高考化学考点精讲：考点32水的电离和溶液的PH

考点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 +]、[OH —]的相对大小：pH 值的大小取决于溶液中的

[H +]大小

+（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 +]≠0，但pH 可为0，此时[H +]=1mol/L ，一般[H +]＞1mol/L 时，pH

＜0，故直接用[H +]表示.

（3）判断溶液呈中性的依据为：[H 0]= [OH —]或pH=pOH=2

1pKw 只有当室温时，Kw=1×10—

14

[H +]=[OH —]=10—7

mol/L

溶液呈中性 pH=pOH=2

1pKw=7 分析 原因：H 2O 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.

中性：pH=pOH=2

1pKw T ↗→Kw ↗→pH+pOH ↘

T ↘→Kw ↘→pH=pOH ↗

如：100℃，KW=1×10—12.. pKw=12.

图一图二

想一想：图一与图二有哪些不同？为何不同？

提示：（①形状②T1、T2相对位置）

③简平分钱划分的两个区域酸碱性不同。建议以[H+]、[OH—]=Kw，和pH+pOH=pKw两个关系或考虑，并注意湿度不同时Kw的影响。）

（4）溶液pH的测定方法：

①酸碱指示剂②pH试纸③pH计其中①只传判定pH范围

②pH试纸也只能确定在某个值左右（对照标准比色卡），无法精确到小数点后1倍。另外使用时不能预先润湿试纸。否则相当于又稀释了待测液，测定结果误差大。

③pH计测定较精确.

（二）酸碱溶液的稀释前后pH值的变化。

由于强酸或强碱在水中完全电离，加水稀释后不会有溶质进一步电离，故仅仅是体积增大的因素导致酸溶液中的[H+]或碱溶液中的[OH—]减小.

强酸弱酸稀释 强、弱碱稀释

前????→?倍稀释到n 10后 前????→?倍稀释到n 10后

pH=a pH (HCl)=a+n ＜7 pH=b Ph (NaOH)=b －n ＞7

pH (HAC)＜a+n ＜7 pH (NH3·H2C)＞b －n ＞7

△pH (HCl)=n △pH (NaOH)=n

△pH (HAC)＜n △pH (NH3·H2O)＜n

△pH (HCl)＞△pH (HAC) △pH (NaOH)＞△pH (NH3·H2O)

注意：

①酸无论怎样稀释，不可能成为碱性；若无限稀释，则pH 只能无限接近7且小于7.

②碱无论怎样稀释，不可能成为酸性；若无限稀释，则pH 只能无限接近7且大于7

③当起始强酸、弱酸的pH 相同，稀释后为达仍相同，则稀释倍数一定是弱酸大小强酸（强碱、弱碱类同）

（三）有关pH 的计算

1．溶液简单混合（不发生反应，忽略混合时体积变化）

强酸：pH=pH 小+0.3

若等体积混合，且△pH ≥2

强碱：pH=pH 大－0.3

若不等体积混合，物质的量浓度 强酸[H +]总=2

12211V V V M V M ++ 分别为M 1、M 2体积分别为 强碱[OH —

]总=212211V V V M V M ++ V 1、V 2的一元强酸或强碱

注意：强酸直接由[H +]总求pH 值

强碱由[OH —]总求pOH ，后再求pH 值.

2．强酸和强碱混合（发生中和反应，忽略体积变化）可能情况有三种：

①若酸和碱恰好中和. 即nH +=nOH —，pH=7.

②若酸过量，求出过量的[H +]，再求pH 值.

③若碱过量，求出过量的[OH —]，求出pOH 后求pH 值.

特例：若强酸与强碱等体积混合

①若pH 酸+pH 碱=14，则完全中和pH=7.

