jù)水的離子積常數(shù)Kw＝c(H＋)·c(OH－)可以推斷，酸性溶液中、堿性溶液中均含有H＋和OH－。2．溶液的酸堿性與c(H＋)、c(OH－)的關(guān)系(選填“＞”“＜”或“＝”)c(H＋)與c(OH－)的關(guān)系c(H＋)的范圍(25℃)/(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＋)<1.0×10－73.溶液的酸堿性與pH(1)pH(2)溶液的酸堿性與pH的關(guān)系(常溫下)(3)溶液酸堿性的測定方法①酸堿指示劑法該法只能測其酸堿性，即pH的大致范圍，不能測出詳細數(shù)值，常見的酸堿指示劑的變色范圍(pH)：②利用pH試紙測定。運用pH試紙的正確操作為取一小塊pH試紙于干燥干凈的玻璃片或表面皿上，用干燥干凈的玻璃棒蘸取試液點在試紙上，當試紙顏色改變穩(wěn)定后快速與標準比色卡比照，讀出pH。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)。(4)pH的應(yīng)用①醫(yī)學(xué)上血液的pH是診斷疾病的一個重要參數(shù)。②人體健康調(diào)整：如洗發(fā)時人們用的護發(fā)素主要功能是調(diào)整頭發(fā)的pH使之達到相宜的酸堿度。③環(huán)保領(lǐng)域中測定酸性或堿性廢水的pH，利用中和反應(yīng)進行處理。④在農(nóng)業(yè)生產(chǎn)中調(diào)整土壤的pH，更相宜農(nóng)作物生長。⑤在科學(xué)試驗和工業(yè)生產(chǎn)中，溶液的pH是影響試驗結(jié)果或產(chǎn)品質(zhì)量、產(chǎn)量的一個關(guān)鍵因素。某溶液的pH＝6，則該溶液肯定顯酸性嗎？同樣，某溶液的pH＝7，則該溶液肯定顯中性嗎？提示：pH＝6的溶液不肯定顯酸性，如100℃時蒸餾水的pH＝6，但呈中性；pH＝7的溶液不肯定顯中性，如100℃時pH＝7的溶液呈堿性。1．推斷正誤(正確的打“√”，錯誤的打“×”)。(1)溫度肯定時，水的電離常數(shù)與水的離子積常數(shù)相等。 (×)(2)100℃的純水中c(H＋)＝1×10－6mol·L－1，此時水呈酸性。 (×)(3)任何溫度下，利用H＋和OH－濃度的相對大小均可推斷溶液的酸堿性。 (√)(4)某溶液的c(H＋)＞10－7mol·L－1，則該溶液呈酸性。 (×)2．25℃時，水的電離達到平衡：H2OH＋＋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CH3COOH，平衡逆向移動，c(H＋)降低D．將水加熱，Kw增大，c(H＋)不變B[本題考查外界條件對水的電離平衡的影響。解答時要先分析水的電離平衡的移動方向，再探討c(H＋)、c(OH－)或Kw的改變。向水中加入稀氨水，c(OH－)增大，平衡逆向移動，c(H＋)減小，A項不正確；向水中加入少量固體NaHSO4：NaHSO4=Na＋＋H＋＋SOeq\o\al(2－,4)，c(H＋)增大，但Kw不變，B項正確；向水中加入少量CH3COOH后，使水的電離平衡逆向移動，c(OH－)減小，c(H＋)增大，C項不正確；將水加熱，水的電離平衡正向移動，c(H＋)、c(OH－)均增大，Kw增大，c(H＋)增大，D項不正確。]3．常溫下，某溶液中由水電離出的c(H＋)水＝1.0×10－13mol·L－1，該溶液可能是()A．二氧化硫水溶液B．氯化鈉水溶液C．硝酸鈉水溶液D．