课时38水的电离和溶液的酸碱性
知识点一水的电离
（一）水的电离平衡
【考必备·清单】
1．水的电离
(1)水是极弱的电解质，其电离方程式为H2O＋H2O⇌H3O＋＋OH－，可简写为H2O⇌H＋＋OH－。
(2)25 ℃时，纯水中c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－7 mol·L－1。
[名师点拨]任何情况下，水电离产生的c(H＋)、c(OH－)总是相等的。
2．水的离子积常数
[名师点拨]K W＝c(H＋)·c(OH－)中的H＋和OH－不一定都是由水电离出来的，而是指溶液中的c(H＋)和c(OH－)。
3．水电离平衡的影响因素
(1)温度：温度升高，促进水的电离；温度降低，抑制水的电离。
(2)酸、碱：抑制水的电离。
(3)能水解的盐：促进水的电离。
(4)实例(填写下表)：
体系变化
条件移动方向K W
电离程
度
c(OH－)c(H＋)
加酸逆不变减小减小增大加碱逆不变减小增大减小
[名师点拨] ①给水加热，水的电离程度增大，c (H ＋)＞10
－7 mol ·L －1，pH<7，但水仍显中性。 ②酸、碱能抑制水的电离，故室温下，酸、碱溶液中水电离产生c (H ＋)<1×10－7 mol ·L －1而能水解的盐溶液中，水电离产生的c (H ＋)[或c (OH －)]>1×10－7 mol ·L －1。 (二)水电离出的c 水(H ＋
)或c 水(OH －
)的计算 【考必备·清单】
1．当抑制水的电离时(如酸或碱溶液)
在溶液中c (H ＋
)、c (OH －)较小的数值是水电离出来的。如下表：
2．当促进水的电离时(如盐的水解)
在溶液中c (H ＋
)、c (OH －
)较大的数值是水电离出来的。如下表：
【探题源·规律】
[示例] 25 ℃时，在等体积的①pH ＝0的H 2SO 4溶液、②0.05 mol ·L
－1
的Ba(OH)2溶液、
③pH ＝10的Na 2S 溶液、④pH ＝5的NH 4NO 3溶液中，发生电离的水的物质的量之比是( ) A ．1∶10∶1010∶109 B ．1∶5∶(5×109)∶(5×108) C ．1∶20∶1010∶109 D ．1∶10∶104∶109
[解析] H 2SO 4与Ba(OH)2抑制水的电离，Na 2S 与NH 4NO 3促进水的电离。25℃时，pH ＝0的H 2SO 4溶液中：c (H 2O)电离＝c (OH －)＝10－14
100 mol ·L －1＝10－14 mol ·L －1；0.05 mol ·L －1的
Ba(OH)2溶液中：c (H 2O)电离＝c (H ＋)＝10－14
0.1 mol ·L －1＝10－13 mol ·L －1；pH ＝10的Na 2S 溶液
中：c (H 2O)电离＝c (OH －)＝10－14
10
－10 mol ·L －1＝10－4 mol ·L －1；pH ＝5的NH 4NO 3的溶液中：c (H 2O)电离＝c (H
＋)＝10－5 mol ·L －1，其物质的量之比为
10－14∶10－13∶10－4∶10－5＝1∶10∶1010∶
109，故A 正确。 [答案] A [规律方法]
室温下，水电离的c (H ＋
)或c (OH －
)的计算方法 (1)中性溶液c (OH －)＝c (H ＋)＝10－7 mol ·L －1
(2)酸溶液⎩⎪⎨⎪⎧c （H ＋）＝c 酸（H ＋）＋c 水（H ＋）c （OH －）＝c 水（OH －）＝c 水（H ＋
）
酸溶液中，H ＋来源于酸的电离和水的电离，而OH －只来源于水的电离。
(3)碱溶液⎩⎪⎨⎪⎧c （OH －）＝c 碱（OH －）＋c 水（OH －）
c （H ＋）＝c 水（H ＋）＝c 水（OH －
）
碱溶液中，OH －来源于碱的电离和水的电离，而H ＋只来源于水的电离。
(4)盐溶液⎩
⎪⎪⎨⎪
⎪⎧酸性⎩⎨⎧c （H ＋
）＝c 水
（H ＋
）c （OH －
）＝K
W c （H ＋
）碱性⎩
⎨⎧c （OH －
）＝c 水
（OH －
）
c （H ＋
）＝K
W
c （OH －
）中性：c （H ＋）＝c 水（H ＋）＝c （OH －）＝c 水（OH －）
水解呈酸性或碱性的盐溶液中，H ＋和OH －均来源于水的电离。 【夯基础·小题】
1．水的电离过程为H 2O ⇌H ＋
＋OH －
，在不同温度下其离子积为K W (25 ℃)＝1.0×10－14
，
K W (35 ℃)＝2.1×10
－14
，则下列叙述正确的是( )
A ．c (H ＋
)随温度的升高而降低 B ．35 ℃时，c (H ＋
)>c (OH －
) C ．水的pH ：pH(35 ℃)>pH(25 ℃)
D ．35 ℃时已电离的水的浓度约为1.45×10－
7 mol ·L －
1
解析：选D 由两种温度下水的离子积常数值知，水的电离是吸热的，温度高时水中c (H ＋)较大，pH 较小，但水中c (H ＋)＝c (OH －)，水呈中性，A 、B 、C 错误；已电离的水的浓度与电离生成的c (H ＋)或c (OH －)相等，利用水的离子积常数可判断D 正确。 2．室温下，pH ＝11的某溶液中水电离出的c (OH －
)为( ) ①1.0×10－
7 mol ·L －
1 ②1.0×10－
6 mol ·L －
1 ③1.0×10－
3 mol ·L －
1 ④1.0×10－11
mol ·L －
1
A ．③
B ．④
C ．①或③
D ．③或④
解析：选D 该溶液中c (OH －)＝10－3 mol ·L －1，c (H ＋)＝10－11 mol ·L －1，若是碱溶液，则H
＋是由H
2O 电离出的，
水电离出的OH －与H ＋浓度均为10－11 mol ·L －1；若是盐溶液(如Na 2CO 3)，
则OH －是由H 2O 电离出的，即水电离出的c (OH －)＝10－3 mol ·L －1。 3．下列有关水电离情况的说法正确的是( ) A ．100 ℃时，K W ＝10
－12
，此温度下pH ＝7的溶液呈碱性
B．NH4Cl、CH3COONa、NaHCO3、NaHSO4溶于水，对水的电离都有促进作用
C．25 ℃时，pH＝12的烧碱溶液与纯碱溶液，水的电离程度相同
D．如图为水的电离平衡曲线，若从A点到C点，可采用升高温度的方法
解析：选AD100 ℃时，K W＝c(H＋)·c(OH－)＝10－12，中性溶液中c(H＋)＝c(OH－)＝K W mol·L－1＝10－6mol·L－1，即pH＝6，因此此温度下pH＝7的溶液呈碱性，A项正确；NH4Cl、CH3COONa、NaHCO3促进水的电离，NaHSO4抑制水的电离，B项错误；烧碱是NaOH, 抑制水的电离，纯碱是Na2CO3，促进水的电离，C项错误；图中A点到C点，c(H＋)与c(OH －)同等程度增大，说明是温度升高的结果，D项正确。
知识点二溶液的酸碱性和pH
【考必备·清单】
1．溶液的酸碱性
溶液的酸碱性取决于溶液中c(H＋)和c(OH－)的相对大小，用“＞”“＝”或“＜”填写下列空白：溶液的酸碱性c(H＋)与c(OH－)比较c(H＋)大小(常温)
溶液pH (常
温)
酸性溶液c(H＋)＞c(OH－)c(H＋)＞1×10－
7mol·L－1
pH＜7
中性溶液c(H＋)＝c(OH－)c(H＋)＝1×10－
7mol·L－1
pH＝7
碱性溶液c(H＋)＜c(OH－)c(H＋)＜1×10－
7mol·L－1
pH＞7
[名师点拨]pH＝7或c(H＋)＝1×10－7mol·L－1的溶液不一定呈中性，如100 ℃时水的pH＝6，此时呈中性。
2．常温下混合溶液酸碱性的判断
判断下列两种溶液混合后的酸碱性(在括号中填“酸性”“碱性”或“中性”)。
(1)相同浓度的HCl和NaOH溶液等体积混合()
(2)相同浓度的CH3COOH和NaOH溶液等体积混合()
(3)相同浓度的氨水和HCl溶液等体积混合()
(4)pH＝2的H2SO4和pH＝12的NaOH溶液等体积混合()
(5)pH＝3的HCl和pH＝10的NaOH溶液等体积混合()
(6)pH＝3的HCl和pH＝12的NaOH溶液等体积混合()
(7)pH＝2的CH3COOH和pH＝12的NaOH溶液等体积混合()
(8)pH＝2的H2SO4和pH＝12的氨水等体积混合()
答案：(1)中性(2)碱性(3)酸性(4)中性(5)酸性(6)碱性(7)酸性(8)碱性
[方法技巧]速判混合溶液酸碱性的方法
(1)等浓度等体积一元酸与一元碱溶液的混合——“谁强显谁性，同强显中性”。
(2)常温下，等体积pH之和等于14的一强一弱酸与碱混合溶液——“谁弱谁过量，谁弱显谁性”。
(3)强酸、强碱等体积混合(常温下)
①pH之和等于14呈中性；
②pH之和小于14呈酸性；
③pH之和大于14呈碱性。
3．溶液的pH与测量
(1)溶液的pH
①表达式为pH＝－lg_c(H＋)。
②使用范围：pH的取值范围为0～14，即只适用于c(H＋)≤1 mol·L－1或c(OH－)≤1 mol·L－1的电解质溶液，当c(H＋)或c(OH－)≥1 mol·L－1时，直接用c(H＋)或c(OH－)表示溶液的酸碱性。
(2)溶液酸碱性与pH的关系(常温下)
(3)pH 的测量方法
①pH 试纸法：把小片试纸放在表面皿或玻璃片上，用洁净干燥的玻璃棒蘸取待测液滴在干燥的pH 试纸的中部， 观察变化稳定后的颜色，与标准比色卡对比即可确定溶液的pH 。 ②pH 计测量法：通过仪器可精确的测量溶液的pH 。
