28水的电离 溶液的酸碱性与pH(含答案)(定稿)
水的电离 溶液的酸碱性与pH
【课前导学】
一、水的电离和水的离子积常数Kw
1、水是一种极弱的电解质：
电离方程式为 ， △H 0，平衡常数表达式为________________________ 25℃(常温)的纯水中：c(H +)= _____ ，c(OH -)= ，pH = ，Kw =
2、Kw 不仅适用于纯水，还适用于任何稀的水溶液。即不论酸、碱、盐的水溶液中均存在．．．H ．+ 和．OH ．．
-，且[H +][OH -]=Kw ，常温下Kw = ___________，室温下（20℃）Kw 一般也取这个数值。
[练习1]、（1）某温度下，纯水的c(H +)=2.0×10-7mol/L ，则此时的c(OH -)=_______________；
若温度不变，滴入稀硫酸使c(H +)=5.0×10-7mol/L, 则c(OH -)=_______________
（2）若100℃时纯水电离出的H +浓度为1.0×10-6mol/L ，此时Kw = ， pH= ；
pH=2的硫酸溶液温度由25℃升高到100℃，pH = ______ ；
pH ＝12的氢氧化钠溶液由25℃升高到100℃，pH = ______
3、影响水的电离、Kw 的因素：
[练习2]、25℃时，水的电离达到平衡：H 2O H + + OH - △H ＞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 、向水中加入少量硫酸氢钠固体，c(H +)增大，K W 不变
C 、向水中加入少量CH 3COONa 固体，平衡逆向移动，c(H +)不变
D 、将水加热，K W 增大，pH 不变
★[练习3]、25℃时pH=3的盐酸和氯化铁溶液中由水电离出的H +浓度之比是 ，
pH=10的烧碱溶液和纯碱溶液中由水电离出的OH -浓度之比是
【小结】（1）影响水的电离的因素：
（2）影响Kw 的因素：
二、溶液的酸碱性与pH 值
1、溶液的酸碱性取决于 的相对大小
2、溶液的pH 数学表达式：
3、溶液酸碱性与pH 判断
① c(H+)越大，c(OH-)越，pH越，溶液酸性越，碱性越；
pH相同的酸（或碱），酸（或碱）性越弱，其物质的量浓度越
② pH相同的强酸和弱酸溶液，加水稀释相同倍数，则溶液pH变化大，碱也如此。
4、关于pH的计算：
（1）单一溶液pH的计算
例1：常温下，0.05mol/L的Ba(OH)2溶液的pH为
（2）混合溶液的pH计算
①两强酸（或强碱）混合
例2：25℃时pH=5和pH=3的两种盐酸以1∶2体积比混合，该混合液的pH（）
A. 3.2
B. 4.0
C. 4.2
D. 5.0
例3：25℃时将pH=8的NaOH溶液跟pH=10的NaOH溶液等体积混合后，溶液中氢离子浓度接近于（）
A. 2×10-10mol/L
B.（10-8+10-10）× 1/2mol/L
C.（10-8 + 10-10）mol/L
D. 2×10-8mol/L
②强酸与强碱混合
例4：25℃时100 mL 0.6mol/L 盐酸与等体积的0.4 mol/L NaOH溶液混合后，溶液的（）
A. pH=2
B. pH=0.2
C. c(OH-) = 1.0×10-13 mol/L
D. c(H+)= 0.2 mol/L
（3）关于酸碱溶液稀释后的pH计算
例5：计算25℃时下列各溶液稀释100倍后溶液的pH：
pH=3的盐酸pH=10的NaOH溶液
pH=6的盐酸pH=8的NaOH溶液
以下写pH 范围：
pH=3的醋酸pH=10的氨水
pH=3的酸溶液pH=10的碱溶液
【小结】强酸或强碱溶液稀释10n倍溶液的pH变化n（填＜、＞或＝，下同），弱酸或弱碱溶液稀释10n倍溶液的pH变化n
三、溶液pH的测定方法
1、指示剂法：滴加酚酞溶液变红则pH 7，滴加石蕊溶液变蓝则pH 7
2、精确测量溶液pH的仪器是
3、用pH试纸测定溶液pH的操作是：
；
若试纸变红则pH 7（填＜、＞或＝，下同），若试纸变蓝则pH 7，与标准比色卡比较确定的pH是（填取值范围）的整数
【合作探究】
1、（1）25℃时酸与碱的pH之和为14，等体积混合：
a. 若为强酸与强碱，则pH 7，原因是