②若pH 酸+pH 碱＞14，则碱过量pH ≈pH 碱－0.3

③若pH 酸+pH 碱＜14，则酸过量pH ≈pH 酸+0.3

讨论：

pH=a 的HCl 溶液和pH=b 的NaOH 溶液按体积比V 1 ：V 2混合.当混合液分别呈中性、酸性、碱性时，且V 1 ：V 2=10n 时，a+b 分别为多少？

分析 ①呈中性：即pH=7.

nH+=nOH—

10—a·V1=10—（14－b）·V2

V1：V2=10—14+a+b

10n=10a+b－14

n=a+b－14

②若呈酸性. 即pH＜7

nH+＞nOH—

10—a·V1＞10—（14－b）·V2

V1：V2＞10—14+a+b

n＞10－14+ a+b

③若呈碱性，即pH＞7，同理可知

想一想：若V1 ：V2=1 ：10=10，三种情况的结果又如何呢？

3．关于酸、碱混合时的定性判断（常温）

酸与碱混合时发生中和反应，但不一定恰好完呈中和。即使恰好完全中和，也不一定溶液呈中性，由生成的盐能否水解及水解情况而定，另外酸碱的强弱不同，提供反应物的量不同也影响着反应后溶液的性质。一般酸或碱过量化生成的盐水解对溶液的酸碱性影响大。

下面把常见的几种情况分列出来.

①等物质的量浓度的一元弱酸一元强碱溶液等体积混合溶液pH＞7（由生成的强碱弱酸盐水解决定）

②等物质的量浓度的一元强酸与一元弱碱溶液等体积混合后溶液pH＜7（由生成的强酸弱碱盐水解决定）

③等物质的量浓度的一元强酸与强碱溶液等体积混合后溶液pH=7（因生成强酸强碱盐不水解）

想一想：若酸或碱之一是多元，情况又怎样？

④当pH=pOH的强酸与强碱溶液以等体积混合后pH=7（与酸、碱的几元性无尖）

（考虑酸有强弱之分，

⑤当pH=3的某一元酸溶液与pH=11的一元强碱以等体积混合后pH≤7。

若分弱酸，制反应后酸过量）

⑥当pH=3的某一元强酸pH=11的一元碱溶液的以等体积混合后pH≥7（同理⑤，弱碱过量）

⑦将pH=3的酸溶液和pH=11的碱溶液以等体积混合后溶液pH=无法确定.

再想一想：⑤⑥⑦与酸、碱的几元性有无关系？

3．例题精讲

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：2NH3NH4++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↑+2Na NH2

②NaNH2+H2O=NaOH+NH3↑或NH2—+H2O=OH—+NH3↑

③NH2—+NH4+ =2NH3↑或NH4Cl+NaNH2=2NH3↑+NaCl

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+]2[CrO42-]=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?

(2)当CrO42-以Ag2CrO4形式沉淀时，溶液中的Cl-离子浓度是多少? CrO42-与Cl-能否达

到有效的分离?(设当一种离子开始沉淀时，另一种离子浓度小于10-5mol/L时，则认为可以达到有效分离)

解析：（1）当溶液中某物质离子浓度的乘积大于Ksp时，会形成沉淀。几种离子共同沉淀某种离子时，根据各离子积计算出所需的离子浓度越小越容易沉淀。（2）由Ag2CrO4沉淀时所需Ag+浓度求出此时溶液中Cl—的浓度可判断是否达到有效分离。

解答：（1）AgCl饱和所需Ag+浓度[Ag+]1=1.8×10-7摩/升

Ag2CrO4饱和所需Ag+浓度[Ag+]2=1910

0001

12

.

.

?-

=4.36×10-5摩/升

[Ag+]1<[Ag+]2，Cl-先沉淀。

（2）Ag2CrO4开始沉淀时[Cl-]=1810

43610

10

5

.

.

?

?

-

-

=4.13×10-6<10-5，所以能有效地分离。

知识点三：水的电离平衡的移动

【例4】：某溶液中由水电离出来的C(OH—)=10-12mol/L，则该溶液中的溶质不可能是（）

A、HCl

B、NaOH

C、NH4Cl

D、H2SO4

解析：由水电离反应式知：此溶液水电离产生的C(H+)=C(OH—) =10-12mol/L，若溶液中的H+全部来自水的电离，则此溶液显碱性，是因溶有碱类物质所致，若溶液中的H+不仅为水电离所产生，则此溶液显酸性，为酸性物质电离所致。NH4Cl不可能电离产生H+。