[名师点拨] pH 试纸使用前不能用蒸馏水润湿，否则待测液因被稀释可能产生误差。广范pH 试纸只能测出整数值。 4．溶液pH 的计算方法 (1)单一溶液pH 的计算
强酸溶液：如H n A ，设浓度为c mol·L －
1，c (H ＋
)＝nc mol ·L －
1，pH ＝－lg c (H ＋
)＝－lg (nc )。 强碱溶液(25 ℃)：如B(OH)n ，设浓度为c mol ·L －1
，c (H ＋
)＝10－
14nc
mol ·L －
1，pH ＝－lg c (H
＋
)＝14＋lg (nc )。
(2)混合溶液pH 的计算
①两种强酸混合：直接求出c 混(H ＋
)，再据此求pH 。 c 混(H ＋
)＝c 1（H ＋
）V 1＋c 2（H ＋
）V 2
V 1＋V 2
。
②两种强碱混合：先求出c 混(OH －)，再根据K W 求出c (H ＋
)混，最后求pH 。 c 混(OH －
)＝c 1（OH －
）V 1＋c 2（OH －
）V 2
V 1＋V 2
。
③强酸、强碱混合：先判断哪种物质过量，再由下式求出溶液中H ＋或OH －
的浓度，最后求pH 。
c 混(H ＋
)或c 混(OH －
)＝|c 酸（H ＋
）V 酸－c 碱（OH －
）V 碱|
V 酸＋V 碱
。
(3)酸、碱溶液稀释时pH 的变化(常温下)
酸(pH ＝a )
碱(pH ＝b )
弱酸
强酸 弱碱 强碱 稀释10n 倍 ＜a ＋n
a ＋n >
b －n
b －n
无限稀释
pH 趋向于7
[示例] 按要求计算下列溶液的pH(常温下，忽略溶液混合时体积的变化)： (1)0.1 mol·L
－1
的CH 3COOH 溶液(已知CH 3COOH 的电离常数K a ＝1.8×10－
5)。
(2)0.1 mol·L －1
的NH 3·H 2O(NH 3·H 2O 的电离度α＝1%，电离度＝
已电离的弱电解质浓度
弱电解质的初始浓度
×100%)。
(3)pH ＝2的盐酸与等体积的水混合。 (4)常温下，将0.1 mol·L
－1
氢氧化钠溶液与0.06 mol·L
－1
硫酸溶液等体积混合。
(5)25 ℃时，pH ＝3的硝酸和pH ＝12的氢氧化钡溶液按照体积比为9∶1混合。 [解析] (1)CH 3COOH ⇌CH 3COO －＋H ＋ c (初始) 0.1 mol·L －1 0 0 c (电离) c (H ＋) c (H ＋) c (H ＋) c (平衡) 0.1－c (H ＋) c (H ＋) c (H ＋) 则K a ＝c 2（H ＋）
0.1－c （H ＋）＝1.8×10－5
解得c (H ＋)≈1.3×10－3 mol ·L －1，
所以pH ＝－lg c (H ＋)＝－lg(1.3×10－3)≈2.9。 (2) NH 3·H 2O
OH － ＋ NH ＋4
c (初始) 0.1 mol·L －1 0 0
c (电离) 0.1×1%mol ·L －1 0.1×1%mol ·L －1 0.1×1%
mol·L －1
则c (OH －)＝0.1×1% mol·L －1＝10－3 mol ·L －1 c (H ＋)＝10－11 mol ·L －1，所以pH ＝11。 (3)c (H ＋)＝
10－2
2
mol ·L －1 pH ＝－lg 10－2
2
＝2＋lg 2≈2.3。
(4)0.1 mol·L －1NaOH 溶液中c (OH －)＝0.1 mol·L －1，0.06 mol·L －1的硫酸溶液中c (H ＋)＝0.06
mol·L －1×2＝0.12 mol ·L －1，二者等体积混合后溶液呈酸性，混合溶液中c (H ＋)＝0.12 mol ·L －1－0.1 mol·L －1
2＝0.01 mol·L －1，则pH ＝－lg 0.01＝2。
(5)pH ＝3的硝酸溶液中c (H ＋)＝10－3 mol ·L －1，
pH ＝12的Ba(OH)2溶液中c (OH －)＝10－14
10－12 mol ·L －1＝10－2 mol ·L －1，二者以体积比9∶1混合，Ba(OH)2过量，溶液呈碱性，混合溶液中 c (OH －)＝
10－2 mol ·L －1×1－10－3 mol ·L －1×9
9＋1
＝1×10－4 mol ·L －1，c (H ＋)＝
K W
c （OH －）
＝
1×10－14
1×10－4
mol ·L
－1＝1×10－10 mol ·L －1，故pH ＝10。 答案：(1)2.9 (2)11 (3)2.3 (4)2 (5)10 [方法技巧] 溶液pH 的计算思路
【夯基础·小题】
1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。
(1)某溶液的c (H ＋
)>10－
7 mol·L －
1，则该溶液呈酸性( ) (2)pH 减小，溶液的酸性一定增强( ) (3)100 ℃时K W ＝1.0×10－12
，0.01 mol ·L
－1
盐酸的pH ＝2，0.01 mol ·L
－1
的NaOH 溶液的pH
＝10( )
(4)用蒸馏水润湿的pH 试纸测溶液的pH ，一定会使结果偏低( ) (5)用广范pH 试纸测得某溶液的pH 为3.4( ) (6)用pH 计测得某溶液的pH 为7.45( )
答案：(1)×(2)×(3)√(4)×(5)×(6)√
2．下列溶液一定呈中性的是()
A．c(H＋)＝c(OH－)＝10－6 mol·L－1的溶液
B．常温下，pH＝7的溶液
C．使石蕊溶液呈紫色的溶液
D．酸与碱恰好完全反应生成的正盐溶液
解析：选AB溶液呈中性，则c(H＋)＝c(OH－)，A正确；常温下，pH＝7的溶液呈中性，B正确；常温下，在pH为5～8的溶液中石蕊均呈紫色，故溶液不一定呈中性，C错误；酸与碱恰好完全反应生成的正盐如果能水解，溶液可能不呈中性，D错误。
3．室温时，下列混合溶液的pH一定小于7的是()
A．pH＝3的醋酸和pH＝11的氢氧化钡溶液等体积混合
B．pH＝3的盐酸和pH＝11的氢氧化钠溶液等体积混合
C．pH＝3的盐酸和pH＝11的氨水等体积混合
D．pH＝3的硫酸和pH＝11的氨水等体积混合
解析：选A若一强一弱的酸、碱等体积混合，则谁弱谁过量，谁弱显谁性。A项，溶液呈酸性；室温下，若酸、碱的pH之和为14，强酸与强碱等体积混合时，溶液呈中性，B项错误；C、D两项溶液呈碱性。
4．在某温度时，测得0.01 mol·L－1的NaOH溶液的pH＝11。
(1)该温度下水的离子积常数K W＝____________。
(2)在此温度下，将pH＝a的NaOH溶液V a L与pH＝b的硫酸V b L混合。
①若所得混合液为中性，且a＝12，b＝2，则V a∶V b＝____________________。
②若所得混合液为中性，且a＋b＝12，则V a∶V b＝____________________。
解析：(1)由题意知，溶液中c(H＋)＝10－11mol·L－1，c(OH－)＝0.01 mol·L－1，故K W＝c(H ＋)·c(OH－)＝10－13。
(2)①根据中和反应：H＋＋OH－===H2O。
c(H＋)·V b＝c(OH－)·V a
10－2 ·V b ＝10－13
10－12
·V a V a V b ＝10－210－1
＝1∶10。 ②根据中和反应H ＋＋OH －===H 2O
c (H ＋)·V b ＝c (OH －)·V a
10－b ·V b ＝10－13
10
－a ·V a V a V b ＝10－b 10a －13＝1013－(a ＋b )＝10，即V a ∶V b ＝10∶1。 答案：(1)10－13 (2)①1∶10 ②10∶1
随堂检测反馈
1． (福建高考)常温下0.1 mol·L
－1醋酸溶液的pH ＝a ，下列能使溶液pH ＝(a ＋1)的措施是( )
A ．将溶液稀释到原体积的10倍
B ．加入适量的醋酸钠固体
C ．加入等体积0.2 mol·L
－1盐酸
D ．升高溶液的温度
解析：选B 本题考查电离平衡知识及考生的分析判断能力。pH 由a 变成a ＋1，表明溶液酸性减弱；将溶液稀释10倍，若电离平衡不移动，则溶液pH 由a 变成a ＋1，但由于电离平衡会发生移动，故A 项错误；向弱酸溶液中加入浓度较大的强酸，溶液酸性增强，C 项错误；升高溶液的温度会促进醋酸电离，酸性增强，D 项错误；加入醋酸钠固体，可抑制醋酸的电离，使溶液pH 增大，B 项正确。
2.(广东高考改编)一定温度下，水溶液中H ＋和OH －的浓度变化
曲线如图。下列说法正确的是( )
A ．升高温度，可能引起由c 向b 的变化
B ．该温度下，水的离子积常数为1.0×10－14
C ．该温度下，加入FeCl 3可能引起由b 向a 的变化
D ．该温度下，稀释溶液可能引起由c 向d 的变化
解析：选BC A ．c 点溶液中c (OH －)＞c (H ＋)，溶液呈碱性，升温，溶液中c (OH －)不可能减小。B.由b 点对应c (H ＋)与c (OH －)可知，K W ＝c (H ＋)·c (OH －)＝1.0×
10－7×1.0×10－7＝1.0×10－14。C.FeCl 3溶液水解显酸性，溶液中c (H ＋)增大，因一定温度下水的离子积是常数，故溶液中c (OH －)减小，因此加入FeCl 3溶液可能引起由b 向a 的变化。
D.c 点溶液呈碱性，稀释时c (OH －)减小，同时c (H ＋)应增大，故稀释溶液时不可能引起由c 向d 的转化。
3．(全国卷℃)室温时，M(OH)2(s)⇌M 2＋(aq)＋2OH －(aq) K sp ＝a 。c (M 2＋)＝b mol ·L －1时，
溶液的pH 等于( )
