2018高中化學(xué)水溶液中的離子平衡32水的電離和溶液的酸堿性第1課時(shí)水的電離和溶液的酸堿性4

第二節(jié)水的電離和溶液的酸堿性

第1課時(shí)水的電離和溶液的酸堿性學(xué)習(xí)

目標(biāo)了解水的電離平衡及影響因素。了解水的離子積并能進(jìn)行簡(jiǎn)單計(jì)算。學(xué)習(xí)

目標(biāo)了解水的電離平衡及影響因素。了解水的離子積并能進(jìn)行簡(jiǎn)單計(jì)算。3.了解溶液的酸堿性與pH的關(guān)系和溶液酸堿性的判斷依據(jù)與方法。知識(shí)點(diǎn)1水的電離?自主學(xué)習(xí)?自主學(xué)習(xí)一一穩(wěn)固根基，熱身小試教材梳理.水的電離水是一種極弱的電解質(zhì)，電離方程式為H2O+H2O 40++01，簡(jiǎn)寫為H2O H++OH=，水的電離常數(shù)K=，水的電離常數(shù)K電離c(H+)-c(OH-)c(HO).水的離子積常數(shù)(1)推導(dǎo)由精確的實(shí)驗(yàn)可知，25℃時(shí)1L純水(55.6mol)只有1X10-7mol與。電離，則電離前后c(H2O)幾乎不變，可視為常數(shù)，又因?yàn)镵電離為常數(shù)，所以c(H+)?c(OH-)=K電離-c(H')為一常數(shù)，記為Kw。(2)表達(dá)式Kw=c(H+)-c(OH-)025℃時(shí)，Kw=1.0X10-i4。(3)影響因素水的離子積Kw只受溫度的影響，溫度升高，Kw增大。(4)適用范圍Kw不僅適用于純水，還適用于稀的電解質(zhì)水溶液。.影響水電離平衡的因素常溫下，水的電離：H2O H++OH-改變條件水的電離平衡溶液中c(H+)溶液中c(OH-)適當(dāng)升高溫度右移增大增大加入少量酸左移增大減小加入少量堿左移減小增大加入活潑金屬Na右移減小增大自我檢測(cè).判斷正誤(正確的打“J”，錯(cuò)誤的打“X”)。⑴升高溫度，水的電離平衡右移，溶液中的c(H+)和c(OH-)均增大，但K不變。()w⑵鹽酸中無(wú)OH-,只有H+和Cl-以及水分子。()

10-14⑶某溫度下，純水中c(H+)=2.°Xl°-7mol/L,則此時(shí)。(儂-)=1會(huì)二mol/L=TOC\o"1-5"\h\z5X10-8mol/Lo( )(4)25℃時(shí)，0.1mol/L的鹽酸中，由水電離出的c(H+)=1.0X10-13mol/Lo( )答案：(1)X(2)X (3)X (4)V.某溫度下，測(cè)得純水中的c(H+)=10-6mol/L,則。(0")為()10-6mol/L10-8mol/L10-7mol/LD.無(wú)法確定解析：選A。只要是純水，由水電離出來的氫離子濃度就等于由水電離出來的氫氧根離子濃度。本題易錯(cuò)用常溫下水的離子積常數(shù)來計(jì)算，從而得出錯(cuò)誤結(jié)論。所以在用水的離子積常數(shù)解題時(shí)要特別注意溫度。?核心突破?核心突破一一要點(diǎn)闡釋，破譯命題重難解讀水的離子積常數(shù)及應(yīng)用時(shí)的注意事項(xiàng)(1)水的離子積Kw只與溫度有關(guān)，溫度越高，Kw越大，所以，使用水的離子積時(shí)，必須指明溫度，如不指明，則認(rèn)為是25℃。(2)水既可以看作一元弱酸，也可看作一元弱堿。當(dāng)向水中加入酸時(shí)，由箕(H+)增大，水的電離平衡逆向移動(dòng)，c(H+)>1X10-7mol/L>c(OH-)；當(dāng)向水中加入堿時(shí)，c(OH-)增大，水的電離平衡逆向移動(dòng)，c(H+)<1X10-7mol/L<c(OH-)。雖然水的電離平衡被破壞，但c(H+)-c(OH-)并沒有改變，只是c(H+)和c(OH-)的相對(duì)大小發(fā)生變化而已。(3)Kw=c(H+)-c(OH-)不僅適用于中性溶液，也同樣適用于稀的酸溶液和稀的堿溶液。在任何時(shí)候、任何稀的電解質(zhì)溶液中，都同時(shí)存在H+、OH-,其乘積也為一常數(shù)。在不同的溶液中，c(H+)和c(OH-)雖然不一定相等，但是由水電離出的c(H+)和c(OH-)總是相等的。(4)K表達(dá)式中，c(H+)、c(OH-)均表示整個(gè)溶液中總物質(zhì)的量濃度，但是一般情況下有：w①酸溶液中Kw=c酸(H+)?c水(OH-)(忽略水電離出的H+的濃度)。②堿溶液中Kw=c水(H+)?c堿(OH-)(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。(5)K表達(dá)式中，c(H+)、c(OH-)均表示整個(gè)溶液中總物質(zhì)的量濃度。相同溫度下，純水w或任何稀水溶液中c(H+)?c(OH-)相等。(心特別提醒 、向水中加入酸時(shí)，不是中和OH-促進(jìn)水的電離，而是增大了H+的濃度抑制水的電離，原因是水中的OH-的濃度非常?。煌瑯?，加入堿時(shí)，是增大了OH-的濃度而抑制水的電離。2

