【創(chuàng)新方案】高中化學(xué)水的電離和溶液的酸堿性新人教版

第一課時(shí)水的電離和溶液的酸堿性第二節(jié)水的電離和溶液的酸堿性第一課時(shí)水的電離和溶液的酸堿性預(yù)習(xí)全程設(shè)計(jì)名師全程導(dǎo)學(xué)案

例全程導(dǎo)航訓(xùn)練全程跟蹤一、水的電離1．水的電離(1)水是一種

，水的電離存在電離平衡．(2)電離方程式：

，通常簡寫為：

.(3)室溫下，純水中c(H＋)＝c(OH－)＝

.極弱的電解質(zhì)1×10－7mol/L2H2OH3O＋＋OH－H2OH＋＋OH－2．水的離子積常數(shù)(1)符號：Kw.(2)表達(dá)式：

．(3)適用范圍：Kw不僅適用于純水也適用于稀的電解質(zhì)溶液．(4)影響因素：只與

有關(guān)，升高溫度Kw

，降低

溫度Kw

，室溫(25℃)時(shí)，Kw＝

.Kw＝c(H＋)·c(OH－)溫度增大減小1.0×10－14二、溶液的酸堿性與pH1．溶液的酸堿性室溫下：酸性溶液：c(H＋)

c(OH－)，c(H＋)

1.0×10－7mol/L.中性溶液：c(H＋)

c(OH－)，c(H＋)

1.0×10－7mol/L.堿性溶液：c(H＋)

c(OH－)，c(H＋)

1.0×10－7mol/L.＞＞＝＝＜＜2．溶液的pHpH是c(H＋)的負(fù)對數(shù)，即pH＝

．如：c(H＋)＝1.0×10－7mol/L的中性溶液，pH＝

.c(H＋)＝1.0×10－5mol/L的酸性溶液，pH＝

.c(H＋)＝1.0×10－9mol/L的堿性溶液，pH＝

.室溫下：中性溶液pH

7，酸性溶液pH

7，堿性溶液pH

7.－lgc(H＋)759＝＜＞3．溶液pH的測定方法溶液的pH可以用

測量，也可用

測量.pH試紙pH計(jì)pH＝7的溶液一定呈中性嗎？提示：只有在室溫時(shí)，pH＝7的溶液才顯中性．1．水是一種極弱的電解質(zhì)，電離方程式H2OH＋＋OH－，判斷下列說法是否正確(1)通電可促進(jìn)水的電離 (

)(2)向盛有10mL水的大試管中再加入2mL水，水的電離程度增大 (

)(3)在0.1mol/LNaOH溶液和0.1mol/L鹽酸中水的離子積都一樣 (

)提示：(1)錯(cuò)誤．因?yàn)橥娛鞘顾娊?，電解與電離是兩個(gè)不同的概念．(2)錯(cuò)誤．因?yàn)樗碾婋x程度在同樣溫度下是一樣的，與體積大小無關(guān)．(3)正確．Kw只與溫度有關(guān)，與溶液的酸、堿性無關(guān)．2．溶液的酸性越強(qiáng)，pH越小 (

)提示：正確．因?yàn)閜H＝－lgc(H＋)，c(H＋)越小，溶液的酸性越弱，pH越大；相反，pH越小，c(H＋)越大，溶液的酸性越強(qiáng)．3．pH＝14的溶液，堿性最強(qiáng) (

)提示：錯(cuò)誤．因?yàn)閜H的使用范圍僅為0～14，pH＝14的溶液，c(H＋)＝10－14mol/L，此時(shí)c(OH－)＝1mol/L，c(OH－)>1的溶液都比pH＝14的溶液堿性強(qiáng)．4．用pH試紙測溶液的pH時(shí)，一般用剛洗凈的玻璃棒蘸取待測液滴于試紙與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對照 (

)提示：錯(cuò)誤．玻璃棒必須潔凈、干燥，如剛洗過不擦干就蘸取待測液，玻璃棒上有水，會使被測溶液影響結(jié)果．一、影響水電離平衡的因素c(H＋)/mol·L－1c(OH－)/mol·L－1水的電離程度平衡移動Kw純水1.0×10－71.0×10－7－－1.0×10－14升溫>1.0×10－7>1.0×10－7增大向右增大加酸>1.0×10－7<1.0×10－7減小向左不變c(H＋)/mol·L－1c(OH－)/mol·L－1水的電離程度平衡移動Kw加堿<1.0×10－7>1.0×10－7減小向左不變加活潑金屬<1.0×10－7>1.0×10－7增大向右不變[特別關(guān)注]酸和堿抑制H2O的電離，使H2O電離的c(H＋)水＝c(OH－)水<10－7mol/L，所以，當(dāng)信息中給出c(H＋)水＝c(OH－)水<10－7mol/L時(shí)，則說明H2O的電離被抑制，可能是加入了酸或堿．二、溶液的酸堿性與pH1．不同性質(zhì)溶液數(shù)據(jù)對比溶液酸堿性溶液中c(H＋)與c(OH－)的關(guān)系室溫?cái)?shù)值pHKw中性c(H＋)＝c(OH－)c(H＋)＝c(OH－)＝10－7mol/L＝710－14酸性c(H＋)＞c(OH－)c(H＋)＞10－7mol/L＜710－14堿性c(H＋)＜c(OH－)c(H＋)＜10－7mol/L＞710－14[特別關(guān)注](1)在水溶液中由于存在水的電離，酸性溶液中也有OH－存在，堿性溶液中也有H＋存在．(2)判斷溶液酸堿性的標(biāo)準(zhǔn)是溶液中c(H＋)和c(OH－)的相對大?。?．溶液的酸堿性與pH大小的關(guān)系(室溫)c(H＋)/(mol·L－1)100

