水的電離及溶液酸堿性復習目標（1）掌握水的電離過程以及離子積常數(shù)的定義。（2）了解PH的定義，測定方法及簡單計算。教學重點水的電離、pH的計算教學難點pH的計算教學過程考點一 水的電離及離子積常數(shù)【知識精講】1、水的電離平衡（1）水是極弱的電解質(zhì)，能發(fā)生自電離：H2O+H2O H3O+ OH 簡寫為 H2O H+OH （正反應為吸熱反應） （2）影響水的電離平衡的因素酸和堿：酸或堿的加入都會電離出 H+或OH-，均使水的電離逆向移動，從而抑制水的電離。溫度：由于水的電離吸熱，若升高溫度，將促進水的電離， H+與OH-同時同等程度的增加，pH變小，但 H+與OH-始終相等，故仍呈中性。能水解的鹽：不管水解后溶液呈什么性，均促進水的電離，使水的電離程度增大。其它因素：如向水中加入活潑金屬，由于活潑金屬與水電離出來的 H+直接作用，使 H+減少，因而促進了水的電離平衡正向移動。2、水的離子積常數(shù)（1）定義：Kw= c(H+)c(OH) 250C 時 Kw =1.010-14 mol2L-2 ?！咀⒁馐马棥咳芤褐蠬2O電離產(chǎn)生的c(H+)=c(OH-)在溶液中，Kw中的c(OH-)、c(H+)指溶液中總的離子濃度。酸溶液中c(H+)= c(H+)(酸)+c(H+)(水)c(H+)(酸)，c(H+)(水)=c(OH-)；堿溶液中c(OH-)=c(OH-)(堿)+ c(OH-)(水) c(OH-)(堿)，c(OH-)(水)=c(H+)；鹽溶液顯中性時c(H+)=c(OH-)=c(H+)(水)=c(OH-)(水)，水解顯酸性時c(H+)=c(H+)(水)= c(OH-)(水)c(OH-)，水解顯堿性時c(OH-)=c(OH-)(水)=c(H+)(水)c(H+)。（2）影響因素在稀溶液中，Kw只受溫度影響，而與溶液的酸堿性和濃度大小無關。在其它條件一定的情況下，溫度升高，KW增大，反之則減小。如1000C 時Kw =1.010-12 mol2L-2【方法精講】1、溶液中的c(H+)和水電離出來的c(H+)不同（1）常溫下水電離出的c(H+)=110-7 mol/L，若某溶液中水電離出的c(H+)<110-7 mol/L，則可判斷出該溶液中加入酸或堿抑制了水的電離；若某溶液中水電離出的c(H+)>110-7 mol/L，則可判斷出該溶液中加入可以水解的鹽或活潑金屬促進了水的電離。（2）常溫下溶液中的c(H+)>110-7 mol/L，說明該溶液是酸溶液或水解顯酸性的鹽溶液；c(H+)<110-7 mol/L，說明是堿溶液或水解顯堿性的鹽溶液。2、水的離子積常數(shù)的應用 水的離子積常數(shù)適用于純水和酸、堿、鹽的水溶液。水的離子積常數(shù)KWc（H）c（OH），其實質(zhì)是水溶液中的H和OH濃度的乘積，不一定是水電離出的H和OH濃度的乘積，所以與其說KW是水的離子積常數(shù)，不如說是水溶液中的H和OH的離子積常數(shù)?！镜淅v】【例1】水的電離平衡曲線如右圖所示，下列說法中，正確的 （ ）A圖中A、B、D三點處KW間的關系： B>A>DB100，向pH=2的稀硫酸中逐滴加入等體積pH=10的稀氨水，溶液中 c(NH4+)c(NH3H2O)減小，充分反應后，溶液到達B點C溫度不變，在水中加入適量NH4Cl固體，可從A點變化到C點D加熱濃縮A點所示溶液，可從A點變化到B點【答案】D【解析】A、溫度升高，水的電離平衡正向移動，則水的離子積增大，溫度不變，水的離子積不變，所以圖中A、B、D三點處KW間的關系： B>A=D，錯誤；B、100，KW=10-610-6=10-12，pH=10的稀氨水中氫氧根離子的濃度為0.01mol/L，因為氨水中存在未電離的一水合氨，所以等體積混合時，氨水過量，溶液呈堿性，而B點表示溶液呈中性，錯誤；C、溫度不變，則水的離子積不變，所以水中加入氯化銨后，促進水的電離，但離子積不變，不會達到C點，錯誤；D、A為中性，加熱會使水的電離平衡正向移動，水的離子積增大，則可能由A點變化到B點，正確，答案選D?！纠?】室溫下，水的電離達到平衡：H2O H+ + OH-。