A ．12lg ⎝⎛⎭⎫b a
B ．12lg ⎝⎛⎭⎫a b
C ．14＋12lg(a b )
D ．14＋12lg ⎝⎛⎭⎫b a 解析：选C 本题考查溶度积常数及溶液pH 的计算，意在考查考生对溶度积常数的理解能力。根据M(OH)2的K sp ＝c (M 2＋)·c 2(OH －)，则溶液中c (OH －)＝
K sp c （M 2＋）＝a b ，则pH ＝－lg c (H ＋)＝－lg ⎝
⎛⎭⎫10－14÷ a b ＝－⎝⎛⎭⎫－14－12lg a b ＝14＋12lg ⎝⎛⎭⎫a b 。 [课时跟踪检测]
一、选择题(本题共10小题，每小题只有一个选项符合题意)
1．能使H 2O ＋H 2O ⇌H 3O ＋＋OH －
电离平衡向正反应方向移动，且所得溶液呈酸性的是( )
A ．在水中加入Na 2CO 3
B ．在水中加入CuCl 2
C ．在水中加入稀硫酸
D．将水加热到99 ℃，其中c(H＋)＝1×10－6 mol·L－1
解析：选B A项，CO2－3是弱酸根，结合了水电离的H＋，溶液显碱性，错误；B项，Cu2＋结合水电离的OH－，促进了水的电离，溶液显酸性，正确；C项，硫酸电离出的H＋抑制了水的电离，平衡向逆反应方向移动，错误；D项，温度升高，水的电离平衡向正反应方向移动，但c(H＋)＝c(OH－)，纯水显中性，错误。
2．在25 ℃时，某稀溶液中由水电离产生的H＋浓度为1×10－13 mol·L－1，下列有关该溶液的叙述正确的是()
A．该溶液可能呈酸性
B．该溶液一定呈碱性
C．该溶液的pH一定是1
D．该溶液的pH不可能为13
解析：选A在25 ℃时，某稀溶液中由水电离产生的c(H＋)为1×10－13mol·L－1＜1×10－7 mol·L－1，说明溶液中的溶质抑制水的电离，溶质为酸或碱或强酸酸式盐，溶液可能呈酸性或碱性，A正确，B错误；如果该溶液呈酸性，则溶液的pH＝1，如果该溶液呈碱性，则溶液的pH＝13，C、D错误。
3．下列溶液pH一定小于7的是()
A．等体积的盐酸与氨水的混合液
B．由水电离出的c(OH－)＝1×10－10 mol·L－1的溶液
C．80 ℃时的氯化钠溶液
D．c(H＋)＝1×10－3 mol·L－1的酸与c(OH－)＝1×10－3 mol·L－1的碱等体积混合液
解析：选C A项，不知盐酸与氨水的物质的量浓度，不能判断c(H＋)与c(OH－)的相对大小，错误；B项，由水电离出的c(OH－)＝1×10－10 mol·L－1的溶液，水的电离受到抑制，该溶液可能为酸性溶液，也可能为碱性溶液，pH不一定小于7，错误；C项，水的电离为吸热过程，升高温度促进水的电离，25 ℃时，水中c(H＋)＝10－7mol·L－1，80 ℃时，由水电离出的c(H＋)＞10－7mol·L－1，所以80 ℃时的氯化钠溶液pH一定小于7，正确；D项，不明确
酸和碱的强弱，不能判断混合溶液的pH，错误。
4．已知NaHSO4在水中的电离方程式为NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO2－4。某温度下，向c(H＋)＝1×10－6 mol·L－1的蒸馏水中加入NaHSO4晶体，保持温度不变，测得溶液的c(H＋)＝1×10－2 mol·L－1。下列对该溶液的叙述不正确的是()
A．该温度高于25 ℃
B．由水电离出来的H＋的浓度为1×10－10 mol·L－1
C．加入NaHSO4晶体抑制水的电离
D．取该溶液加水稀释100倍，溶液中的c(OH－)减小
解析：选D K W＝1×10－6×1×10－6＝1×10－12＞10－14，温度高于25 ℃，A项正确；NaHSO4电离出的H＋抑制H2O电离，c H2O(H＋)＝c(OH－)＝1×10－10mol·L－1，B、C两项正确；加H2O稀释，c(H＋)减小，而c(OH－)增大，D项错误。
5．下列说法错误的是()
A．常温下，pH相同的NaOH溶液和Ba(OH)2溶液中，水的电离程度相同
B．常温下，将pH＝3的硫酸和pH＝11的氨水等体积混合后，所得溶液的pH＞7
C．常温下，将醋酸溶液与NaOH溶液等体积混合后，若所得溶液的pH＝7，则原溶液中c(CH3COOH)＞c(NaOH)
D．常温下，pH＝1的NaHSO4溶液：c(H＋)＝2c(SO2－4)＋c(OH－)
解析：选D A项，常温下，pH相同的NaOH溶液和Ba(OH)2溶液中，c(OH－)相同，对水电离抑制程度相同，水的电离程度相同，正确；B项，常温下，硫酸是强酸，pH＝3，c(H＋)＝10－3 mol·L－1，而pH＝11的氨水，NH3·H2O的浓度远大于10－3 mol·L－1，将pH＝3的硫酸和pH＝11的氨水等体积混合后，NH3·H2O过量，所得溶液的pH＞7，正确；C项，醋酸为弱电解质，不能完全电离，将醋酸溶液和氢氧化钠溶液混合，若醋酸等于NaOH的物质的量，溶液pH＞7，若所得溶液pH＝7，醋酸应过量，原溶液中c(CH3COOH)＞c(NaOH)，正确；D项，常温下，pH＝1的NaHSO4溶液：c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(SO2－4)＋c(OH－)，错误。6．在室温下，等体积的酸和碱的溶液混合后，pH一定小于7的是()
A．pH＝3的HNO3和pH＝11的KOH
B ．pH ＝3的盐酸和pH ＝11的氨水
C ．pH ＝3的醋酸和pH ＝11的Ba(OH)2
D ．pH ＝3的硫酸和pH ＝11的NaOH
解析：选C A 项，硝酸和氢氧化钾都是强电解质，pH=3的硝酸和pH=11的KOH 溶液中，硝酸中c (H ＋)等于碱溶液中c (OH －)，二者等体积混合时恰好反应生成硝酸钾，溶液呈中性，错误；B 项，氯化氢是强电解质，一水合氨是弱电解质，pH=3的盐酸和pH=11的氨水，盐酸的浓度小于氨水的浓度，二者等体积混合，氨水过量，混合溶液呈碱性，错误；C 项，pH=3的醋酸和pH=11的Ba(OH)2溶液，醋酸溶液浓度大于氢氧化钡溶液浓度，二者等体积混合时，醋酸过量，混合溶液呈酸性，正确；D 项，pH=3的硫酸中氢离子浓度和pH=11的NaOH 溶液中氢氧根离子浓度均为0.001 mol ·L －1
等体积混合，二者恰好反应生成硫酸
钠，混合溶液呈中性，错误。
7．常温下，pH ＝13的强碱溶液与pH ＝2的强酸溶液混合(体积变化忽略不计)，所得混合液的pH ＝11，则强碱与强酸的体积比是( )
A ．11∶1
B ．9∶1
C ．1∶11
D ．1∶9 解析：选D 设强碱溶液的体积为x L ，强酸溶液的体积为y L ，pH ＝13的强碱溶液，c (OH －)＝0.1 mol·L －1，pH ＝2的强酸溶液，c (H ＋)＝0.01 mol·L －1，混合后pH ＝11，OH －过量，则x L ×0.1 mol ·L －1－y L ×0.01 mol·L －1
x L ＋y L
＝0.001 mol·L －1，解得x ∶y ＝1∶9。 8．常温下，将pH ＝1的硫酸溶液平均分成两等份，一份加入适量水，另一份加入与该硫酸溶液物质的量浓度相同的NaOH 溶液，两者pH 都升高了1。则加入水和加入NaOH 溶液的体积比约为( )
A ．11∶1
B ．10∶1
C ．6∶1
D ．5∶1
解析：选C 设每份硫酸的体积为1 L ，pH ＝1的硫酸溶液中c (H ＋)＝0.1 mol·L －1，c (H 2SO 4)
＝c (H ＋)/2＝0.05 mol·L －1，pH 升高了1，则溶液中c (H ＋)＝0.01 mol·L －1，①加水稀释时，设加入水的体积为x L ，根据溶液稀释前后溶质的物质的量不变，则1 L×0.1 mol·L －1＝(1＋x )L×0.01 mol·L －1，x ＝9；②加入与该硫酸溶液物质的量浓度相同的氢氧化钠溶液时，设加入氢氧化钠溶液的体积为y L ，则有：(1 L×0.1 mol·L －1－y L ×0.05 mol ·L －1)＝0.01 mol·L －1×(1＋y )L ，y ＝9/6，水和加入NaOH 溶液的体积比约为9∶9/6＝6∶1。
9．(2020·台州中学测试)常温下，浓度均为0.1 mol·L
－1的盐酸和醋酸溶液，下列说法正确的是( )
A ．两种溶液的pH ：盐酸大于醋酸溶液
B ．用相同浓度的NaOH 溶液分别与等体积、浓度均为0.1 mol ·L
－1的盐酸和醋酸溶液恰好完全反应，盐酸消耗的NaOH 溶液体积多
C ．向醋酸溶液中加入等物质的量的NaOH ，溶液呈碱性，且溶液中c （Na ＋）c （CH 3COO －）
＞1 D ．两种溶液中水电离出的氢离子浓度：盐酸大于醋酸溶液
解析：选C 盐酸是强酸，在水溶液里完全电离，醋酸是弱酸，在水溶液里不完全电离，则常温下，浓度均为0.1 mol·L －1的盐酸和醋酸溶液的pH ：盐酸小于醋酸溶液，A 项错误。盐酸和醋酸均为一元酸，二者溶液的浓度相同、体积相同，则二者的物质的量相同，和相同浓度的NaOH 溶液恰好完全反应，消耗的NaOH 溶液体积相同，B 项错误。向醋酸溶液中加入等物质的量的NaOH 溶液得到CH 3COONa 溶液，溶液呈碱性，c (H ＋)＜c (OH －)，根据电荷守恒得c (Na ＋)＋c (H ＋)＝c (CH 3COO －)＋c (OH －)，所以c （Na ＋）
c （CH 3COO －）＞1，C 项正确。盐酸的电离程度大于醋酸的电离程度，所以浓度相等时盐酸对水的电离抑制程度大，两种溶液中水电离出的氢离子浓度：盐酸小于醋酸溶液，D 项错误。