10－4

1×10－7

10－10

10－14pH酸堿性酸性增強(qiáng)←中性→堿性增強(qiáng)3．pH的應(yīng)用(1)人體健康調(diào)節(jié)：如洗發(fā)時(shí)人們用的護(hù)發(fā)素主要功能

是調(diào)節(jié)頭發(fā)的pH使之達(dá)到適宜的酸堿度．(2)環(huán)保治理污水：酸性廢水可投加堿性物質(zhì)使之中和，

堿性廢水可投加酸性廢水或利用煙道氣中和．(3)農(nóng)業(yè)生產(chǎn)調(diào)節(jié)：控制作物適宜生長的土壤的pH，提

高產(chǎn)品的質(zhì)量、產(chǎn)量．[特別關(guān)注]pH計(jì)算口訣酸、堿混合不難算，酸按酸，堿按堿，同強(qiáng)混合在之間，異強(qiáng)混合看過量，無限稀釋7為限．考查點(diǎn)一水的電離平衡及其影響因素[例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、pH變小、呈酸性B．水的離子積不變、pH不變、呈中性C．水的離子積變小、pH變大、呈堿性D．水的離子積變大、pH變小、呈中性[解析]

H2O的電離為吸熱反應(yīng)，將純水加熱至較高溫度，電離平衡正向移動，c(H＋)、c(OH－)增大，則水的離子積Kw＝c(H＋)·c(OH－)增大，pH＝－lgc(H＋)減小，而c(H＋)＝c(OH－)，仍呈中性．[答案]

D[關(guān)鍵一點(diǎn)]c(H＋)越大，pH越小，對于純水而言，c(H＋)增大，c(OH－)也增大，但保持相等，pH雖變小，仍為中性．1．能影響水的電離平衡，并使溶液中的c(H＋)＞c(OH－)的措施是 (

)A．向純水中投入一小塊金屬鈉B．將水加熱煮沸C．向水中通入SO2D．向水中加入NaCl解析：A項(xiàng)，水與Na反應(yīng)，使溶液中的c(H＋)＜c(OH－)；B項(xiàng)，水加熱煮沸，促進(jìn)水的電離，但水中的c(H＋)＝c(OH－)；C項(xiàng)，向水中通入SO2，SO2與水反應(yīng)生成H2SO3.H2SO3電離出H＋而抑制水的電離，使溶液中c(H＋)＞c(OH－)；D項(xiàng)對水的電離平衡沒影響．答案：C考查點(diǎn)二溶液酸堿性的判斷[例2]下列溶液一定顯酸性的是 (

)A．溶液中c(OH－)＞c(H＋)B．滴加紫色石蕊試液后變紅色的溶液C．溶液中c(H＋)＝10－6mol/LD．pH＞7的溶液[解析]

判斷溶液酸堿性的關(guān)鍵看c(H＋)和c(OH－)的相對大小，若c(H＋)＞c(OH－)，溶液呈酸性；而pH＜7或c(H＋)＜10－7mol/L，僅適用于常溫時(shí)，若溫度不確定，就不能用來判斷溶液的酸堿性．而B項(xiàng)中可使紫色石蕊試液變紅，則該溶液顯酸性．[答案]

B2．在100℃時(shí)，水的離子積為1×10－12，若該溫度下某溶液中的H＋濃度為1×10－7mol/L，則該溶液(

)A．呈堿性B．呈酸性C．呈中性 D．c(OH－)＝100c(H＋)答案：AD考查點(diǎn)三溶液pH的計(jì)算[例3]

將pH＝8和pH＝10的兩種NaOH溶液等體積混合后，溶液中c(H＋)最接近于 (

)A.(10－8＋10－10)mol/LB．(10－8＋10－10)mol/LC．(1×10－4＋5×10－10)mol/LD．2×10－10mol/L[解析]

兩種性質(zhì)相同的溶液相混合時(shí)，可按溶質(zhì)混合前后守恒、溶液體積相加求混合后溶液的濃度．此處給出的是pH，據(jù)此可求出c(H＋)，進(jìn)而再求出c(OH－)，然后計(jì)算混合溶液的c(OH－)及c(H＋)．[答案