[課標(biāo)要求]1．了解水的電離平衡及其影響因素。2．了解水的離子積常數(shù)。3．了解溶液的酸堿性與pH的關(guān)系。4．掌握pH的簡(jiǎn)單計(jì)算。  　1.常溫下，水的離子積常數(shù)KW＝c(H＋)·c(OH－)＝1.0×10－14。2．KW只受溫度的影響，不受溶液酸堿性的影響，溫度不變，KW不變。3．溶液酸堿性判斷“三依據(jù)”。根本依據(jù)常用依據(jù)一(室溫)常用依據(jù)二(室溫)結(jié)論c(H＋)＞c(OH－)c(H＋)>10－7mol·L－1pH＜7溶液呈酸性c(H＋)＝c(OH－)c(H＋)＝10－7 mol·L－1pH＝7溶液呈中性c(H＋)＜c(OH－)c(H＋)<10－7 mol·L－1pH＞7溶液呈堿性4.溶液pH計(jì)算“一個(gè)凡是”、“一個(gè)必須”：(1)凡是單一酸溶液、酸酸混合溶液、酸堿混合酸過(guò)量時(shí)，均直接求c(H＋)，再求pH。(2)單一堿溶液、堿堿混合溶液、酸堿混合堿過(guò)量時(shí)，必須先求c(OH－)，再求c(H＋)，最后求pH。 1．水的電離(1)水是一種極弱的電解質(zhì)。(2)水的電離方程式為H2O＋H2OH3O＋＋OH－，簡(jiǎn)寫(xiě)為H2OH＋＋OH－。(3)水的電離平衡常數(shù)K電離＝。2．水的離子積常數(shù)(1)含義：因?yàn)樗臐舛瓤煽醋鞒?shù)，所以水中的c(H＋)·c(OH－)可看作常數(shù)，稱為水的離子積常數(shù)，簡(jiǎn)稱水的離子積，用KW表示。(2)表達(dá)式與數(shù)值：表達(dá)式KW＝c(H＋)·c(OH－)，室溫時(shí)，KW＝1.0×10－14。(3)影響因素：KW只受溫度影響，由于水的電離是吸熱過(guò)程，溫度升高，KW增大。[特別提醒]　(1)酸溶液中KW＝c(H＋)酸·c(OH－)水(忽略水電離出的H＋的濃度)。(2)堿溶液中KW＝c(H＋)水·c(OH－)堿(忽略水電離出的OH－的濃度)。(3)水電離出的c(H＋)與水電離出的c(OH－)一定相等。1．水是最寶貴的資源之一。下列表述正確的是(　　)A．4 ℃時(shí)，純水的pH＝7B．溫度升高，純水中的c(H＋)增大，c(OH－)減小C．水的電離程度很小，純水中主要存在形態(tài)是水分子D．在純水中加入少量硫酸銨，可促進(jìn)水的電離，使水的離子積增大解析：選C　25 ℃時(shí)，純水的pH＝7,4 ℃時(shí)，純水的電離程度減小，pH稍大于7，A錯(cuò)誤；溫度升高，水的電離平衡向右移動(dòng)，c(H＋)與c(OH－)均增大，B錯(cuò)誤；水是一種極弱的電解質(zhì)，電離程度很小，25 ℃時(shí)，純水電離出的H＋濃度只有1.0×10－7 mol·L－1，所以純水中主要存在形態(tài)是水分子，C正確；水的離子積不受溶液酸堿性的影響，溫度不變，水的離子積則不變，D錯(cuò)誤。2．一定溫度時(shí)，測(cè)得純水中c(OH－)＝2.5×10－7 mol·L－1，則c(H＋)為(　　)A．2.5×10－7 mol·L－1　 B．0.1×10－7 mol·L－1C. mol·L－1  D．無(wú)法確定c(H＋)解析：選A　在純水中，c(H＋)＝c(OH－)。一定溫度時(shí)，測(cè)得純水中c(OH－)＝2.5×10－7 mol·L－1，則c(H＋)＝2.5×10－7 mol·L－1，A正確。3．25 ℃時(shí)，水的電離達(dá)到平衡：H2OH＋＋OH－　ΔH>0，下列敘述正確的是(　　)A．向水中加入稀氨水，平衡逆向移動(dòng)，c(OH－)降低B．向水中加入少量固體硫酸氫鈉，c(H＋)增大，KW不變C．向水中加入少量固體CH3COOH，平衡逆向移動(dòng)，c(H＋)降低D．