2009届高考第一轮复习第31讲 水的电离和溶液的pH教案

人教大纲版09届高考化学总复习第31讲水的电离和溶液的pH 教案

【考纲要求】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。

【热点重点】掌握有关pH值的简单计算

【教学内容】

一、水的电离和水的离子积

1. 水的电离平衡

纯水是极弱的电解质，发生微弱电离：

H2O+H2O H3O++OH－；ΔH>0或 H2O H++OH－；ΔH>0

2. 水的离子积（K W）

无论稀酸、稀碱或盐溶液中，c(H＋)·c(OH－)=K W（常数），K W只与温度有关，温度升高，K W值增大，

25℃时，K W=1×10-14，100℃时，K W=1×10-12。

3. 影响水电离平衡的因素

①酸、碱：在纯水中加入酸或碱，均使水的电离平衡左移，此时若温度不变，K W不变；c(H+)发生改变，pH也随之改变；若向水中加入酸，则c(H+)增大，c(OH－)变小，pH变小。

②温度：若升温，由于水电离吸热，升温将促进水的电离，故平衡右移，c(H+)、c(OH－)同时增大，pH变小，但由于c(H+)与c(OH－)始终保持相等，故仍显中性。

③易水解的盐：在纯水中加入能水解的盐，不管水解后溶液显什么性，均促进水的电离，使水的电离度增大，但只要温度不变，K W不变。

二、溶液的酸碱性和pH

1. 溶液的酸碱性与pH的关系

2. pH的测定方法

①pH试纸：把pH试纸（注意：不能用蒸馏水湿润）放在洁净干燥的表面皿（或玻璃片）上，用洁净干燥的玻璃棒蘸取一滴待测液点在试纸的中部，半分钟后，与标准比色卡对照，读取pH值（整数）。

②酸碱指示剂：常见酸碱指示剂及其变色范围：

3.纯水中存在如下平衡：H 2O H++OH-；ΔH>0，当改变条件时，填写表中各项内容.

要点一、考查水的电离及影响因素

1.水是一种极弱的电解质： H2O H++OH-。在一定温度下，c(H+)与c(OH-)的乘积是一个常数，即K W=c(H+)·c(OH-)，K W叫水的离子积常数，简称水的离子积.

2.水的电离是吸热过程，所以，升高温度，可使水的电离平衡向电离的方向移动，因此c(H+)和c(OH-)都增大，故K W也会增大.如100℃的纯水中：K W=c(H+)·c(OH-)=1×10-6·1×10-6=1×10-12，若没有指定温定，则可认为是在常温下，即25℃时K W=1×10-14

3.水的离子积(K W)揭示了任何溶液中都存在的水的电离平衡.因此K W只受温度影响，不受溶液的浓度的影响.不管是在酸性，碱性，还是中性溶液中，只要是在常温下，K W都可认为是1×10-1

4.

4.对于c(H+)很小的稀溶液，用c(H+)的数值来表示溶液的酸碱性强弱很不方便.为此采用c(H+)的负对数来表示，称为溶液的PH，即PH=-lg｛c(H+)｝.由此式可知PH每增大1个单位，c(H+)就减为原来的1/10；PH每减小1个单位，c(H+)就增大为原来的10倍.

5.知识网

6.水电离的有关计算

常温下：

a．电离显碱性溶液：c(H+)(水)＝c(OH-)(水)＝c(H+)(溶液)＝10-pH mol·L-1

b．电离显酸性溶液：c(OH-)(水)＝c(H+)(水)＝c(OH-)(溶液)＝10pH-14mol·L-1

c．水解显酸性溶液：c(H+)(水)＝c(H+)(溶液)＝10-pH mol·L-1

d．水解显碱性溶液：c(OH-)(水)＝c(OH-)(溶液)＝10pH-14mol·L-1

【例1】（2007·天津理综）25 ℃时，水的电离达到平衡：H 2O H＋+ OH－；ΔH > 0，下列叙述正确的是（）

A.向水中加人稀氨水，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.向水中加人少量固体CH3COONa ，平衡逆向移动，c(H+)降低

