第二節(jié)水的電離和溶液的pH第1課時水的電離溶液的酸堿性與pH1．認識水的電離，了解水的離子積常數(shù)。2．認識溶液的酸堿性及pH，掌握檢測溶液pH的方法，能進行溶液pH的簡單計算。3．能從電離平衡的角度分析酸、堿、鹽對水的電離的影響，分析溶液的酸堿性、導(dǎo)電性等。一、水的電離1．水的電離(1)電離方程式：2H2OH3O＋＋OH－，也可簡寫為H2OH＋＋OH－。(2)四個特點eq\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(“難”——極難電離,“逆”——可逆過程,“等”——電離出的離子濃度相等,“吸”——吸熱過程))2．水的離子積常數(shù)(1)水的電離常數(shù)表達式為K電離＝eq\f(cH＋·cOH－,cH2O)。(2)符號：Kw。(3)公式：Kw＝c(H＋)·c(OH－)，在室溫下，純水中c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－7mol·L－1，Kw＝1×10－14。(4)影響因素：隨著溫度升高，水的離子積增大。(5)適用范圍：Kw不僅適用于純水，也適用于稀的電解質(zhì)溶液。二、溶液的酸堿性與pH1．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。(1)酸性溶液：c(H＋)>c(OH－)，常溫下，pH<7。(2)中性溶液：c(H＋)＝c(OH－)，常溫下，pH＝7。(3)堿性溶液：c(H＋)<c(OH－)，常溫下，pH>7。2．pH(1)計算公式：pH＝－lgc(H＋)。(2)溶液的酸堿性與pH的關(guān)系(室溫下)3．pH的測定方法(1)pH試紙法①使用方法：用鑷子夾取一小塊試紙放在玻璃片或表面皿上，用潔凈的玻璃棒蘸取待測溶液點在試紙的中央，待變色后與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對照，即可確定溶液的pH。②讀數(shù)：用試紙測定的pH一般取整數(shù)。(2)pH計法：精密測量溶液的pH，測量時可以從pH計上直接讀出溶液的pH。水的電離通常認為水是不導(dǎo)電的，但用精密儀器測定時，發(fā)現(xiàn)水有微弱的導(dǎo)電性，這表明水能電離出極少量的H＋和OH－，以下是用電導(dǎo)儀測定水的電導(dǎo)率的裝置圖：活動1對于水的電離平衡：H2OH＋＋OH－ΔH＞0，升高溫度，平衡如何移動？c(H＋)、c(OH－)、Kw如何變化？提示：向右移動，c(H＋)、c(OH－)、Kw均增大?；顒?甲同學(xué)認為，在水中加入H2SO4，水的電離平衡向左移動，因為加入H2SO4后，c(H＋)增大，平衡左移。乙同學(xué)認為，加入H2SO4后，水的電離平衡向右移動，因為加入H2SO4后，c(H＋)增大，H＋與OH－中和，平衡右移。你認為哪種說法正確？請說明原因。水的電離平衡移動后，溶液中c(H＋)·c(OH－)是增大還是減?。刻崾荆杭淄瑢W(xué)的說法正確，溫度不變，Kw是常數(shù)，加入H2SO4，c(H＋)增大，平衡左移。c(H＋)·c(OH－)不變，因為Kw僅與溫度有關(guān)，溫度不變，則Kw不變，與外加酸、堿、鹽無關(guān)?；顒?在水的離子積常數(shù)Kw＝c(H＋)·c(OH－)中，c(H＋)、c(OH－)都是水電離出的c(H＋)、c(OH－)嗎？在酸或堿溶液中水電離出的c(H＋)與c(OH－)還相等嗎？提示：Kw＝c(H＋)·c(OH－)中，c(H＋)、c(OH－)不一定都是水電離出來的。