高中化学人教版 (新课标)选修4 化学反应原理第二节 水的电离和溶液的酸碱性第一课时教学设计

[课标要求]

1．了解水的电离平衡及其影响因素。

2．了解水的离子积常数。

3．了解溶液的酸碱性与pH的关系。

4．掌握pH的简单计算。

 　1.常温下，水的离子积常数KW＝c(H＋)·c(OH－)＝1.0×10－14。

2．KW只受温度的影响，不受溶液酸碱性的影响，温度不变，KW不变。

3．溶液酸碱性判断“三依据”。

4.溶液pH计算“一个凡是”、“一个必须”：

(1)凡是单一酸溶液、酸酸混合溶液、酸碱混合酸过量时，均直接求c(H＋)，再求pH。

(2)单一碱溶液、碱碱混合溶液、酸碱混合碱过量时，必须先求c(OH－)，再求c(H＋)，最后求pH。

1．水的电离

(1)水是一种极弱的电解质。

(2)水的电离方程式为H2O＋H2OH3O＋＋OH－，简写为H2OH＋＋OH－。

(3)水的电离平衡常数K电离＝。

2．水的离子积常数

(1)含义：因为水的浓度可看作常数，所以水中的c(H＋)·c(OH－)可看作常数，称为水的离子积常数，简称水的离子积，用KW表示。

(2)表达式与数值：表达式KW＝c(H＋)·c(OH－)，

室温时，KW＝1.0×10－14。

(3)影响因素：KW只受温度影响，由于水的电离是吸热过程，温度升高，KW增大。

[特别提醒]　

(1)酸溶液中KW＝c(H＋)酸·c(OH－)水(忽略水电离出的H＋的浓度)。

(2)碱溶液中KW＝c(H＋)水·c(OH－)碱(忽略水电离出的OH－的浓度)。

(3)水电离出的c(H＋)与水电离出的c(OH－)一定相等。

1．水是最宝贵的资源之一。下列表述正确的是(　　)

A．4 ℃时，纯水的pH＝7

B．温度升高，纯水中的c(H＋)增大，c(OH－)减小

C．水的电离程度很小，纯水中主要存在形态是水分子

D．在纯水中加入少量硫酸铵，可促进水的电离，使水的离子积增大

解析：选C　25 ℃时，纯水的pH＝7,4 ℃时，纯水的电离程度减小，pH稍大于7，A错误；温度升高，水的电离平衡向右移动，c(H＋)与c(OH－)均增大，B错误；水是一种极弱的电解质，电离程度很小，25 ℃时，纯水电离出的H＋浓度只有1.0×10－7 mol·L－1，所以纯水中主要存在形态是水分子，C正确；水的离子积不受溶液酸碱性的影响，温度不变，水的离子积则不变，D错误。

2．一定温度时，测得纯水中c(OH－)＝2.5×10－7 mol·L－1，则c(H＋)为(　　)

A．2.5×10－7 mol·L－1　 B．0.1×10－7 mol·L－1

C. mol·L－1  D．无法确定c(H＋)

解析：选A　在纯水中，c(H＋)＝c(OH－)。一定温度时，测得纯水中c(OH－)＝2.5×10－7 mol·L－1，则c(H＋)＝2.5×10－7 mol·L－1，A正确。

3．25 ℃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，KW不变

C．向水中加入少量固体CH3COOH，平衡逆向移动，c(H＋)降低

D．将水加热，KW增大，c(H＋)不变

解析：选B　A项，NH3·H2ONH＋OH－，使c(OH－)增大，平衡逆向移动；B项，NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO，使c(H＋)增大，但温度不变，KW不变；C项，CH3COOHCH3COO－＋H＋，使c(H＋)增大，平衡逆向移动；D项，升高温度，KW增大，c(H＋)增大。

1．溶液的酸碱性

溶液酸碱性的判断标准是c(H＋)与c(OH－)的相对大小。

2．溶液的酸碱性与溶液中c(H＋)、c(OH－)的关系

3．溶液的酸碱性与pH

(1)pH

pH

(2)溶液的酸碱性与pH的关系(室温下)