D.将水加热，K w增大，pH不变

【命题立意】本题综合考查了水的电离平衡和水的离子积。

【标准解析】加碱会抑制水的电离，但c(OH－)增大，故A错；加硫酸氢钠相当于加酸，也会抑制水的电离，但c(H+)增大，K w只与温度有关，故B正确；加人CH3COONa ，CH3COO-与H＋结合生成CH3COOH，平衡正向移动，c(OH－)增大，c(H+)降低，故C错；将水加热，K w增大，c(H+)和c(OH－)都增大，pH减小，故D错。

【误区警示】①水的电离平衡逆向移动时，c(H+)和c(OH－)不一定都减小；水的电离平衡正向移动时，c(H+)和c(OH－)不一定都增大；因一定温度时K w是常数，故c(H+)和c(OH－)一者减小时，另一者必定增大。②pH减小不等于溶液酸性增强，如100 ℃时，水的pH=6，但仍是中性的。

【答案】B

【变式训练】（2007贵州期末考试）常温下，在pH＝12的某溶液中，由水电离出的c(OH-) ( )

A.一定为1.0×10-2mol·L-1

B.一定为1.0×10-12 mol·L-1

C.可能为1.0×10-2 mol·L-1，也可能为1.0×10-12 mol·L-1

D.只可能为1.0×10-2 mol·L-1，不可能为1.0×10-12 mol·L-1

【标准解析】假设该溶液是一种强碱(例如NaOH)溶液，c(OH-)(水)＝c(H+)(水)＝c(H+)(溶液)＝10-12 mol·L-1。假设该溶液是一种强碱弱酸盐溶液。c(OH-)(水)＝c(OH-)(溶液)＝

mol·L-1＝10-2 mol·L-1。

【答案】 C

要点二、溶液pH的计算和应用

（1）单一溶液的PH计算

①强酸溶液，如H n A,设浓度为c mol/L，则

c(H+)= nc mol/L PH=－lg c(H+)=－nc

lg

②强碱溶液，如B(OH)n，设浓度为c mol/L，则

c(H +

)=

nc

10114

-?，PH=－lg c (H +

)=14+nc lg （2）混合溶液的PH 计算

①两种强酸混合：直接求出c (H +

)混,再据此求pH 。

混)(+

H c =

2

12

211)()(V V V H c V H c ++++ ②两种强碱混合：先求出c (OH －)混，再据K W 求出c (H +

)混,最后求pH 。

混)(-

OH c =

2

12

211)()(V V V OH c V OH c ++-- ③强酸、强碱混合：先判断哪种物质过量，再由下式求出溶液中的H +或OH －

浓度，再求pH 。

混

混)OH (c )H (c -

+ =

碱

酸碱

混酸混V V V OH c V H c +--+)()((

④将强酸、强碱溶液以某体积比混合，若混合液呈中性，则c(H +) : c(OH －

)、酸V :碱V 、PH 酸、PH 碱有如下规律（25℃）：

因c(H +

)·酸V = c(OH －

)·碱V ，故有碱

酸V V OH c H c =

-+)()(。在碱溶液中)(10)(14+--=H c OH c ，将其代入上式得：酸

碱

碱酸V V OH c H c ?=?--

+

1410)()(，两边取负对数得：PH

酸

+ PH

碱

= 14 -

lg

碱

酸V V 。现具体举例如下：

注意：酸碱溶液的pH 之差必须≥2，否则误差较大。

（3）酸或碱加水稀释后PH 的计算：

①强酸PH=a ，加水稀释10n

倍，则PH=a+n

②弱酸PH=a ，加水稀释10n

倍，则PH ＜a+n

③强碱PH=b ，加水稀释10n

倍，则PH=b-n

④弱碱PH=b ，加水稀释10n

倍，则PH ＞b-n

酸碱溶液无限稀释时，PH 只能趋近于7，酸不能大于7，碱不能小于7。

【例2】（2007江西师大附中与临川一中联考理科综合试题） t ℃时，水的离子积为Kw ，

该温度下将amol ·L -1一元酸HA 与bmol ·L -1

一元碱BOH 等体积混合，要使混合液显中性，必要的条件是（ ）

A.混合液的PH=7

B.混合液中，Kw={c(H +)}2

C.a=b

D.混合液中，c(B +)+c(H +)=c(A -)+c(OH -)