在酸或堿溶液中水電離出的c(H＋)與c(OH－)相等。1．下列說法正確的是()A．在任何條件下，純水的pH都等于7B．在任何條件下，純水都呈中性C．在95℃D．在95℃時，純水中c(H＋)小于10－7mol·LB解析：室溫下，純水的pH才等于7，A錯誤；任何條件下，純水中c(H＋)＝c(OH－)，呈中性，B正確；加熱能促進水的電離，故95℃時純水的c(H＋)大于10－7mol·L－12．25℃A．向平衡體系中加入水，c(H＋)增大B．向水中通入少量HCl氣體，eq\f(cH＋,cOH－)增大C．將水加熱，Kw增大，酸性增強D．向水中加入少量NaOH固體，平衡正向移動，c(H＋)減小B解析：向平衡體系中加入水，溫度不變，Kw不變，純水中c(H＋)不變，A錯誤；向水中通入少量HCl氣體，c(H＋)增大，Kw不變，c(OH－)減小，所以eq\f(cH＋,cOH－)增大，B正確；將水加熱，促進水的電離，c(H＋)增大，Kw增大，水還是中性，C錯誤；向水中加入少量NaOH固體，c(OH－)增大，平衡逆向移動，c(H＋)減小，D錯誤。3．向蒸餾水中滴入少量鹽酸后，下列說法錯誤的是()A．c(H＋)·c(OH－)不變B．c(OH－)降低C．c(H＋)降低D．水電離出的c(H＋)降低C解析：在任何物質(zhì)的稀溶液中都存在水的電離平衡，溶液中c(H＋)·c(OH－)不變，等于該溫度下的水的離子積常數(shù)，A正確；向蒸餾水中加入少量鹽酸后，HCl電離產(chǎn)生H＋，使溶液中c(H＋)增大，c(OH－)降低，B正確、C錯誤；鹽酸電離產(chǎn)生H＋，使溶液中c(H＋)增大，對水的電離平衡起抑制作用，導(dǎo)致水電離產(chǎn)生的c(H＋)降低，D正確。4．常溫下，下列三種溶液中，由水電離出的氫離子濃度之比為()①1mol·L－1的鹽酸②0.1mol·L－1的鹽酸③0.01mol·L－1的NaOH溶液A．1∶10∶100 B.0∶1∶12C．14∶13∶12 D.14∶13∶2A解析：①1mol·L－1的鹽酸中c(H＋)＝1mol·L－1，由水電離出的c水(H＋)＝10－14mol·L－1，②0.1mol·L－1的鹽酸中c(H＋)＝0.1mol·L－1，由水電離出的c水(H＋)＝10－13mol·L－1，③0.01mol·L－1的NaOH溶液中c(OH－)＝0.01mol·L－1，由水電離出的c水(H＋)＝10－12mol·L－1，則三種溶液中由水電離出的氫離子濃度之比為10－14∶10－13∶10－12＝1∶10∶100。(1)影響水的電離的因素水的電離平衡：H2OH＋＋OH－ΔH＞0影響因素移動方向c(H＋)c(OH－)Kw升溫向右移動增大增大增大加酸向左移動增大減小不變加堿向左移動減小增大不變加活潑金屬(如Na)向右移動減小增大不變(2)水電離產(chǎn)生的c(H＋)或c(OH－)的計算(25℃①等量關(guān)系無論是純水，還是酸性(或堿性)溶液，由水電離產(chǎn)生的c水(H＋)＝c水(OH－)。②定量關(guān)系任何電解質(zhì)的稀溶液中都存在Kw：Kw＝c(H＋)·c(OH－)。a．稀酸溶液——OH－全部來源于水的電離：水電離產(chǎn)生的c水(H＋)＝c水(OH－)＝eq\f(Kw,cH＋)；b．稀堿溶液——H＋全部來源于水的電離：水電離產(chǎn)生的c水(H＋)＝c水(OH－)＝eq\f(Kw,cOH－)。溶液酸堿性的判斷與pH的計算生活中很多現(xiàn)象與溶液的pH有關(guān)，如血液的酸堿平衡，農(nóng)作物適宜的生長環(huán)境，牛奶的酸堿性等?；顒?