10．(2019·太原期末)常温下，设1 L pH ＝6的AlCl 3溶液中由水电离出的H ＋的物质的量为n 1
mol ；1 L pH ＝6的盐酸中由水电离出的H ＋的物质的量为n 2 mol ，则n 1n 2
为( ) A ．0.01
B ．1
C ．10
D ．100
解析：选D AlCl3溶液中Al3＋发生水解而使溶液呈酸性，AlCl3的水解促进了水的电离，由水电离产生的c(H＋)＝1×10－6 mol·L－1，则有n1 mol＝1×10－6 mol·L－1×1 L＝1×10－6 mol。常温下，pH＝6的盐酸中c(H＋)＝1×10－6 mol·L－1，而HCl电离抑制水的电离，由水电离产生的c(H＋)＝1×10－8 mol·L－1，则有n2 mol＝1×10－8 mol·L－1×1 L＝1×10－8 mol，故有n1
＝
n2
1×10－6 mol
＝100。
1×10－8 mol
二、选择题(本题共5小题，每小题有一个或两个选项符合题意)
11．下列说法不正确的是()
A．测得0.1 mol·L－1的一元酸HA溶液pH＝3，则HA一定为强电解质
B．25 ℃时，将0.1 mol·L－1的NaOH溶液加水稀释100倍，所得溶液的pH＝11
C．25 ℃时，将0.1 mol·L－1的HA溶液加水稀释至pH＝4，所得溶液c(OH－)＝1×10－10 mol·L －1
D．0.1 mol·L－1的HA溶液与0.1 mol·L－1的NaOH溶液等体积混合，所得溶液pH一定等于7
解析：选AD A项，不论在什么温度下，溶液的pH＝－lg c(H＋)，所以0.1 mol/L HA溶液的pH＝3时，c(H＋)＝10－3 mol/L，即HA没有完全电离，说明HA一定是弱电解质，错误；B项，25 ℃时，0.1 mol/L NaOH溶液的pH＝13，稀释100倍，pH减小2个单位，即得溶
液的pH＝11，正确；C项，25 ℃时，pH＝4的溶液中c(H＋)＝10－4 mol/L，c(OH－)＝K W
c（H＋）＝10－10 mol/L，正确；D项，两溶液等体积混合后所得溶液溶质为NaA，由于不知HA是弱酸还是强酸，所以NaA可能呈碱性也可能呈中性，错误。
12．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－)
解析：选C一元酸和一元碱的强度未知，所以等浓度、等体积的一元酸和一元碱混合后，溶液不一定呈中性，A项错误；由于水的电离平衡常数只与温度有关，温度没有指明是室温，所以混合溶液的pH＝7不能确定溶液呈中性，B项错误；由于c(H＋)·c(OH－)＝K W，若混合溶液中，c(H＋)＝K W mol·L－1，则c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈中性，C项正确；根据电荷守恒，混合溶液中始终存在：c(H＋)＋c(B＋)＝c(OH－)＋c(A－)，D项错误。13．(2019·邯郸模拟)常温下，向20 mL的某稀硫酸溶液中滴入0.1 mol·L－1氨水，溶液中水电离出氢离子浓度随滴入氨水体积变化如图。下列分析正确的是()
A．稀硫酸的物质的量浓度为0.05 mol·L－1
B．A点时溶液的pH等于7
C．C点时加入氨水的体积为20 mL
D．在V(NH3·H2O)从0到V2的变化过程中，可能出现的离子浓度排序为c(NH＋4)＞2c(SO2－4)＞c(OH－)＞c(H＋)
解析：选AC纵坐标起点水电离出的氢离子浓度为10－13 mol·L－1，则常温下溶液中c(H＋)＝10－1mol·L－1，c(H2SO4)＝0.05 mol·L－1，A项正确；A点水电离出的氢离子浓度为10－7 mol·L－1，溶液中溶质为(NH4)2SO4和剩余H2SO4，溶液显酸性，pH小于7，B项错误；C点水电离出的氢离子浓度最大，溶液中只有(NH4)2SO4，氨水和硫酸恰好完全反应，C项正确；从0到V2的变化过程中，随着氨水的不断增多，溶液由酸性逐渐变到中性，不可能出现c(OH －)＞c(H＋)，D项错误。
14．在一定体积pH＝12的Ba(OH)2溶液中，逐滴加入一定物质的量浓度的NaHSO4溶液，当溶液中的Ba2＋恰好完全沉淀时，溶液pH＝11。若反应后溶液的体积等于Ba(OH)2溶液与NaHSO4溶液的体积之和，则NaHSO4溶液的pH是(已知lg 2＝0.3)()
A．2 B．2.3
C ．2.6
D ．2.9
解析：选D pH ＝12的Ba(OH)2溶液中c (OH －)＝10－2mol ·L －1，设溶液体积为x ，溶液中OH －物质的量为x ×10－2 mol ，反应消耗的NaHSO 4物质的量为0.5x ×10－2 mol ，设NaHSO 4溶液体积为y ，依据反应Ba(OH)2＋NaHSO 4===BaSO 4↓＋H 2O ＋NaOH ，混合后溶液pH ＝11，c (OH －)＝10－3 mol ·L －1，则x ×10－2－0.5x ×10－2
x ＋y ＝10－3，解得：x ∶y ＝1∶4，即NaHSO 4
溶液的体积y ＝4x ，NaHSO 4的物质的量浓度为c (NaHSO 4)＝0.5x ×10－2
4x
＝1.25×10－3 mol ·L －1，该NaHSO 4溶液中，c (H ＋)＝c (NaHSO 4)＝1.25×10－3 mol ·L －1，溶液的pH ＝－lg 1.25×10
－3 mol ·L －1＝3－lg 108
＝3＋3lg 2－1＝2＋0.9＝2.9。 15.已知：pH ＝－lg c (H ＋)，pOH ＝－lg c (OH －)。常温下，向某浓度的盐酸溶液中滴加氨水溶
液，所得溶液pOH 和pH 变化如图所示。
下列说法不正确的是( )
A ．盐酸的初始浓度为0.1 mol·L －
1
B ．B 点溶液和D 点溶液水电离的氢氧根离子浓度相等
C ．C 点溶液中c (NH ＋4)＞c (Cl －)
D ．升高温度(高于25 ℃)，滴定过程中pOH ＋pH ＜14
解析：选AC A 项，由图可知，初始状态pOH ＝－lg c (OH －)＝14，pH ＝－lg c (H ＋)＝0，则c (H ＋)＝100＝1 mol·L －1，即盐酸的初始浓度为1 mol·L －1，错误；B 项，B 点溶液OH －由水电离而来，B 点pOH ＝10，c (OH －)＝10－10 mol ·L －1；D 点溶液中H ＋由水电离而来，D 点pH ＝10，c (OH －)水＝c (H ＋)＝10－10 mol ·L －1，正确；C 项，C 点时c (OH －)＝c (H ＋)，根据电
荷守恒：c (NH ＋4)＋c (H ＋)＝c (Cl －)＋c (OH －)，则溶液中c (NH ＋4)＝c (Cl －)，错误；D 项，常温下，根据图示pOH ＋pH ＝14，升高温度，促进水的电离，故pOH ＋pH ＜14，正确。
三、非选择题(本题共3小题)
16．现有常温下的六份溶液：
①0.01 mol · L －
1 CH 3COOH 溶液；
②0.01 mol·L－1 HCl溶液；
③pH＝12的氨水；④pH＝12的NaOH溶液；
⑤0.01 mol·L－1 CH3COOH溶液与pH＝12的氨水等体积混合后所得溶液；
⑥0.01 mol·L－1 HCl溶液与pH＝12的NaOH溶液等体积混合所得溶液。
(1)其中水的电离程度最大的是________(填序号，下同)，水的电离程度相同的是_________。
(2)若将②③混合后所得溶液的pH＝7，则消耗溶液的体积：②____③(填“＞”“＜”或“＝”)。
(3)将六份溶液分别稀释10倍后，溶液的pH：①____②，③____④，⑤____⑥。(填“＞”“＜”或“＝”)
(4)将①④混合，若有c(CH3COO－)＞c(H＋)，则混合溶液可能呈________(填字母)。
A．酸性B．碱性
C．中性
解析：(1)酸和碱都会抑制水的电离，故只有⑥(NaCl溶液)对H2O的电离无抑制作用。②③
④对水的电离抑制程度相同。
(2)因pH＝12的氨水中c(NH3·H2O)＞0.01 mol·L－1，故②③混合，欲使pH＝7，则需体积：
②＞③。
(3)稀释同样的倍数后，溶液的pH：①＞②；③＞④；⑤＞⑥。
(4)由电荷守恒知：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－), 仅知道c(CH3COO－)＞c(H＋)，无法比较c(H＋)与c(OH－)的相对大小，混合液可能呈酸性、碱性或中性，故选A、B、C。答案：(1)⑥②③④(2)＞(3)＞＞＞(4)ABC
17．(2019·太原调研)已知：常温下，A酸的溶液pH＝a，B碱的溶液pH＝b。
(1)若A为盐酸，B为氢氧化钡，且a＋b＝14，两者等体积混合，溶液的pH＝________。酸碱按体积比为1∶10混合后溶液显中性，则a＋b＝________。
(2)若A为醋酸，B为氢氧化钠，且a＝4，b＝12，那么A溶液中水电离出的氢离子浓度为________ mol·L－1，B溶液中水电离出的氢离子浓度为________ mol·L－1。
(3)若A为醋酸，B为氢氧化钠，且a＋b＝14，用体积为V A的醋酸和体积为V B的氢氧化钠溶液混合后，溶液显中性，则其体积关系V A________V B，混合后溶液中的离子浓度关系为c(Na＋)________c(CH3COO－)。
