第二节水的电离和溶液的pH值
1、水是极弱的电解质，原因能发生自电离 H
2O+H
2
O H
3
O++OH－简写成H
2
O H++OH
－，与其它弱电解质一样，其电离程度大小受温度及酸、碱、盐等影响。
2、水的离子积——纯水及电解质稀溶液中（c≤1mol·L－1）有c(OH－)·c(H+)=K w，
K w 只受温度影响，常温时（25℃）K
w
=1×10－14，温度升高，水的电离程度增大。
K w 亦增大，100℃，K
w
=1×10－12。
计算题记牢公式c(OH－)·c(H+)=K w计算时看是否是常温，不是常温要看该温度下的K
w
值
1．（1）恒温下，向pH=6的蒸馏水中加入2.3g金属钠，充分反应后，再加蒸馏水稀释到1L，所得溶液的pH= 。
（2）向pH=6的CH
3
COOH和c(H+)=10－6mol·L－1的稀盐酸中分别投入大小、质量
相同的金属钠，反应刚开始时，产生H
2
的速率前者与后者相比是 (填选项序号)。
A．一样快 B．前者快 C．后者快 D．无法比较
2．常温下，在0.1 mol·L－1 CH
3
COOH溶液中，水的离子积是（）
A．1×10－14 B．1×10－13. C．1.32×10－14D．1.32×10－15. 3．25℃时，pH=2的HCl溶液中，由水电离出的H＋浓度是（）.
A．1×10－7mol·L－1B．1×10－12mol·L－1.
C．1×10－2mol·L－1D．1×10－14mol·L－1.
4．在25℃时，某稀溶液中由水电离产生的[H+]=10-13mol/L。有关该溶液的叙述正确的是（）
A ．该溶液一定呈酸性
B ．该溶液一定呈碱性
C ．该溶液的pH值可能为1 D．该溶液的pH值可能为13 5．90℃时水的离子积K W＝3.8×10－13，该温度时纯水的pH （）A．等于7 B．介于6～7之间. C．大于7 D．无法确定3、溶液的pH
（1）表示方法：pH= （适用范围：稀溶液）
（2）测定方法：、、
酸碱指示剂：一般选用、
名称变色范围/颜色变色范围/颜色变色范围/颜色
石蕊
酚酞
甲基橙
1．下列溶液一定是碱性的是（）
A．溶液中c(OH－)＞c(H＋). B．滴加甲基橙后溶液显红色.
C．溶液中含有OH－. D．滴加甲基橙后溶液显黄色2．下列溶液肯定是酸性的是（）
A ．含H+的溶液 B．加酚酞显无色的溶液
C．pH<7的溶液 D． [OH-]<[H+]的溶液
4、有关pH计算的解题规律
（1）单一溶液的pH计算
①强酸溶液，如HnA，设浓度为c mol·L－1，则
c（H+）= nc mol·L－1，pH= —lg{c（H+）}= —lg nc
②强碱溶液，如B(OH)n，设浓度为c mol·L－1，则
c（H+）= 10—14/nc mol·L－1，pH= —lg{c（H+）}=14+lg nc （2）酸碱混合pH计算
①适用于两种强酸混合 c(H+)混 = [c(H+)
1V
1
+ c(H+)
2
V
2
] /（V
1
+ V
2
）。
②适用于两种强碱混合 c(OH—)混 = [c(OH—)
1V
1
+ c(OH—)
2
V
2
] /（V
1
+ V
2
）
③适用于酸碱混合，一者过量时：
c(OH—)混 | c(H+)
酸V
酸
— c(OH—)
碱
V
碱
|
c(H+)混 V
酸+ V
碱
说明：①若两种强酸（pH之差大于2）等体积混合，混合液pH = pH
小
+ 0.3
②若两种强碱（pH之差大于2）等体积混合，混合液pH = pH
大
— 0.3
④恰好完全反应，则c(H+)
酸V
酸
= c(OH—)
碱
V
碱
1．pH=13的强碱溶液与pH=2的强酸溶液混合，所得溶液的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.