相同條件下，若測得番茄汁和牛奶的pH分別為4.5和6.5，則c(H＋)前者是后者的多少倍？提示：pH＝4.5，c(H＋)＝10－4.5mol·L－1，pH＝6.5，c(H＋)＝10－6.5mol·L－1，故c(H＋)前者是后者的100倍。活動2常溫下，測得薄荷最適宜生長的土壤pH≈8，則土壤中c(OH－)最接近多少？提示：pH≈8時，c(H＋)≈10－8mol·L－1，則c(OH－)≈eq\f(10－14,10－8)mol·L－1＝10－6mol·L－1?；顒?25℃時，pH＝2的鹽酸與pH＝5的鹽酸等體積混合的pH是多少？(已知lg2≈提示：2.3。c(H＋)＝eq\f(10－2V＋10－5V,2V)mol·L－1≈eq\f(10－2,2)mol·L－1，則pH＝－lgc(H＋)＝－lgeq\f(10－2,2)≈2.3。1．25℃時，0.005mol·L－1Ca(OH)2溶液中H＋A．5×10－12mol·L－1 B.1×10－13mol·L－1C．1×10－12mol·L－1 D.5×10－13mol·L－1C解析：溶液中的氫氧根離子濃度為0.01mol·L－1，根據(jù)水的離子積常數(shù)計算，氫離子濃度為eq\f(1.0×10－14,0.01)mol·L－1＝10－12mol·L－1，故選C。2．常溫下，關(guān)于溶液的稀釋，下列說法正確的是()A．pH＝3的醋酸溶液稀釋100倍，pH＝5B．pH＝4的H2SO4溶液加水稀釋100倍，溶液中由水電離產(chǎn)生的c(H＋)＝1×10－6mol·L－1C．將1L0.1mol·L－1的Ba(OH)2溶液稀釋為2L，pH＝13D．pH＝8的NaOH溶液稀釋100倍，其pH＝6C解析：A項，CH3COOH是弱酸，在稀釋過程中電離程度增大，稀釋100倍后，3<pH<5；B項，pH＝4的H2SO4溶液稀釋100倍時，溶液中的c(H＋)＝1.0×10－6mol·L－1，水電離的c(OH－)＝eq\f(Kw,cH＋)＝1×10－8mol·L－1，由水電離的c(OH－)與水電離的c(H＋)相等可知，由水電離產(chǎn)生的c(H＋)＝1×10－8mol·L－1；C項，0.1mol·L－1Ba(OH)2溶液稀釋到2L時，c(OH－)＝0.1mol·L－1，c(H＋)＝eq\f(Kw,cOH－)＝10－13mol·L－1，pH＝13；D項，NaOH溶液是強堿溶液，不論怎樣稀釋，pH在常溫下不可能為6，只能無限地接近于7。3．從pH＝1的兩種酸溶液HA、HB各取1mL，分別加水稀釋到100mL，其pH與溶液體積的關(guān)系如圖所示。下列說法正確的是()A．HA的酸性比HB的酸性弱B．若a<3，則HA、HB均為弱酸C．若a＝3，則HA為弱酸，HB為強酸D．起始時兩種酸的物質(zhì)的量濃度相等B解析：由圖示可知，稀釋相同的倍數(shù)，HA的pH大于HB，則HA的酸性比HB的酸性強，故A錯誤；若a<3，則稀釋100倍后HA、HB的pH均小于3，則HA、HB均為弱酸，故B正確；若a＝3，則HA為強酸，HB為弱酸，故C錯誤；由圖示可知，稀釋相同的倍數(shù)，HA的pH大于HB，HA的酸性強于HB，則起始時兩種酸的物質(zhì)的量濃度關(guān)系為c(HA)＜c(HB)，故D錯誤。4．