b. 若为强酸与弱碱，则pH 7，原因是
c. 若为弱酸与强碱，则pH 7，原因是
（2）等元数同浓度的酸碱等体积混合：
a. 若为强酸与强碱，则pH 7，原因是
b. 若为强酸与弱碱，则pH 7，原因是
c. 若为弱酸与强碱，则pH 7，原因是
★2、某温度（t℃）时，测得0.01 mol/L的NaOH溶液的pH为11，则该温度下Kw = t℃25℃（填“大于”、“小于”或“等于”），其理由是
该温度下，将pH=a的NaOH溶液V a L和pH= b的硫酸V b L混合，通过计算填写以下不同情况时两溶液的体积比：
（1）若所得混合液为中性，且a =12，b = 2，则V a∶V b = ______________
（2）若所得混合液为中性，且a + b = 12，则V a∶V b = _________ _ ____
（3）若所得混合液的pH=10，且a =12，b = 2，则V a∶V b = ______________
【课堂训练】
1、25℃时，若pH =3的酸和pH =11的碱等体积混合后，溶液呈酸性，其原因可
能是（）A. 生成一种强酸弱碱盐 B. 弱酸溶液与强碱溶液反应
C. 强酸溶液与弱碱溶液反应
D. 二元酸溶液与一元碱溶液反应
2、25℃时有浓度为1 mol／L的五种溶液：①HCl ②H2SO4③CH3COOH ④NH4Cl ⑤NaOH，由水电离出的
c(H+)大小关系正确的是（）
A. ④>③>①=⑤>②
B. ①=②>③>④>⑤
C. ②>①>③>④>⑤
D. ④>③>①>⑤>②
3、25℃时用PH均为10的氨水和NaOH溶液，分别中和等体积的pH=2的盐酸，当盐酸恰好被中和时，
消耗的氨水和NaOH溶液的体积分别是V1和V2，则V1和V2关系正确的是（）
A. V1=V2
B. V1＜V2
C. V1＞V2
D. V1≤V2
4、对于常温下pH为1的硝酸溶液，下列叙述正确的是（）
A．该溶液l mL稀释至100 mL后，pH等于3
B．向该溶液中加入等体积、pH为13的氢氧化钡溶液恰好完全中和
C．该溶液中硝酸电离出的c(H+)与水电离出的c(H+)之比值为10–12。
D．该溶液中水电离出的c(H+)是pH为3的硝酸中水电离出的c(H+)的100倍
5、某温度下，相同pH值的盐酸和醋酸溶液分别加水稀释，平衡pH值随溶液体积变化的曲线如右下图所
示。据图判断正确的是
A．ll为盐酸稀释时的pH值变化曲线B．b点溶液的导电性比c点溶液的导电性强
C．a点KW的数值比c点KW的数值大D．b点酸的总浓度大于a点酸的总浓度
6、在一定温度下，有a. 盐酸b. 硫酸c. 醋酸三种酸
（以下各问用字母表示）：
（1）同体积、同物质的量浓度的三种酸，中和NaOH的能力由大到小的顺序是
（2）当三者c(H+)相同且体积也相同时，分别放入足量的锌，相同状况下产生气体的体积由大到小的顺序是________
（3）当三者c(H+)相同且体积也相同时，同时加入形状、密度、质量完全相同的锌，若产生相同体积的H2（相同状况），则开始时反应速率的大小关系为，反应所需时间
的长短关系是____ ___
（4）将c(H+)相同的三种酸均加水稀释至原来的100倍后，c(H+)由大到小的顺序是
★7、室温时，将pH=5的硫酸稀释10倍，c(H+)∶c(SO42-) = ；将稀释后的溶液再稀释100倍，
c(H +)∶c(SO 42-) =
8、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，则此时水的离子积常数从_____ 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，欲使混合溶液的
pH=7，则Ba(OH)2溶液和盐酸的体积比为______
一、水的电离和水的离子积常数Kw
1、H 2O
H ++OH – ＞ K ＝[ H +][ OH –]/[ H 2O] 1.0×10–7mo l ·L –1 1.0×10–7mo l ·L –1
7 1.0×10–14mo l 2·L –2
2、1.0×10–14mo l 2·L –2
【练习1】（1）2.0×10–7mo l ·L –1 8.0×10–8mo l ·L –1
（2）1.0×10–12mo l 2·L –2 6 2 10
