第25讲水的电离和溶液的酸碱性
一、选择题
1.25℃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
2.
A.①、(NH＋4)＞c(Cl－)＞c(H＋)＞c(OH－)
B．四种溶液分别加水稀释10倍，pH变化最大的是①和④
C．①、②、③中分别加入少量的醋酸铵固体后，三种溶液的pH均减小
D．②、④两溶液相比，两者的K w相同
3.下列四种溶液中：①pH值为0的盐酸；②0.1 mol/L的盐酸；③0.01 mol/L的氢氧化钠溶液；④pH为11的氢氧化钠溶液。由水电离生成的c(H＋)之比依次为( ) A．0︰1︰12︰11 B．14︰13︰12︰11
C．14︰13︰2︰3 D．1︰10︰100︰1000
4.用标准盐酸滴定未知浓度的NaOH溶液时，若测定结果偏高，则产生误差的原因可能是( )
A．滴定时，装NaOH溶液的锥形瓶未用NaOH溶液润洗
B．酸式滴定管用蒸馏水洗后，用标准盐酸润洗
C．滴定前，酸式滴定管尖嘴处有气泡，而在滴定后气泡消失
D．滴定前仰视读取了酸式滴定管的读数，滴定后读数正确
5.(2012·全国新课标卷)已知温度T时水的离子积常数为K w，该温度下，将浓度为a mol·L－1的一元酸HA与b mol·L－1的一元碱BOH等体积混合，可判断溶液呈中性的依据是( )
A．a＝b
B．混合溶液的pH＝7
C．混合溶液中，c(H＋)＝K w mol·L－1
D．混合溶液中，c(H＋)＋c(B＋)＝c(OH－)＋c(A－)
6.①pH＝2的CH3COOH溶液；②pH＝2的HCl溶液；③pH＝12的氨水；④pH＝12的NaOH 溶液。相同条件下，有关上述溶液的比较中，正确的是( )
A．水电离的c(H＋)：①＝②＝③>④
B．将②、③溶液混合后，pH＝7，消耗溶液的体积：②>③
C．等体积的①、②、④溶液分别与足量铝粉反应，生成H2的量：②最大
D．向溶液中加入100 mL水后，溶液的pH：③>④>①>②
7.室温时，将x mL pH＝a的稀NaOH溶液与y mL pH＝b的稀盐酸充分反应。下列关于反应后溶液pH的判断，正确的是( )
A．若x＝y，且a＋b＝14，则pH>7
B．若10x＝y，且a＋b＝13，则pH＝7
C．若ax＝by，且a＋b＝13，则pH＝7
D．若x＝10y，且a＋b＝14，则pH>7
二、非选择题
8.已知某温度时0.01 mol/L的NaOH溶液的pH＝10，则此温度下水的离子积常数K w
＝ 1.0×10－12。此温度下将pH＝12的NaOH溶液V1L与pH＝1的H2SO4溶液V2L混合，若所得混合溶液的pH＝10，则V1∶V2为1∶9。
9.(1)常温下，某纯碱(Na2CO3)溶液中滴入酚酞，溶液呈红色。分析该溶液遇酚酞呈红色原因时，甲同学认为是配制溶液所用的纯碱样品中混有NaOH所致；乙同学认为是溶液中Na2CO3电离出的CO2－3水解所致。请你设计一个简单的实验方案给甲和乙两位同学的说法以评判(包括操作、现象和结论) 向红色溶液中加入足量
．．BaCl2溶液，如果溶液还显红色说明甲正确，红色褪去说明乙正确(其他试剂合理也给分) 。
(2)常温下，取pH＝2的盐酸和醋酸溶液各100 mL，向其中分别加入适量的Zn粒，反应过程中两溶液的pH变化如右图所示。则图中表示醋酸溶液中pH变化曲线的是 B (填“A”或“B”)。设盐酸中加入的Zn质量为m1，醋酸溶液中加入的Zn质量为m2。则m1＜m2(选填“＜”、“＝”或“＞”)。
组别c(一元酸) c(NaOH)/mol/L 混合溶液的pH
甲c(HX)＝0.1mol/L 0.1 pH＝a
乙c(HY)＝c1mol/L 0.1 pH＝7
丙c(HZ)＝0.1mol/L 0.1 pH＝9
(2)乙组实验中HY为强酸，则HY溶液的pH＝ 1 。
(3)丙组实验发生反应的离子方程式为HZ＋OH－H2O＋Z－，所得溶液中由水电离出的c(OH－)＝10－5mol/L。
11.过氧化氢是重要的氧化剂、还原剂，它的水溶液又称为双氧水，常用作消毒、杀菌、漂白等。某化学兴趣小组取一定量的过氧化氢溶液，准确测定了过氧化氢的含量，并探究了过氧化氢的性质。
Ⅰ.测定过氧化氢的含量
请填写下列空白：
(1)移取10.00 mL密度为ρ g/mL的过氧化氢溶液至250 mL 容量瓶(填仪器名称)中，加水稀释至刻度，摇匀。移取稀释后的过氧化氢溶液25.00 mL至锥形瓶中，加入稀硫酸酸化，用蒸馏水稀释，作被测试样。