某溫度下，純水中c(H＋)＝2×10－7mol·L－1，則此時c(OH－)為________，Kw為________；若溫度不變，滴入稀鹽酸使c(H＋)＝5×10－4mol·L－1，則溶液中c(OH－)為________，由水電離產(chǎn)生的c(H＋)為________，此時溫度________(填“高于”“低于”或“等于”)25℃解析：在純水中，c(H＋)＝c(OH－)＝2×10－7mol·L－1；Kw＝c(H＋)·c(OH－)＝2×10－7×2×10－7＝4×10－14；溫度不變，水的離子積常數(shù)不變，所以滴入稀鹽酸后，溶液中c(OH－)＝eq\f(Kw,cH＋)＝eq\f(4×10－14,5×10－4)mol·L－1＝8×10－11mol·L－1；酸性溶液中水電離出的氫離子濃度等于溶液中的氫氧根離子濃度，所以水電離出的氫離子濃度是8×10－11mol·L－1；水的電離是吸熱過程，升高溫度促進水的電離，所以溫度越高，水的離子積常數(shù)越大，該溫度下水的離子積常數(shù)是4×10－14,25℃時水的離子積常數(shù)為1×10－14，所以該溫度高于25℃。答案：2×10－7mol·L－14×10－148×10－11mol·L－18×10－11mol·L－1高于5．在水的電離平衡中，c(H＋)和c(OH－)的關(guān)系如圖所示：(1)A點水的離子積常數(shù)為1×10－14，B點水的離子積常數(shù)為________。造成水的離子積常數(shù)變化的原因是__________________________________________。(2)T℃時，若向水中滴加鹽酸，________(填“能”或“不能”)使體系處于B點狀態(tài)，原因是________________________________________。(3)T℃時，若鹽酸中c(H＋)＝5×10－4mol·L－1，則由水電離產(chǎn)生的c(H＋)＝________。解析：(1)純水的電離平衡中，c(H＋)＝c(OH－)，B點Kw＝c(H＋)·c(OH－)＝10－6.5×10－6.5＝1×10－13，B點水的離子積常數(shù)大于A點，原因是水的電離是吸熱過程，溫度升高，水的電離程度增大，則離子積常數(shù)增大。(2)向水中加入鹽酸，體系中c(H＋)增大，水的電離平衡向左移動，c(OH－)減小，c(H＋)≠c(OH－)，體系不會處于B點狀態(tài)。(3)T℃時，Kw＝1×10－13，若鹽酸中c(H＋)＝5×10－4mol·L－1，則由水電離產(chǎn)生的c(H＋)等于水電離產(chǎn)生的c(OH－)，為eq\f(1×10－13,5×10－4)mol·L－1＝2×10－10mol·L－1。答案：(1)1×10－13水的電離是吸熱過程，溫度升高，水的電離程度增大，則離子積常數(shù)增大(2)不能滴加鹽酸后，平衡左移，體系中c(H＋)≠c(OH－)(3)2×10－10mol·L－1pH計算思維流程知識點1水的電離與水的離子積1．將純水加熱至較高溫度，下列敘述正確的是()A．水的離子積變大、c(H＋)變小、呈酸性B．水的離子積不變、c(H＋)不變、呈中性C．水的離子積變小、c(H＋)變大、呈堿性D．水的離子積變大、c(H＋)變大、呈中性D解析；水的電離是吸熱過程，將純水加熱至較高溫度，促進了水的電離，生成的氫離子和氫氧根離子濃度增大，水的離子積增大，水的離子積只隨溫度的改變而改變；但電離出的氫離子和氫氧根離子濃度相等，所以水仍是中性。綜上所述，給純水加熱時水的離子積增大、c(H＋)變大、呈中性。2．水的電離平衡曲線如圖所示，下列說法不正確的是()A．圖中四點Kw間的關(guān)系：A＝D<C<BB．從A點到D點，可采用溫度不變在水中加少量酸C．若處在D點所在的溫度，將等濃度的鹽酸、NaOH溶液等體積混合，溶液顯中性D．