【命题立意】本题考查水的离子积为Kw 以及溶液的酸碱性问题。

【标准解析】因为不明确具体温度是多少，所以PH=7不能说明溶液呈中性，A 错；HA 与BOH 的强弱都不知道，所以无法确定a 与b 的大小关系，C 错；任何溶液都呈电中性，所

以不管此混合液是否显中性，都有c(B +)+c(H +)=c(A -)+c(OH -)，D 错；Kw= c(H +) c(OH -)

={c(H +)}2，既c(OH -)= c(H +

)，溶液呈中性。

【误区警示】要特别注意Kw 与温度的关系以及它的几个特定值，溶液酸、碱性的本质因素。

【答案】 B

【变式训练】（2007湖北八市调考）25℃时，体积为V a 、pH=a 的某一元强酸溶液与体积为V b 、pH=b 的某一元强碱溶液均匀混合后，溶液的pH=7，已知b=6a ，V a

A. a 可能等于1

B. a 一定大于2

C. a 一定小于2

D. a 一定等于2

【标准解析】因c(H +)·a V = c(OH －

)·b V ，可推得：PH a + PH b = 14 - lg Vb Va ，代入题

中已知条件可得：Vb Va a lg 712-=，又V a

【答案】C

【课堂小结】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”，根据所学的电离理论得出“水是极弱的电解质，纯水中存在水的电离平衡”的结论。推导水的离子积常数，目的在于使学生认识水的离子积

常数与水的电离平衡常数之间的联系，更好地理解水的离子积常数只随温度变化而变化的原因。

讨论溶液的酸碱性时，应先让学生分析酸、碱对水的电离平衡的影响，分析水中加入酸或碱后c(H+)和c(OH-)的变化。再根据KW = K·c(H2O) ，说明对于稀溶液而言，c(H2O)也可看作常数。因此，只要温度一定，无论是纯水还是稀溶液在KW都为常数，或者说c(H+) 和c(OH-)的乘积都是定值。进而得出水溶液的酸碱性是由c(H+)和c(OH-)的相对大小所决定的结论，并具体说明二者之间的关系

【综合应用】

【应用1】

【应用2】

溶液酸碱性的判断

溶液酸碱性的判据：c(OH- )和c(H+)的相对大小

注意：溶液呈中性的标志是CH+=COH-,未必pH=7。

溶液的pH的测定方法

●酸碱指示剂一般是弱的有机酸或弱的有机碱，他们的颜色变化是在一定的pH值范围内发生的。我们把指示剂发生颜色变化的pH值范围叫做指示剂的变色范围。

●pH试纸法：将一小块pH试纸放在一干燥、洁净的玻璃片或表面皿上，用一干燥、洁净的玻璃棒蘸取少量待测溶液点在试纸的中部，将所显示的颜色与标准比色卡对照。可粗略测定溶液的pH值。（注：测定前不能用水润湿pH试纸)

溶液的pH及其测定方法

溶液的pH:用H+物质的量浓度的负对数来表示。

pH=-lg｛c(H+)｝

（pOH =-lg｛c(OH-)｝）

酸性越强,pH越小, 碱性越强,pH越大,

pH减小一个单位,c(H＋)就增大到原来的10倍，

pH减小 n个单位, c(H＋)就增大到原来的10n倍.

任意水溶液中c(H＋)≠0,但pH可为0,此时c(H＋)＝1mol/L，

一般c(H＋)＞1mol/L时,pH＜0.故直接用c(H+)表示.

溶液pH的计算

1.酸或碱溶液的pH

pH=-lg{c(OH-)} c(H+) = 10- POH

pH + pOH =14

2.酸碱溶液的稀释前后pH的变化

(1)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CH+或碱溶液中的COH-减小.

规律：pH=a的強酸稀释10n倍，pH增大n个单位，pH= a+n

规律：pH=b的強碱稀释10n倍，pH减小n个单位，pH= b- n

(2)弱酸或弱碱由于在水中不完全电离,加水稀释同时,能促使其分子进一步电离,故导致相应c(H+)或{c(OH-)减小的幅度降低. pH的变化比强酸或强碱小。

规律：pH=a弱酸稀释10n倍，pH增大小于n个单位，pH< a+n

规律：pH=b弱碱稀释10n倍，pH减小小于n个单位，pH> b- n

思考：pH＝5的盐酸稀释1000倍,为何pH≠8?如何计算?