2．25℃时，将pH=x的H
2SO
4
溶液与pH=y的NaOH溶液按体积比1:100混合，反
应后所得溶液pH=7。若x= y/3，则x值为（）
A．2 B．3 C．4 D．5
3．有一pH = 12的NaOH溶液100 mL ，欲使它的pH降为11。
（1）如果加入蒸馏水，就加入________ mL
（2）如果加入pH = 10的NaOH溶液，应加入_________ mL
（3）如果加入0.008 mol/L HCl溶液，应加入__________ mL
5、强酸（强碱）、弱酸（弱碱）加水稀释后的pH的计算
（1）强酸pH=a，加水稀释10n倍，则pH= a + n
（2）弱酸pH=a，加水稀释10n倍，则pH< a + n
（3）强碱pH=b，加水稀释10n倍，则pH= b—n
（4）弱碱pH=b，加水稀释10n倍，则pH> b—n
（5）酸碱溶液无限稀释时，pH只能约等于或接近于7，酸的pH不能>7，碱的pH不能<7
=
因为：常温下弱酸（弱碱）用水稀释，当弱酸（弱碱）电离的H+（OH—）浓度小于10—6 mol·L－1时，计算稀释液的pH值，不能忽略水的电离。
COOH溶液加水稀释1000倍后，溶液中的（）
例：将pH＝6的CH
3
A．pH＝9 B．c(OH－)≈10－5mol·L－1.
C．pH≈7 D．c(OH－)≈10－7mol·L－1.
离子结合而以不同的形式存在，但其总量相同，
练习：
1．写出下列溶液中的三种守衡关系。
(1)碳酸钠
电荷守恒：
物料守恒：
质子守恒：
(2)硫化钾
电荷守恒：
物料守恒：
质子守恒：
（3）磷酸钠
电荷守恒：
物料守恒：
质子守恒：
2．某二元酸（化学式用H2B表示）在水中的电离方程式是：H2B H+ + HB–，HB–H+ + B2–。回答下列问题：
（1）Na2B溶液显_______ __（填“酸性”，“中性”，或“碱性”）。
理由是______________________________ ____（用离子方程式表示）。（2）在0.1 mol/L的Na2B溶液中，下列粒子浓度关系式正确的是__________。
A、c (B2–) + c (HB– ) + c (H2B) = 0.1 mol/L
B、c (Na+ ) + c (OH– ) = c (H+) + c (HB–)
C、c (Na+ ) + c (H+ ) = c (OH– ) + c (HB–) + 2c (B2 – )
D、c (Na+ ) = 2c (B 2– ) + 2c (HB–)
3．0.1mol/L的Na2S溶液中，有关粒子的浓度大小关系正确的是
（A）c(Na+)+c(H+)=c(S2—)+c(HS—)+c(OH—)
（B）c(Na+)+c(H+)=2c(S2—)+c(HS—)+c(OH—)
（C）c(Na+)=2c(S2—)+2c(HS—)+2c(H2S)
（D）c(Na+)=2c(S2—)+2c(HS—)+2c(H2S)
4．在常温下，将等体积的盐酸和氨水混和后，所得溶液的pH=7，则下列说法正
放电确的是
（A ）原来盐酸的物质的量浓度等于氨不的物质的量浓度
（B ）所得溶液中c(NH 4+)=c(Cl —)
（C ）所得溶液中c(NH 4+)+c(H +)=c(Cl —)
（D ）所得溶液中c(NH 4+)+c(NH 3·H 2O)=c(Cl —)
第二节 化学电源
【知识要点】