解答：C

下列两题为上题的变式，分析一下变在何处？解题方法、思路与上题是否一样？差异何在？

（1）室温下，在纯水中加入某物质后，测得溶液中由水电离产生的C(H+)=10-12mol/L，则加入的物质可能是（假设常温下碳酸、氢硫酸的第一步电离度为0.1%）（）

A、通入CO2

B、通入H2S

C、通入NH3

D、加入NaHSO4

（2）某溶液中水电离产生的C(H+)=10-3mol/L，,该溶液中溶质可能是（）

①Al2(SO4)3②NaOH ③NH4Cl ④NaHSO4

A、①②

B、①③

C、②③

D、①④

【例5】能促进水的电离，并使溶液中C(H+)>C(OH—)的操作是（）（1）将水加热煮沸（2）向水中投入一小块金属钠（3）向水中通CO2 （4）向水中通NH3 （5）向水中加入明矾晶体（6）向水中加入NaHCO3固体（7）向水中加NaHSO4固体

A、（1）（3）（6）（7）

B、（1）（3）（6）

C、（5）（7）

D、（5）

解析：本题主要考查外界条件对水的电离平衡的影响，请按如下思路完成本题的解：本题涉及到哪些条件对水的电离平衡的影响？各自对水的电离平衡如何影响？结果任何（C(H+)与C(OH—)相对大小）？归纳酸、碱、盐对水的电离平衡的影响。

解答：D

知识点四：pH的定义方法

【例6】、下列溶液，一定呈中性的是（）

A.由等体积、等物质的量浓度的一元酸跟氢氧化钠溶液混合后所形成的溶液

B.[H+]=1×10-7mol·L-1的溶液

C.pH=14-pOH 的溶液

D.pH=pOH 的溶液（2000年化学试测题）

解析：此题要求将教材中定义pH方法迁移应用于表示pOH以及pH与pOH的关系，根据pH 的定义方法，可定义pOH= ―lgC(OH―)，将室温下水的离子积的表达式C(H+)×C(OH —)=10―14两边取负对数，―lgC(H+)―lgC(OH―)=―lg10―14，整理得pH+pOH=14。应用所得关系式分析可得答案。

解答：D

点评：pOH= ―lgC(OH―)、pH+pOH=14两个关系式及其应用均不在教学大纲和考纲范围内，我们不一定要掌握，但将教材中的知识、方法加以迁移应用，进行探究发现是教学大纲和考纲提出的能力要求。此题作为全国高考化学测试题具有重要的指导意义，值得大家认真去领悟，在随后的2001年上海高考题以及2002年全国理科综合高考题中又出现了类似的题目。

为更好地表示溶液的酸碱性，科学家提出了酸度（AG）的概念，AG＝

() ()-

+

OH

c

H

c

lg，则

下列叙述正确的是

A 中性溶液的AG＝0

B 酸性溶液的AG＜0

C 常温下0.lmol/L氢氧化钠溶液的AG＝12

D 常温下0.lmol/L盐酸溶液的AG＝12( 2001年上海)

有人曾建议用AG表示溶液的酸度（acidity arede），AG的定义为AG＝lg（[H＋]/[OH－]）。

下列表述正确的是

A 在25℃时，若溶液呈中性，则pH＝7，AG＝1

B 在25℃时，若溶液呈酸性，则pH＜7，AG＜0

C 在25℃时，若溶液呈碱性，则pH＞7，AG＞0

D 在25℃时，溶液的pH与AG的换算公式为AG＝2(7－pH) (2002理科综合)

知识点五：溶液pH的计算

【例7】室温下将n体积pH=10和m体积pH=13两种NaOH溶液混合得pH=12的NaOH溶液，则n：m=——————————————

解析：此题是关于两种不反应的溶液混合后溶液pH值的计算，根据混合前后溶质(NaOH)量守恒，列式求解

解答：pH=10 C(H+)=10-10mol/L C(OH—) =10-4mol/L

pH=13 C(H+)=10-13mol/L C(OH—) =10-1mol/L

pH=12 C(H+)=10-12mol/L C(OH—) =10-2mol/L

10-4·n + 10-1·m = (n+m) ×10-2

n ：m = 100 ：11

规律：有关混合溶液的pH计算，题设条件可千变万化，正向、逆向思维，数字与字母交替出现，但基本题型只有两种：（1）混合后不反应，（2）混合后反应。对于溶液的稀释，可将水作为浓度为0的溶液，仍属混合后不反应一类，这一类混合溶液的pH应介于两种溶液的pH之间，因而酸、碱溶液无论加多少水稀释，其最终pH均不可能等于纯水的pH（即常温不可能为7）。