4．溶液酸碱性的表示方法

(1)当c(H＋)或c(OH－)大于1 mol·L－1时，通常用c(H＋)或c(OH－)直接表示。

(2)当c(H＋)或c(OH－)小于或等于1 mol·L－1时，通常用pH表示。

[特别提醒]　c(H＋)＝1×10－7mol·L－1或pH＝7的溶液不一定呈中性，只有在室温下，上述关系才成立。

1．某溶液的pH＝6，则该溶液一定显酸性吗？同样，某溶液的pH＝7，则该溶液一定显中性吗？

提示：pH＝6的溶液不一定显酸性，如100 ℃时蒸馏水的pH＝6，但呈中性；pH＝7的溶液不一定显中性，如100 ℃时，pH＝7的溶液呈碱性。

2．pH试纸使用前能否用蒸馏水湿润？若用湿润的pH试纸测量溶液的pH对结果有何影响？

提示：使用pH试纸不能用蒸馏水湿润，湿润后相当于稀释了溶液。若是酸性溶液，则湿润后测得pH偏大；若为碱性溶液，则湿润后测得pH偏小；若为中性溶液，则无影响。

1．溶液酸碱性的判断依据

2．溶液酸碱性的测定方法

(1)酸碱指示剂法

该法只能测其酸碱性，即pH的大致范围，不能测出具体数值，常见的酸碱指示剂的颜色范围为：

(2)pH试纸法

①种类

a．广泛pH试纸：其pH范围是1～14(最常用)。

b．精密pH试纸：其pH范围较窄，可判别0.2或0.3的pH差值。

c．专用pH试纸：用于酸性、中性和碱性溶液的专用pH试纸。

②使用方法：把小片试纸放在表面皿或玻璃片上，用玻璃棒蘸取待测溶液点在干燥的pH试纸上，试纸变色后，与标准比色卡对比，即确定溶液的pH。

(3)pH计法

精确测定溶液的pH时使用pH计，测量时可以从pH计上直接读出溶液的pH。

1．下列说法正确的是(　　)

A．pH＝7的溶液一定显中性

B．常温下由水电离的c(OH－)为1×10－8 mol·L－1的溶液一定呈酸性

C．c(H＋)＜c(OH－)的溶液一定显碱性

D．c(OH－)＝1×10－6 mol·L－1的溶液一定呈碱性

解析：选C　溶液的酸碱性取决于c(H＋)与c(OH－)的相对大小，利用pH或c(H＋)判断时应注意温度。常温下由水电离的c(OH－)为1×10－8 mol·L－1，可能溶液中c(OH－)＝1×10－8 mol·L－1，c(H＋)＝1×10－6 mol·L－1，溶液呈酸性，也可能溶液中c(H＋)＝1×10－8 mol·L－1，c(OH－)＝1×10－6 mol·L－1，溶液呈碱性。

2．下列溶液一定显酸性的是(　　)

A．溶液中c(OH－)>c(H＋)

B．滴加紫色石蕊溶液后变红色的溶液

C．溶液中c(H＋)＝10－6 mol·L－1

D．pH>7的溶液

解析：选B　判断溶液酸碱性的关键看c(H＋)和c(OH－)的相对大小，若c(H＋)>c(OH－)，溶液呈酸性；而pH<7或c(H＋)>10－7 mol·L－1，仅适用于常温时，若温度不确定，就不能用来判断溶液的酸碱性。而B项中可使紫色石蕊溶液变红的溶液一定显酸性。　

3．下列说法不正确的是(　　)

A．pH<7的溶液不一定呈酸性

B．在相同温度下，物质的量浓度相等的氨水、NaOH溶液，c(OH－)相等

C．在相同温度下，pH相等的盐酸、CH3COOH溶液，c(Cl－)＝c(CH3COO－)

D．氨水和盐酸反应后的溶液，若c(Cl－)＝c(NH)，则溶液呈中性

解析：选B　pH<7的溶液不一定呈酸性，如100 ℃时，pH＝6为中性溶液，pH<7可能为碱性溶液，故A正确；NH3·H2O是弱碱，在相同温度下，物质的量浓度相等的氨水、NaOH溶液，氢氧化钠溶液中的c(OH－)大于氨水中的c(OH－)，故B错误；在相同温度下，pH相等的盐酸、CH3COOH溶液，c(H＋)和c(OH－)分别相等，根据电荷守恒，分别有c(Cl－)＋c(OH－)＝c(H＋)，c(CH3COO－)＋c(OH－)＝c(H＋)，因此c(Cl－)＝c(CH3COO－)，故C正确；氨水和盐酸反应后的溶液中存在电荷守恒c(Cl－)＋c(OH－)＝c(NH)＋c(H＋)，若c(Cl－)＝c(NH)，则c(OH－)＝c(H＋)，溶液呈中性，故D正确。

1．单一溶液pH的计算

(1)计算方法

酸：c(酸)c(H＋)―→pH

碱：c(碱)c(OH－)c(H＋)―→pH

(2)强酸和强碱溶液pH的计算(室温条件下)

①强酸溶液，如HnA，设浓度为c mol·L－1，则c(H＋)＝nc mol·L－1，pH＝－lg(nc)。

②强碱溶液，如B(OH)n，设浓度为c mol·L－1，则c(OH－)＝nc mol·L－1，则c(H＋)＝，pH＝14＋lg(nc)。

2．计算混合溶液pH的基本思路

3．酸碱溶液稀释时pH的计算

(1)强酸溶液：pH＝a，加水稀释10n倍，则pH＝a＋n。强碱溶液：pH＝b，加水稀释10n倍，则pH＝b－n。

(2)弱酸溶液：pH＝a，加水稀释10n倍，则a＜pH＜a＋n。弱碱溶液：pH＝b，加水稀释10n倍，则b－n＜pH＜b。

(3)酸碱溶液无限稀释，pH只能接近于7，酸溶液的pH不可能大于7，碱溶液的pH不可能小于7。

1．常温下，若1体积硫酸与2体积pH＝11的氢氧化钠溶液混合后的溶液的pH＝3(混合后体积变化不计)，则二者物质的量浓度之比应为(　　)