將水加熱，KW增大，c(H＋)不變解析：選B　A項(xiàng)，NH3·H2ONH＋OH－，使c(OH－)增大，平衡逆向移動(dòng)；B項(xiàng)，NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO，使c(H＋)增大，但溫度不變，KW不變；C項(xiàng)，CH3COOHCH3COO－＋H＋，使c(H＋)增大，平衡逆向移動(dòng)；D項(xiàng)，升高溫度，KW增大，c(H＋)增大。 1．溶液的酸堿性溶液酸堿性的判斷標(biāo)準(zhǔn)是c(H＋)與c(OH－)的相對(duì)大小。2．溶液的酸堿性與溶液中c(H＋)、c(OH－)的關(guān)系 c(H＋)與c(OH－)的關(guān)系c(H＋)的范圍(室溫下)酸性溶液c(H＋)>c(OH－)c(H＋)>1×10－7 mol·L－1中性溶液c(H＋)＝c(OH－)c(H＋)＝1×10－7 mol·L－1堿性溶液c(H＋)<c(OH－)c(H＋)<1×10－7 mol·L－13．溶液的酸堿性與pH(1)pHpH(2)溶液的酸堿性與pH的關(guān)系(室溫下)4．溶液酸堿性的表示方法(1)當(dāng)c(H＋)或c(OH－)大于1 mol·L－1時(shí)，通常用c(H＋)或c(OH－)直接表示。(2)當(dāng)c(H＋)或c(OH－)小于或等于1 mol·L－1時(shí)，通常用pH表示。[特別提醒]　c(H＋)＝1×10－7mol·L－1或pH＝7的溶液不一定呈中性，只有在室溫下，上述關(guān)系才成立。1．某溶液的pH＝6，則該溶液一定顯酸性嗎？同樣，某溶液的pH＝7，則該溶液一定顯中性嗎？提示：pH＝6的溶液不一定顯酸性，如100 ℃時(shí)蒸餾水的pH＝6，但呈中性；pH＝7的溶液不一定顯中性，如100 ℃時(shí)，pH＝7的溶液呈堿性。2．pH試紙使用前能否用蒸餾水濕潤(rùn)？若用濕潤(rùn)的pH試紙測(cè)量溶液的pH對(duì)結(jié)果有何影響？提示：使用pH試紙不能用蒸餾水濕潤(rùn)，濕潤(rùn)后相當(dāng)于稀釋了溶液。若是酸性溶液，則濕潤(rùn)后測(cè)得pH偏大；若為堿性溶液，則濕潤(rùn)后測(cè)得pH偏??；若為中性溶液，則無(wú)影響。1．溶液酸堿性的判斷依據(jù) 2．溶液酸堿性的測(cè)定方法(1)酸堿指示劑法該法只能測(cè)其酸堿性，即pH的大致范圍，不能測(cè)出具體數(shù)值，常見(jiàn)的酸堿指示劑的顏色范圍為：(2)pH試紙法①種類(lèi)a．廣泛pH試紙：其pH范圍是1～14(最常用)。b．精密pH試紙：其pH范圍較窄，可判別0.2或0.3的pH差值。c．專(zhuān)用pH試紙：用于酸性、中性和堿性溶液的專(zhuān)用pH試紙。②使用方法：把小片試紙放在表面皿或玻璃片上，用玻璃棒蘸取待測(cè)溶液點(diǎn)在干燥的pH試紙上，試紙變色后，與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對(duì)比，即確定溶液的pH。(3)pH計(jì)法精確測(cè)定溶液的pH時(shí)使用pH計(jì)，測(cè)量時(shí)可以從pH計(jì)上直接讀出溶液的pH。1．下列說(shuō)法正確的是(　　)A．pH＝7的溶液一定顯中性B．常溫下由水電離的c(OH－)為1×10－8 mol·L－1的溶液一定呈酸性C．c(H＋)＜c(OH－)的溶液一定顯堿性D．c(OH－)＝1×10－6 mol·L－1的溶液一定呈堿性解析：選C　溶液的酸堿性取決于c(H＋)與c(OH－)的相對(duì)大小，利用pH或c(H＋)判斷時(shí)應(yīng)注意溫度。常溫下由水電離的c(OH－)為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，溶液呈堿性。2．下列溶液一定顯酸性的是(　　)A．溶液中c(OH－)>c(H＋)B．滴加紫色石蕊溶液后變紅色的溶液C．溶液中c(H＋)＝10－6 mol·L－1D．pH>7的溶液解析：選B　判斷溶液酸堿性的關(guān)鍵看c(H＋)和c(OH－)的相對(duì)大小，若c(H＋)>c(OH－)，溶液呈酸性；而pH<7或c(H＋)>10－7 mol·L－1，僅適用于常溫時(shí)，若溫度不確定，就不能用來(lái)判斷溶液的酸堿性。