化学电源是将化学能转化为电能的装置，它包括一次电池、二次电池和燃料电池
等几大类。
1、 一次电池（又称干电池）
如：普通锌锰电池、碱性锌锰电池、锌银电池、锂电池等。 （1）碱性锌锰电池，电解质是KOH ，其电极反应：
负极（Zn ）：
正极（MnO 2）：
总反应：
（2）锌银电池的负极是Zn ，正极是Ag 2O ，电解质是KOH ，其电极总反应如下：
Zn + Ag 2O = ZnO + 2Ag
则：负极( )：
正极( )：
2、 二次电池（又称充电电池或蓄电池）
Pb (s)+ PbO 2(s) +2H 2SO 4(aq)
2PbSO 4(s) +2H 2O(l) ①其放电电极反应： 负极( )：
正极( )：
②其充电反应是上述反应的逆过程，则电极反应：
（电化学上规定：发生氧化反应的电极为阳极，发生还原反应的电极为阴极）
阴极：
阳极：
3、 燃料电池
燃料电池是一种持续地将燃料和氧化剂的化学能直接转换成电能的化学电池。
它与一般的化学电源不同，一般化学电池的活性物质储存在电池内部，故而限制
了电池的容量，而燃料电池的电极本身不包括活性物质，只是一个催化转化元件。
如：氢氧燃料电池。
①酸性介质时，电极反应：
负极：
正极：
总反应：
②碱性介质时，电极反应：
负极：
正极：
总反应：
除H2外，烃、肼、甲醇、氨、煤气等液体或气体，均可作燃料电池的燃料；除纯氧气外，空气中的氧气也可作氧化剂。
练习、新型燃料电池，甲烷、氧气及KOH电解质溶液，用Pt作两个电极，写出两个电极的电极反应式和总反应式。
【巩固练习】
1．废电池的污染引起人们的广泛重视，废电池中对环境形成污染的主要物质是（）
A．锌B．汞C．石墨D．二氧化锰
2．将纯锌片和纯铜片按图示方式插入同浓度的稀硫酸中一段时间，以下叙述正
确的是（）
A．两烧杯中铜片表面均无气泡产生
B．甲中铜片是正极，乙中铜片是负极
C．两烧杯中溶液的pH均增大
D．产生气泡的速度甲比乙慢
3．下列各变化中属于原电池反应的是（）
A．在空气中金属铝表面迅速氧化形成保护层
B．镀锌铁表面有划损时，也能阻止铁被氧化
C．红热的铁丝与冷水接触，表面形成蓝黑色保护层
D．浓硝酸比稀硝酸更能氧化金属铜
4．埋在地下的输油铸铁管道，在下列各种情况下，被腐蚀的速度最慢的是（）A．在潮湿疏松透气的土壤中B．在干燥致密不透气的土壤中
C．在含铁元素较多的酸性土壤中D．在含碳粒较多，潮湿透气的土壤中5．下列说法不正确
．．．的是（）
A．把铜片和铁片紧靠在一起浸入稀硫酸中，铜片表面出现气泡
B．原电池中两电极只能是活泼性不同的金属
C．把铜片插入三氯化铁溶液中，在铜片表面出现一层铁
D．把锌粒放入盛有盐酸的试管中，加入几滴氯化铜溶液，气泡放出速率加快6．把a、b、c、d四块金属片浸入稀硫酸中，用导线两两相连可以组成几个原电
池。若a 、b 相连时a 为负极；c 、d 相连时电流由d 到c ；a 、c 相连时c 极上产
生大量气泡；b 、d 相连时b 上 有大量气泡产生，则四种金属的活动性顺序由强
到弱为 （ ）
A ．a ＞b ＞c ＞d
B ．a ＞c ＞d ＞b
C ．c ＞a ＞b ＞d
D ．b ＞d ＞c ＞a
8．据报道，最近摩托罗拉公司研发了一种由甲醇和氧气以及强碱做电解质溶液
的新型手机电池，电量可达现在使用的镍氢电池或锂电池的十倍，可连续使用一
个月才充一次电。其电池反应为：2CH 3