3、【练习2】B
★【练习3】1︰108 1︰106
【小结】（1）①温度：升高温度，促进水的电离
②酸或碱：均抑制水的电离
③水解的盐：促进水的电离
④其它如活泼金属：与水电离出的H +反应，促进水的电离
（2）只有温度，升高温度，Kw 增大
二、溶液的酸碱性与pH 值
1、溶液中H +和OH –浓度
2、pH ＝－lg[ H +]
10
10c(OH -
3、①小小强弱大②强酸
4 、关于pH的计算：
（1）例1：13 （2）①例2：A 例3：A ②例4：C
（3）例5：pH＝5 pH＝8 pH≈7 pH≈7
3＜pH＜5 8＜pH＜10 3＜p H≤5 8≤pH＜10
【小结】＝＜
三、溶液pH的测定方法
1、＞＞
2、酸度计
3、取一小块pH试纸放在玻璃片
．．的玻璃棒蘸取少量
．．．．待测溶液点．在试纸上，观察试纸的颜色
．．．上，用干净
变化并与标准比色卡
．．．．．比较，确定该溶液pH
＜＞1~14
【合作探究】
1、（1）a. ＝强酸与强碱恰好完全反应，溶液显中性
b. ＞弱碱过量，溶液显碱性
c. ＜弱酸过量，溶液显酸性
（2）a. ＝强酸与强碱恰好完全反应，溶液显中性
b. ＜弱碱的阳离子水解，使溶液显酸性
c. ＞弱酸的阴离子水解，使溶液显碱性
2、1×10–13mo l2·L–2 大于水的电离是吸热过程，升高温度，水的电离平衡：H2O H++OH–右移，
使Kw增大。t℃时Kw＝1×10–13mo l2·L–2 大于25℃时Kw＝1×10–14mo l2·L–2，故t℃大于25℃（1）1︰10（2）10︰1（3）1︰9
【课堂训练】
1、B
2、A
3、D
4、AB
5、B
6、（1）b＞a＝c （2）c＞a＝b
（3）a＝b＝c a＝b＞c （4）c＞a＝b
7、2︰1 20︰1 8、（1）1×10–14mo l2·L–2 1×10–12mo l2·L–2
（2）2︰9
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
水的电离和溶液的酸碱性典型例题及习题
高二化学《水的电离和溶液的酸碱性》典型例题及习题 （一）典型例题 【例1】常温下，纯水中存在电离平衡：H O H+-，请填空： 【例2】室温下，在pH=12的某溶液中，由水电离生成的c(OH－)为（）双选 A.1.0×10－7 mol·Ｌ－1 B.1.0×10－6 mol·Ｌ－1 C.1.0×10－2 mol·Ｌ－1 D.1.0×10－12 mol·Ｌ－1 【例3】室温下，把1mL0.1mol/L的H2SO4加水稀释成2L溶液，在此溶液中由水电离产生的H+，其浓度接近于（） A. 1×10-4 mol/L B. 1×10-8 mol/L C. 1×10-11 mol/L D. 1×10-10 mol/L 【分析】温度不变时，水溶液中氢离子的浓度和氢氧根离子的浓度乘积是一个常数。在酸溶液中氢氧根离子完全由水电离产生，而氢离子则由酸和水共同电离产生。当酸的浓度不是极小的情况下，由酸电离产生的氢离子总是远大于由水电离产生的(常常忽略水电离的部分)，而水电离产生的氢离子和氢氧根离子始终一样多。所以，酸溶液中的水电离的氢离子的求算通常采用求算氢氧根离子。 稀释后c(H+)=（1×10-3L×0.1mol/L）/2L = 1×10-4mol/L c(OH-) = 1×10-14/1×10-4 = 1×10-10 mol/L 【答案】D 【例4】将pH为5的硫酸溶液稀释500倍，稀释后溶液中c (SO42－）：c (H+)约为（） A、1：1 B、1：2 C、1：10 D、10：1 【分析】根据定量计算，稀释后c(H+)=2×10-8mol·L-1，c(SO42-)=10-8mol·L-1，有同学受到思维定势，很快得到答案为B。其实，题中设置了酸性溶液稀释后，氢离子浓度的最小值不小于1×10-7mol·L-1。所以，此题稀释后氢离子浓度只能近似为1×10-7mol·L-1。 【答案】C
电离平衡 和溶液酸碱性练习