硫酸鈉水溶液A[c(H＋)水＝1.0×10－13mol·L－1＜1.0×10－7mol·L－1，說明水的電離受到抑制，溶液既可能呈酸性，也有可能呈堿性。A項，SO2＋H2OH2SO3，H2SO3HSOeq\o\al(－,3)＋H＋，HSOeq\o\al(－,3)SOeq\o\al(2－,3)＋H＋，溶液呈酸性。B、C、D項溶液呈中性，不符合題意。]水的電離(素養(yǎng)養(yǎng)成——宏觀辨識與微觀探析)用電導(dǎo)儀測定水的電導(dǎo)率，如下圖。接通直流電源，發(fā)覺純水的電導(dǎo)率不為零，說明純水中含有自由移動的離子，說明純水中部分水發(fā)生了電離。[問題1]由以上試驗推斷水是不是電解質(zhì)？若是，請寫出水的電離方程式，并推斷由水分子電離出的OH－和H＋數(shù)目是否相等？提示：水是弱電解質(zhì)，H2OH＋＋OH－，水電離出的H＋和OH－的數(shù)目相等。[問題2]結(jié)合弱電解質(zhì)電離平衡的影響因素，填寫下表空白。水的電離平衡：H2OH＋＋OH－ΔH＞0影響因素移動方向c(H＋)c(OH－)Kw升溫向右移動增大增大增大加酸向左移動增大減小不變加堿向左移動減小增大不變[問題3]在水的離子積常數(shù)Kw＝c(H＋)·c(OH－)中，c(H＋)、c(OH－)都是水電離出的c(H＋)、c(OH－)嗎？在酸或堿溶液中水電離出的c(H＋)與c(OH－)還相等嗎？提示：Kw＝c(H＋)·c(OH－)中，c(H＋)、c(OH－)不肯定都是水電離出來的。在酸或堿溶液中水電離出的c(H＋)與c(OH－)相等。水電離出的c(H＋)或c(OH－)的計算Kw表達式中，c(H＋)、c(OH－)均表示整個溶液中總物質(zhì)的量濃度，但是一般狀況下有：(1)酸溶液中Kw＝c(H＋)酸·c(OH－)水(忽視水電離出的H＋的濃度)，即c(H＋)水＝c(OH－)水＝Kw/c(H＋)酸。(2)堿溶液中Kw＝c(H＋)水·c(OH－)堿(忽視水電離出的OH－的濃度)，即c(H＋)水＝Kw/c(OH－)堿。(3)純水中，水電離出的c(H＋)與水電離出的c(OH－)肯定相等，即c(H＋)＝c(OH－)＝eq\r(Kw)。1．常溫下，0.1mol·L－1的NaOH溶液中由水電離出的OH－的物質(zhì)的量濃度為()A．0.1mol·L－1B．1.0×10－13mol·L－1C．1.0×10－7mol·L－1D．1.0×10－6mol·L－1B[NaOH為強堿，在水溶液中完全電離為Na＋和OH－，水電離出的OH－很少，可以忽視不計，所以0.1mol·L－1的NaOH溶液中c(OH－)＝0.1mol·L－1，則由水電離出的OH－的物質(zhì)的量濃度＝c(H＋)＝eq\f(Kw,cOH－)＝eq\f(1.0×10－14,0.1)＝1.0×10－13mol·L－1。]2．已知水在25℃和100℃時，電離平衡曲線如圖所示：(1)25℃時水的電離平衡曲線應(yīng)為________(填“A”或“B”)，請說明理由______________________________________。(2)將A點變?yōu)锽點，實行的措施是_______________________。(3)C點c(H＋)＝________，D點c(OH－)＝________。[解析](1)水的電離是吸熱過程，當溫度上升時，促進水的電離，水的離子積增大，水中c(H＋)、c(OH－)都增大，結(jié)合圖像中A、B曲線改變狀況及c(H＋)、c(OH－)可以推斷25℃時水的電離平衡曲線應(yīng)為A。(2)A點Kw＝10－14，B點Kw＝10－12，故由A點變?yōu)锽點須進行升溫。