例．pH=2的A、B两种酸溶液各1mL，分别加水稀释到1L（其pH与溶液体积V的关系如图

所示），下列说法正确的是(A)

① a=5时，A是强酸，B是弱酸；

②若A、B都是弱酸，则5＞a＞2；

③稀释后，A酸溶液的酸性比B酸溶液强；

④A、B两种酸溶液的物质的量浓度一定相等。

A．①② B．③④ C．①③ D．②④

3.溶液简单混合 (不发生反应，忽略混合时体积变化)

(1)若不等体积混合：先求 c(H+)总再求pH.

①強酸与強酸混合：先求 c(H+)总，再求pH.

②強碱与強碱混合：先求 c(OH-)总，后求pOH，再求pH.

(2)若等体积混合，且△pH≧2 ：

①強酸与強酸混合：pH混 = pH小+ 0.3

②強碱与強碱混合：pH混 = pH大- 0.3

4.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n(H＋)＝ n(OH-), pH＝7.

②若酸过量,求出过量的c(H＋),再求pH.

③若碱过量,求出过量的c(OH-),再求出c(H＋)后求pH

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

強酸与強碱混合至溶液呈中性时，強酸与強碱溶液的pH值必须满足如下关系式：

例.在25℃时，若10体积某強酸溶液与1体积某強碱溶液混合后溶液呈中性，则混合之前该

強酸溶液的pH与该強碱溶液的pH之间应满足的关系是酸与碱溶液的pH之和为15

练习. 25℃时，若体积为Va、pH=a的某一元強酸与体积为Vb、pH=b的某一元強碱混合，恰好中和，且已知Va

(2) a值可否等于5(填“可”或“否”) 否，其理由若a=5,则b=10,恰好中和时:10-5×Va= 10-(14-10)×Vb, Va/Vb=10>1,与题给条件Va < Vb矛盾，故 a≠5；

(3)a的取值范围是3.5< a <14/3

例3：在-50℃时，2NH 3 NH4+ + NH2-，NH4+的平衡浓度1×10-15 mol/L，下列说法错误的是（A）

A.在液氨中加入NaNH2可使液氨离子积变大；

B.在液氨中加入NH4Cl，液氨的离子积不变；

C.此温度下液氨的离子积为1×10-30；

D.在液氨中放入金属钠可有NaNH2生成；

(1).pH相同的酸(或碱)，酸性(或碱性)越弱，其物质的量浓度越大．

例：下列酸溶液的pH相同时，其物质的量浓度最小的是（A ）

A H2SO4

B H2SO3

C CH3COOH

D HNO3

(2).pH相同的强酸和弱酸溶液，加水稀释相同的倍数，则强酸溶液pH变化较大；碱也如此.

不同溶液酸碱性的比较

(3).酸与碱的pH之和为14，等体积混合

①若为强酸与强碱，则pH=7

②若为强酸与弱碱，则pH>7

③若为弱酸与强碱，则pH<7

范例：甲溶液pH=2, 乙溶液pH=12. 当两者等体积混和后,有关pH变化的叙述正确的是( D ) A.pH＞7, B.pH=7 , C.pH＜7, D.前面三种情况都有可能

【例】 1体积pH=2.5的盐酸与10体积某一元强碱溶液恰好完全反应，则该碱溶液的pH 等于 A.9.0 B.9.5 C.10.5

D.11.0

例：pH=5和pH=3的两种盐酸以1∶2体积比混合，该混合溶液的pH是多少？

例：pH=8和pH=10的两种NaOH溶液等体积混合，该混合溶液的pH是多少？

例：将0.1mol/L的盐酸和0.04 mol/L氢氧化钡溶液以等体积混合后，该溶液的pH是多少？

例：若pH=3的酸溶液和pH=11的碱溶液等体积混合后溶液呈酸性，其原因可能是（B）

A．生成了一种强酸弱碱盐 B．弱酸溶液和强碱溶液反应

C．强酸溶液和弱碱溶液反应 D．一元强酸溶液和一元强碱溶液反应

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导学案(带答案)