混合溶液pH的计算方法也很简单，即设法求出混合溶液的C(H+)，若是溶液显碱性，则必须先求出溶液的C(OH—)，然后再换算为C(H+)或按OH—量守恒列式求解。

【例8】25oC，若10体积的某强碱溶液与1体积的某强酸溶液混合后，溶液呈中性，则混合之前，该碱的pH与强酸的pH之间该满足的关系是_______________________

分析：由题意知，本题为酸、碱混合后完全中和，根据中和反应的实质可知，酸中n(H+)与碱

中n(OH-)相等，故有C(H+)酸V酸== C(OH-)碱V碱，由此关系列式可求得结果。

解答：设酸的pH为a，C(H+)酸=10-a，碱的pH为b，C(OH-)碱=10-14 / 10-b=10- (14 - b)因为混合后溶液呈中性，所以C(H+)酸V酸== C(OH-)碱V碱

10-a ×V = 10 - (14 - b) ×10V = 10 - (13 - b) ×V

10-a = 10 - (13 - b)

两边取负对数：-lg10-a = -lg10 - (13 - b)，a=13-b a+b=13

即酸的pH与碱的pH之和为13

点评：上面解法尽管可顺利地得出本题的解，但题中的酸碱体积比可以任意变换，则每一变换都得重新求解，这就启发我们能否找出酸、碱pH与两者体积比之间的关系呢？同时若混合后不显中性其关系又会怎样呢？

将上面的解改为：

C(H+)酸V酸== C(OH-)碱V碱

10-a ×V酸= 10 - (14 - b) ×V碱

10-a·10-b=10-14·（V碱/ V酸）

两边取负对数得：a+b=14―lg（V碱/ V酸）

若混合后溶液显酸性————————————————————————：

若混合后溶液显碱性—————————————————————————：

同学们在学习中要善于总结、积累，把自己积累的经验、成果用于指导自己的学习。例如掌握了上述关系后，解下列题目就很轻松。

在20℃时，有PH值为x（x≤6）的盐酸和PH值为y（y≥8）的NaOH溶液，取Vx升该盐酸同该NaOH溶液中和，需Vy升NaOH溶液

（1）若x+y=14时，则V

V x

y

=

（2）若x+y=13时，则V

V x

y

=

（3）若x+y>14时，则V

V x

y

= （表达式），且Vx Vy（填<、>或=）

4．实战演练

一选择题

1.水是一种极弱的电解质,在室温下平均每n个水分子只有一个水分子能电离，

则n是（）

A.1×10-4

B. 55.6×107

C. 1×107

D. 6.02×1021

2．将1mol·L-1H2SO4溶液100mL与质量分数为10%的NaOH溶液50g混合均匀后，滴入甲基橙指示剂，此时溶液的颜色是（）A．浅紫色 B．黄色 C．红色 D．无色

3.pH定义为pH=-lg｛c(H＋)｝，pOH定义为pOH=-lg｛c(OH-)｝，K w表示25℃时水的离子积常

数，则弱酸性溶液中的c(H＋)可表示为 ( )

A、K w/pOH mol/L

B、10pOH-14 mol/L

C、10 14-pOH mol/L

D、10-pOH mol/L

4．能使水的电离平衡正向移动，而且所得溶液呈酸性的是（）A．将水加热到100℃时，水的pH=6 B．向水中滴加少量稀硫酸

C．向水中滴加少量NaHCO3D．向水中加入少量明矾晶体

5. 常温下某溶液中水电离出的C(H+) = 1×10-13 mol/L，则下列说法中正确的是（）

A．该溶液一定呈酸性B．该溶液一定呈碱性

C．该溶液中一定有C(OH-) = 0.1mol/L D．该溶液的pH值为1或13

6．25℃时，在水电离出的C(H+)=1×10-5摩/升的溶液中，一定能大量共存的是( )