OH + 3O 2 + 4OH — 2CO 32— +
6H 2O ，则下列说法错误的是（ ）
A ．放电时CH 3OH 参与反应的电极为正极
B ．充电时电解质溶液的pH 逐渐增大
C ．放电时负极的电极反应为：CH 3OH －6e －＋8OH － ＝ CO 32— + 6H 2O
D ．充电时每生成1 mol CH 3OH 转移6 mol 电子
7．某可充电的锂离子电池以LiMn 2O 4为正极，嵌入锂的碳材料为负极，含Li +导
电固体为电解质。放电时的电池反应为：Li+LiMn 2O 4==Li 2Mn 2O 4。下列说法正确
的是 （ ）
A ．放电时，LiMn 2O 4发生还原反应
B ．放电时，正极反应为：Li ++LiMn 2O 4+e -==Li 2Mn 2O 4
C ．充电时，LiMn 2O 4发生氧化反应
D ．充电时，阳极反应为：Li ++e -==Li
9．镍镉（Ni —Cd ）可充电电池在现代生活中有广泛应用，它的充放电反应按下
式进行： Cd(OH)2+2Ni(OH)2 Cd+2NiO(OH)+2H 2O
由此可知，该电池放电时的负极材料是 （ ）
A ．Cd(OH)2
B ．Ni(OH)2
C ．Cd
D ．NiO(OH)
10．高铁电池是一种新型可充电电池，与普通高能电池相比，该电池能长时间保
持稳定的放电电压。高铁电池的总反应为
下列叙述不正确．．．
的是 A ．放电时每转移3 mol 电子，正极有1mol K 2FeO 4被氧化 B ．充电时阳极反应为：Fe(OH)3 —3e — + 5 OH — = FeO 2
4 + 4H 2O
C ．放电时负极反应为：Zn —2e — +2OH —= Zn(OH)2
D ．放电时正极附近溶液的碱性增强
11．已知反应AsO 43－+2I －+2H + AsO 33－+I 2+H 2O
是可逆反应．设计如图装置，进行下述操作：
充电
放电 放电 充电 3Zn + 2K 2FeO 4 + 8H 2O 3Zn(OH)2 + 2Fe(OH)3 + 4KOH
放电 充电
（Ⅰ）向（B）烧杯中逐滴加入浓盐酸，发现微安培表指针偏转；
（Ⅱ）若改往（B）烧杯中滴加40％NaOH溶液，发现微安培表指针向前述相反方向偏转．试回答：
（1）两次操作过程中指针为什么会发生偏转?
答：
。
（2）两次操作过程中指针偏转方向为什么会相反?试用平衡移动原理解释此现象．
答：
（3）（Ⅰ）操作过程中C1棒上发生的反应为。（4）（Ⅱ）操作过程中C2棒上发生的反应为。
第三节电解池
一、电解原理
1、试验探究
如图所示：与电源正极相连的电极叫极，
与电源负极相连的电极叫极。
若烧杯中的液体为CuCl2溶液，合上电源开关，
能否看到小灯泡发光？。
给CuCl2溶液通电时现象：
阴极上，
经检验该物质是。
CuCl2溶液
阳极上：，
经检验该物质是。
两支电极上发生的反应为：
阳极：。反应类型：反应。
阴极：。反应类型：反应。
总反应式：。
过程分析：CuCl2溶液能导电是因为存在，通电后这些自由移动的离子，在电场作用下作移动，根据相互吸引的原理，带负电的氯离子向极移动，在阳极，氯离子失去电子被为氯原子，并两两结合成氯分子，从阳极放出，带正电的铜离子向极移动，在阴极铜离子获得电子被成铜原子，覆盖在阴极上。
CH 3CH 2OH 稀H 2SO 4
稀H 2SO 4
稀H 2SO 4
稀H 2