电离平衡及溶液的酸碱性练习 一、选择题（每小题只有一个正确的答案） 1、下列关于强、弱电解质的叙述，错误的是 ( ) A ．强电解质在溶液中完全电离，不存在电离平衡 B ．在溶液中，导电能力强的电解质是强电解质，导电能力弱的电解质是弱电解质 C ．同一弱电解质的溶液，当温度、浓度不同时，其导电能力也不同 D ．纯净的强电解质在液态时，有的导电，有的不导电 2、在电解质溶液的导电性装置（如图所示）中，若向某一电解质溶液中逐滴加入另一溶液时，则灯泡由亮变暗，至熄灭后又逐渐变亮的是（ ） A 、盐酸中逐滴加入食盐溶液 B 、氢硫酸中逐滴加入氢氧化钠溶液 C 、硫酸中逐滴加入氢氧化钡溶液 D 、醋酸中逐滴加入氨水 3、用水稀释0.1mol/L 醋酸时，溶液中随着水量的增加而减小的是( ) A. B. C. D.c(OH -) 4、化合物HI n 在水溶液中因存在以下电离平衡，故可用作酸碱指示剂。 HI n (溶液 ) H ＋(溶液)＋I n －(溶液) 红色 黄色 浓度为0.02 mol·L －1的各溶液①盐酸②石灰水 ③NaCl 溶液 ④NaHSO 4溶液 ⑤NaHCO 3 溶液 ⑥氨水其中能使指示剂显红色的是（ ） A ．①④⑤ B ．②⑤⑥ C ．①④ D ．②③⑥ 5、已知下面三个数据：7.2×10－4、4.6×10－4、4.9×10－10分别是下列有关的三种酸的电离常数，若已知下列反应可以发生：NaCN ＋HNO 2 === HCN ＋NaNO 2；NaCN ＋HF === HCN ＋NaF ；NaNO 2＋HF === HNO 2＋NaF ，由此可判断下列叙述不正确的是 ( ) A ．K(HF)＝7.2×10－4 B ．K(HNO 2)＝4.9×10－10 C ．酸性：HF ＞HNO 2＞HCN D ．K(HCN)＜K(HNO 2)＜K(HF) 6、下列叙述正确的是 ( ) A ．电离平衡常数受浓度的影响 B ．35℃时纯水中c (H ＋)＞c (OH －) C ．多元弱酸的各级电离常数相同 D ． H 2CO 3电离常数的表达式为 7、下列说法正确的是 ( ) A ．pH ＜7的溶液一定是酸性溶液 B ．常温时，pH ＝5的溶液和pH ＝3的溶液相比，前者c (OH －)是后者的100倍 C ．室温下，每1×107个水分子中只有一个水分子发生电离 )CO c(H ) )c(CO c(H 3 2- 23+)c(H COOH)c(CH 3+)).c(OH COOH c(CH )COO c(CH -3-3) c(H )c(OH + -
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
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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。
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%）
弱电解质的电离、水的电离和溶液的酸碱性知识点总结及习题
弱电解质的电离、水的电离和溶液的酸碱性知识点总结及习题 、弱电解质的电离 2、 电解质与非电解质本质区别： 电解质——离子化合物或共价化合物 非电解质——共价化合物 注意：①电解质、非电解质都是化合物 ②SO 、NH 、CO 等属于非电解质 ③强电解质不等于易溶于水的化合物（如 BaSO 不溶于水，但溶于水的 BaSO 全部 电离，故BaSQ 为强电解质）一一 电解质的强弱与导电性、溶解性无关。 3、 电离平衡：在一定的条件下，当电解质分子电离成 离子的速率 和离子结合成 时，电离过程就达到了 平衡状态 ______ ，这叫电离平衡。 4、 影响电离平衡的因素： A 温度：电离一般吸热，升温有利于电离。 B 浓度：浓度越大，电离程度 越小 ；溶液稀释时，电离平衡向着电离的方向移动。 C 、 同离子效应：在弱电解质溶液里加入与弱电解质具有相同离子的电解质，会 减弱 电离。D 其他外加试剂：加入能与弱电解质的电离产生的某种离子反应的物质时，有利于电离。 9、 电离方程式的书写：用可逆符号 弱酸的电离要分布写（第一步为主） 10、 电离常数：在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓 度的乘积，跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数。 