A.Al3+、NH4+、SO42-、Cl-

B. Mg2+、K+、SO42-、HCO3-

C.K+、Na+、Cl-、SO42-

D.Ba2+、Cl-、Na+、PO43-

7.有①、②、③三瓶体积相等，浓度都是1mol/L的HCl溶液，将①加热蒸发至体积减小一半，在②中加入CH3COONa固体(加入后溶液仍呈酸性)，③不作改变，然后以酚酞作指示剂，用溶液滴定上述三种溶液，消耗的NaOH溶液的体积是( )

A、①=③>②

B、③>②>①

C、①=②=③

D、①<②=③

8．NH4Cl溶于重水(D2O)生成一水合氨和水合离子的化学式为（）A、NH3·D2O和HD2O+B、NH3·HDO和D3O+

C、NH2D·D2O和DH2O+

D、NH2D·HDO和D3O+

9.室温时，pH=10的氨水和Na2CO3溶液中，水电离产生的C(H+)前者与后者之比（）

A．1∶1 B．10ˉ10∶10ˉ4C．10ˉ4∶10ˉ10D10ˉ10∶10ˉ7

10.25℃，向VmLpH = a的NaOH溶液中滴加pH = b的盐酸10VmL时，溶液中Cl—的物质的

量恰好等于加入Na+的物质的量，则此时（a+b）的值为( ）A、13 B、14 C、15 D、无法判断

11．在医院中，为酸中毒病人输液不应采用（）A 0.9％氯化钠溶液 B 0.9％氯化铵溶液

C 1.25％碳酸氢钠溶液

D 5％葡萄糖溶液

12.若室温时PH=a的氨水与PH=b的盐酸等体积混和，恰好完全反应，则该氨水的电离度可表示为( )

A.10(a+b-12)%

B.10(a+b-14)%

C.10(12-a-b)%

D.10(14-a-b)%

13.把40毫升Ba(OH)2溶液加入到120毫升盐酸中，所得的溶液的PH值为2。如果混和前Ba(OH)2和盐酸两种溶液PH值之和为14，则盐酸的物质的量浓度接近于 ( ) A.0.015摩/升 B.0.02摩/升 C.0.03摩/升 D.0.04摩/升

14．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pH为2，对于该溶液，下列叙述不正确的是（）

A、该温度高于25℃

B、水电离出来的c (H+)=1.0×10-10 mol/L

C、c (H+)= c (OH—)+C(SO42—)

D、该温度下加入等体积pH值为12的NaOH溶液可使反应后的溶液恰好呈中性

15．能表示人体大量喝水时，胃液的pH变化的是（）

pH pH pH pH

7 7 7 7

2O) 0 V(H 2

O) 0 V(H 2O) 0 V(H 2O)

A B C D

16．4体积pH=9的Ca(OH)2溶液跟1体积pH=13的NaOH 溶液混合后，溶液中氢离子浓度为 （ ）

A ．5×10-13mol/L

B ．2×10-12mol/L

C ．1/5（4×10-9 + 1×10-13）mol/L

D ．1/5（4×10-5 + 1×10-1）mol/L

17.a 、b 、c 、d 四种溶液PH 值都小于7，已知四种溶液中[H +]和[OH -]之和由大到小的顺序是

b>a>d>c ，则这四种溶液PH 值由大到小的顺序是 ( )

A.c>d>a>b

B.b>a>d>c

C.a>b>c>d

D.无法确定

18. 有下列四种溶液：(1)HCl (2)AlCl 3(3)NaOH (4)Na 2CO 3，此四种溶液中水的电离度分别为

α1、α2、α3、α4已知α1=α3，α2=α4且αα21=106

，则四种溶液的PH 值不可能是 （ ） A 、5 5 10 10 B 、4 4 10 10

C 、3 5 11 9

D 、5 3 9 11

19．NaH 是—种离子化合物，它跟水反应的方程式为：NaH ＋H 2O →NaOH ＋H 2↑，它也能跟液氨、乙醇等发生类似的反应，并都产生氢气。下列有关NaH 的叙述错误的是 （ ）