例1)典題例證例1)下列因素能影響水的電離平衡，且能使水的電離平衡向右移動(dòng)的是()A.CHCOOHD.3D.C.升高溫度［解析］水的電離是吸熱過程，升溫，電離平衡向右移動(dòng)。CH3cOOH、OH-均使水的電離平衡向左移動(dòng)，Cl-對(duì)其沒有影響。［答案］C.互動(dòng)探究上題中，CH3cOOH、OH-的加入抑制了水的電離，則Kw減?。簧邷囟?，電離平衡右移，則Kw增大。這種說法是否正確？〉題組訓(xùn)練答案：Kw只與溫度有關(guān)，與濃度變化無(wú)關(guān)，故升溫時(shí)Kw增大是正確的，但加入CH3cOOH、OH-時(shí)，Kw應(yīng)不變?！殿}組訓(xùn)練 題組突破，強(qiáng)化通關(guān)題組—外界因素對(duì)水的電離平衡的影響1.25℃時(shí)，水的電離達(dá)到平衡：H2O H++OH-AH>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)，。(。")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CHfOOH,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。向水中加入稀氨水，c(OH-)增大，平衡逆向移動(dòng)，c(H+)減小，A項(xiàng)不正確;向水中加入少量固體NaHSO：NaHSO===N#+H++SO2-,c(H+)增大，但K不變，B項(xiàng)正確；4 4 4 w向水中加入少量CH3COOH后，使水的電離平衡逆向移動(dòng)，c(OH-)減小，c(H+)增大，C項(xiàng)不正確；將水加熱，水的電離平衡正向移動(dòng)，c(H+)、c(OH-)均增大，Kw增大，D項(xiàng)不正確。2.下列說法正確的是()A.水是極弱的電解質(zhì)，能微弱電離出H+,故嚴(yán)格來說純水有微弱的酸性B.純水中c(H+)?c(OH-)=Kw,Kw是常數(shù)，不隨任何條件改變C.25℃時(shí)，純水中c(H+)?c(OH-)=10-14,稀酸和稀堿溶液中Kw=c(H+)?c(OH-)W10-14D.水的電離吸熱，故溫度升高，平衡向電離方向移動(dòng)，c(OH-)、c(H+)增大，水仍呈中性解析：選D。水電離出等量的H+和OH-,故水呈中性，A錯(cuò)；水的離子積常數(shù)是溫度的函數(shù)，隨著溫度的升高而增大，B錯(cuò)；25℃時(shí)，無(wú)論是純水還是稀酸和稀堿溶液中都有c(H+)-c(OH-)=10-14,C錯(cuò)；水的電離吸熱，故溫度升高，平衡向電離方向移動(dòng)，c(OH-)、c(H+)同等程度增大，故水仍呈中性，D正確。題組二水電離出的c(H+)和c(OH-)的計(jì)算3.25℃時(shí)，在等體積的①0.5mol/L的H2s04溶液中②0.05mol/LBa(OH)2溶液中③1mol/LNaCl溶液中④純水中，發(fā)生電離的水的物質(zhì)的量之比是()A. 1：10：107：107 B. 107： 107 ： 1：1C. 107：106：2：2 D. 107： 106 ： (2X107) ：2解析：選A025℃時(shí)，0.5mol/LH2sO4溶液中c(H+)=1mol/L,由水電離出的c水(H+)=10-14mol/L,0.05mol/LBa(OH)2溶液中c(OH-)=0.1mol/L,則水電離出的c水(H+)=10-13mol/L,NaCl和純水中由水電離出的c水(H+)均為10-7mol/L。則等體積的上述四種溶液中由水電離出的n(H+)(即發(fā)生電離的水的物質(zhì)的量)之比為10-14：10-13：10-7：10-7=1：10：107：107。4.(2017?太原高二質(zhì)檢)室溫下，把1mL0.1mol-L-1的HSO加水稀釋成2L溶液，24在此溶液中由水電離產(chǎn)生的H+,其濃度接近于()A.1X10-4mol?L-1 B.1X10-8mol?L-1C.1X10-11mol?L-1 D.1X10-10mol?L-1解析：選D。溫度不變時(shí)，水溶液中氫離子的濃度和氫氧根離子的濃度乘積是一個(gè)常數(shù)。