SO 4 2、电解：使电流通过 溶液而在阴、阳两极引起 的过程。
所用电流一般为直流电还是交流电较好？ ！该过程中 能转化为 能！ 这是一个物理过程还是一个化学过程？ 过程！显然：电解质溶液的
导电过程就是 的过程。
3、电解池：将 能转化为 能的装置。
构成电解池的条件：
① ② ③ ④
判断下列装置是否属于电解池：
4、原电池与电解池的比较
在CuCl2的电解池装置中，电子流动方向从电源的极沿着导线到达
极，从极沿着导线回到电源的极。
在溶液中电子有没有从阴极直接到达阳极呢？。溶液中的在电场作用下到达阴极，得到从电源负极流出的电子；溶液中的在电场作用下到达阳极，失去了电子流向电源的正极。就是说：在电解质溶液中依靠
的定向移动而形成闭合回路的。
对CuCl2溶液而言，溶液中是否只有Cu2+和Cl－两种离子呢？。水电离出少量的H＋和OH－－在电场作用下是否也要做定向移动呢？。通电时，溶液中的两种离子都要向阴极移动，都要向阳极移动。5、放电顺序
阴极上：
由于阴极上要电子，不管阴极材料是金属还是石墨，此时都不能得电子，因此只能是溶液中的得电子。阳离子氧化性越强就越得电子。因此阴极上氧化性强的离子得电子。
金属越不活泼，对应阳离子氧化性越，越得电子。
由此根据金属活动顺序表，分析下列离子得电子能力的强弱：
金属活动顺序表
Ag+Cu2+H+(酸) Pb2+Fe2+Zn2+H+(水) Al3＋…
严格讲：离子的放电能力与其浓度也有一定的关系，如酸溶液中：
c[H+(酸)]>c[ H+(水)]，因而放电能力> 。但在中学范围内一般不考虑上述金属离子浓度对其放电能力的影响。
、、、、、等活泼金属阳离子在水溶液中电解时不得电子。
小结：质量增加，或有氢气产生的电极一定是极。
阳极上：
电解池中阳极上要电子，而与溶液中的都可失电子，因此阳极上的电极反应与有关。由于一般的比阴离子更容易失去电子，因此如果用一般的金属材料做阳极，电解时阳极上是失去电子。而阳极如果用石墨或金属铂（Pt）等难失电子的物质做惰性电极时，则是溶液中失去电子。阴离子还原性越强就越失去电子。根据非金属性的强弱，分析下列离子失电子能力的强弱：
S2－I－Br－Cl－OH－（水或碱）最高价含氧酸根离子
F－。
从CuCl2溶液的电解产物可知：的失电子能力比强。而氟原子的得电子能力很，因而F－失电子能力最。
研究表明：OH－的失电子能力比最高价含氧酸根离子强：
4OH－－4e－＝O2↑＋2H2O
、等阴离子在水溶液中电解时不失电子。
注意：放电顺序这个考点不难，但要细心，极易出错。要能根据放电顺序判断阴、阳极产物，如果是惰性电极则直接考虑溶液中离子的放电顺序。如果阳极是较活泼金属，那一定要能想起：一般的比阴离子更容易失去电子，因此如果用一般的金属材料做阳极，电解时阳极上是失去电子。
练习：一、用惰性电极电解下列电解质溶液，请你分析下列问题（注意得失电子的顺序）
1、CuCl2阴极：阳极
总方程式：电解质浓度，pH
电解对象：，要把电解质溶液复原，加。
2、HCl:
阴极：阳极
总方程式：电解质浓度，pH
电解对象：，要把电解质溶液复原，加。
小结：经过总方程式发现以上两个电解池反应的电解对象都是，这一类电解反应称
为电解电解质型
3、NaCl阴极：阳极
总方程式：电解质浓度，pH
电解对象：，要把电解质溶液复原，加。
小结：经过总方程式发现该电解池反应的电解对象是，这一类电解反应称为放H2生碱型。