A．5∶1　　　　　　　　 B．5∶2

C．1∶5  D．2∶5

解析：选B　H2SO4＋2NaOH===Na2SO4＋2H2O，设硫酸的物质的量浓度为c mol·L－1，体积为V L，氢氧化钠溶液浓度为10－3 mol·L－1，体积为2V L，混合后pH＝3，即c(H＋)＝ mol·L－1＝10－3 mol·L－1，解得c＝×10－3，则二者物质的量浓度之比应为5∶2，B项正确。

2．常温下，0.1 mol·L－1某一元酸(HA)溶液中＝1×10－8，相同物质的量浓度的某一元碱(BOH)溶液中＝1×1012，下列叙述正确的是(　　)

A．pH＝a的HA溶液，稀释10倍，其pH＝a＋1

B．等体积、等浓度的HA和BOH溶液恰好完全反应，溶液的pH＝7

C．HA溶液的pH＝3，BOH溶液的pH＝13

D．相同体积、相同pH的HA溶液和盐酸分别与足量Zn反应，生成氢气的物质的量相同

解析：选C　常温下，0.1 mol·L－1 HA溶液中＝1×10－8、KW＝c(H＋)·c(OH－)＝1×10－14，联立解得c(H＋)＝10－3 mol·L－1，溶液的pH＝3，联立＝1×1012、KW＝c(H＋)·c(OH－)＝1×10－14，解得c(OH－)＝0.1 mol·L－1，BOH溶液的pH＝13，故C正确；0.1 mol·L－1的HA溶液的pH＝3，则HA为弱酸，弱酸稀释时会继续电离出H＋，则pH＝a的HA溶液，稀释10倍后，pH的变化值小于1，即pH<a＋1，故A错误；0.1 mol·L－1的BOH溶液的pH＝13，则BOH为强碱，等体积、等浓度的HA溶液和BOH溶液混合，生成强碱弱酸盐，溶液显碱性，pH>7，故B错误；HA为弱酸，在溶液中只能部分电离出H＋，pH相等的HA溶液和盐酸中，HA的物质的量浓度大于盐酸，则相同体积、相同pH的HA溶液和盐酸分别与足量Zn反应，HA产生的氢气多，故D错误。

3．有关常温下pH均为3的硫酸和醋酸溶液的说法正确的是(　　)

A．分别加水稀释100倍后，硫酸溶液的pH变化比醋酸溶液小

B．两种溶液中，由水电离出的c(H＋)＝1×10－11 mol·L－1

C．与pH＝11的NaOH溶液等体积混合后，都恰好中和

D．分别加入足量锌片充分反应后，两溶液中产生的氢气的量一样多

解析：选B　硫酸是强电解质，完全电离，醋酸是弱电解质，加水稀释，醋酸继续电离出H＋，分别加水稀释100倍后，硫酸溶液的pH为5，醋酸溶液的pH小于5，所以硫酸溶液的pH变化比醋酸溶液大，故A错误；pH均为3的醋酸和硫酸，溶液中c(H＋)＝1×10－3 mol·L－1，溶液中c(OH－)＝ mol·L－1＝1×10－11 mol·L－1，溶液中c水(H＋)＝c(OH－)，故两种溶液中，c水(H＋)＝1×10－11 mol·L－1，故B正确；硫酸为强酸，pH＝3的硫酸与pH＝11的氢氧化钠溶液等体积混合恰好中和，而醋酸为弱酸，若pH＝3的醋酸与pH＝11的氢氧化钠溶液等体积混合，醋酸过量，故C错误；硫酸是强电解质，完全电离，醋酸是弱电解质，溶液中主要以醋酸分子形式存在，与足量的Zn反应，醋酸提供的H＋大于硫酸，Zn与醋酸反应产生氢气的物质的量较大，故D错误。

4．(1)常温下，0.005 mol·L－1的稀硫酸的pH＝________。

(2)常温下，0.05 mol·L－1的Ba(OH)2的pH＝______。

(3)25 ℃时，将pH＝6的盐酸与pH＝10的NaOH溶液等体积混合，则混合溶液的pH＝________。

解析：(1)c(H＋)＝0.005  mol·L－1×2＝0.01 mol·L－1，pH＝－lg 0.01＝2。

(2)c(OH－)＝0.05 mol·L－1×2＝0.1 mol·L－1，c(H＋)＝＝10－13 mol·L－1，pH＝－lg 10－13＝13。

(3)c(H＋)＝1×10－6mol·L－1，

n(H＋)＝1×10－6V mol，

n(OH－)＝1×10－4V mol，

n(OH－)>n(H＋)，故OH－有剩余；

剩余n(OH－)≈1×10－4V mol，

c(OH－)＝5×10－5 mol·L－1，

c(H＋)＝2×10－10 mol·L－1，

pH＝－lg(2×10－10)＝10－lg 2＝9.7。

答案：(1)2　(2)13　(3)9.7

[方法技巧]