(2)用高锰酸钾标准溶液滴定被测试样，其反应的离子方程式如下，请将相关物质的化学计量数及化学式填写在方框里。
MnO－4＋H2O2＋H＋——Mn2＋＋H2O＋
(3)滴定时，将高锰酸钾标准溶液注入酸式(填“酸式”或“碱式”)滴定管中。滴定到达终点的现象是滴入一滴高锰酸钾溶液，溶液呈浅红色，且30秒内不褪色。
(4)重复滴定三次，平均耗用c mol/L KMnO4标准溶液V mL，则原过氧化氢溶液中过氧化氢的质量分数为。
(5)若滴定前滴定管尖嘴中有气泡，滴定后气泡消失，则测定结果偏高(填“偏高”、“偏低”或“不变”)。
Ⅱ.探究过氧化氢的性质
该化学兴趣小组根据所提供的实验条件设计了两个实验，分别证明了过氧化氢的氧化性和不稳定性。(实验条件：试剂只有过氧化氢溶液、氯水、碘化钾淀粉溶液、饱和硫化氢溶液，实验仪器及用品可自选)
实验内容实验
方法
实验
现象
第25讲
1．B 2.D 3.D 4.C
5．C 解析：A项，因无法确定酸与碱是否为强酸、强碱，故反应后的溶液不一定呈中性；B项，因温度T不一定指常温25 ℃，同样也不能说明溶液是中性的；C项，通过分析可知，题给条件实际上即c(H＋)＝c(OH－)，故溶液必然显中性；D项，根据溶液中的电荷守衡，无论溶液呈酸性、碱性或中性都成立，故无法判断。
6．B 解析：pH相同即溶液中的氢离子浓度相同。CH3COOH为弱酸，氨水为弱碱，其浓度比0.01 mol/L大。
7．D 解析：NaOH溶液中：
c(H＋)＝10－a，c(OH－)＝1×10－14/10－a，
n(NaOH)＝x×10－3×10－14/10－a＝x×10－(17－a)
盐酸中：
c(H＋)＝10－b，n(HCl)＝y×10－3×10－b＝y×10－(3＋b)
NaOH与盐酸反应：
n NaOH n HCl ＝
x×10－17－a
y×10－3＋b
＝
x
y
×10(a＋b)－14
若x＝y，a＋b＝14，n(NaOH)/n(HCl)＝1/1，恰好完全反应，室温下pH＝7，A错误，同理B、C错误，D正确。
作为一个选择题，本题采用代入法比较快，如A中可设NaOH的pH为13，则盐酸的pH 为1，明显混合后pH＝7，A不正确；同样对于B、C、D都可以先按题目的要求将a、b取一个便于计算的特殊值，然后再按题意确定x、y，最后比较盐酸和NaOH溶液中c(H＋)与c(OH －)的相对大小，判断混合溶液的pH范围。
8．1.0×10－121∶9
9．(1)向红色溶液中加入足量
．．BaCl2溶液，如果溶液还显红色说明甲正确，红色褪去说明乙正确(其他试剂合理也给分) (2)B ＜
10．(1)> (2)1 (3)HZ＋OH－===H2O＋Z－10－5
11．Ⅰ.(1)容量瓶(2)2 5 6 2 8 5 O2↑
(3)酸式滴入一滴高锰酸钾溶液，溶液呈浅红色，且30秒内不褪色(4)17cV
200ρ
(5)偏高
Ⅱ.
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 + -
云南省高中化学 3.2.2水的电离和溶液的酸碱性（第二课时）教案 新人教版选修4 一、内容及其解析 1、 内容：水的电离、溶液的酸碱性与溶液的PH 。 2、 解析：学习水的电离以及影响水的电离的因素、水的离子积，，c （H + ）、PH 与溶液酸碱性的关系。 二、目标及其解析 1、目标：（1）、了解水的电离和水的离子积 （2）、了解溶液的酸碱性与pH 的关系 2、解析： （1）、通过学习知道水的电离和水的离子积和离子积常数，知道水的电离受其他因素的影响。 （2）要求懂得溶液的酸碱性与pH 的关系及PH 的测定方法，学会用PH 的理论进行有关溶液PH 的计算。 三、教学问题诊断分析 1、教学重点：水的离子积，溶液酸碱性和溶液pH 值的关系 2、教学难点：水的离子积，有关溶液PH 的简单计算。 四、教学过程： 引入：水是不是电解质？研究电解质溶液时往往涉及溶液的酸碱性，而酸碱性与水的电离有密切的关系。那么水是如何电离的呢？精确的实验证明，水是一种极弱的电解质，它能微弱 地电离，生成H 3O + 和OH — ： 一、水的电离（第一课时） 1、水的电离 H 2O + H 2O H 3O + + OH — 简写为：H 2O H + + OH — 实验测定：25℃ [H + ]=[OH -]=1710-?mol/L 100℃ [H + ] = [OH - ] = 16 10 -?mol/L 水的电离与其它弱电解质的电离有何异同？ 不同点：水是“自身”作用下发生的极微弱的电离。 