4、CuSO4阴极：阳极
总方程式：电解质浓度
总方程式：电解质浓度，pH 电解对象：，要把电解质溶液复原，加。
小结：经过总方程式发现该电解池反应的电解对象是，这一类电解反应称为放O2生酸型。
5、NaOH:
阴极：阳极
总方程式：电解质浓度，pH
6、H2SO4:
阴极：阳极
总方程式：电解质浓度，pH
7、Na2SO4:
阴极：阳极
总方程式：电解质浓度，pH
小结：经过总方程式发现以上三个电解池反应的电解对象都是，要把电解质溶液复原，加。这一类电解反应称为电解水型。
4、电极方程式的书写
①标出电极名称—阴极或阳极
②写出电极方程式：
阳极：；反应类型：反应。
阴极：；反应类型：反应。
阴、阳两极中得、失电子的总数要，每一极上都要满足和守恒，总方程式可根据阴、阳两极的物质变化写出。
二、用铜电极电解下列电解质溶液，请你分析下列问题（注意得失电子的顺序）
1、H2SO4:
阴极：
阳极
总方程式：
2、ZnSO4:
阴极：
阳极
总方程式：
3、CuSO4阴极：
阳极
总方程式：
发散：
1、在电解水实验中，常加入一定量的NaOH溶液和H2SO4溶液，对电解水的现象和结果有无影响？。为何加入一定量的NaOH溶液和H2SO4
液？。能否改为加入HCl溶液？。能否把阴极上的石墨改为Fe？。能否把阳极上的石墨改为Fe？。
2、能否设计一个装置，使反应：Cu＋H2SO4＝Cu SO4＋H2↑能够进行？
二、电解原理的应用：
1、氯碱工业：电解制、和。
电极反应方程式：
阳极：
阴极：
总方程式
该电解池中阳极用电极（金属、惰性）
2、电镀：
电镀时，通常把作阴极，把作阳极，
用含有作电镀液。
3、铜的精炼
电解时，通常把作阴极，把作阳极，
用含有作电镀液。
粗铜中的多数杂质沉积在电解槽底部，形成
4、电冶金
对于、、、这样活泼的金属，工业上用电解法冶炼。
工业上用电解的方法制取金属钠，方程式
工业上用电解的方法制取金属镁，方程式
工业上用电解的方法制取金属铝，方程式
练习：电解原理在化学工业中有广泛应用。右图表示一个电解池，装有电解液a；X、Y是两块电极板，通过导线与直流电源相连。请回答以下问题：
（1）若X、Y都是惰性电极，a是饱和NaCl溶液，实验开始时，同时在两边各滴入几滴酚酞试液，则
①电解池中X极上的电极反应式为。在X极附近观察到的现象是。
②Y电极上的电极反应式为，检验该电极反应产物的方法是。
（2）如要用电解方法精炼粗铜，电解液a选用CuSO4溶液，则
①X电极的材料是，电极反应式
是。
②Y电极的材料是，电极反应式
是。
（说明：杂质发生的电极反应不必写出）
第四节金属的电化学腐蚀与防护
一、金属的电化学腐蚀
1、金属的腐蚀是金属与周围的气体或者液体物质发生而引起损耗的现象。一般可分为腐蚀和腐蚀。
化学腐蚀：金属与接触到的干燥气体（如、、等）或非电解质液体（如）等直接发生化学反应而引起的腐蚀。
如：钢管被原油中的腐蚀，温度越高，化学腐蚀越。
电化学腐蚀：不纯的金属跟电解质溶液接触时。会发生反应，的金属失去电子而被。如在潮湿的空气中生锈。
两种腐蚀往往发生，但腐蚀更普遍，速度更快，危害更严重。
2、化学腐蚀与电化学腐蚀的共同点和不同点：
（1）析氢腐蚀(酸性较强的溶液)
负极:
正极:
总方程式：
（2）吸氧腐蚀(中性或弱酸性溶液)
负极:
正极:
总方程式：
离子方程式：Fe2+ + 2OH- = Fe(OH)2