(3)c(H＋)＝eq\f(Kw,cOH－)＝eq\f(10－14,10－6)mol·L－1＝10－8mol·L－1。c(OH－)＝eq\f(Kw,cH＋)＝eq\f(10－14,10－6)mol·L－1＝10－8mol·L－1。[答案](1)A水的電離是吸熱過程，溫度低時，電離程度小，c(H＋)、c(OH－)小(2)上升溫度至100℃(3)10－8mol·L－110－8mol·L－1溶液pH的測定與計算(素養(yǎng)養(yǎng)成——宏觀辨識與微觀探析)中學(xué)化學(xué)試驗中，淡黃色的pH試紙常用于測定溶液的酸堿性。在25℃時，若溶液的pH＝7，試紙不變色；若pH<7，試紙變紅色；若pH>7，試紙變藍色。而要精確測定溶液的pH，需用pH計。pH計主要通過測定溶液中H＋濃度來測定溶液的pH。[問題1]現(xiàn)欲測定100℃沸水的pH及酸堿性，甲同學(xué)運用pH試紙測定，請推想pH試紙呈什么顏色，溶液的酸堿性如何？提示：試紙呈淡黃色，沸水呈中性。[問題2]同樣測定100℃沸水的pH及酸堿性，乙同學(xué)選擇了pH計，請分析pH計的讀數(shù)等于7嗎？水溶液還呈中性嗎？提示：由于沸水電離程度增大，溶液中c(H＋)增大，所以測定的pH<7，但由于c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈中性。[問題3]丙同學(xué)測定溶液pH時先將pH試紙潤濕后再進行測定。分析這樣測定的pH會有怎樣的誤差？提示：可能變大，可能變小，也可能不變。因為用水潤濕以后再測定溶液的酸堿性時就相當于稀釋溶液，當溶液為酸性時，酸性減弱，pH變大；當溶液為堿性時，堿性減弱，pH變小；當溶液呈中性時，用水潤濕，沒有影響，所以pH不變。[問題4]25℃某溶液由水電離出的c(H＋)＝1×10－12mol·L－1，請?zhí)骄吭撊芤旱膒H可能為多少？提示：若為酸性溶液，則水電離出的c(OH－)＝1×10－12mol·L－1，則c(H＋)＝eq\f(1×10－14,1×10－12)mol·L－1＝1×10－2mol·L－1，則pH＝2；若為堿性溶液，則c(H＋)＝c(H＋)水＝1×10－12mol·L－1，則pH＝12。1．單一溶液pH的計算(1)強酸溶液，如HnA溶液，設(shè)溶質(zhì)的物質(zhì)的量濃度為cmol·L－1，c(H＋)＝ncmol·L－1，pH＝－lgc(H＋)＝－lgnc。(2)強堿溶液，如B(OH)n溶液，設(shè)溶質(zhì)的物質(zhì)的量濃度為cmol·L－1，c(H＋)＝eq\f(10－14,nc)mol·L－1，pH＝－lgc(H＋)＝14＋lgnc。2．兩強酸混合后pH的計算由c(H＋)混＝eq\f(cH＋1V1＋cH＋2V2,V1＋V2)先求出混合后的c(H＋)混，再依據(jù)公式pH＝－lgc(H＋)求pH。若兩強酸溶液等體積混合，可采納速算方法：混合后溶液的pH等于混合前溶液pH小的加0.3。如pH＝3和pH＝5的鹽酸等體積混合后，pH＝3.3。3．兩強堿混合后pH的計算由c(OH－)混＝eq\f(cOH－1V1＋cOH－2V2,V1＋V2)先求出混合后的c(OH－)混，再通過Kw求出混合后的c(H＋)，最終求pH。若兩強堿溶液等體積混合，可采納速算方法：混合后溶液的pH等于混合前溶液pH大的減0.3。如pH＝9和pH＝11的燒堿溶液等體積混合后，pH＝10.7。4．強酸、強堿混合后溶液pH的計算方法(1)若強酸、強堿混合恰好完全反應(yīng)，則混合后溶液中的pH＝7(25℃)。