而B項(xiàng)中可使紫色石蕊溶液變紅的溶液一定顯酸性?！?/span>3．下列說(shuō)法不正確的是(　　)A．pH<7的溶液不一定呈酸性B．在相同溫度下，物質(zhì)的量濃度相等的氨水、NaOH溶液，c(OH－)相等C．在相同溫度下，pH相等的鹽酸、CH3COOH溶液，c(Cl－)＝c(CH3COO－)D．氨水和鹽酸反應(yīng)后的溶液，若c(Cl－)＝c(NH)，則溶液呈中性解析：選B　pH<7的溶液不一定呈酸性，如100 ℃時(shí)，pH＝6為中性溶液，pH<7可能為堿性溶液，故A正確；NH3·H2O是弱堿，在相同溫度下，物質(zhì)的量濃度相等的氨水、NaOH溶液，氫氧化鈉溶液中的c(OH－)大于氨水中的c(OH－)，故B錯(cuò)誤；在相同溫度下，pH相等的鹽酸、CH3COOH溶液，c(H＋)和c(OH－)分別相等，根據(jù)電荷守恒，分別有c(Cl－)＋c(OH－)＝c(H＋)，c(CH3COO－)＋c(OH－)＝c(H＋)，因此c(Cl－)＝c(CH3COO－)，故C正確；氨水和鹽酸反應(yīng)后的溶液中存在電荷守恒c(Cl－)＋c(OH－)＝c(NH)＋c(H＋)，若c(Cl－)＝c(NH)，則c(OH－)＝c(H＋)，溶液呈中性，故D正確。  1．單一溶液pH的計(jì)算(1)計(jì)算方法酸：c(酸)c(H＋)―→pH堿：c(堿)c(OH－)c(H＋)―→pH(2)強(qiáng)酸和強(qiáng)堿溶液pH的計(jì)算(室溫條件下)①?gòu)?qiáng)酸溶液，如HnA，設(shè)濃度為c mol·L－1，則c(H＋)＝nc mol·L－1，pH＝－lg(nc)。②強(qiáng)堿溶液，如B(OH)n，設(shè)濃度為c mol·L－1，則c(OH－)＝nc mol·L－1，則c(H＋)＝，pH＝14＋lg(nc)。2．計(jì)算混合溶液pH的基本思路3．酸堿溶液稀釋時(shí)pH的計(jì)算(1)強(qiáng)酸溶液：pH＝a，加水稀釋10n倍，則pH＝a＋n。強(qiáng)堿溶液：pH＝b，加水稀釋10n倍，則pH＝b－n。(2)弱酸溶液：pH＝a，加水稀釋10n倍，則a＜pH＜a＋n。弱堿溶液：pH＝b，加水稀釋10n倍，則b－n＜pH＜b。(3)酸堿溶液無(wú)限稀釋?zhuān)?/span>pH只能接近于7，酸溶液的pH不可能大于7，堿溶液的pH不可能小于7。1．常溫下，若1體積硫酸與2體積pH＝11的氫氧化鈉溶液混合后的溶液的pH＝3(混合后體積變化不計(jì))，則二者物質(zhì)的量濃度之比應(yīng)為(　　)A．5∶1　　　　　　　　 B．5∶2C．1∶5  D．2∶5解析：選B　H2SO4＋2NaOH===Na2SO4＋2H2O，設(shè)硫酸的物質(zhì)的量濃度為c mol·L－1，體積為V L，氫氧化鈉溶液濃度為10－3 mol·L－1，體積為2V L，混合后pH＝3，即c(H＋)＝ mol·L－1＝10－3 mol·L－1，解得c＝×10－3，則二者物質(zhì)的量濃度之比應(yīng)為5∶2，B項(xiàng)正確。2．常溫下，0.1 mol·L－1某一元酸(HA)溶液中＝1×10－8，相同物質(zhì)的量濃度的某一元堿(BOH)溶液中＝1×1012，下列敘述正確的是(　　)A．pH＝a的HA溶液，稀釋10倍，其pH＝a＋1B．等體積、等濃度的HA和BOH溶液恰好完全反應(yīng)，溶液的pH＝7C．HA溶液的pH＝3，BOH溶液的pH＝13D．