叫做电离平衡常数，（一般用Ka 表示 酸，Kb 表示碱。） 表示方法：A ++B - Ki=[ A +][ B -]/[AB] 11影响因素： a 、 电离常数的大小主要由物质的本性决定。 b 、 电离常数受温度变化影响，不受浓度变化影响，在室温下一般变化不大。 C 、同一温度下，不同弱酸，电离常数越大，其电离程度越大，酸性越强。如： HSO>H 3PO>HF>CHCOOH>CO>HS>HCIO 二、水的电离和溶液的酸碱性 非电解质: 强电解质: 弱电解质： : 在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物 。 : 在水溶液里全部电离成离子的电解质 。 在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质 物质?： 纯净物 （电解质* 化合物， 卩虽电解质: :弱电解质: 讥0 ，非电解质: ________ 强酸，强碱，大多数盐 ___________ 。女口 HCI 、NaOH NaCl 、BaSQ ________ 。女口 HCIQ NH 3 ? UQ Cu （OH 》、 非金属氧化物，大部分有机物 。女口 SO 、CO 、CH126 CCI 4、CH=CH 1水电离平衡: 丄」 二[匚 1定义：电解质: 在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物 ，叫电解 质 .混和物 单质
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。
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?
水的电离和溶液的酸碱性练习题及答案解析
3-2-1《水的电离和溶液的酸碱性》课时练 双基练习 1．(2011·新课标全国高考)将浓度为0.1 mol/LHF溶液加水不断稀释，下列各量始终保持增大的是() A．c(H＋) B．K a(HF) C.c?F－? c?H＋?D. c?H＋? c?HF? 解析：HF属于弱电解质，加水促进HF的电离平衡向右移动，即电离程度增大，但电离平衡常数只与温度有关，所以选项B不变；但同时溶液的体积也增大，所以溶液的酸性会降低，即c(H＋)、c(F－)和c(HF)的浓度均降低，考虑到溶液中水还会电离出氢离子，所以稀释到一定程度(即无限稀释时)，c(H ＋)就不再发生变化，但c(F－)和c(HF)却一直会降低，所以选D符合题意。 答案：D 2．(2011·咸阳高二检测)常温下，c(OH－)最小的是() A．pH＝0的溶液 B．0.05 mol/L H2SO4 C．0.5 mol/L HCl D．0.05 mol/L的Ba(OH)2 解析：四种溶液中OH－的浓度分别为1×10－14 mol/L、1×10－13 mol/L、2×10－14 mol/L、0.1 mol/L。 答案：A 3．下列液体pH＞7的是()
A ．人体血液 B ．蔗糖溶液 C ．橙汁 D ．胃液 解析：人体血液的正常pH 范围是7.35～7.45。 答案：A 4．(2011·广州模拟)常温下，0.1 mol/L 的一元弱酸溶液的pH 为( ) A ．1 B ．大于1 C ．小于1 D ．无法确定 解析：假设为一元强酸，则pH ＝1，据题意为一元弱酸，由于不能完全电离，故c (H ＋)＜0.1 mol/L ，pH ＞1。 答案：B 5．有人建议用AG 表示溶液的酸度，AG 的定义为AG ＝lg[c (H ＋)/c (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) 解析：根据定义式可看出：中性溶液中c (H ＋)＝c (OH －)，AG ＝0；酸性溶液，AG ＞0；碱性溶液，AG ＜0，前三项均错。 AG ＝lg c ?H ＋? c ?OH －?＝lg c 2?H ＋?10－14＝lg c 2(H ＋)＋14＝2lg c (H ＋)＋14＝2(7－pH)。 答案：D 6．将pH ＝8的NaOH 与pH ＝10的NaOH 溶液等体积混合后，溶液后c (H ＋)最接近于( ) A ．(10－8＋10－10) mol/L