(2)若酸過量，干脆求反應(yīng)后溶液中的c混(H＋)，c混(H＋)＝eq\f(cH＋V酸－cOH－V堿,V酸＋V堿)。(3)若堿過量，應(yīng)先求混合后溶液中的c混(OH－)，再求c混(H＋)，c混(OH－)＝eq\f(cOH－V堿－cH＋V酸,V酸＋V堿)，c混(H＋)＝eq\f(Kw,c混OH－)。題組1溶液pH的測定1．用pH試紙測定溶液的pH，正確操作是()A．將一小塊試紙放在表面皿上，用玻璃棒蘸取少量待測液點在試紙上，再與標準比色卡比照B．將一小塊試紙用蒸餾水潤濕后放在表面皿上，用玻璃棒蘸取少量待測液點在試紙上，再與標準比色卡比照C．將一小塊試紙在待測液中蘸一下，取出后放在表面皿上，與標準比色卡比照D．將一小塊試紙先用蒸餾水潤濕后，再在待測液中蘸一下，取出后與標準比色卡比照A[A項，正確；B項，pH試紙不能預(yù)先用蒸餾水潤濕，否則測酸溶液的pH時將會使所測pH偏大，測堿溶液的pH時將會使所測pH偏小，而對中性溶液不影響；C項，不能將pH試紙浸入到溶液中去測溶液的pH；D項明顯不對。]2．有一學(xué)生在試驗室測某溶液的pH，試驗時，他先用蒸餾水潤濕pH試紙，然后用干凈干燥的玻璃棒蘸取試樣進行檢測。(1)該學(xué)生的操作________(填“正確”或“錯誤”)，其理由是__________________________________________________________________；(2)該操作是否肯定有誤差？_____________________________________________________________________________________________________；(3)若用此方法分別測定c(OH－)相等的氫氧化鈉溶液和氨水的pH，誤差較大的是____________，緣由是____________；(4)只從下列試劑中選擇試驗所需的試劑，你能否區(qū)分0.1mol·L－1硫酸溶液和0.01mol·L－1硫酸溶液？________(填“能”或“否”)，簡述操作過程：____________________________。試劑：a.紫色石蕊試液b．酚酞試液c．甲基橙溶液d．蒸餾水e．氯化鋇溶液f．pH試紙[解析](1)用pH試紙測量溶液時，pH試紙不能潤濕，否則相當于將原溶液稀釋。(2)若溶液呈酸性或堿性，稀釋必定會造成測量數(shù)據(jù)錯誤，若溶液呈中性，則對結(jié)果無影響。(3)NH3·H2O是弱電解質(zhì)，加水稀釋時，促進它的電離，故對OH－濃度相等的氫氧化鈉和氨水溶液來說，加水稀釋相同倍數(shù)，氨水的pH減小程度小些，誤差小些。(4)分別測定這兩種硫酸溶液的pH，pH較小的是濃度較大的硫酸溶液，pH較大的是濃度較小的硫酸溶液。[答案](1)錯誤該學(xué)生測得的pH是稀釋后溶液的pH(2)該學(xué)生操作錯誤，但不肯定產(chǎn)生誤差。因為原溶液不是中性時，稀釋后溶液的pH發(fā)生了改變，只是弱酸或弱堿溶液改變程度小些；若是中性溶液，稀釋不會產(chǎn)生誤差(3)氫氧化鈉溶液稀釋過程中，NH3·H2O接著電離出OH－，彌補了因稀釋OH－濃度減小濃度，所以測得氫氧化鈉溶液誤差較大(4)能用玻璃棒分別蘸取兩種溶液滴在兩張pH試紙上，其顯示的顏色與標準比色卡比照，pH較大的是0.01mol·L－1硫酸溶液題組2溶液的混合與稀釋3．