若從A點到C點，可采用溫度不變在水中加少量NaOH固體的方法D解析：Kw只與溫度有關(guān)，溫度越高，水的電離程度越大，Kw越大，圖中四點Kw間的關(guān)系：A＝D<C<B，A正確；從A點到D點，Kw不變，c(H＋)增大、c(OH－)減小，可采用溫度不變在水中加少量酸，B正確；D點所在的溫度，Kw＝10－14，等濃度的鹽酸、NaOH溶液等體積混合恰好反應(yīng)，溶液顯中性，C正確；若從A點到C點，Kw增大，采用升高溫度的方法，D錯誤。3．25℃時，水的電離可達到平衡：H2OH＋＋OH－ΔHA．向水中加入少量硫酸氫鈉固體，c(H＋)增大，Kw不變B．向水中加入稀氨水，平衡逆向移動，c(OH－)降低C．向水中加入少量CH3COONa固體，平衡逆向移動，c(H＋)降低D．將水加熱，Kw增大，pH不變A解析：向水中加入少量硫酸氫鈉固體，硫酸氫鈉電離出氫離子，抑制水的電離，平衡逆向移動，但是c(H＋)增大，因為溫度不變，Kw不變，A正確；向水中加入稀氨水，氨水是堿，能夠抑制水的電離，平衡逆向移動，c(H＋)減小，c(OH－)增大，B錯誤；向水中加入少量醋酸鈉固體，醋酸根離子與水電離出的氫離子結(jié)合生成弱電解質(zhì)醋酸，促進水的電離，平衡正向移動，C錯誤；水的電離是吸熱過程，將水加熱，促進水的電離，Kw增大，氫離子濃度增大，pH減小，D錯誤。知識點2溶液的酸堿性與pH4．常溫下，等體積的酸和堿的溶液混合后，pH一定小于7的是()A．pH＝3的硝酸與pH＝11的氫氧化鉀溶液B．pH＝3的鹽酸與pH＝11的氨水C．pH＝3的硫酸與pH＝11的氫氧化鈉溶液D．pH＝3的醋酸與pH＝11的氫氧化鋇溶液D解析：pH＝3的硝酸中c(H＋)＝1×10－3mol·L－1，pH＝11的氫氧化鉀溶液中c(OH－)＝1×10－3mol·L－1，在常溫下等體積混合后，溶質(zhì)為KNO3，溶液pH＝7，故A錯誤；pH＝3的鹽酸中c(H＋)＝1×10－3mol·L－1，pH＝11的氨水中c(OH－)＝1×10－3mol·L－1，由于氨水為弱堿，則氨水過量，在常溫下等體積混合后，溶質(zhì)為NH4Cl和NH3·H2O，且NH3·H2O的量較多，故溶液pH>7，故B錯誤；pH＝3的硫酸中c(H＋)＝1×10－3mol·L－1，pH＝11的氫氧化鈉溶液中c(OH－)＝1×10－3mol·L－1，在常溫下等體積混合，溶質(zhì)為Na2SO4，溶液pH＝7，故C錯誤；pH＝3的醋酸中c(H＋)＝1×10－3mol·L－1，pH＝11的氫氧化鋇溶液中c(OH－)＝1×10－3mol·L－1，由于醋酸為弱酸，則酸過量，在常溫下等體積混合后，溶質(zhì)為醋酸和醋酸鋇，且醋酸的量較多，溶液pH<7，故D正確。5．已知：pOH＝－lgc(OH－)，在常溫下溶液中的pH＋pOH＝14，已知正常人(人的體溫高于室溫)的血液pH＝7.3，則正常人血液的pOH()A．大于6.7 B.小于6.7C．等于6.7 D.無法判斷B解析：因人的體溫高于室溫，則正常人血液中水的離子積常數(shù)大于10－14，故pH＋pOH<14，pOH<14－pH＝6.7，B正確。6．已知溫度為T℃時，水的離子積常數(shù)為Kw。該溫度下，將濃度為amol·L－1的一元酸HA溶液與bmol·L－1的一元堿BOH溶液等體積混合，可判定該溶液呈中性的依據(jù)是()A．a(chǎn)＝bB．混合溶液的pH＝7C．混合溶液中，c(H＋)＝eq\r(Kw)mol·L－1D．