相同点：均是部分电离，存在电离平衡 提问：请学生计算水的浓度，1L 纯水的物质的量是55·6mol ，经实验测得250 C 时，发生电 离的水只有1×10-7 mol ，二者相比，水的电离部分太小，可以忽略不计。因此电离前后水的物质的量几乎不变，可以视为常数，常数乘以常数必然为一个新的常数，用K w 表示，即为水的离子积常数，简称水的离子积。 2、水的离子积 K w = c （H +）·c （OH — ） 由于250C 时，c （H +）= c （OH —）= 1×10-7 mol/L 所以250C 时，K w = c （H +）·c （OH —）=1×10-14（定值）（省去单位） 提问：当温度升高时，K w 如何变化？影响K w 的因素是什么？（电离过程是吸热过程） 1000C 时，K w = c （H +）·c （OH —）=1×10 -12 影响因素：温度越高，Kw 越大，水的电离度越大。对于中性水，尽管Kw,电离度增大，但仍 是中性水，[H +]=[OH -]. 注：温度升高时K w 增大，所以说K w 时要强调温度。
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)
弱电解质的电离平衡和溶液的酸碱性 一. 选择题： 1. 下列叙述中,能说明某物质是弱电解质的是（ ）。 A. 熔化时不导电 B. 溶液中有已电离的离子和未电离的分子共存 C. 水溶液的导电能力很弱 D. 不是离子化合物，是极性共价化合物 2. 下列溶液中，[- OH ]最小的是（ ）。 A. 向1 1.0-?L mol 的氨水中加入同体积的水 B. 向1 1.0-?L mol 的KOH 溶液中加入同体积的水 C. 向1 2.0-?L mol 的氨水中加入同体积的1 1.0-?L mol 盐酸 D. 向1 2.0-?L mol 的KOH 溶液中加入同体积的1 1.0-?L mol 盐酸 3. 下列溶液一定呈碱性的是（ ）。 A. 溶液中[-OH ] > [+ H ] B. 溶液中含有- OH 离子 C. 滴加甲基橙后溶液显红色 D. 滴加甲基橙后溶液显黄色 4. [2000年西安模拟试题] 欲使pH 11=的NaOH 溶液的pH 调整到7，下列试剂或方法不可行的是（ ）。 A. 加入pH 4=的COOH CH 3溶液 B. 加入L mol /1.0的盐酸 C. 加水稀释4 10倍 D. 加入饱和3NaHCO 溶液 5. 在甲酸的下列性质中，可以证明它是弱电解质的是（ ）。 A. 1 1-?L mol 甲酸溶液的pH 约为2 B. 甲酸能与水以任意比例互溶 C. 1 110-?L mol ml 甲酸溶液恰好与1 110-?L mol ml NaOH 溶液完全反应 D. 在相同条件下，甲酸的导电性比强酸溶液的弱 6. 把NaOH ml 80溶液加入到ml 120盐酸中，所得溶液的pH 为2。如果混合前NaOH 溶液和盐酸的物质的量浓度相同，它们的浓度是（ ）。 A. L mol /5.0 B. L mol /1.0 C. L mol /05.0 D. L mol /1 7. 某强酸溶液pH =a ，强碱溶液pH =b ，已知12=+b a ，酸碱溶液混合后pH =7，则酸溶液体积酸V 和碱溶液体积碱V 的正确关系为（ ）。
溶液的酸碱性 知识条目 必考要求 加试要求 1.水的离子积常数 b 2.溶液的酸碱性与溶液中 c (H ＋)、c (OH －)的关系 a a 3.pH 的概念，pH 与溶液酸碱性的关系 a a 4.pH 的简单计算 b c 5.测定溶液酸碱性的方法(pH 试纸、pH 计测定溶液的pH) a b 6.中和滴定原理及其操作方法 b 7.几种常见酸碱指示剂的变色范围 a 考点一 知识梳理 1．水的电离:水是极弱的电解质，水的电离方程式为H 2O ＋H 2O H 3O ＋＋OH －或H 2O H ＋＋OH －。 2．水的离子积常数(加试):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。 注意 (1)水的离子积常数K w ＝c (H ＋)·c (OH －)，其实质是水溶液中的H ＋和OH －浓度的乘积，不一定是水电离出的H ＋和OH －浓度的乘积，所以与其说K w 是水的离子积常数，不如说是水溶液中的H ＋和OH －的离子积常数。即K w 不仅适用于水，还适用于酸性或碱性的稀溶液。不管哪种溶液均有22H O H O (H )(OH )c c ＋－＝。 (2)水的离子积常数显示了在任何水溶液中均存在水的电离平衡，都有H ＋和OH －共存，只是相对含量不同而已。 3．影响水电离平衡的因素 (1)升高温度，水的电离程度增大，K w 增大。(2)加入酸或碱，水的电离程度减小，K w 不变。 (3)加入可水解的盐(如FeCl 3、Na 2CO 3)，水的电离程度增大，K w 不变。 4．外界条件对水的电离平衡的影响 体系变化 条件 平衡移动方向 K w 水的电离程度 c (OH －) c (H ＋) 酸 逆 不变 减小 减小 增大