课时38水的电离和溶液的酸碱性 知识点一水的电离 （一）水的电离平衡 【考必备·清单】 1．水的电离 (1)水是极弱的电解质，其电离方程式为H2O＋H2O⇌H3O＋＋OH－，可简写为H2O⇌H＋＋OH－。 (2)25 ℃时，纯水中c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－7 mol·L－1。 [名师点拨]任何情况下，水电离产生的c(H＋)、c(OH－)总是相等的。 2．水的离子积常数 [名师点拨]K W＝c(H＋)·c(OH－)中的H＋和OH－不一定都是由水电离出来的，而是指溶液中的c(H＋)和c(OH－)。 3．水电离平衡的影响因素 (1)温度：温度升高，促进水的电离；温度降低，抑制水的电离。 (2)酸、碱：抑制水的电离。 (3)能水解的盐：促进水的电离。 (4)实例(填写下表)： 体系变化 条件移动方向K W 电离程 度 c(OH－)c(H＋) 加酸逆不变减小减小增大加碱逆不变减小增大减小
[名师点拨] ①给水加热，水的电离程度增大，c (H ＋)＞10 －7 mol ·L －1，pH<7，但水仍显中性。 ②酸、碱能抑制水的电离，故室温下，酸、碱溶液中水电离产生c (H ＋)<1×10－7 mol ·L －1而能水解的盐溶液中，水电离产生的c (H ＋)[或c (OH －)]>1×10－7 mol ·L －1。 (二)水电离出的c 水(H ＋ )或c 水(OH － )的计算 【考必备·清单】 1．当抑制水的电离时(如酸或碱溶液) 在溶液中c (H ＋ )、c (OH －)较小的数值是水电离出来的。如下表： 2．当促进水的电离时(如盐的水解) 在溶液中c (H ＋ )、c (OH － )较大的数值是水电离出来的。如下表： 【探题源·规律】 [示例] 25 ℃时，在等体积的①pH ＝0的H 2SO 4溶液、②0.05 mol ·L －1 的Ba(OH)2溶液、
第二节 水的电离和溶液的酸碱性 第一课时 水的电离 1．水是极弱的电解质，其电离方程式为H 2O H ＋＋OH － 。 2．常温下，水的离子积常数K W ＝c (H ＋ )·c (OH － )×10－14 。 3．K W 只受温度的影响，不受溶液酸、碱性的影响，温度不变，K W 不变。 4．升高温度能促进水的电离，水的离子积常数增大。 水的电离 水是一种极弱的电解质，电离方程式为H 2O ＋H 2O H 3O ＋＋OH － ，简写为H 2O H ＋＋OH － ， 水的电离常数K 电离＝c (H ＋ )·c (OH － )c (H 2O ) 。 2．影响水电离平衡的因素 改变条件 水的电离 平衡 溶液中 c (H ＋ ) 溶液中 c (OH － ) 升高温度 右移 增大 增大 加入酸 左移 增大 减小 加入碱 左移 减小 增大 加入活泼 金属(如Na) 右移 减小 增大 1．[双选题]下列微粒中能影响水的电离平衡，且使水的电离平衡向左移动的是( ) A ．HSO － 4 B ．C 2H 5OH C ．Na D ．[ O H]－ 解析：A 项HSO － 4电离出H ＋ 使溶液显酸性抑制水的电离；B 项C 2H 5OH 是非电解质，对H 2O 的电离无影响；C 项金属钠使H 2O 电离平衡向右移动；D 项为OH － ，抑制水的电离。
答案：AD 水的离子积常数 [自学教材·填要点] 1．推导 由精确的实验可知，25℃时，1 L纯水( mol)只有1×10－7 mol H2O电离，则c(H2O)几乎不变，可视为常数，又因为K电离为常数，所以c(H＋)·c(OH－)＝K电离·c(H2O)为一常数，记为K W。 2．表达式 K W＝c(H＋)·c(OH－)； 25℃时，K W＝×10－14。 3．影响因素 水的离子积K W，只受温度的影响，温度升高，K W增大。 4．适用范围 K W不仅适用于纯水，还可适用于稀的电解质水溶液。 [师生互动·解疑难] (1)K W揭示了在任何水溶液中均存在水的电离平衡，H＋与OH－共存，只是相对含量不同而已。 (2)水的离子积K W只与温度有关，温度越高，K W越大，所以使用K W时，必须指明温度，如不指明，则认为是25℃。 (3)K W不仅适用于纯水，还适用于酸、碱及盐的稀溶液，且由水电离的c水(H＋)＝c水(OH－)。此时，水溶液中水的离子积常数不变。 2．判断下列描述的正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。 (1)升高温度，水的电离平衡右移，溶液中的c(H＋)和c(OH－)均增大，但K W不变。() (2)25℃时，水的离子积K W＝1×10－14。35℃时水的离子积K W＝×10－14，则35℃时水中的c(H ＋)>c(OH－)。() (3)某温度下，纯水中c(H＋)＝×10－7 mol/L，则此时c(OH－)＝错误!＝5×10－8 mol/L。() (4)25℃时，mol/L的盐酸中，由水电离出的c(H＋×10－13 mol/L。() 答案：(1)×(2)×(3)×(4)√ 主题1：常温下，mol/L的盐酸和氢氧化钠溶液，由水电离出的c(H＋)相等吗？如何进行计算？ 甲不相等，因为二溶液中的c(H＋)是不相等的
水的电离和溶液的PH 1．复习重点 1．通过对水的电离、离子积、pH 定义等重要知识和方法迁移应用的练习，提高认知 能力； 2．灵活解答水的电离平衡的相关问题； 3．掌握混合溶液pH 计算的方法，并能运用数学工具解决一些有关pH 计算的综合问 题 4．培养学习过程中探究、总结的习惯。 2．难点聚焦 （一）溶液的酸碱性及pH 的值 溶液呈的酸碱性何性，取决于溶液中[H +]、[OH —]的相对大小：pH 值的大小取决于溶液 中的[H +]大小 + （1）酸性越强，pH 值越小，碱性越强，pH 值越大，pH 值减小一个单位，[H ]就增大 到原来的10倍，pH 值减小n 个单位，[H +]的增大到原来的10n 倍. （2）任意水溶液中[H +]≠0，但pH 可为0，此时[H +]=1mol/L ，一般[H +]＞1mol/L 时， pH ＜0，故直接用[H +]表示. （3）判断溶液呈中性的依据为：[H 0]= [OH —]或pH=pOH=2 1pKw 只有当室温时，Kw=1×10— 14 [H +]=[OH —]=10—7mol/L 溶液呈中性 pH=pOH=2 1pKw=7 分析 原因：H 2O H ++OH －Q 由于水的电离是吸热的，湿度越高，电离程度越大，kw 越大. 中性：pH=pOH=2 1pKw T ↗→Kw ↗→pH+pOH ↘ T ↘→Kw ↘→pH=pOH ↗ 如：100℃，KW=1×10—12.. pKw=12. 中性时Ph=2 1pKw=6＜7. 图示：不同湿度（T 1＞T 2）时溶液中[H +]与[OH —]，pH 与pOH 关系
提示：（①形状②T1、T2相对位置） ③简平分钱划分的两个区域酸碱性不同。建议以[H+]、[OH—]=Kw，和pH+pOH=pKw两个关系或考虑，并注意湿度不同时Kw的影响。） （4）溶液pH的测定方法： ①酸碱指示剂②pH试纸③pH计其中①只传判定pH范围 ②pH试纸也只能确定在某个值左右（对照标准比色卡），无法精确到小数点后1倍。另外使用时不能预先润湿试纸。否则相当于又稀释了待测液，测定结果误差大。 ③pH计测定较精确. （二）酸碱溶液的稀释前后pH值的变化。 由于强酸或强碱在水中完全电离，加水稀释后不会有溶质进一步电离，故仅仅是体积增大 +]或碱溶液中的[OH—]减小. 的因素导致酸溶液中的[H
《水的电离和溶液的酸碱性》教学设计 一、教学目标： 1．知识与技能：理解水的电离、电离平衡和离子积；了解c(H+)、pH与溶液酸碱性的关系，能进行pH的简单计算。 2．过程与方法：通过实验探究和问题讨论，培养学生分析问题和归纳知识的能力。 3．情感态度和价值观：通过对水的电离平衡过程中H+、OH-的关系分析，体会矛盾的对立统一，并且由水的电离体会自然界统一的和谐美，以及“此消彼长”的动态美。 二、教学设计： 教学重点：水的离子积，c(H+)、pH和溶液的酸碱性的关系 教学难点：水的离子积 三、教学方法： 实验探究、阅读自学、思考讨论、归纳总结 四、教学用具： 实验仪器、多媒体课件等 五、教学过程：
实验现象及结论： 【讲述】在这里我们用蒸馏水代替了纯水，精确的导电性实验表明，纯水发生微弱的电离。 【PPT 】 水的电离示意图 【提问】请同学们写出水的电离方程式。 【板书】 一、水的电离 水是一种极弱的电解质 1. 电离方程式 H 2O + H 2O H 3O ＋ + OH - 可简写为H 2O H ＋ + OH - 【讲述】水电离产生的H + 和OH -的物质的量是相等的。 【提问】 你能写出水的电离平衡常数表达式吗？ 【PPT 】 水的离子积常数 （1）水的电离平衡常数表达式为 。 （2）水的离子积常数Kw= c （H +）·c （OH —），简单分析 Kw 是如何得来的？ 因为水的电离极其微弱，电离前后H 2O 的物质的量几乎不变，C (H 2O)可视为常数，K 电离 也为常数，其乘积为一新的 常数Kw 。 （3）室温下1L H 2O 中有1×10-7 mol H 2O 电离，那么室温 下C (H +)= C (OH -)= ， Kw 的值 = 。 (1×10-7 mol/L 1×10-7 mol/L 1×10-14) （4）一定温度下，K W 是一个常数，只与温度有关，温度升高，K W 。水的电离是一个 （填“吸热”或“放热”）过程。（ 增大 吸热） 【板书】 2.水的离子积 Kw=c （H +）·c （OH -） 25℃ K W =1×10-14 灵敏电流计指针 灯泡 水能够发生极微弱的电离。 书写 理解、记忆 阅读、思考 分析思考 倾听领会 理解、记忆 的电离 培养学生归纳总结的能力 培养学生的分析能力 )()()(2O H c OH c H c K - +•＝电离