相同體積、相同pH的HA溶液和鹽酸分別與足量Zn反應(yīng)，生成氫氣的物質(zhì)的量相同解析：選C　常溫下，0.1 mol·L－1 HA溶液中＝1×10－8、KW＝c(H＋)·c(OH－)＝1×10－14，聯(lián)立解得c(H＋)＝10－3 mol·L－1，溶液的pH＝3，聯(lián)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正確；0.1 mol·L－1的HA溶液的pH＝3，則HA為弱酸，弱酸稀釋時(shí)會(huì)繼續(xù)電離出H＋，則pH＝a的HA溶液，稀釋10倍后，pH的變化值小于1，即pH<a＋1，故A錯(cuò)誤；0.1 mol·L－1的BOH溶液的pH＝13，則BOH為強(qiáng)堿，等體積、等濃度的HA溶液和BOH溶液混合，生成強(qiáng)堿弱酸鹽，溶液顯堿性，pH>7，故B錯(cuò)誤；HA為弱酸，在溶液中只能部分電離出H＋，pH相等的HA溶液和鹽酸中，HA的物質(zhì)的量濃度大于鹽酸，則相同體積、相同pH的HA溶液和鹽酸分別與足量Zn反應(yīng)，HA產(chǎn)生的氫氣多，故D錯(cuò)誤。3．有關(guān)常溫下pH均為3的硫酸和醋酸溶液的說(shuō)法正確的是(　　)A．分別加水稀釋100倍后，硫酸溶液的pH變化比醋酸溶液小B．兩種溶液中，由水電離出的c(H＋)＝1×10－11 mol·L－1C．與pH＝11的NaOH溶液等體積混合后，都恰好中和D．分別加入足量鋅片充分反應(yīng)后，兩溶液中產(chǎn)生的氫氣的量一樣多解析：選B　硫酸是強(qiáng)電解質(zhì)，完全電離，醋酸是弱電解質(zhì)，加水稀釋?zhuān)姿崂^續(xù)電離出H＋，分別加水稀釋100倍后，硫酸溶液的pH為5，醋酸溶液的pH小于5，所以硫酸溶液的pH變化比醋酸溶液大，故A錯(cuò)誤；pH均為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－)，故兩種溶液中，c水(H＋)＝1×10－11 mol·L－1，故B正確；硫酸為強(qiáng)酸，pH＝3的硫酸與pH＝11的氫氧化鈉溶液等體積混合恰好中和，而醋酸為弱酸，若pH＝3的醋酸與pH＝11的氫氧化鈉溶液等體積混合，醋酸過(guò)量，故C錯(cuò)誤；硫酸是強(qiáng)電解質(zhì)，完全電離，醋酸是弱電解質(zhì)，溶液中主要以醋酸分子形式存在，與足量的Zn反應(yīng)，醋酸提供的H＋大于硫酸，Zn與醋酸反應(yīng)產(chǎn)生氫氣的物質(zhì)的量較大，故D錯(cuò)誤。4．(1)常溫下，0.005 mol·L－1的稀硫酸的pH＝________。(2)常溫下，0.05 mol·L－1的Ba(OH)2的pH＝______。(3)25 ℃時(shí)，將pH＝6的鹽酸與pH＝10的NaOH溶液等體積混合，則混合溶液的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]　　1.溶液pH計(jì)算的口訣堿按堿、酸按酸，同強(qiáng)混合在中間，異強(qiáng)混合看過(guò)量，無(wú)限稀釋7為限。2.酸、堿發(fā)生中和反應(yīng)后溶液pH的判斷技巧(1)酸與堿的pH之和為14，等體積混合。常溫時(shí)規(guī)律：誰(shuí)弱誰(shuí)過(guò)量，誰(shuí)弱顯誰(shuí)性。原因：酸和堿已電離出的H＋與OH－恰好中和，誰(shuí)弱誰(shuí)的H＋或OH－有儲(chǔ)備(即物質(zhì)過(guò)量)，還能繼續(xù)電離。(2)等體積強(qiáng)酸(pH1)和強(qiáng)堿(pH2)混合。常溫時(shí)(3)強(qiáng)酸(pH1)與強(qiáng)堿(pH2)混合呈中性時(shí)，二者的體積關(guān)系有如下規(guī)律：①若pH1＋pH2＝14，則V酸＝V堿。②若pH1＋pH2≠14，則＝10pH1＋pH2－14。                                     

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高中化學(xué)人教版 (新課標(biāo))選修4 化學(xué)反應(yīng)原理電子課本

第二節(jié) 水的電離和溶液的酸堿性

版本： 人教版 (新課標(biāo))

年級(jí)： 選修4 化學(xué)反應(yīng)原理

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