A 跟水反应时，水作氧化剂

B NaH 中H －半径比Li ＋半径小

C 跟液氨反应时，有NaNH 2生成

D 跟乙醇反应时，NaH 被氧化

20、常温下某溶液，水电离出的c (OH -)=1.0×10-4 mol/L,该溶液中溶质可能是 ( ) ①Al 2(SO 4)3 ②NaOH ③NH 4Cl ④NaHSO 4

A 、①②

B 、①③

C 、②③

D 、①④

二 填空题

21．测得某溶液的pH = 6.5，且氢离子与氢氧根离子物质的量相等，此溶液呈_____性。测定温度______室温（填高于、低于或等于），其理由是 。 将此温度下pH=11的NaOH 溶液aL 与pH=1的H 2SO 4溶液bL 混合。

（1）若所得混合液为中性，则a ︰b 。

（2）若所得混合液的pH=2，则a ︰b 。

22、水的电离平衡曲线如图所示。 (1) 若以A 点表示25℃时水的电离平衡的离子 浓度，当温度升高到100℃时，水的电离平衡状 态移动到B 点，则此时水的离子积 从________变化到_________。

(2) 将pH=8的Ba(OH)2溶液与pH=5的稀盐酸混

合，并保持100℃的恒温，致使混合溶液 的pH=7，则Ba(OH)2和盐酸的体积比为__________________。

(3) 已知A n B m 的离子积为[c(A m+)]n [c(B n-)]m ，若某温度下Ca(OH)2的溶解度为0.74g ，设饱

101010 10 c(H )mol/L

c(OH -

和溶液的密度为1g/mL ，其离子积约为______________。

三 计算题

23、某温度下的溶液中c (H +)=1.0×10x mol/L ，c (OH -)=1.0×10y mol/L 。x 与y 的关系如右图所示； (1)求该温度下，中性溶液的pH 。

(2)求该温度下0.01mol/LnaOH 溶液的PH （3）该温度下，pH=a 的醋酸溶液与pH=b 的NaOH 溶液等体积混合，恰好完全反应，

求此醋酸溶液中醋酸的电离度。

24．（7分）向50ml0.018mol/L 的AgNO 3溶液中加入50ml0.02mol/L 的盐酸，生成了沉淀。如

果溶液中C(Ag +)和C(Cl —)的乘积是一个常数，C(Ag +)· C(Cl —)=1.0×10—10，当溶液中

C(Ag +)· C(Cl —)>常数，则有沉淀产生，反之沉淀溶解，求

（1）沉淀生成后溶液中C(Ag +)是多少？

（2）如果向沉淀生成后的溶液中再加入50mL0.001mol/L 的盐酸，是否产生沉淀，为什么？

答案

1 B

2 C

3 B 4D 5 D 6 AC 7 D 8 B 9 B 10 C 11 B 12 A 13 B 1

4 D 1

5 D 1

6 A 1

7 A 1

8 A 1

9 B 20 B

21 中， 高于 。 水的离解反应：H 2O=H + +OH - 吸热反应，升温有利于水的离解，使K w 增大 （1）10︰1 （2）9︰2

22 (1) 10-14 10-12 (2) 2 ：9 (3) 4×10-3

23（1） 7.5 （2）13 （3）1017－a －b %

24．解：⑴由Ag ++Cl —=AgCl

可知沉淀后C (Cl -)=（0.02—0.018）50/（50+50）=0.001mol/L

所以C (Ag+)=1×10-10/0.001=1×10—7mol/L

0 Y -5 -10 -15

⑵再加入50mL盐酸后C(Ag+)=1×10-7×100/（100+50）=2/3×10-7mol/L C(Cl-)=0.001mol/L

C(Ag+)×C(Cl-)=2/3×10-7х10-3=2/3?10-14<1×10-12

所以不产生沉淀

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 、