在酸溶液中氫氧根離子完全由水電離產(chǎn)生，而氫離子則由酸和水共同電離產(chǎn)生。當(dāng)酸的濃度不是極小的情況下，由酸電離產(chǎn)生的氫離子總是遠(yuǎn)大于由水電離產(chǎn)生的氫離子(常常忽略水電離的部分)，而水電離產(chǎn)生的氫離子和氫氧根離子始終一樣多。所以，酸溶液中由水電離出的氫離子的求算通常采用求算氫氧根離子的方法。稀釋后c(H+)=(1X10-3LX0.1mol-L-1X2)/2L=1X10-4mol?L-1,c(OH-)=1X10-14/1X10-4=1X10-1。mol-L-1。知識(shí)點(diǎn)2溶液的酸堿性與pH?自主學(xué)習(xí)?自主學(xué)習(xí)教材梳理1.溶液的酸堿性與c(H+)、c(OH-)(1)c(H+)2c(OH-),溶液呈酸性，且c(H+)越大，酸性越強(qiáng)；c(H+)=c(OH-),溶液呈中性；c(H+)<c(OH-),溶液呈堿性，且c(OH-)越大，堿性越強(qiáng)。(2)25℃時(shí)，溶液酸堿性與c(H+)、c(OH-)的關(guān)系溶液性質(zhì)c(H+)與c(OH-)相對(duì)大小c(H+)c(OH-)中性溶液c(H+)=c(OH-)等于10-7mol/L等于10-7mol/L酸性溶液c(H+)>c(OH-)大于10-7mol/L小于10-7mol/L堿性溶液c(H+)<c(OH-)小于10-7mol/L大于10-7mol/L2.溶液的酸堿性與pH

⑴pH①定義：c(H+)的負(fù)對(duì)數(shù)，即pH=—lgc(H+)。②意義：pH越大，溶液的堿性越強(qiáng)；pH越小，溶液的酸性越強(qiáng)。③適用范圍：c(H+)和c(OH-)都較小的稀溶液(<1mol/L)。⑵溶液的酸堿性與pH的關(guān)系(常溫下)1011121314酸性增強(qiáng)中性堿性增強(qiáng)cCH^lO01^110-210-310410510-610-7IO810-910-1010-,l10-121013l(r141011121314酸性增強(qiáng)中性堿性增強(qiáng)3.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。常見的酸堿指示劑的變色范圍(pH)如圖所示：TOC\o"1-5"\h\z-4 1 15.0 8,0 148.210.0 14(2)pH試紙法把小片干燥的pH試紙放在玻璃片或表面皿上，用玻璃棒蘸取待測(cè)液滴在pH試紙中央，試紙變色后，與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對(duì)比，即可確定溶液的pH。(3)pH計(jì)測(cè)量法pH計(jì)也叫酸度計(jì)，可用于精確測(cè)量溶液pH。自以檢測(cè).判斷正誤(正確的打“J”，錯(cuò)誤的打“X”)。⑴含H+的溶液一定呈酸性。()⑵pH=7的溶液一定呈中性。()(3)不能使酚歐變紅的溶液一定呈酸性。()(4)c(H+)<c(OH-)的溶液一定呈堿性。()⑸某同學(xué)用廣范pH試紙測(cè)得氫氧化鈉溶液的pH為10.6。()(6)常溫下由水電離的c(OH-)為1X10-8mol-L-1的溶液一定呈酸性。()TOC\o"1-5"\h\z(7)c(OH-)=1X10-6mol-L-1的溶液一定呈堿性。( )(8)常溫下，0.05mol-L-1的Ba(OH)2溶液的pH=13。( )答案：⑴X (2)X(3)X (4)V(5)X (6)X(7)X (8)V.想一想，連一連

答案:3.常溫下:⑴酸性溶液⑵中性溶液(3)堿性溶液⑷溶液酸堿性不確定答案:3.常溫下:⑴酸性溶液⑵中性溶液(3)堿性溶液⑷溶液酸堿性不確定A.pH=6的溶液B.c(H+)>c(OlT)的溶液C.加酚酸顯紅色的溶液D.c(OH')=l0-8mol/L的純水⑴酸性溶液_/A.pH=6的溶液⑵中性溶液、的溶液(3)堿性溶液C加酚猷顯紅色的溶液(4)溶液酸堿性不確定/^^、D.c(OH-)=10-8mol/L的純水(1)0.005mol/L稀硫酸的pH=(2)0.01mol/LNaOH溶液的pH=。答案：(1)2(2)12?核心突破一一要點(diǎn)闡釋，破譯命題溶液pH的計(jì)算方法1.單一溶液計(jì)算的關(guān)鍵：計(jì)算溶液中的c(H+)。(1)強(qiáng)酸①計(jì)算思路：c(酸)電邕c(H+)一pH。②舉例：HA為強(qiáng)酸，其物質(zhì)的量濃度為cmol-L-1,則有c(H+)=ncmol-L-1,pH=n—lgc(H+)=—lg(nc)。⑵強(qiáng)堿①計(jì)算思路：c(堿)電四c(OH-)—匚c(H+)一pH。