混合溶液中，c(H＋)＋c(B＋)＝c(OH－)＋c(A－)C解析：A項，溶液中c(H＋)＝c(OH－)時，溶液一定呈中性，但選項中沒有說明酸堿的強弱，故不能根據(jù)完全反應(yīng)來判定混合后溶液呈中性，錯誤；B項，溶液的溫度未給出，不能根據(jù)pH＝7判斷溶液的酸堿性，錯誤；C項，Kw＝c(H＋)·c(OH－)，當(dāng)c(H＋)＝eq\r(Kw)mol·L－1時，c(H＋)＝c(OH－)，即溶液顯中性，正確；D項，在酸性、堿性或中性的混合溶液中均存在電荷守恒：c(H＋)＋c(B＋)＝c(OH－)＋c(A－)，故不能由電荷守恒式判定溶液呈中性，錯誤。7．常溫下，將一定濃度的鹽酸和醋酸加水稀釋，溶液的導(dǎo)電能力隨溶液體積變化的曲線如圖所示。下列說法正確的是()A．曲線Ⅰ代表鹽酸加水稀釋B．a(chǎn)、b、c三點溶液的pH由大到小的順序為a>b>cC．c點的Ka值比a點的Ka值大D．a(chǎn)點水電離的c(H＋)大于c點水電離的c(H＋)D解析：溶液的導(dǎo)電能力與c(H＋)的大小一致，開始二者的導(dǎo)電能力相同，隨著加水稀釋，醋酸不斷發(fā)生電離，曲線Ⅰ代表的是醋酸加水稀釋，A錯誤；a、b、c三點溶液的pH大小順序為b>a>c，B錯誤；c、a兩點的Ka相同，C錯誤；a點導(dǎo)電能力弱，則酸性弱于c點，a點水電離的c(H＋)大于c點水電離的c(H＋)，D正確。8．25℃時，有甲、乙兩瓶溶液，其pH分別為m、n，且m＝2n(m、nA．若甲溶液呈堿性，則乙溶液可能呈堿性，且c甲(OH－)＞c乙(OH－)B．c甲(H＋)＝ceq\o\al(2,乙)(H＋)C．若乙溶液呈酸性，則甲溶液必定呈酸性，且c甲(H＋)＞c乙(H＋)D．若甲溶液呈酸性，則乙溶液必定呈酸性，且c甲(OH－)＜c乙(OH－)B解析：若甲溶液呈堿性，則7＜m＜14，結(jié)合m＝2n可知，3.5＜n＜7，所以乙只能為酸性，故A錯誤；甲溶液pH＝m，則c甲(H＋)＝10－mmol·L－1，乙溶液pH＝n，則c乙(H＋)＝10－nmol·L－1，而m＝2n，所以c甲(H＋)＝ceq\o\al(2,乙)(H＋)，故B正確；若乙溶液呈酸性，則0＜n＜7，結(jié)合m＝2n可知，0＜m＜14，則甲溶液可能呈堿性，不一定為酸性，故C錯誤；若甲溶液呈酸性，則m＜7，結(jié)合m＝2n可知：n＜3.5，說明乙溶液呈酸性，甲的酸性比乙弱，所以c甲(OH－)>c乙(OH－)，故D錯誤。9．(挑戰(zhàn)創(chuàng)新題)25℃化學(xué)式CH3COOHH2CO3HClO電離常數(shù)1.75×10－5Ka1＝4.5×10－7Ka2＝4.7×10－114.0×10－8請回答下列問題：(1)CH3COOH、H2CO3、HClO的酸性由強到弱的順序為_____________________

____________________________________________________________________。(2)已知水存在如下平衡：H2O＋H2OH3O＋＋OH－ΔH>0，現(xiàn)欲使平衡向右移動，且所得溶液顯堿性，選擇的方法是________(填字母)。A．向水中加入NaHSO4固體B．向水中加入NaOH固體C．加熱至100℃D．向水中加入Na(3)向NaClO溶液中通入少量的CO2，反應(yīng)的離子方程式為__________________

____________________________________________________________________。(4)pH相同、等體積的下列三種物質(zhì)的溶液：a.HCl，b.H2SO4，c.CH3COOH，滴加等濃度的NaOH溶液將它們恰好中和，用去NaOH溶液的體積分別為V1、V2、V3，則三者的大小關(guān)系為________(填字母)。A．V3＞V2＞V1B．V3＝V2＝V1C