《第三节溶液的酸碱性》教案 一、学习目标 1、知识与技能： ①将掌握用酸碱指示剂定性地检验溶液的酸碱性的方法。 ②用pH试纸定量地测定溶液的酸碱度的方法。 2、过程与方法：用科学探究的方法认识酸性溶液和碱性溶液的方法。 3、情感、态度与价值观：溶液的酸碱性及其对生命活动、农作物生长的重要性和影响。 二、任务分析 1、起点能力：学生对溶液的酸碱性在以前的学习中有所接触 2、教学重点：溶液的酸碱性、酸碱度的测定与判断。 3、教学难点：溶液酸碱性对生命活动和农作物生长的影响。 4、课型：探究、讨论 5、课时安排：2课时 三、教学过程： 第一课时：酸性溶液和碱性溶液溶液酸碱性的强弱程度 教学过程： 【引入】日常生活中有哪些物质给你留下“酸”的印象？ 【学生交流】 【教师讲述】日常生活中可以通过尝来知道酸味，但我们是不允许尝化学试剂的味道的，那么我们怎么确定物质的酸性或碱性呢？ 【学生回忆】如何证明二氧化碳与水反应生成碳酸。 【学生实验1】在小试管中分别滴几滴白醋、稀盐酸、酸果汁，再滴入1~2滴石蕊试液现象：石蕊由紫变红 【学生实验2】在小试管中分别滴几滴纯碱溶液、氨水、石灰水，再滴入1~2滴石蕊试液 现象：石蕊由紫变蓝 【学生实验3】在小试管中分别滴几滴食盐水、蔗糖水，再滴入1~2滴石蕊试液 现象：石蕊不变色 【结论】利用石蕊试液可以鉴别酸性，碱性，中性的溶液：石蕊遇酸性溶液变红，遇碱性溶液变蓝，遇中性溶液不变色。 【教师讲述】像石蕊试液这样能检验溶液酸碱性的试液，叫酸碱指示剂。酸碱指示剂有多种，酚酞也是常见的酸碱指示剂。
【活动与探究1】在小试管中分别滴几滴白醋、稀盐酸、酸果汁，再滴入1~2滴酚酞现象：酚酞不变色 【活动与探究2】在小试管中分别滴几滴纯碱溶液、氨水、石灰水，再滴入1~2滴酚酞现象：酚酞由无色变红 【活动与探究3】在小试管中分别滴几滴食盐水、蔗糖水，再滴入1~2滴酚酞 现象：酚酞不变色 【小结】酸碱指示剂在酸碱溶液里的颜色变化 【探究】什么样的物质可以作为酸碱指示剂？ 【小结】在酸性、中性和碱性溶液中能显示出不同的颜色。 【课后实验】自己制得的指示剂检验几种不同酸碱性的溶液。 【提问】用酸碱指示剂只可以检验溶液酸碱性的，但不能表示溶液酸性或碱性强弱的程度。那么如何测定溶液酸碱度？ 【讲述】用pH试纸定量地测定溶液的酸碱度的方法。 【小结】溶液酸碱性的强弱程度 第三节、溶液的酸碱性 一、酸性溶液和碱性溶液
培优教育一对一辅导教案讲义
在电解质溶液中，由于由水电离出来的H+ 和OH-的浓度始终相等，可依此列出质子守恒式。 如小苏打溶液中：c(OH-)=c(H+)+c(H2CO3)-c(CO32-)。 溶液中离子浓度的大小比较的规律： （1）多元弱酸溶液：多元弱酸分步电离且一步比一步更难电离。 如H3PO4溶液：c(H+)>c(H2PO4-)>c(HPO42-)>c(PO43-)。 （2）多元弱酸的正盐溶液：多元弱酸根离子分步水解且一步比一步更难水解。 如K2S溶液：c(K+)>c(S2-)>c(OH-)>c(HS-)>c(H+）。 （3）不同溶液中同一离子浓度的大小比较：要考虑溶液中其他离子对其的影响。 如在相同物质的量浓度的下列溶液中①NH4Cl、②CH3COONH4、③NH4HSO4，c(NH4+)由大到小的顺序是： ③>①>②。 （4）混合溶液中各离子浓度的大小比较：要考虑溶液中发生的水解平衡、电离平衡等。 如在0.1mol·L－1的NH4Cl溶液和0.1mol·L－1的氨水混合溶液中，各离子浓度由大到小的顺序是：c(NH4+)> c(Cl-)>c(OH-)>c(H+）。这是由于在该溶液中，NH3·H20的电离与NH4+的水解互相抑制，但NH3·H20的电离程度大于NH4+的水解程度。 一元强酸和一元弱酸的比较（以盐酸和醋酸为例） 1.同体积、等物质的量浓度的盐酸和醋酸 H＋的物质的量浓度C(H＋)酸性强弱 中和碱的能力(消耗相 同的碱液的多少) 与相同的活泼金属反 应的起始速率 产生H2 的总量 HCl大强大 CH3C OOH 小弱 相同 小 相等 2.