下列敘述正確的是 （ ） A將水加熱，平衡向正反應方向移動，Kw不變 B向水中加入少量鹽酸，平衡向逆反應方向移動，c（H+）增大 C向水中加入少量NaOH固體，平衡向逆反應方向移動，c（OH-）降低 D向水中加入少量CH3COONa固體，平衡向正反應方向移動，c（OH-）= c（H+）【答案】B【解析】影響水電離平衡的因素主要有：升溫促進電離；加酸、堿抑制電離；加入能水解的鹽促進電離；一定溫度下水的離子積為定值；A、將水加熱，平衡向正反應方向移動，促進水的電離，KW增大，錯誤；B、向水中加入少量鹽酸，平衡向逆反應方向移動，c（H+）增大，正確；C、向水中加入少量NaOH固體，平衡向逆反應方向移動，但溶液中c（OH-）增大，錯誤；D、向水中加入少量CH3COONa固體，醋酸根離子水解，平衡向正反應方向移動，c（OH-）c（H+），錯誤。【考題精練】125 時，相同物質(zhì)的量濃度的下列溶液：NaClNaOH H2SO4(NH4)2SO4，其中水的電離程度按由大到小順序排列的一組是 （ ）A>>> B>>>C>>> D>>>【答案】C【解析】從四種物質(zhì)分析可知NaOH、H2SO4抑制水的電離，NaCl不影響水的電離平衡，(NH4)2SO4促進水的電離(NH水解)，在中H2SO4為二元強酸、產(chǎn)生的c(H)大于NaOH產(chǎn)生的c(OH)，抑制程度更大，故順序為(由大小)>>>。2下列四種溶液中，室溫下由水電離生成的H濃度之比()是 （ ）pH0的鹽酸0.1 molL1的鹽酸0.01 molL1的NaOH溶液pH11的NaOH溶液A1101001 000 B011211C14131211 D141323【答案】A【解析】中c(H)1 molL1，由水電離出的c(H)與溶液中c(OH)相等，等于1.01014 molL1；中c(H)0.1 molL1，由水電離出的c(H)1.01013 molL1；中c(OH)1.0102 molL1，由水電離出的c(H)與溶液中c(H)相等，等于1.01012 molL1；中c(OH)1.0103 molL1，同所述由水電離出的c(H)1.01011 molL1。 即(1.01014)(1.01013)(1.01012)(1.01011)1101001 000?？键c二 溶液的酸堿性和pH【知識精講】1、溶液的酸堿性溶液的酸堿性取決于溶液中c(H)和c(OH)的相對大小。c(H)>c(OH)，溶液呈酸性c(H)c(OH)，溶液呈中性c(H)<c(OH)，溶液呈堿性2、pH（1）定義式：pHlg_c(H)。（2）pH與溶液c(H)的關系由圖示關系知，pH越小，溶液的酸性越強。pH一般表示c(H)<1 mol/L的稀溶液。（3）pH測定用pH試紙測定把小片試紙放在表面皿上，用玻璃棒蘸取待測液點在干燥的pH試紙上，試紙變色后，與標準比色卡對比即可確定溶液的pH。pH計測定：可精確測定溶液的pH。3、pH相關計算（1）總體原則 若溶液為酸性，先求c(H+)，再求pH；若溶液為堿性，先求c(OH-)，再由c(H+)=求c(H+)，最后求pH。（2）計算類型及方法(室溫下)酸、堿溶液pH的計算a.強酸溶液，如HnA，設濃度為c mol/L，c(H+)=nc mol/L，pH=-lgc(H+)=-lg(nc)。b.強堿溶液，如B(OH)n，設濃度為c mol/L，c(OH-)=nc mol/L，c(H+)=mol/L，pH=-lgc(H+)=14+lg(nc)。酸、堿混合pH計算a.兩強酸混合 c混(H+)=b.兩強堿混合 c混(OH-)=c.強酸、強堿混合(一者過量)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)混將強酸、強堿溶液以某體積之比混合，若混合液呈中性，則c(H)c(OH)、V堿V酸、pH酸pH堿有如下規(guī)律(25 )：因c(H)酸V酸c(OH)堿V堿，故有。在堿溶液中c(OH)堿，將其代入上式得c(H)酸c(H)堿，兩邊取負對數(shù)得pH酸pH堿14lg?！痉椒ňv】1、溶液酸堿性的判斷(1)等體積等濃度的一元強酸，一元強堿混合呈中性。(2)等體積等濃度的一元弱酸，一元強堿混合呈堿性。(3)等體積等濃度的一元強酸，一元弱堿混合呈酸性。(4)強酸、強堿等體積混合pH之和等于14呈中性；pH之和小于14呈酸性；pH之和大于14呈堿性。(5)pH之和等于14時一元強酸和一元弱堿等體積混合呈堿性；一元弱酸和一元強堿等體積混合呈酸性。