高一化学水的电离和溶液的酸碱性试题答案及解析 1.将等物质的量浓度、等体积的硫酸与烧碱溶液混合后，滴入紫色石蕊试液，溶液呈( ) A．紫色B．红色C．蓝色D．无色【答案】B 【解析】硫酸和氢氧化钠反应的方程式为：H 2SO 4 +2NaOH=Na 2 SO 4 +2H 2 O. 等物质的量浓度、等 体积的硫酸与烧碱溶即硫酸和氢氧化钠的物质的量相等。由于反应是二者的物质的量的比是1：2，所以硫酸过量。反应后溶液呈酸性。滴入紫色石蕊试液溶液变为红色。选项为：B。 【考点】考查酸碱混合后溶液的酸碱性的问题。 2.测定石灰石中钙元素的质量百分含量时，都是先把钙元素全部转化为草酸钙沉淀 (CaC 2O 4・ H 2O)，然后将草酸钙沉淀 (CaC 2 O 4 ・H 2 O)，用硫酸溶解，用a mol/L的标准高锰酸钾溶液滴定生 成的草酸，发生化学反应：H 2C 2 O 4 + MnO 4 - + H+→ Mn2+ + CO 2 ↑+ H 2 O（未配平）。 （1）配平后离子方程式的系数依次为、、、、、。 （2）实验前，首先要精确配制一定物质的量浓度的KMnO 4 溶液250mL，配制时需要的仪器除天平、玻璃棒、烧杯、250mL容量瓶外，还需。 （3）上述实验中的KMnO 4 溶液需要酸化，不能使用盐酸酸化的原因是。 （4）开始取用样品的质量为m g，硫酸溶解后所得草酸溶液的体积为100mL，每次取25.00mL 进行滴定，达到滴定终点时所耗KMnO 4 溶液体积为 b mL，所得草酸溶液的物质的量的浓度 是；石灰石中钙元素的质量百分含量为。（相对原子质量：Ca—40） 【答案】（19分）（1）5、2、6、2、10、8 （4分）（2）胶头滴管量筒（4分） （3）KMnO 4 会把Cl－氧化而损耗（3分） （4）0.1ab mol/L； 40ab/m %或0.4ab／m×100％（8分） 【解析】（1）根据方程式可知，在反应中碳元素的化合价从＋3价升高到＋4价，失去1个电子，则1mol草酸失去2mol电子。Mn元素的化合价从＋7价降低到＋2价，得到5个电子，即1mol 高锰酸钾得到5mol，则根据电子的得失守恒可知，配平后的方程式是5H 2C 2 O 4 + 2MnO 4 - + 6H+ ＝2Mn2+ + 10CO 2↑+ 8H 2 O。 （2）根据一定物质的量浓度溶液配制的要求可知，还缺少的仪器是胶头滴管和量筒。 （3）高锰酸钾具有强氧化性，KMnO 4 会把Cl－氧化而损耗，所以不能用盐酸酸化。 （4）根据方程式可知，所得草酸溶液的物质的量的浓度是。根据原子守恒可知，石灰石中钙元素的质量百分含量为。 【考点】考查氧化还原反应方程式的配平、物质的量浓度溶液的配制、物质中元素含量的测定和计算 点评：该题是高考中的常见题型，属于中等难度的试题，试题综合性强，贴近高考，侧重对学生能力的培养和训练，有利于培养学生的逻辑推理能力和规范严谨的实验设计能力以及动手操作能力。该类试题主要是以常见仪器的选用、实验基本操作为中心，通过是什么、为什么和怎样做重点考查实验基本操作的规范性和准确及灵活运用知识解决实际问题的能力。 3.在KCl、FeCl 3、Fe 2 (SO 4 ) 3 三种盐配成的混合溶液中，若K＋为0.15 mol，Fe3＋为0.25 mol，Cl －为0.2 mol，则SO 4 2-为 A．0.1 mol B．0.15 mol C．0.25 mol D．0.35 mol 【答案】D 【解析】由于溶液是显电中性的，则有0.15mol＋0.25mmol×3＝0.2mol＋2x，解得x＝0.35mol，答案选D。 【考点】考查溶液中离子物质的量的有关计算 点评：该题是中等难度的试题，侧重对学生灵活运用基础知识解决实际问题的能力的培养。该题
课时分层作业(十一) (建议用时：40分钟) [合格过关练] 1．水是最宝贵的资源之一。下列表述正确的是() A．4 ℃时，纯水的pH＝7 B．温度升高，纯水中的c(H＋)增大，c(OH－)减小 C．水的电离程度很小，纯水中主要存在形态是水分子 D．向水中加入酸或碱，都可抑制水的电离，使水的离子积减小 C[水的电离是吸热反应，常温下水的pH＝7，故A错误；水的电离是吸热过程，升温促进电离，氢离子和氢氧根离子浓度增大，故B错误；水在常温下电离出氢离子和氢氧根离子浓度为10－7 mol·L－1，故C正确；向水中加入酸或碱，都可抑制水的电离，但水的离子积只随温度变化，故D错误。] 2．下列说法中，正确的是() A．在任何条件下，纯水的pH都等于7 B．在任何条件下，纯水都呈中性 C．在95 ℃时，纯水的pH大于7 D．在95 ℃时，纯水中H＋的物质的量浓度c(H＋)小于10－7 mol·L－1 B[室温下，纯水的pH才等于7，A错误；任何条件下，纯水中c(H＋)＝c(OH－)，呈中性，B正确；加热能促进水的电离，故95 ℃时纯水的c(H＋)大于10－7 mol·L－1，pH小于7，C错误，D错误。] 3．下列措施能影响水的电离平衡，并使溶液中的c(H＋)>c(OH－)的是() A．向纯水中投入少量Na2O2 B．将水加热煮沸 C．向水中通入CO2 D．向水中加入NaCl C[A生成NaOH，使c(OH－)>c(H＋)；B可促进水的电离，但c(H＋)＝c(OH －)；D对水的电离无影响；C可与水反应生成H2CO3，抑制水的电离，但H 2CO3H＋＋HCO－3，使c(H＋)>c(OH－)。] 4．25 ℃的下列溶液中，碱性最强的是()
高二化学水的电离和溶液的酸碱性试题答案及解析 1.常温下，柠檬酸水溶液的pH是3，食用醋的pH是2，可乐的pH是6，三种物质的溶液中 c(OH-)分别是() A．1×10-11 mol·L-1，1×10-12 mol·L-1，1×10-8 mol·L-1 B．1×10-11 mol·L-1，1×10-8 mol·L-1，1×10-12 mol·L-1 C．2×10-11 mol·L-1，1×10-10 mol·L-1，1×10-8 mol·L-1 D．1×10-8 mol·L-1，1×10-11 mol·L-1，1×10-12 mol·L-1 【答案】A =c(H+)·c(OH-)=1．0×10-14。 【解析】常温下，K W pH=3时，c(OH-)==1．0×10-11 mol·L-1， pH=2时，c(OH-)==1．0×10-12 mol·L-1， pH=6时，c(OH-)==1．0×10-8 mol·L-1。 【考点】pH的计算 2.下列说法正确的是 A．将25℃纯水加热至95℃时,增大 B．将pH=11的Na2CO3溶液加水稀释,增大 C．室温下,pH=a的盐酸与pH=b的氨水等体积混合后pH=7,则a+b="14" D．0．1mol·L-酸HA与0．1mol·L-NaOH溶液等体积混合后pH>7,则 【答案】A 【解析】､A､水的电离是吸热的过程,温度升高,水离子积常数增大,氢离子浓度和氢氧根离子浓度随着增大,而一定温度下存在,由氢离子浓度增大可知增大,所以A正确｡B．溶液稀释过程,氢氧根离子浓度､碳酸根离子浓度减小,依据一定温度下,离子积常数不变可知,氢离子浓度增大,因此B选项错误｡C选项室温下,pH=a的盐酸与pH=b的氨水等体积混合,若 a+b=14,平衡状态下氢离子浓度和氢氧根离子浓度相同,反应后,一水合氨继续电离生成氢氧根离子,溶液显碱性,pH=7的溶液中氯离子浓度等于铵根离子浓度,因此C选项错误｡D0．1mol·L-酸HA与0．1mol·L-NaOH溶液等体积混合,恰好反应生成醋酸钠,依据物料守恒得到 所以D选项错误｡ 【考点】考查了水电离平衡的相关知识点｡ 3.常温下，pH = 12的NaOH溶液与pH =1的HC1溶液按一定比例混合，所得溶液pH =2，则NaOH溶液与HC1溶液的体积比为 A．9：2B．2：9C．1：9D．10：1 【答案】A 【解析】常温下，pH = 12的NaOH溶液与pH =1的HC1溶液按一定比例混合，所得溶液pH =2，则酸过量，设HCl、NaOH的体积分别是V(HCl)、V(NaOH),则[V(HCl)×0.1－ V(NaOH)×0.01]÷[V(HCl)+V(NaOH)]=0.01，解得V(NaOH)：V(HCl)=9：:2，因此选项是A。 【考点】考查酸碱混合溶液中溶液的混合体积与pH的关系的知识。 4.在100mL0.1mol/L醋酸溶液中加入以下物质中的一种，醋酸溶液pH变小。所加入的这种物质是 A．水B．0.1mol/L盐酸 C．醋酸钠晶体D．0.1mol/L氢氧化钠溶液
高中化学：水的电离溶液酸碱度电离平衡 水的电离 1、水是一种极弱的电解质，极难电离 （1）水的电离方程式： H2O+H2O⇌H3O++OH-或H2O⇌H++OH- 一般情况下使用H2O⇌H++OH-进行分析应用。 （2）水的离子积常数：K w=c(H+)·c(OH-)，只与温度有关，因为水的电离过程是吸热过程ΔH>0，因此温度升高，水的离子积常数变大，25℃K w=10-14，100℃K w=10-12。 2、水的电离的影响因素 分析下列条件的改变对水的电离平衡的影响： 3、水的离子积常数的推广 K w＝c(H＋)·c(OH－)=1.0×10-14，不仅仅适用于水的电离，而且适用于室温下任何稀的酸、碱、盐水溶液。在一定温度下，稀溶液中的c(H＋)和c(OH－)的乘积不变。这为溶液酸碱性的计算奠定了基础。 4、注意要点 （1）不同溶液中c(H＋)和c(OH－)可能不相同，但是由水电离出的c(H＋) c(OH－)是一定相等的。 （2）外加酸(或碱)，水中c(H＋)[或c(OH－)]增大，会抑制水的电离，水的电离程度减小，但水溶液中c(H＋)和c(OH－)的乘积，即K w，不变。 （3）加入了活泼金属，可与水电离产生的H＋直接发生置换反应，产生H2，使水的电离平衡向右移动，水的电离程度增大，但水溶液中c(H＋)和c(OH－)的乘积，即K w，不变。