②舉例：B(OH)為強(qiáng)堿，其物質(zhì)的量濃度為cmol-L-1,則有c(OH-)=ncmol?L-1,nc(H+)=10-14/(nc)mol?L-1(常溫下)，pH=-lgc(H+)=14+lg(nc)。2.混合溶液(體積變化忽略不計(jì))(1)強(qiáng)酸與強(qiáng)酸混合TOC\o"1-5"\h\z/、c(H+)V+c_(H+)V [ /、c(H+)= V1+V2 2，pH=-lgc(H+)。1 2(2)強(qiáng)堿與強(qiáng)堿混合、c(OH-)V+c(OH-)V ,、 10-14 一.、c(OH-)=r V1+V2 2，c(H+)=c(oH-)，pH=-lgc(H+)。12(3)強(qiáng)酸與強(qiáng)堿的混合①恰好反應(yīng)：pH=7。……日 /、c(H+)?V-c(OH-)?V, /、②酸過量：c(H+)= V"+ b，pH=-lgc(H+)。ab

c(OH-)?V-c(H+)?V/、 10—14 r/、③堿過量：c(OH-)= V^V a，c(H+)=c(oh-)，pH=—lgc(H+)。ab典題例涯,例2已知在100℃時(shí)水的離子積K=1X10-12,下列溶液的溫度均為100℃。其中w說法正確的是()A.0.005mol?L-i的HSO溶液，pH=22 4B.0.001mol?L-iNaOH溶液，pH=11C.0.005mol-L-1的H2sO4溶液與0.01mol?L-1的NaOH溶液等體積混合，混合溶液的pH為6,溶液顯酸性D.完全中和pH=3的HSO溶液50mL,需要pH=9的NaOH溶液100mL24［解析］A項(xiàng)，0.005mol-L-1的H2s04溶液中，c(H+)=0.005mol-L-1X2=0.01mol?L-1，pH=-lgc(H+)=-lg0.01=2。此計(jì)算與Kw值無(wú)關(guān)，不要受Kw=1X10-12的干擾。BK1X10-12項(xiàng)，0.001mol?L-1的NaOH溶液中，c(0H-)=0.001mol?L-1,c(H+)=小、=~“c(0H-) 1X10-3mol?L-1=1X10-9mol-L-1,pH=-lg(1X10-9)=9。C項(xiàng)，0.005mol-L-1的HSO溶液24與0.01mol-L-1的NaOH溶液等體積混合，溶液呈中性，pH=6。D項(xiàng)，pH=3的HS0溶液24c(H+)=10-3mol-L-1,pH=9的NaOH溶液c(OH-)=10-3mol-L-1,二者完全中和，需要溶液的體積相等。［答案］A.互動(dòng)探究(1)上題B項(xiàng)中，堿電離出的c(OH-)與水電離出的c(OH-)比值是多少？(2)將上題的溫度改為25℃,應(yīng)選擇哪項(xiàng)？(3)上題C項(xiàng)中若將混合后溶液pH改為8,則所需H2s04溶液與NaOH溶液的體積之比為多少？答案：(1)0.001mol-L-1答案：(1)0.001mol-L-1的NaOH溶液中，c(OH-)=0.001mol-L-1,小、Kc(H+)=c(oH-)1X10-121X10-3中,c(OH1X10-121X10-3中,c(OH-)=0.001mol-L-1,K 1X10-14(H)c(0H-) 1X10-3mol,L-1=1X10-11mol,L-1,pHmol,L-1=1X10-9mol?L-1,水電離出的c(0H-)=c(H+)=1X10-9mol*L-1,比值為0.001：(1X10-9)=106：1。(2)選AB。A項(xiàng)，pH=-lgc(H+)=-lg0.01=2。B項(xiàng)，0.001mol?L-1的NaOH溶液=-18(1X10-11)=11。C項(xiàng)，0.005mol-L-1的HSO溶液與0.01mol-L-1的NaOH溶液等24體積混合，溶液呈中性,25℃時(shí)，溶液的pH=7oD項(xiàng)，pH=3的H2so/溶液c(H+)=10-3mol-L-1,pH=9的NaOH溶液c(OH-)=10-5mol-L-1,二者完全中和，需要NaOH溶液的體積為硫