§3.2.1 水的电离和溶液的酸碱性导学案（第一课时） 【学习目标】 1、认识水的电离和水的离子积常数，明确水的离子积常数与温度的关系； 2、初步学会有关水的离子积的简单计算 【学习重点、难点】1.水的离子积，溶液的酸碱性；2.水溶液中c(H+)和c(OH—)的计算 【学习新知】自主学习 （一）水的电离和水的离子积 1、水的电离方程式为H2O+H2O=H3O++OH-或____H2O=H++OH-_____________. 25℃时，纯水中c(H+)=c(OH—)=10—7mol/L。 2、水的电离平衡常数表达式 K= c(H+)*c(OH—)/c(H2O)； 3、水的离子积Kw= c(H+)*c(OH—)，25℃时Kw= 1×10-14 . Kw的应用:根据溶液中的c(H+) ，计算溶液中的c(OH—)，反之亦然 4．影响水的电离平衡的因素 （1）温度：温度升高，水的电离度增大，水的电离平衡向正向方向移动，C(H+)和C(OH-) 均增大，K W增大。 （2）溶液的酸、碱度：改变溶液的酸、碱度均可使水的电离平衡发生移动。 [思考1]：（1）pH = 7 的溶液一定是酸性吗？ （不一定，当温度不是室温(25℃时)，如100℃时，pH=6为中性） （2）25℃时，任何水溶液中，H+浓度和OH-浓度乘积都为1×10- 14 吗？（是，水的离子积Kw只与温度T有关） 合作探究 二、溶液的酸碱性和pH [思考2]： ①在0.01mol/LHCl溶液中, C(H+)= 10-2mol/L，C(OH-)= 10-12mol/L， 由水电离出的c(H+)= 10-12mol/L，由水电离出的c(OH—)= 10-12mol/L。, ②在0.01mol/LNaOH溶液中，C(OH-)= 10-2mol/L，C(H+)= 10-12mol/L， 由水电离出的c(H+)= 10-12mol/L，由水电离出c(OH—)= 10-12mol/L。 ③在0.01mol/LNa2SO4溶液中，C(OH-)= 10-7mol/L，C(H+)= 10-7mol/L，由水电离出的c(H+)= 10-7mol/L，由水电离出的c(OH—)= 10-7mol/L。 （1）升高温度，促进水的电离 K W增大（2）加酸、加碱抑制水的电离 2．溶液的酸碱性 [思考3]：①在酸性溶液中是否有OH-，在碱性溶液中是否存在H+，试说明原因。（均有，原因无论酸性、碱性溶液均存在水的电离H2O= H++ OH-,故只要是水溶液均存在H+和OH-） ②溶液酸碱性的决定因素是什么？（H+和OH-的离子浓度相对大小） 小结：任何温度下的溶液

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)

一轮复习人教版水的电离溶液的pH学案

课时25 水的电离溶液的pH 【自主学习】 考点1水的电离 【基础梳理】 1. 水的电离：水是一种，能发生微弱的电离，其电离方程式为。 2. 水的离子积常数K w (1) 表达式：K w==(25 ℃)。 (2) 影响因素：K w只是温度的函数，温度不变，K w，温度升高，K w。 不同温度下水的离子积常数 T/℃0 10 20 25 40 50 90 100 K w/10-14 0.134 0.292 0.681 1.01 2.92 5.47 38.0 55.0 3. 影响水电离平衡H2O H++OH-ΔH>0的因素 条件平衡移动方 向 电离程度c(H+) c(OH-) pH 酸碱性 升温正增大增大增大减小中性降温逆减小减小减小增大中性加HCl或醋酸逆减小增大减小减小酸性加NaOH或氨水逆减小减小增大增大碱性加FeCl3 正增大增大减小减小酸性