Fe(OH)2继续与空气中的氧气作用：
铁锈的主要成分是，阻止钢铁继续腐蚀。（能、不能）
3、影响金属腐蚀快慢的因素
本性：（1）金属的活动性：金属越，越容易被腐蚀
（2）纯度：不纯的金属比纯金属跟腐蚀，如纯铁比钢腐蚀。（难、易）
电化学腐蚀：两电极活动性差别越大，氧化还原反应速率越 ，活泼金属被腐蚀得越快。
（3）氧化膜：如果金属被氧化形成致密的氧化膜，那么会保护内层金属，如 、 如果金属被氧化形成疏松的氧化膜，那么不会保护内层金属，如
外因： 介质：环境（腐蚀性气体，电解质溶液）
练习：1、如右图所示，铁处于Ⅰ、Ⅱ、Ⅲ三种不
同的环境中，铁被腐蚀的速率由大到小的顺序是
（填序号） 。
2、下列各情况，Fe 片被腐蚀由快到慢的是
二、金属的防护
1、金属的防护
覆盖保护膜（涂油漆，电镀，钝化等）
改变金属的内部结构（钢→不锈钢，在钢中加入镍和铬）
电化学保护
牺牲阳极阴极保护法（较活泼金属作 极，钢铁作 极被保护）
外加电流阴极保护法（外加电流，使钢铁被迫成为 极受保护）
练习:如图所示,试管中的铁钉如果在酸性溶液或在食盐溶液中的腐蚀的现
象有何不同?
Ⅰ Ⅱ Ⅲ
水的电离和溶液的pH值教学设计Teaching design of water ionization and pH v alue of solution
水的电离和溶液的pH值教学设计 前言：小泰温馨提醒，化学是自然科学的一种，主要在分子、原子层面，研究物质的组成、性质、结构与变化规律，创造新物质。是一门以实验为基础在原子层次上研究物质的组成、结构、性质、及变化规律的自然科学。本教案根据化学课程标准的要求和针对教学对象是 高中生群体的特点，将教学诸要素有序安排，确定合适的教学方案的设想和计划、并以启 迪发展学生智力为根本目的。便于学习和使用，本文下载后内容可随意修改调整及打印。 教学目标了解水的电离和水的离子积； 了解溶液的酸碱性和pH值的关系 掌握有关pH值的简单计算。培养学生的归纳思维能力 及知识的综合应用能力。 通过酸、碱对水的电离平衡的影响的讨论，培养学生运 用所学的电离理论，独立分析问题、解决问题的能力。 通过pH的教学，培养学生的计算能力，并对学生进行 科学方法教育。对学生进行对立统一及事物间相互联系与相互制 约的辩证唯物主义观点的教育。教学建议 教材分析 本节的第一部分重点介绍水的电离和水的离子积常数，是对 上一节电离平衡的具体应用，同时又为接下来学习溶液酸碱性作 必要的准备。一开始，教材根据水有微弱导电性的实验结论，说 明水是极弱的电解质，突出了化学研究以实验事实为依据的原则。然后，应用电离平衡理论，用电离平衡常数推导出水的离子积常
数，使水的离子积常数的概念有了充分的理论依据，也反映了两个常数之间的内在联系，便于学生理解温度、浓度等外界条件对水的离子积常数的影响。 本节的第二部分为溶液的酸碱性和pH。教材首先指出常温下即便是在稀溶液中，水的离子积仍然是一个常数，由此进一步说明c（H+）和c（OH－）的相对大小是决定溶液的酸碱性的根本原因。在具体分析了溶液的酸碱性和c（H+）、c（OH－）的关系之后，结合实际说明了引入pH的必要性，这也为后面讨论pH的范围埋下了伏笔。在给出了pH的表达式之后，教材随即介绍了pH 的简单计算，并在分析计算结果的基础上讨论了溶液的酸碱性和pH的关系，最后强调了pH的应用范围。 从教材编排的看，整节内容环环相扣、层层递进，成为一个前后紧密联系的整体。 教材还安排了“资料”和“阅读”，这不仅可以丰富学生的知识，更有利于培养学生理论联系实际的良好学习习惯。 还应注意的是，根据新的国家标准，教材将“pH值”改称为“pH”。教学中要以教材为准，不可读错。 教法建议 迁移电离平衡理论学习水的电离。可以提出这样的问题“实验证明水也有极弱的导电性，试分析水导电的原因”，以问题引