酸體積的100倍。⑶由題意知堿過量，反應(yīng)后溶液中c(OH-)=1X10-4mol-L-1,則0.01mol,L-iXV-0.01mol,L0.01mol,L-iXV-0.01mol,L-iXV酸=1X10-4mol?L-i, =101。堿.溶液pH計(jì)算的基本流程.強(qiáng)酸與強(qiáng)堿等體積混合的酸堿性快速判斷室溫下，pH=a的強(qiáng)酸和pH=b的強(qiáng)堿等體積混合后，溶液酸堿性可通過c黜與1的c(OH-)相對(duì)大小的比較進(jìn)行判斷。酸中c(H+)=10-酸中c(H+)=10-amol?L-1,堿中c(OH-)=10b-14moi?L-1,則U小tt、— —1014-(a+b)。c(OH-) 10b-14⑴若a+b=14,則c(H+)=c(OH-),溶液pH=7,呈中性;⑵若a+b>14,則c(H+)<c(OH-),溶液pH>7,呈堿性；⑶若a+b<14,則c(H+)>c(OH-),溶液pH<7,呈酸性。>題組訓(xùn)練 題組突破，強(qiáng)化通關(guān)>題組訓(xùn)練 題組突破，強(qiáng)化通關(guān)題組一溶液的酸堿性與pH.下列溶液一定呈酸性的是()c(H+)=10-6mol/L的溶液pH<7的溶液c(H+)>c(OH-)的溶液D.使紫色石蕊試液呈藍(lán)色的溶液解析：選C。酸性溶液是指c(H+)>c(OH-)的溶液；使紫色石蕊試液呈藍(lán)色，說明溶液中c(H+)<c(OH-)；由于未指明溫度，不能依據(jù)c(H+)=10-6mol/L或pH<7來判斷溶液的酸堿性。.下列有關(guān)溶液的酸堿性與pH的說法錯(cuò)誤的是()A.溶液pH越小，酸性越強(qiáng)，反之，堿性越強(qiáng)pH<7的溶液可能呈酸性C.當(dāng)溶液中的c(H+)或c(OH-)較小時(shí)，用pH表示其酸堿度更為方便D.把pH試紙直接插入待測(cè)溶液中，測(cè)其pH解析：選D。A項(xiàng)，因pH=—lgc(H+),所以pH越小，c(H+)越大，酸性越強(qiáng)；pH越大，c(H+)越小，則c(OH-)越大，堿性越強(qiáng)，A項(xiàng)正確；B項(xiàng)，在常溫下，pH<7的溶液呈酸性，B項(xiàng)正確；C項(xiàng)，當(dāng)c(H+)或c(OH-)小于1mol/L時(shí)，使用pH表示其酸堿度更為方便，C項(xiàng)正確；D項(xiàng)，用pH試紙測(cè)溶液pH時(shí)，不能把pH試紙直接插入溶液中，正確的做法為取一片pH試紙，放在潔凈的表面皿或玻璃片上，用玻璃棒蘸取待測(cè)液點(diǎn)于試紙中央，然后與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對(duì)照讀取數(shù)據(jù)，D項(xiàng)錯(cuò)誤。題組二溶液pH的計(jì)算.常溫下，將pH=8和pH=10的兩種氫氧化鈉溶液等體積混合?；旌虾笕芤褐械腍+濃度最接近于()10-8+10-10 /-mol/L乙(10-8+10-10)mol/L(10-14—5X10-5)mol/LD.2X1G-10mol/L解析：選D。由于堿溶液中c(OH-)>c(H+)故不能用混合前溶液中的c(H+)直接求混合后溶液的c(H+)。根據(jù)水的離子積常數(shù)知，pH=8和pH=10的兩種氫氧化鈉溶液中的c(OH-)10-6+10-4 ,一、一分別為10-6mol/L和10-4mol/L,因此混合后溶液中的c(OH-)= mol/L,可近210-4似為kmol/L。根據(jù)水的離子積常數(shù)可知，混合后溶液中的c(H+)^2X10-10mol/L。2.常溫下，pH=3的鹽酸和pH=10的氫氧化鈉溶液按體積之比為1：9混合，混合液的pH為()A.5 B.67 D.9解析：選A。設(shè)鹽酸的體積為1L,氫氧化鈉溶液的體積為9L,據(jù)題意可知鹽酸過量，10-3mol,L-1X1L-10-4mol,L-1X9L則混合液中：c(H+)= .TiQT =10-5mol?LT,故混合液1L+9L的pH=-lgc(H+)=5。.已知lg5=0.7。(1)pH=3的鹽酸稀釋到原來的10倍，pH=；再稀釋100倍，pH=—。(2)pH=11的氫氧化鈉溶液稀釋到原來的10倍，pH=—；再稀釋10倍，pH=—；再稀釋100倍，pH―。(3)pH=1的鹽酸和pH=3的硫酸溶液等體積混合，pH=。

(4)pH=9和pH=11的兩種氫氧化鈉溶液等體積混合，pH=—。(5)pH=3的鹽酸和pH=11的氫氧化鈉溶液等體積混合，pH=。(6)pH=3的鹽酸和pH=12的氫氧化鈉溶液體積比為時(shí)，混合后pH=9o(7)pH=1的鹽酸與pH=12的NaOH溶液混合后溶液呈中性，則二者的體積比為。解析：(1)稀釋10倍，c(H+)=10-4mol/L,pH=—lgc(H+)=4;再稀釋100倍，c(H+)=10-6mol/L,pH=6o(2)稀釋10倍，c(OH-)=10-4mol/L,(2)稀釋10倍，c(OH-)=10-4mol/L,小、Kc(h+)=c(oH-)=10-10mol/L,pH=-lgc(H+)=10;再稀釋10倍，c(OH-)=10-5mol/L,小、Kc(H+)=c(oH-)=10-9mol/L,pH=-lgc(H+)=9;再稀釋100倍，由于為堿性溶液，c(OH-)接近10-7mol/L,故pH接近7(不能等于7)。