同体积、H＋的物质的量浓度相等（即PH相同）的盐酸和醋酸 溶质的物质的量浓度 C(酸)酸性 强弱 中和碱的能力(消耗 相同的碱液的多少) 与相同的活泼金属反 应过程中的平均速率 产生H2的总 量 HCl小弱小少 CH3COOH大相同 强大多 加水稀释后溶液pH的计算要注意三点 1．对于强酸溶液或弱酸溶液，每稀释10倍，pH是否都增加1个单位？对于强碱溶液或弱碱溶液，每稀释10倍，pH是否都减小1个单位？ 对于强酸溶液，每稀释10倍，pH增大1个单位；对于弱酸溶液，每稀释10倍，pH增大不足1个单位．对于
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-
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。
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
高中化学复习知识点：溶液的酸碱性与pH 的关系 一、单选题 1．常温下，下列各组离子在相应的条件下能大量共存的是（ ） A ．由水电离产生的c(H +)=1×10-10mol?L -1的溶液中：NO 3-、Fe 2+、Na +、SO 42- B ． w +K c(H ) =10-10mol?L -1的溶液中：NH 4+、I -、Cl -、K + C ．-+ c(OH )c(H ) =1×106的溶液中：K +、Na +、Cl -、HCO 3- D ．惰性电极电解AgNO 3后的溶液中：SO 32-、K +、Na +、S 2- 2．常温下，下列溶液中c(H ＋)最小的是 A ．pH ＝0的溶液 B ．0.03 mol·L －1H 2SO 4 C ．0.05 mol·L －1HClO D ．0.05 mol·L －1的NaHSO 4 3．在下列叙述中：①0.1mol?L -1HA 溶液的导电性比0.1mol?L -1的盐酸的导电性弱；②测得0.1mol?L -1的HA 溶液的pH=2.7；③常温下，测得NaA 溶液的pH ＞7；④常温下，向HA 的溶液中加入NaA 固体，pH 增大；⑤等pH 等体积的盐酸和HA 溶液分别与足量的Zn 反应，HA 放出的H 2多。能说明HA 是弱酸的是（ ） A ．①②③④⑤ B ．②③④⑤ C ．①②③⑤ D ．①②③④ 4．下列溶液肯定呈酸性的是 A ．c(OH －) 专题九弱电解质的电离平衡溶液的酸碱性 1．[2012·福建理综，10]下列说法正确的是( ) A．0.5 mol O3与11.2 L O2所含的分子数一定相等 B．25 ℃与60 ℃时，水的pH相等 C．中和等体积、等物质的量浓度的盐酸和醋酸所消耗的n(NaOH)相等 D. 2SO2(g)＋O2(g)===2SO3(g)和4SO2(g)＋2O2(g)===4SO3(g)的ΔH相等 2．[2012·浙江理综，12]下列说法正确的是( ) A．常温下，将pH＝3的醋酸溶液稀释到原体积的10倍后，溶液的pH＝4 B．为确定某酸H2A是强酸还是弱酸，可测NaHA溶液的pH。若pH>7，则H2A是弱酸；若pH<7，则H2A 是强酸 C．用0.2000 mol·L－1 NaOH标准溶液滴定HCl与CH3COOH的混合液(混合液中两种酸的浓度均约为0.1 mol·L－1)，至中性时，溶液中的酸未被完全中和 D．相同温度下，将足量氯化银固体分别放入相同体积的①蒸馏水、②0.1 mol·L－1盐酸、③0.1 mol·L －1氯化镁溶液、④0.1 mol·L－1硝酸银溶液中，Ag＋浓度：①>④＝②>③ 3．[2012·课标全国理综，11]已知温度T时水的离子积常数为K W，该温度下，将浓度为a mol·L－1的一元酸HA与b mol·L－1的一元碱BOH等体积混合，可判定该溶液呈中性的依据是( ) A．a＝b B．混合溶液的pH＝7 C．混合溶液中，c(H＋)＝K W mol·L－1 D．混合溶液中，c(H＋)＋c(B＋)＝c(OH－)＋c(A－) 4．[2012·安徽理综，27]亚硫酸盐是一种常见食品添加剂。为检测某食品中亚硫酸盐含量(通常以1 kg样品中含SO2的质量计)，某研究小组设计了如下两种实验流程： (1)气体A的主要成分是________。为防止煮沸时发生暴沸，必须先向烧瓶中加入________ ；通入N2的目的是________。 (2)写出甲方案第①步反应的离子方程式：______________ __________________________________________________________。 (3)甲方案第②步滴定前，滴定管需用NaOH标准溶液润洗。其操作方法是 ________________________________________________ __________________________________________________________。 (4)若用盐酸代替稀硫酸处理样品，则按乙方案实验测定的结果________(填“偏高”“偏低”或“无影响”)。 (5)若取样品w g，按乙方案测得消耗0.01000 mol·L－1I2溶液V mL，则1 kg样品中含SO2的质量是________g(用含w、V的代数式表示)。 一、酸性溶液和碱性溶液 （1）凡是能使紫色石蕊试液变红的溶液都是酸性溶液，并且该溶液不能使无色酚酞试液变色； （2）凡是能使紫色石蕊试液变蓝的溶液都是碱性溶液，并且该溶液能使无色酚酞试液变红； （3）不能使紫色石蕊试液变色，也不能使无色酚酞试液变色的溶液，我们称为中性溶液。 （4）如紫色石蕊试液及无色酚酞等能检验溶液酸碱性的试液，称为酸碱指示剂注意：我们有时候还用蓝色或红色石蕊试纸来检验溶液的酸碱性酸性溶液能使蓝色石蕊试纸变红；碱性溶液能使红色石蕊试纸变蓝。2．区分酸溶液和酸性溶液、碱溶液和碱性溶液 注意：酸溶液是指酸的水溶液，酸性溶液是指能使紫色石蕊试液变红的溶液，因此酸溶液一定是酸性溶液，而酸性溶液不一定是酸溶液；同样，碱性溶液不一定是碱溶液，碱溶液一定是碱性溶液。 二、溶液的酸碱性的强弱 1．酸碱度：用来表示溶液的酸性或碱性的强弱程度。 2．pH试纸用来定量的测定溶液的酸碱度。 pH值1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 | 酸性增强中性碱性增强 溶液的pH值与酸碱性关系 pH=7，溶液呈中性；pH<7，溶液呈酸性，pH越小，酸性越强；pH>7，溶液呈碱性，pH越大，碱性越强 3．pH试纸的使用方法; 用胶头滴管（或玻璃棒）把待测试液滴（或涂）在pH试纸上，然后把试纸显示的颜色（半分钟内）与标准比色卡对照，标准比色卡上相同颜色的pH即为该溶液的pH。 注意： （1）不能直接把pH试纸浸入待测溶液中，以免带入杂质，同时这种操作可能泡掉pH试纸上一部分指示剂，以致比色发生较大的误差； （2）不能先用水将pH试纸润湿，再进行测试，因为水润湿后的pH试纸将测定的是稀释后溶液的pH。 （3）我们实验室一样使用的pH试纸是广泛pH试纸，测出的pH值是1-14的整数 （4）为了比较精确的测定溶液的pH，我们可以用精密pH试纸和酸度计（pH 计）来测量。 三、溶液酸碱性与生命活动的关系 1．人的体液有一定的酸碱度。血液、组织间液和细胞内液的酸碱度都接近于中性，而且变化极小； （胃液的pH在0.9~1.5之间，在这样的环境中铁屑都可被溶解，但胃本身却能安然无恙。因为胃里有一层“粘液屏障”，它是由粘液细胞和上皮细胞分泌出的一种胶冻状粘液，在胃粘膜表面构成一个保护膜，用来保护胃，防止胃酸对其本身的腐蚀及胃蛋白酶对胃本身的消化，还能防止粗糙的食物对胃的机械性损伤。）3．大多数的农作物适宜在接近中性（pH在6.5~7.5之间）的土壤中生长 在改良酸性土壤时，我们一般是使用熟石灰来调节其酸碱度。 4．雨水一般呈略酸性（由于空气中的二氧化碳溶解在雨水中），人们一般把pH 小于5.6 的雨水称为酸雨。 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 水的电离与溶液的酸碱性 考点1 水的电离平衡概念和影响平衡的因素 1.水的电离平衡和电离平衡常数 H2O + H2O H3O+ + OH-ΔH>0 或者H2O H+ + OH- ΔH>0 ①25℃时：K W= =10-14mol·L-1 ②Kw随温度升高而 2.水的电离度 对于水c(H2O)=(1000g/L)/(18g/mol) = 55.56mol/L(常数). 常温时α水=10-7/55.6=1.8×10-9=1.8×10-7% 所以水是的电解质.比水还难电离的物质通常看作是非电解质. 3.影响水的电离度大小的因素: (1)温度的影响规律:升高温度,水的电离度. (2)浓度的影响规律: ①加入酸, c(H+)增大,水的电离平衡向移动,水的电离度。 ②加入碱, c(OH-)增大,水的电离平衡向移动,水的电离度。 ③加入因水解而使溶液呈酸性或呈碱性的盐,使水的电离度。 ④加入因电离而使溶液呈酸性的酸式盐, 如:NaHSO4、NaHSO3和NaH2PO4等,相当于加入酸的 ［例1］向纯水中加入少量的KHSO4固体（温度不变），则溶液的（） A、pH值升高 B、[H+]和[OH-]的乘积增大 C、酸性增强 D、OH-离子浓度减小 考点2 溶液的酸碱性和pH值 1.溶液酸性、中性或碱性的判断依据是：看和的相对大小. 在任意温度的溶液中：若c（H+）>c（OH-） c（H+）=c（OH-） c（OH-）>c（H+） [例2] (1)某温度下,某溶液的pH=7,该溶液一定是中性溶液吗? (2)某温度下纯水的c（H+）==2.0×10-7mol/L。在此温度下，某溶液中由水电离出的c（H+）为4.0×10-13mol/L，则该溶液的pH值可能是________。 ［解析］在该温度下，kw= c（H+）·c（OH-）=2.0×10-7×2.0×10-7=4.0×10-14。 c（H+）＝4.0×10-13mol/L，则溶液可能呈酸性或碱性。若酸性溶液，溶液中的c（H+）=4.0×10-14/4.0×10-13=1.0×10-1mol/L。所以溶液的pH值=－lg c（H+）=－lg（1×10-1）=1；若碱性溶液，则溶液的pH值=－lg c（H+）=－lg4.0×10-13=13－lg4=12.4。 【答案】(1)不一定(2)该溶液的pH值可能为1或12.4。 [规律总结](1)在25℃时是中性溶液，低于25℃时是弱酸性溶液，高于25℃时是弱碱性溶液。(2)本题的情境转换成非理想状况，主要考查考生灵活应变的能力。 考点3 pH值计算的基本规律 1. 两种强酸溶液混和，先求c(H+)，再求pH。 C(H+)= 两种强酸溶液等体积混和，且原溶液pH值相差≥2时，把稀溶液（pH较大的）当作水来处理,混和液的pH值=小pH+0.3。 2.两种强碱溶液混和,先求c(OH-),再通过求c(H+),最后求pH值. C(OH-)= 两种强碱溶液等体积混和，且原溶液pH值相差≥2时，把稀溶液（pH值较小的）当作水来处理,混和液的pH=大pH－0.3。 3.强酸和强碱混和,先确定过量离子的浓度: 若H+过量c(H+)=(c(H+)酸V酸－c(OH_)碱V碱)／(V酸+V碱) 若碱过量c(OH-)=(c(OH-)碱V碱－c(H+)酸V酸)／(V碱+V酸) 当酸过量时，必须以剩余的氢离子浓度来计算溶液的PH 值；当碱过量时，必须以剩余的氢氧根离子浓度来计算溶液的POH值,再求pH值。 4. 有关酸、碱溶液的稀释 强酸溶液每稀释10倍，pH增大一个单位，弱酸溶液每稀释10倍，pH增大不到一个单位； [例3] 求下列溶液的pH： （1）某H2SO4溶液的浓度是0.005mol/L：①求此溶液的pH；②用水稀释到原来体积的100 班級: 座號: 姓名: 7—1 水溶液中的酸鹼性 01、pH值：又叫＿＿＿＿＿，用以表示水溶液之 酸鹼度。 (1)定義：pH值為＿＿＿＿＿＿的對數負值， 即pH＝＿＿＿＿＿＿＿＿。 (2)若﹝H＋﹞＝a×10－b M，則pH＝＿＿＿＿＿。 (3)若pH＝C，則﹝H＋﹞＝＿＿＿＿＿＿。 (4)﹝H＋﹞愈大，pH值＿＿＿＿＿。 02、水的解離：H2O(l)→ ← H＋(aq)＋OH－(aq) (1)1公升純水在25℃時可解離出＿＿＿＿mol 的H＋和＿＿＿＿mol的OH－，所以﹝H＋﹞ ＝＿＿＿＿M，﹝OH－﹞＝＿＿＿＿M， ﹝H2O﹞＝＿＿＿＿＿＿M。 (2)純水的解離度α＝＿＿＿＿＿＿。 (3)水的離子積常數(K w)＝＿＿＿＿＿＿＝＿＿ ＿＿＿＿＝＿＿＿＿＿＿………25℃時。 (4)純水的pH值： a.﹝H＋﹞＝﹝OH－﹞＝＿＿＿＿＿＿M。 b.pH＝pOH＝＿＿＿＿＿＿。 c.pH＋pOH＝＿＿＿＿＿……………25℃。 d.溫度上升，則K w值＿＿＿＿＿，pH＋pOH 值＿＿＿＿＿。 03、溶液的酸鹼性(25℃)： (1)加酸於水中時，則﹝H＋﹞＿＿＿﹝OH－﹞， ﹝H＋﹞＿＿＿10－7M，pH＿＿＿7，水溶液 呈＿＿＿性。 (2)加鹼於水中時，則﹝H＋﹞＿＿＿﹝OH－﹞， ﹝OH－﹞＿＿＿10－7M，pH＿＿＿7，水溶液 呈＿＿＿性。 例：求下列溶液的pH值？ (1)0.01M HCl (2)0.01M H2 SO4 (3)0.01M Ca(OH)2 (4)0.01M KOH 例：求下列溶液的﹝H＋﹞？ (1)pH＝4.7 (2)pH＝5.5 (3)pH＝7.4 (4)pH＝11.2 例：求下列溶液的pOH值？ (1)﹝H＋﹞＝8×10－4 M (2)﹝H＋﹞＝9×10－5 M (3)﹝OH－﹞＝6×10－3 M (4)﹝OH－﹞＝3×10－4 M 例：若水溶液中﹝OH－﹞＝10－2M，則pH＝？ 例：血液的pH＝7.40，則﹝H＋﹞＝？ 例：求在100℃時水的pH＝？(水的離子積常數K w ＝10－12) 例：在25℃時﹝NaOH﹞＝2×10－3M，則溶液中﹝H ＋﹞＝？ 例：0.05M Ba(OH)2溶液中，﹝H＋﹞＝？ 例：0.2M NaOH溶液中﹝OH－﹞為純水之多少倍？ 例：甲溶液之pH＝4，乙溶液之pH＝10，則甲乙兩溶液中﹝H＋﹞濃度比為多少？ 7—2 酸鹼學說 01、酸的通性： (1)使石蕊試紙由＿＿＿＿＿＿。 (2)具有＿＿＿味。 (3)與活潑金屬反應放出＿＿＿＿氣。 溶液的酸碱性和酸碱度 [学习要点] 1.知道溶液的酸碱性、pH值和酸碱指示剂。 2.知道pH值与溶液的酸碱度、指示剂与溶液的酸碱性的关系。 3.知道石蕊和酚酞的变色范围。 4.了解pH值的几种测定方法。 [家教点窍] 1.酸碱度：溶液酸碱性的强弱程度。 2.pH值：是表示溶液酸碱度的一种方法。 3.溶液的酸碱度与pH值的关系： 常温下：当pH<7时，溶液呈酸性， 当pH>7时，溶液呈碱性 当pH=7时，溶液呈中性。 pH试纸或酸碱指示剂常被用来测定溶液的pH值。 4.指示剂在溶液里的显色和pH值的关系： [典型例题] 例某溶液的pH=7，要使这种溶液的pH值降低到2，应加入的溶液的pH值是 ( ) (A)1 (B)5 (C)7 (D)13 解析 pH=7的溶液是中性溶液，pH=9的溶液显弱碱性，当这两种溶液相混合时，混合溶液仍显碱性，其pH>7.pH=13的溶液是碱性较强的溶液，和pH=9的溶液相混合，混合液仍呈碱性，其pH>7。pH=5的溶液呈弱酸性，当和pH=9的弱碱性溶液混合时，酸碱两溶液发生中和反应后，混合液的酸性不可能继续增强，其pH值不可能降到2，pH=1的溶液酸性较强，当和pH=9的弱碱性溶液混合时，酸碱中和、体积增大后混合液仍有可能达到pH=2。 答案(A) [强化训练] 一、选择题 1.酸碱指示剂指示溶液的 ( ) (A)酸碱度 (B)酸碱性 (C)pH值 (D)是酸、是碱，还是盐 2.向碱性溶液中滴加酸，pH值的变化情况是 ( ) (A)不变 (B)增加 (C)减小 (D)无法判断 3.下列物质的水溶液，pH值大于7的是 ( ) (A)生石灰 (B)干冰 (C)氯化钠 (D)氯化氢 4.下列溶液中pH值最小的是 ( ) (A)滴入石蕊试液呈红色的溶液 (B)滴入石蕊试液呈紫色的溶液 (C)滴入石蕊试液呈蓝色的溶液 (D)滴入酚酞试液呈红色的溶液 5.下列溶液中既能使酚酞试液变红，又能使紫色石蕊试液变蓝的是 ( ) (A)食盐水 (B)稀盐酸 (C)稀硫酸 (D)石灰水 6.要使pH值是5的稀盐酸溶液pH值升高，可以采取的措施是 ( ) (A)加NaOH溶液 (B)加浓盐酸 (C)加浓H 2SO 4 (D)加NaCl溶液 7.下列物质投入水中：①CaO；②Na 2O；③CuO；④Fe(OH) 3 ,所得溶液使酚酞显红色的是 ( ) (A)③ (B)④ (C)①② (D)②④ 8.下列溶液的pH值：SO 2溶于水；Na 2 O溶于水；NaCl溶于水，由大到小排列的是( ) (A)①>②>③ (B)③>②>① (C)②>③>① (D)②>①>③ 二、填空题 1.A溶液的pH=5,B溶液的pH=3，C溶液的pH=8，则这三种溶液中的氢离子浓度从大到小的顺序是 2.浓度是10%的硫酸溶液98克，pH值 7，滴入紫色石蕊试液后溶液显色。浓度为20%的氢氧化钠溶液40克，其pH值 7，滴入紫色石蕊试液后溶液显色。这两种溶液充分混合后，其pH值 7，溶液显色，混合溶液中溶质的质量分数是 3.在m克n%的NaOH溶液中，滴入紫色石蕊试液，试液呈色，加入m克n%的盐酸后，试液变为色，溶液的pH值 7(填“>”或“<”)。 参考答案 一、1.(B) 2.(C) 3.(A) 4.(A) 5.(D) 6.(A) 7.(C) 8.(D) 二、1.B>A>C 2.小于，红，大于，紫，等于，紫色，10.3% 3.蓝，红，<高考化学必考题型早知道专题九弱电解质的电离平衡溶液的酸碱性新人教版
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