2、溶液的pH計算中常見的盲點(1)不能掌握不同溶液混合后的pH計算技巧。若是強堿與強堿混合，一定要先將堿溶液的pH轉(zhuǎn)化為c(OH)后再進行運算，絕對不能直接用pH，即用c(H)進行運算。若是強酸與強堿混合，要先根據(jù)化學方程式確定在反應中酸、堿是否恰好完全反應或何種物質(zhì)過量，然后再計算。若不在常溫下，c(H)和c(OH)換算時按該溫度下的離子積常數(shù)進行運算。(2)不能掌握混合溶液的定性規(guī)律。pHn(n7)的強酸和pH14n的強堿溶液等體積混合，pH7；pHn(n7)的醋酸和pH14n的氫氧化鈉溶液等體積混合，混合溶液pH7；pHn(n7)的鹽酸和pH14n的氨水溶液等體積混合，混合溶液pH7。(3)不能理解弱酸、弱堿的稀釋規(guī)律常溫下任何酸(或堿)溶液無限稀釋時，溶液的pH都不可能大于(或小于)7，只能接近7。【典例精講】【例1】下列溶液一定呈酸性的是 （ ）Ac(H)106mol/L的溶液BpH7的溶液Cc(H)c(OH)的溶液D使紫色石蕊試液呈紅色的溶液【答案】CD【解析】酸性溶液是指c(H)>c(OH)的溶液；酸堿指示劑都是在酸性溶液或堿性溶液中表現(xiàn)不同顏色的有機弱酸或弱堿。紫色石蕊試液呈紅色，說明溶液中c(H)>c(OH)；由于未指明溫度，不能依據(jù)c(H)106mol/L或pH<7來判斷溶液的酸堿性?！纠?】常溫下，關于1L PH=3的H2SO4溶液說法正確的是 （ ）A與等體積PH=11氨水混合后所得溶液PH小于7B與等濃度的CH3COONa溶液混合后所得溶液PH一定小于7C與PH=3的CH3COOH溶液混合后所得溶液PH小于3D與10L Ba(OH)2溶液恰好完成反應，則Ba(OH)2溶液的PH等于10【答案】D【解析】A、氨水中氫氧根離子濃度與硫酸中氫離子濃度相等，等體積混合時，由于氨水中存在未電離的一水合氨，所以氨水過量，則溶液呈堿性，pH>7，錯誤；B、醋酸鈉與硫酸的濃度相等，但醋酸鈉溶液的體積未知，所以混合后溶液有可能呈堿性或中性，錯誤；C、醋酸與等pH的硫酸混合時，pH不變，錯誤；D、硫酸中氫離子的物質(zhì)的量是10-3mol，設氫氧化鋇溶液的氫氧根離子濃度為x，則硫酸與氫氧化鋇恰好完全反應時，氫離子與氫氧根離子的物質(zhì)的量相等，所以10-3mol=10Lx，則x=10-4mol/L，所以氫氧化鋇溶液的pH=10，正確，答案選D。【考題精練】1下列敘述正確的是 （ ）A在醋酸溶液的pH=a，將此溶液稀釋1倍后，溶液的pH=b，則a>bB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<7C1.010-3mol/L鹽酸的pH=3.0，1.010-8mol/L鹽酸的pH=8.0D若1mLpH=1的鹽酸與100mL溶液混合后，溶液的pH=7則溶液的pH=11【答案】D【解析】A若是稀醋酸溶液稀釋則C(H+)減小，pH增大，ba，故A錯誤；B酚酞的變色范圍是pH= 8.010.0（無色紅色），現(xiàn)在使紅色褪去，pH不一定小于7，可能在78之間，故B錯誤；C常溫下酸的pH不可能大于7，只能無限的接近7；D正確，直接代入計算可得是正確，也可用更一般的式子：設強酸pH=a，體積為V1；強堿的pH=b，體積為V2，則有10-aV1=10-(14-b)V2=10a+b-14，現(xiàn)在=10-2，又知a=1，所以b=112在某溫度時，測得0.01 molL1的NaOH溶液的pH11。（1）該溫度下水的離子積常數(shù)Kw_。（2）在此溫度下，將pHa的NaOH溶液Va L與pHb的硫酸Vb L混合。若所得混合液為中性，且a12，b2，則VaVb_。若所得混合液為中性，且ab12，則VaVb_。【答案】（1）1013（2）110101【解析】（1）由題意知，溶液中c(H)1011 molL1，c(OH)0.01 molL1，故Kwc(H)c(OH)10-13。（2）根據(jù)中和反應：HOH=H2O。c(H)V酸c(OH)V堿102Vb1013/1012Va110。根據(jù)中和反應HOH=H2Oc(H)Vbc(OH)Va10bVb1013/10aVa1013(ab)10，即VaVb101。