10-1mol/L,V+10-3mol/L,V(3)混合后，溶液中c(H+)= 衣 =5X10-2mol/L,pH=2一乙Vlg5=1.3o10-3mol/L,V+10-5mol/L,V(4)混合后，溶液中c(OH-)= 荷 心5X10-4mol/L,c(H+)K1_CcOiHK1_CcOiH-7=5x10-10mol/L,⑸混合前，n(H+)=n(OH-),所以混合后溶液顯中性，pH=7。(6)混合后，溶液中c(OH-)=10-2mol/L-V-10-3mol/L-V V999 VNaOH+V HCl=10-5mol/L,解得，丁=oNaOHHCl NaOH(7)pH=1的鹽酸中c(H+)=0.1mol/L；pH=12的NaOH溶液中c(OH-)=0.01mol/L,0.1mol/LXV1=0.01mol/LXQ七：V2=1:10。答案：(1)46(2)109接近7(3)1.3(4)10.7(5)7(6)999：101(7)1：10題組三溶液稀釋時(shí)的pH變化.如圖所示，能表示人體大量喝水時(shí)，胃液pH變化的圖像的是()。V(H。V(H2O)。V(H2O)。V(H2O)0V(H2O)A B C D解析：選人。胃液中含有HCl,有一定酸性。大量喝水相當(dāng)于對(duì)鹽酸稀釋，其酸性減弱，pH增大。但溶液再稀也保持酸性，則pH一定小于7oA圖像符合題意。.pH=2的A、B兩種酸溶液各1mL,分別加水稀釋到1000mL,其中pH與溶液體積V的關(guān)系如圖所示，下列說法正確的是 ()10A.A、B兩酸溶液的物質(zhì)的量濃度一定相等B.稀釋后，A酸溶液的酸性比B酸溶液強(qiáng)a=5時(shí)，A是強(qiáng)酸，B是弱酸一■定有關(guān)系：5>a>2解析：選C。由圖像可以看出稀釋過程中兩種酸的pH增大程度不同，說明兩種酸的強(qiáng)弱不同，故pH=2的兩種酸的濃度一定不同，A項(xiàng)錯(cuò)誤。由圖像知，稀釋后A溶液的pH大于B溶液的pH,貝UA中c(H+)小于B中c(H+),A酸溶液的酸性比B酸溶液的弱，B項(xiàng)錯(cuò)誤。a=5時(shí)，表明pH=2的A酸溶液稀釋1000倍后pH增加3,故A一定是強(qiáng)酸；pH=2的B酸溶液稀釋1000倍后pH<5,說明B酸溶液中存在酸的電離平衡，則B是弱酸，C項(xiàng)正確。若A、B都是弱酸，稀釋1000倍后，A、B兩溶液pH均要增大，而增加的值均小于3,有5>a>2,若A是強(qiáng)酸，則a=5,D項(xiàng)錯(cuò)誤?！蛑仉y易錯(cuò)提煉.Kw與化學(xué)平衡常數(shù)一樣，溫度一定，Kw一定，所以稀釋酸(或堿)性溶液時(shí)，溶液中的氫氧根離子(或氫離子)濃度是增大的。.溶液的酸堿性與氫氧根離子濃度和氫離子濃度的相對(duì)大小有關(guān)，與某一種離子濃度大小無(wú)關(guān)。.用蒸餾水潤(rùn)濕的pH試紙測(cè)定某溶液的pH時(shí)，不一定會(huì)產(chǎn)生誤差，如測(cè)量NaCl溶液的pH。.溶液pH計(jì)算“一個(gè)凡是”和“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、酸堿混合堿過量時(shí)，必須先求c(OH-),再求c(H+),最后求pH。.溶液的稀釋規(guī)律“兩情況”(1)酸稀釋，pH增大，強(qiáng)酸(或弱酸)每稀釋10n倍，其pH增大(或增大不到)n個(gè)單位，不能增大超過7。(2)堿稀釋，pH減小，強(qiáng)堿(或弱堿)每稀釋10n倍，其pH減小(或減小不到)n個(gè)單位，不能減小低于7。課后達(dá)標(biāo)檢測(cè)［基礎(chǔ)鞏固］111.(2017?淄川高二檢測(cè))最近《科學(xué)》雜志評(píng)出10大科技突破，其中“火星上‘找’到水的影子”名列第一。下列關(guān)于水的說法中正確的是()A.水的離子積僅適用于純水B.水的電離需要通電C.升高溫度一定使水的離子積增大D.加入電解質(zhì)一定會(huì)破壞水的電離平衡解析：選C。水的離子積適用于稀的電解質(zhì)水溶液及純水，A項(xiàng)錯(cuò)誤；水的電離不需要通電，B項(xiàng)錯(cuò)誤；水的電離是吸熱過程，溫度升高，促進(jìn)水的電離，水的離子積增大，C項(xiàng)正確；不是所有的電解質(zhì)都能破壞水的電離平衡，如NaCl,D項(xiàng)錯(cuò)誤。2.下列說法正確的是()A.強(qiáng)堿的水溶液中不存在H+pH=0的溶液是酸性最強(qiáng)的溶液C.