溶液的酸碱性与pH 1、溶液的酸碱性 溶液酸碱性的大小只取决于溶液中c(H＋)和c(OH－)的相对含量，c(H＋)较大溶液显酸性，c(OH－)较大溶液显碱性。 2、溶液pH的计算方法 pH只能用于衡量c(H+)<1时溶液的酸碱性，如果c(H+)>1时只能用浓度来衡量溶液的酸碱性。 3、pH与溶液酸碱性的关系 4、pH酸碱性的测定方法 （1）酸碱指示剂，只能测pH范围。常见指示剂变色范围： （2）利用pH试纸测定。使用pH试纸的正确操作为取一小块pH 试纸于干燥洁净的玻璃片或表面皿上，用干燥洁净的玻璃棒蘸取试液点在试纸上，当试纸颜色变化稳定后迅速与标准比色卡对照，读出pH。 （3）利用pH计测定。仪器pH计可精确测定试液的pH(读至小数点后2位)。 5、注意事项 （1）在25℃的溶液中： pH<7，溶液呈酸性，pH越小，溶液酸性越强； pH=7，溶液呈中性，c(H＋)＝c(OH－)＝10－7mol/L； pH>7，溶液呈碱性，pH越大，溶液的碱性越强。
煌敦市安放阳光实验学校水的电离和溶液的酸碱性例题解析 【例1】（1）与纯水的电离相似，液氨中也存在着微弱的电离：2NH3 NH4++NH2- 据此判断以下叙述中错误的是（）A．液氨中含有NH3、NH4+、NH2-微粒 B．一温度下液氨中C(NH4+)·C(NH2-)是一个常数 C．液氨的电离达到平衡时C(NH3) = C(NH4+) = C(NH2-) D．只要不加入其他物质，液氨中C(NH4+) = C(NH2-) （2）完成下列反方程式 ①在液氨中投入一小块金属钠，放出气体＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿ ＿。 ②NaNH2溶于水的反＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿。 ③类似于“H++OH—=H2O”的反＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿。 解析：此题要求掌握水自偶的实质(水分子电离产生的H+与H2O结合形成H3O+) 以及水的电离平衡,并能迁移用于对于NH3电离的认识：NH3分子电离产生H+和 NH2—,H+与NH3结合生成NH4+，液氨电离产生量的NH2—与NH4+，一温度下离子浓度 乘积为一常数；NH4+类似于H+，NH2—类似于OH—。具备上述知识后，就可顺利完 成解题。 答案：（1）C（2）①2Na+2NH3=H2↑+2Na NH2②NaNH2+H2O=NaOH+NH3↑或 NH2—+H2O=OH—+NH3↑③NH2—+NH4+ =2NH3↑或NH4Cl+NaNH2=2NH3↑+NaCl 【例2】某温度下纯水中C(H+) = 2×10-7mol/L，则此时溶液中的C(OH-) = ___________。 若温度不变，滴入稀盐酸使C(H+) = 5×10-6 mol/L，则此时溶液中的C(OH-) = ___________。 解析：由水电离产生的H+与OH-量始终相，知纯水中C(H+) = C(OH-)。根据纯水中C(H+) 与C(OH-)可求出此温度下水的Kw的值，由Kw的性质（只与温度有关，与离子浓度无关），若温度不变，稀盐酸中Kw仍为此值，利用此值可求出盐酸中的C(OH-)。 答案：纯水中 C(OH-) = C(H+) = 2×10-7 mol/L Kw = C(H+)·C(OH-) = 2×10-7×2×10-7 = 4×10-14稀盐酸中 C(OH-) = Kw / C(H+) = (4×10-14) / (5×10-6) = 8×10-9 mol/L 【例3】：某溶液中由水电离出来的C(OH—)=10-12mol/L，则该溶液中的溶质不可能是 A、HCl B、NaOH C、NH4Cl D、H2SO4 解析：由水电离反式知：此溶液水电离产生的C(H+)=C(OH—) =10-12mol/L，若溶液中的H+来自水的电离，则此溶液显碱性，是因溶有碱类物质所致，若溶液中的H+不仅为水电离所产生，则此溶液显酸性，为酸性物质电离所致。NH4Cl 不可能电离产生H+。解答：C 【例4】能促进水的电离，并使溶液中C(H+)>C(OH—)的操作是（）（1）将水加热煮沸（2）向水中投入一小块金属钠（3）向水中通CO2 （4）向水中通NH3 （5）向水中加入明矾晶体（6）向水中加入NaHCO3固体（7）向水中加NaHSO4固体
水的电离溶液的酸碱性与pH 【学习目标】 1、认识水的离子积常数，能进行溶液pH的简单计算； 2、初步掌握测定溶液pH的方法，知道溶液pH的调控在工农业生产和科学研究中的重要作用； 【要点梳理】 要点一、水的电离 1．水的电离 （1）水是一种极弱的电解质，它能微弱电离：2H2O H3O++OH―ΔH＞0。 （2）水的电离的特点 ①水分子与水分子之间相互作用引起水的电离。 ②极难电离，通常只有极少数水分子电离。 ③由水电离出的H+和OH―数目相等。 ④水的电离是吸热的、可逆的。 【高清课堂：水的电离溶液的酸碱性与pH】 2．水的离子积常数 一定温度下，由水电离出的c(H+)与c(OH―)的乘积是一个常数，称为水的离子积常数，简称水的离子积，用K W表示。即K W=c(H+)·c(OH―)。25℃时，c(H+)=(OH―)=10―7 mol·L―1。25℃时，K W=1×10―14。 要点诠释：①K W与温度有关，随温度升高而逐渐增大。25℃时K W=1×10－14，100℃时K W=1×10－12。 ②K W=1.0×10－14不仅适用于纯水（或其他中性溶液），也适用于酸、碱、盐的稀溶液。 ③在不同溶液中c(H+)、c(OH―)可能不同，但任何溶液中由水电离的c(H+)与c(OH―)总是相等的。K W=c(H+)·c(OH―)式中，c(H+)、c(OH―)均表示整个溶液中总物质的量浓度。 ④K W是有单位的，其单位为mol2·L―2，因其复杂通常省略。 3．影响水电离的因素。 （1）温度：由于水的电离吸热，温度越高，水的电离程度越大，K W越大，但仍为中性。 （2）酸、碱：在纯水中加入酸或碱，酸或碱电离出的H+或OH―会使水的电离平衡左移，从而抑制水的电离。 （3）易水解的盐：在纯水中加入能水解的盐，不管水解后溶液显什么性，均促进水的电离，使水的电离程度增大，但只要温度不变，K W不变。 （4）其他因素：如向水中加入活泼金属，由于与水电离出的H+直接作用，因而促进了水的电离平衡向电离的方向移动。 要点二、溶液的酸碱性与pH 【高清课堂：水的电离溶液的酸碱性与pH】 1．溶液的酸碱性 溶液的酸碱性取决于溶液中的c(H+)与c(OH―)的相对大小。在常温下，中性溶液：c(H+)=c(OH―)=1×10―7 mol/L；酸性溶液：c(H+)＞c(OH―)，c(H+)＞1×10―7 mol/L；碱性溶液：c(H+)＜c(OH―)，c(H+)＜1×10―7 mol/L。 要点诠释：（1）在酸、碱、盐的稀溶液中都存在着水的电离平衡，因此都存在着H+和OH―，只是其浓度可能相同或不同。 （2）在酸、碱、盐的稀溶液中，仍然有K W=c(H+)·c(OH―)这一关系，因此，已知c(H+)或c(OH―)，就可以通过K W来计算c(OH―)或c(H+)。如25℃时，0.01 mol·L―1盐酸中c(H+)=10―2 mol·L―1，则c(OH―)=10―12 mol·L―1；0.01 mol·L―1 NaOH溶液中c(OH―)=0.01 mol·L―1，则c(H+)=10―12 mol·L―1。 2．溶液的酸碱性与pH的关系（常温时）。 （1）pH：溶液的pH指的是用c(H+)的负常用对数来表示溶液的酸碱性强弱，即pH=―lg|c(H+)|。 （2）相互关系。 ①中性溶液：c(H+)=c(OH－)=1×10―7 mol·L―1，pH=7。 ②酸性溶液：c(H+)＞1×10―7 mol·L―1＞c(OH－)，pH＜7，酸性越强，pH越小。
水的电离和溶液的pH 水的电离溶液的酸碱性 课后篇素养形成 必备知识基础练 1.将纯水加热至较高温度,下列叙述中正确的是() A.水的离子积变大,呈酸性 B.水的离子积不变,呈中性 C.水的离子积变小,呈碱性 D.水的离子积变大,呈中性 2.水的电离过程为H2O H++OH-,在25 ℃时,水的离子积K W=1.0×10-14;在35 ℃时,水的离子积 K W=2.1×10-14。则下列叙述正确的是() A.c(H+)随着温度的升高而降低 B.35 ℃时,c(H+)>c(OH-) C.35 ℃时的水比25 ℃时的水电离程度小 D.水的电离是吸热过程 ,温度升高时K W增大。25 ℃时,纯水中c(H+)=c(OH-)=1×10-7 mol·L-1;35 ℃时,纯水中c(H+)=c(OH-)≈1.45×10-7 mol·L-1。温度升高,纯水中c(H+)和c(OH-)都增大,且始终相等,水的电离程度也增大,因温度升高平衡向正反应方向移动,故水的电离为吸热过程。 3.一定温度下,满足下列条件的溶液一定呈酸性的是() A.能与金属Al反应放出H2的溶液 B.加酚酞后显无色的溶液 C.pH=6.5的某溶液 D.c(H+)>c(OH-)的任意水溶液 Al反应放出H2的溶液可能是酸性溶液,也可能是碱性溶液,A项错误;加入酚酞后显无色的溶液可能呈中性或弱碱性或酸性,B项错误;pH=6.5的溶液也可能呈中性或碱性,C项错误。 4.关于pH的测定,下列说法正确的是() A.pH试纸在使用之前应用蒸馏水润湿 B.用广泛pH试纸测得某盐酸的pH=2.3 C.利用酸碱指示剂可以测溶液的pH D.pH计是精确测定溶液pH的仪器