加CH3COONa 正增大减小增大增大碱性 加NaHSO4 逆减小增大减小减小酸性 加NaHSO3 逆减小增大减小减小酸性 加NaHCO3 正增大减小增大增大碱性 【举题说法】 例题1(2015·淮安期中)25 ℃时，水的电离达到平衡：H2O H++OH-ΔH>0，下列叙述正确的是() A. 向水中加入少量固体NaHSO4，c(H+)增大，K w不变 B. 向水中加入稀氨水，平衡逆向移动，c(OH-)降低 C. 增加水的量，平衡正向移动 D. 将水加热，K w增大，pH不变 【答案】 A 【解析】向水中加入少量硫酸氢钠，导致溶液中氢离子浓度增大，但温度不变，水的离子积常数不变，A正确；向水中加入稀氨水，导致溶液中氢氧根离子浓度增大，抑制水的电离，B错误；增加水的量，氢离子和氢氧根离子浓度不变且相等，平衡不移动，C 错误；将水加热促进水电离，离子积常数增大，氢离子浓度增大，pH减小，D错误。 变式1(2015·安徽二模)水的电离平衡曲线如下图所示，下列说法不正确的是() A. 图中五点K w间的关系：B>C>A=D=E B. 若从A点到D点，可采用在水中加入少量酸的方法 C. 若从A点到C点，在温度不变时向水中加入适量NH4Cl固体

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-

2018届一轮复习苏教版 水的电离和溶液的酸碱性 学案

第24讲水的电离和溶液的酸碱性 考纲要求 1.了解水的电离、离子积常数。2.了解溶液pH的含义及其测定方法，能进行pH 的简单计算。 考点一水的电离 1．水的电离 水是极弱的电解质，水的电离方程式为________________或____________。 2．水的离子积常数 K w＝c(H＋)·c(OH－)。 (1)室温下：K w＝____________。 (2)影响因素：只与________有关，升高温度，K w___________________。 (3)适用范围：K w不仅适用于纯水，也适用于稀的______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 (1)升高温度，水的电离程度__________，K w______________________________。 (2)加入酸或碱，水的电离程度________，K w_________________________________。 (3)加入可水解的盐(如FeCl3、Na2CO3)，水的电离程度________，K w________。 4．填写外界条件对水电离平衡的具体影响 深度思考 1．正误判断，正确的打“√”，错误的打“×”

(1)在pH＝2的盐酸溶液中由水电离出c(H＋)和c(OH－)总是相等的() (2)在蒸馏水中滴加浓H2SO4，K w不变() (3)NaCl溶液和CH3COONH4溶液均显中性，两溶液中水的电离程度相同() (4)室温下，0.1mol·L－1的HCl溶液与0.1mol·L－1的NaOH溶液中水的电离程度相同() (5)25℃和60℃的水的pH，前者大于后者，但都显中性() (6)室温下，pH值相同的NaOH溶液与CH3COONa溶液，水的电离程度后者大() (7)常温下，pH＝5的NH4Cl溶液与pH＝9的CH3COONa溶液中，水的电离程度相同() 2．甲同学认为，在水中加入H2SO4，水的电离平衡向左移动，解释是加入H2SO4后c(H＋)增大，平衡左移。乙同学认为，加入H2SO4后，水的电离平衡向右移动，解释为加入H2SO4后，c(H＋)浓度增大，H＋与OH－中和，平衡右移。你认为哪种说法正确？并说明原因。水的电离平衡移动后，溶液中c(H＋)·c(OH－)是增大还是减小？ (1)水的离子积常数K w＝c(H＋)·c(OH－)，其实质是水溶液中的H＋和OH－浓度的乘积，不一定是水电离出的H＋和OH－浓度的乘积，所以与其说K w是水的离子积常数，不如说是水溶液中的H＋和OH－的离子积常数。即K 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＋)H2O＝c(OH－)H2O。 (2)水的离子积常数显示了在任何水溶液中均存在水的电离平衡，都有H＋和OH－共存，只是相对含量不同而已。 题组一影响水电离平衡的因素及结果判断 1．一定温度下，水存在H2O H＋＋OH－ΔH>0的平衡，下列叙述一定正确的是() A．向水中滴入少量稀盐酸，平衡逆向移动，K w减小 B．将水加热，K w增大，pH减小 C．向水中加入少量固体CH3COONa，平衡逆向移动，c(H＋)降低 D．向水中加入少量固体硫酸钠，c(H＋)＝10－7mol·L－1，K w不变 2．一定温度下，水溶液中H＋和OH－的浓度变化曲线如图，下列说法正确的是() A．升高温度，可能引起由c向b的变化 B．该温度下，水的离子积常数为1.0×10－13

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