在溫度不變時(shí)，水溶液中c(H+)和c(OH-)不能同時(shí)增大D.某溫度下，純水中c(H+)=2X10-7mol-L-i,其呈酸性解析:選C。在所有水溶液中均存在H+和OH-,故A錯(cuò);pH=0的溶液中c(H+)=1.0mol-L-i,并不是酸性最強(qiáng)的溶液，故B錯(cuò)；溫度一定時(shí)，c(H+)-c(OH-)是一個(gè)定值，故二者不能同時(shí)增大，故C對(duì)；純水中，c(H+)=c(OH-),呈中性，故D錯(cuò)。.(2017?衡水聯(lián)考)用pH試紙測(cè)定溶液pH的正確操作是()A.將一小塊試紙放在表面皿上，用玻璃棒蘸取少量待測(cè)液點(diǎn)在試紙中央，再與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對(duì)照B.將一小塊試紙用蒸餾水潤(rùn)濕后放在表面皿上，用玻璃棒蘸取少量待測(cè)液點(diǎn)在試紙中央，再與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對(duì)照C.將一小條試紙?jiān)诖郎y(cè)液中蘸一下，取出后放在表面皿上，與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對(duì)照D.將一小條試紙用蒸餾水潤(rùn)濕后，在待測(cè)液中蘸一下，取出后與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對(duì)照解析：選AopH試紙的正確使用方法是把一小塊pH試紙放在表面皿(或玻璃片)上，用蘸有待測(cè)液的玻璃棒點(diǎn)在試紙的中央，試紙變色后，與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對(duì)照來確定溶液的pH。TOC\o"1-5"\h\z.常溫下，將10mLpH=1的CH3COOH加水稀釋至100mL后，溶液的pH為( )A.pH=2 B.2<pH<71<pH<2 D.無(wú)法判斷解析：選Co10mL稀釋至100mL,稀釋了10倍，pH=1的弱酸稀釋后1<pH<2。5.25℃時(shí)，在0.01mol?L-1的硫酸溶液中，水電離出的H+濃度是( )A.5X10-13mol?L-1 B.0.02mol-L-1C.1X10-7mol,L-1 D.1X10-12mol,L-1解析：選AoHSO電離出的c(H+)=0.02mol-L-1,由K=1.0X10-14可知c(OH-)=52 4 w12X10-13mol-L-1,OH-是由水電離產(chǎn)生的，則水電離產(chǎn)生的c(H+)=c(OH-)=5X10-13mol?L一1。6.室溫下，下列各組溶液的pH一定等于7的是()A.pH=1和pH=12的兩種溶液等體積混合B.0.05mol-L-1H2s04與0.10mol-L-1NaOH溶液等體積混合。將pH=5的CH3COOH溶液稀釋100倍D.pH=1的H2sO4與0.10mol-L-1Ba(OH)2溶液等體積混合解析：選B。A項(xiàng)中，由于酸過量，pH應(yīng)小于7。B項(xiàng)中，強(qiáng)酸、強(qiáng)堿如果各為VL,則n(H+)=n(OH-)=0.1Vmol,反應(yīng)后溶液呈中性。C項(xiàng)中，pH=5的弱酸稀釋100倍后，pH應(yīng)小于7。D項(xiàng)中，酸、堿反應(yīng)后堿過量，溶液應(yīng)呈堿性。7.常溫下，pH=13的強(qiáng)堿溶液與pH=2的強(qiáng)酸溶液混合，所得混合液的pH=11,則強(qiáng)堿與強(qiáng)酸的體積之比是()A.11：1 B.9：1C.1：11 D.1：9解析：選D。本題求兩溶液的體積之比，實(shí)際上考查pH的計(jì)算，且屬于酸堿混合后堿過量的情況?？筛鶕?jù)溶液混合反應(yīng)后剩余的c(OH-)列式求解。設(shè)強(qiáng)酸體積為Vj強(qiáng)堿體積為V2?；旌锨皦A中c(OH-)=0.1mol/L,酸中c(H+)=0.01mol/L,混合后c余(OH-)=10-3,nIV?c(OH-)-V?c(H+)0.1mol/LXV-0.01mol/LXVmol/L。則 V+4 = V+V "=0.001mol/L,解得12 12V2：V1=1：9。8.下列混合溶液在常溫下呈酸性的是()1mLpH=8的NaOH溶液與99mL水混合pH=2的HCl和pH=12的NaOH溶液等體積混合pH=3的HCl和pH=12的NaOH溶液等體積混合pH=2的CH3COOH和pH=12的NaOH溶液等體積混合解析：選D。