水的电离与溶液的pH 教学目标： 掌握水的电离的概念和电离平衡的移动规律，培养学生应用水的电离平衡进行计算的能力。 教学重点： 水的电离平衡及影响平衡的因素；有关电离度、水的离子积常数的计算。 教学难点：水的离子积，有关PH计算。 教学过程设计： [引言]第47届联合国大会确定每年3月22日是世界水日。旨在使全世界都关心解决淡水资源短缺的问题。我们人类居住的地球上，淡水资源并不丰富，一些水资源已被污染，而世界人口正在迅猛增加，工业正在迅速发展，对水的需求量越来越大，因此水资源短缺的矛盾正日益尖锐。“世界水日”呼唤地球儿女要珍惜每一滴水，采取节水技术、防治污染、植树造林等多种措施，合理利用和保护水资源。 ［复习］：1.水分子的空间构型为______型，H—O键的键角为________水是＿＿＿＿ 分子（填“极性”或“非极性”）。 2、水的主要物理性质：＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿。 一：水的电离 1水是一种极弱的电解质，存在电离平衡：______________________，简写成：____________________。2：在25℃时，纯水中H+和OH-的浓度各等于＿＿＿＿＿mol/L。 则：K w=[H+][OH-]=＿＿＿＿。此常数不仅适用于纯水，也适用于酸性或碱性的稀溶液。 3：水的电离：H2O＋H2O H3O＋＋OH－ 简写： H2O H＋＋OH－ K= c（H＋）c（OH－） c（H2O） 已知纯水的物质的量浓度为55.6mol/L，c（H＋）·c（OH－）=55.6×K w K w= c（H＋）·c（OH－）。（说明水的浓度几乎不变） 4：水的离子积 通常把K w叫做水的离子积常数，简称水的离子积，只与温度有关。 已知在25℃时，水中的H＋浓度与OH－浓度均为1×10－7mol/L，所以在25℃时，K w= c（H＋）·c（OH－）=1×10－7×1×10－7=1×10－14。 5：影响水的电离的因素 加入酸或碱，抑制水的电离，K w不变； 加入某些盐，促进水的电离，K w不变； 升高温度，电离过程是一个吸热过程，促进水的电离，水的离子积增大，在100℃时，K W=1×10－12。 新课的延伸： c（H＋）=1×10－7mol/L，溶液一定呈中性吗？ 说明：溶液或纯水呈中性，是因为溶液中 c（H＋）=c（OH－）。 纯水中溶液H＋、OH－浓度的计算方法： c（H＋）=c（OH－）=Kw。 25℃时水的离子积常数值；
教学设计： 教师活动学生活动教学意图【引入】复习上节有关弱电 解质的内容，为影响水的电 离做铺垫，作为自然界含量 最丰富的溶剂，在水中溶解 了大量物质，在工农业生产 和科学研究中都非常关注水 溶液的性质，比如很多化学 反应都是在水溶液中发生 的，溶液的酸碱性应用于化 工生产、医疗、农业生产等， 要弄清这些问题需要首先了 解水本身的性质。 【实验讨论】纯水导电性实 验。 【提问】 1、小灯泡不亮说明什么？ 2、灵敏电流计指针偏转说 明什么？ 3、H2O中有什么离子？是如 何产生的呢？ 【讲解】用灵敏电流计测定 水的导电性可知，水是极弱 的电解质，1L即55.6molH2O 有10-7mol发生电离，水只 能极微弱的部分电离，水的 电离过程是可逆的。 【讲解】与化学平衡一样， 水的电离达到平衡时各物质 的浓度也会保持不变，即 ) () ( ) ( 2O H c OH c H c K -+⨯ = 【讲解】1LH2O55.6mol，仅有10-7mol发生电离，电离前后H2O的物质的量几乎不学生倾听，明确本节课的学习主要内 容。 学生观察实验现象，思考问题 学生思考回答； 水中有离子存在但是很少。 学生观看H2O电离动画，理解水电 离过程。 学生计算： c(H+)=10-7mol/L 学生理解： 水的电离过程是可逆的： H2O H+＋OH- 一定条件下建立平衡体系称为电离 平衡 学生描述水的电离平衡状态： 学生分析表达式数据： （1）pH=7，c(H+)=10-7mol/L （2）H+、OH—1：1电离c(OH—) =c(H+)=10-7mol/L 学生理解记忆：K w= c(H+)·c(OH—) 并计算25℃时K w=10-14 使学生明确本节课 的两大学习主要内 容“水的电离”“溶 液的酸碱性”。 培养学生观察实验 的能力和发现问题、 思考问题的能力。 学生能初步理解电 离原理 学生能理解pH定义 和适用范围，初步掌 握计算方法。 学生能由水中粒子 间的相互作用建立 水的电离平衡概念。 学生由化学平衡常 数迁移建立水的电 离平衡常数概念。 学生由电离平衡常 数迁移建立K w概 念，明确由水电离出 的c(H+)= c(OH—)
水的电离溶液的酸碱性与Ph 1．100 ℃时,K w＝1×10－12,下列对纯水的叙述正确的是( ) A．pH＝6显弱酸性 B．c(H＋)＝10－6mol·L－1,溶液为中性 C．K w是常温时的10－2倍 D．温度不变,稀释10倍pH＝7 解析：选B 100 ℃时,纯水中c(H＋)＝c(OH－)＝K w mol·L－1＝10－6mol·L－1,所以pH ＝6显中性,A项错误；100 ℃时,纯水中c(H＋)＝c(OH－)＝K w mol·L－1＝10－6mol·L－1,溶液为中性,B项正确；100 ℃时,K w＝1×10－12,常温时,K w＝1×10－14,100 ℃时的K w是常温时的100倍,C项错误；温度不变,水的离子积常数不变,则纯水的pH也不变,D项错误。 2．用pH试纸测定某无色溶液的pH时,规范的操作是( ) A．用pH试纸放入溶液中,观察其颜色变化,跟标准比色卡比较 B．将溶液倒在pH试纸上,跟标准比色卡比较 C．用干燥洁净的玻璃棒蘸取溶液,滴在pH试纸上,跟标准比色卡比较 D．在试管内放入少量溶液,煮沸,把pH试纸放在管口,观察颜色,跟标准比色卡比较解析：选C 用pH试纸测量溶液pH时,不得将试纸放入溶液中,以免污染溶液,也不能将溶液直接倒在试纸上,以免浪费溶液。 3．向蒸馏水中滴入少量盐酸后,下列说法中错误的是( ) A．c(H＋) ·c(OH－)乘积不变 B．c(OH－)减小 C．c(H＋)减小 D．水电离出的c(H＋)减小 解析：选C 在任何物质的稀溶液中都存在水的电离平衡,溶液中c(H＋)·c(OH－)乘积不变,等于该温度下的水的离子积常数,A正确；向蒸馏水中加入少量盐酸后,HCl电离产生H ＋,使溶液中c(H＋)增大,c(OH－)降低,B正确,C错误；盐酸电离产生H＋,使溶液中c(H＋)增大,对水的电离起抑制作用,导致水电离产生的c(H＋)减小,D正确。 4．下列说法正确的是( ) A．将水加热,K w增大,水的电离程度增大,溶液仍呈中性,pH＝7 B．25 ℃时,c(H＋)＝K w mol·L－1＝1.0×10－7mol·L－1的溶液一定呈中性 C．向水中加入少量盐酸溶液,溶液的c(H＋)增大,K w增大 D．25 ℃时,向0.1 mol·L－1醋酸溶液中加水稀释,电离平衡正向移动,电离平衡常数增大
第二节水的电离和溶液的pH 第1课时水的电离溶液的酸碱性与pH 基础巩固 1.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 解析:25 ℃时,纯水的pH=7,升高温度,水的电离平衡向右移动,c(H+)增大,所以pH<7。 2.常温下,水的电离达到平衡:H2O H++OH-ΔH>0。下列叙述正确的是()。 A.向水中通入少量氨气,平衡逆向移动,c(OH-)减小 B.向水中加入少量NaHSO4粉末,c(H+)增大,K W不变 C.向水中加入少量CH3COONa固体,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 解析:向水中通入少量氨气,生成一水合氨,一水合氨电离产生OH-,c(OH-)增大,A项错误。向水中加入少量CH3COONa固体,CH3COO-与H+结合生成弱酸CH3COOH,c(H+)减小,平衡正向移动,C项错误。将水加热,水的电离平衡正向移动,K W增大,pH减小,D项错误。 3.常温下,在0.01 mol·L-1硫酸中,水电离出的H+的浓度是()。 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 解析:溶液中的H+有两部分来源:水电离出来的H+和H2SO4电离出来的H+。其中H2SO4电离出来的H+为c(H+)=0.01 mol·L-1×2=0.02 mol·L-1,受H2SO4的抑制,水电离出来的H+要小于10-7 mol·L-1,溶液中的H+几乎全部来自H2SO4,可以认为溶液中的H+的总浓度就是0.02 mol·L-1。根据K W可计算出溶液中的c(OH-)=5×10-13 mol·L-1。水电离出等量的H+和OH-,所以水电离出的H+的浓度也是5×10-13 mol·L-1。 4.100 ℃时,水的离子积为 5.45×10-13,该温度下若某溶液中的H+浓度为1×10-7 mol·L-1,则该溶液()。 A.呈碱性