常溫下，關(guān)于溶液的稀釋，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＋)＝1×10－6mol·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＝6C[A項，CH3COOH是弱酸，在稀釋過程中電離程度增大，稀釋100倍后，3<pH<5；B項，pH＝4的H2SO4溶液稀釋100倍時，溶液中的c(H＋)＝1.0×10－6mol·L－1，水電離的c(OH－)＝eq\f(Kw,cH＋)＝1×10－8mol·L－1，由水電離的c(OH－)與水電離的c(H＋)相等；C項，0.1mol·L－1Ba(OH)2溶液稀釋到2L時，c(OH－)＝0.1mol·L－1，c(H＋)＝eq\f(Kw,cOH－)＝10－13mol·L－1，pH＝13；D項，NaOH溶液是強堿溶液，不論怎樣稀釋，pH在常溫下不行能為6，只能無限地接近于7。]4．某溫度下，相同pH的鹽酸和醋酸溶液分別加水稀釋，pH隨溶液體積改變的曲線如圖所示。據(jù)圖推斷正確的是()A．Ⅱ為鹽酸稀釋時pH改變曲線B．b點溶液的導(dǎo)電性比c點溶液的導(dǎo)電性強C．a(chǎn)點Kw的數(shù)值比c點Kw的數(shù)值大D．b點酸溶液的總濃度大于a點酸溶液的總濃度B[由圖示稀釋相同倍數(shù)，pH改變大的是鹽酸，故Ⅰ為鹽酸稀釋時pH改變曲線，A錯；b點比c點pH小，故b點c(H＋)大，導(dǎo)電性：b>c，B正確；C項，溫度不變，Kw不變，故C錯；D項，pH：b>a，故c(H＋)：a>b，D錯。]5．常溫下，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________，pH為________。[解析]c(H＋)＝eq\f(10－2×1＋10－4×10,11)mol·L－1＝10－3mol·L－1，pH＝3。[答案]1×10－3mol·L－136．常溫下，將200mL5×10－3mol·L－1NaOH溶液與100mL2×10－2mol·L－1NaOH溶液混合后，溶液的c(OH－)為________，c(H＋)為________，pH為________。[答案]1.0×10－2mol·L－11.0×10－12mol·L－112pH相等的強酸、弱酸、強堿、弱堿稀釋規(guī)律(1)稀釋過程中強酸、強堿比弱酸、弱堿的pH改變快；(2)當稀釋相同的倍數(shù)時，強酸、強堿pH改變大于弱酸、弱堿；(3)當稀釋至pH相同時，弱酸、弱堿稀釋的倍數(shù)大。1．將純水加熱至較高溫度，下列敘述正確的是()A．水的離子積變大，pH變小，呈酸性B．水的離子積不變，pH不變，呈中性C．水的離子積變小，pH變大，呈堿性D．水的離子積變大，pH變小，呈中性D[上升溫度，水的電離平衡右移，電離程度增大，c(H＋)和c(OH－)同時增大，Kw增大，但由于c(H＋)和c(OH－)始終保持相等，故仍呈中性。]2．下列溶液肯定呈酸性的是()A．c(H＋)＝10－6mol·L－1的溶液B．pH<7的溶液C．c(H＋)>c(OH－)的溶液D．滴加酚酞顯無色的溶液C[酸性溶液是指c(H＋)>c(OH－)的溶液；滴加酚酞顯無色的溶液，有可能顯酸性也有可能顯弱堿性；由于未指明溫度，不能依據(jù)c(H＋)＝10－6mol·L－1或pH<7來推斷溶液的酸堿性。]3．室溫下，取濃度相同的NaOH和HCl溶液，以3∶2體積比混合，所得溶液pH＝12，則原溶液的濃度為()A．0.01mol·L－1 B．0.017mol·L－1C．0.05mol·L－1 D．0.50mol·L－1C[設(shè)原溶液的濃度為c，兩者反應(yīng)后堿過量，應(yīng)