A項(xiàng)，pH=8的NaOH溶液稀釋100倍，pH接近7,呈堿性；B項(xiàng)，二者混合后恰好完全中和，溶液呈中性；C項(xiàng)，堿過量，混合后溶液呈堿性；D項(xiàng)，CH3COOH過量，混合后溶液呈酸性。.在常溫下，將pH=8的NaOH溶液與pH=10的NaOH溶液等體積混合后，溶液的pH最接近于()A.8.3 B.8.7C.9 D.9.7答案：D.現(xiàn)有下列物質(zhì)①100℃純水、②25℃0.1mol?L-1HCl溶液、③25℃0.1mol-L13-iKOH溶液、④25℃0.1mol-L-iBa(OH)2溶液。(1)這些物質(zhì)與25℃純水相比，能促進(jìn)水的電離的是(填序號(hào)，下同)，能抑制水的電離的是，水電離的c(OH-)等于溶液中c(OH-)的是，水電離的c(OH-)等于溶液中c(H+)的是―。(2)從②和③溶液中水的電離程度相等，進(jìn)而可推出的結(jié)論是同一溫度下，時(shí)，水的電離程度相等。解析：水的電離是吸熱過程，升溫，促進(jìn)水的電離，酸或堿抑制水的電離；強(qiáng)酸溶液中，由于酸電離出的c(H+)遠(yuǎn)大于水電離出的c(H+),酸電離的c(H+)可看成溶液中的c(H+)；強(qiáng)堿溶液中，由于堿電離的c(OH-)遠(yuǎn)大于水電離的c(OH-),堿電離的c(OH-)可看成溶液中的c(OH-)。答案：(1)①②③④①②①③④(2)酸溶液中的c(H+)等于堿溶液中的c(OH-).已知水在25℃和100℃時(shí)，電離平衡曲線如圖所示：c(OH~)/mol?L-10 10々10-6c(H+)/mol-LT(1)25℃時(shí)水的電離平衡曲線應(yīng)為(填“A”或"B”)，請(qǐng)說明理由： O(2)下列措施能影響水的電離平衡，并使溶液中的c(H+)>c(OH-)的是oA.向純水中投入少量Na2O2B.將水加熱煮沸C.向水中通入SO2D.向水中加入K2sO4解析：(1)水的電離是吸熱過程，當(dāng)溫度升高時(shí)，促進(jìn)水的電離，水的離子積增大，水中c(H+)、c(OH-)都增大，結(jié)合圖像中A、B曲線變化情況及c(H+)、c(OH-)可以判斷25℃時(shí)水的電離平衡曲線應(yīng)為Ao(2)影響水電離平衡的因素很多。A項(xiàng)生成NaOH,使c(OH-)>c(H+)；B項(xiàng)可促進(jìn)水的電離，但c(H+)=c(OH-)；C項(xiàng)SO2可與水反應(yīng)生成H2sO3,抑制水的電離,但H2SO3H++HSO-,使c(H+)>c(OH-)；D項(xiàng)對(duì)水的電離無(wú)影響。答案：(1)A水的電離是吸熱過程，溫度低時(shí)，電離程度小，c(H+)、c(OH-，J、(2)C［能力提升］.已知100℃時(shí)，0.01mol-L-1NaHSO4溶液中由水電離的c(H+)=10-1。mol-L-1,該溫度下將pH=8的Ba(OH)2溶液匕L與pH=5的NaHSO4溶液匕L混合，所得溶液pH=7,則v1：v2為()14B.1：9A.2：9B.1：9C.1：1 D.1：2解析:選A。根據(jù)100℃時(shí)，0.01mol-L-1NaHSO溶液中由水電離的c(H+)=10-10mol-L4-1,確定水的離子積為1.0X10-12,該溫度下將pH=8的Ba(OH)2溶液匕L與pH=5的NaHSO4溶液V2L混合，所得溶液pH=7,溶液呈堿性，所以c(OH-)=10-5mol-L-1=(10-4V1-10tVJ/M+VJ,貝UV1：V2=2：9O.某溫度下水的離子積Kw=10-13,在此溫度下，將pH=a的NaOH溶液VaL與pH=b的H2sO4溶液VbL混合，下列說法正確的是()A.若所得混合液為中性，且a=12,b=2,則Va：Vb=1：1B.若所得混合液pH=7,且a+b=12,則VjVb=100：1C.若所得混合液的pH=10,且a=12,b=2,則Va：Vb=1：9D.若所得混合液的pH=10,且a=12,b=2,則Va：Vb=101：99解析：選CoA項(xiàng)，c(OH-)=10-1mol*L-1,c(H+)=10-2mol?L-1。若Va：Vb=1：1,V,10-(13-a)—V*10-b V 10-6+10-b此時(shí)溶液呈堿性，錯(cuò)誤。B項(xiàng)，-a TT-^-b =10-6,5 m，錯(cuò)誤。C、V十V V 10-(1+b)-10-6TOC\o"1-5"\h\zab b?V?10-(13-a)-V,10-b VD項(xiàng)，F(xiàn)V+Vb =10-3,Va=1：9,C正確、D錯(cuò)誤。ab b.下列說法正確的是()A.將pH=5的