第三节水的电离和溶液的PH值（第1课时） 班级姓名 一、填空题 1、水是一种（强、弱）电解质，因而任何水溶液中都既有H+又有OH-离子，氯水中的微粒有。 2、25℃时，纯水电离出的[H+]=[OH-]= mol/L，在一定温度下，水电离出的[H+]与[OH-]的乘积是一个常数，我们把它叫做水的常数，用表示。 3、PH值与[H+]关系是。 4、25℃时，往纯水中加入几滴硫酸：⑴水的电离度将，原因是 ；⑵H+浓度将；⑶水的离子积将，原因是。 5、把纯水加热，水的电离度将，H+浓度将；PH值将，原因 是。 二、选择题 6、下列说法正确的是[ C ] A、含有H+的溶液一定是酸性溶液 B、PH大于7的溶液一定是酸性溶液 C、[H+]=[OH-]的溶液一定是中性溶液 D、25℃时，无水乙醇的PH值等于7 7、下列说法正确的是[ D ] A、纯水的PH值一定等于7 B、[H+]大于10-7mol/L的溶液一定是酸性溶液 C、PH=2的溶液中[H+]是PH=1的溶液的两倍 D、[H+]=2×10-7mol/L的溶液可能是中性溶液 8、常温下，0.1mol/L某一元弱碱的电离度为1％，此时该碱溶液的PH [ C ] A、3 B、10 C、11 D、13 9、常温下，某一元弱酸的溶液中，弱酸的电离度为α，溶液的PH值=1-lgα，则该溶液 的初始浓度为[ A ] A、0．1mol/L B、0．01mol/L C、1mol/L D、无法确定 10、有甲乙两种溶液，甲溶液的PH值是乙溶液的两倍，则甲溶液中的[H+]与乙溶液中的[H+] 的关系是[ D ] A、2∶1 B、100∶1 C、1∶100 D、无法确定 11、25℃时，在0．01mol/L的硫酸溶液中，水电离出的[H+]是[ A ] A、5×10-13mol/L B、0．02mol/L C、1×10-7mol/L D、1×10-12mol/L
水的电离和溶液的pH 教学设计方案 课题：水的电离和溶液的pH 值 重点：水的离子积，)(H +c 、pH 与溶液酸碱性的关系。 难点：水的离子积，有关pH 的简单计算。 教学过程 引言： 在初中我们学习了溶液的酸、碱度可用pH 值表示，这是为什么呢？为什么可以用pH 表示溶液的酸性，也可以表示溶液的碱性？唯物辩证法的宇宙观认为：“每一事物的运动都和它周围的其他事物相互联系着和相互影响着。”物质的酸碱性是通过水溶液表现出来的，所以，先研究水的电离。 1．水的电离 ［实验演示］用灵敏电流计测定纯水的导电性。 现象：灵敏电流计指针有微弱的偏转。 说明：能导电，但极微弱。 分析原因：纯水中导电的原因是什么？ 结论：水是一种极弱电解质，存在有电离平衡： O H O H 22+-++OH O H 3 O H 2-++OH H 在25℃时，1L 纯水中（即55.56mol/L ）测得只有mol/L 1017 -?的O H 2发生电离。 （1）请同学生们分析：该水中)(H + c 等于多少？)(OH - c 等于多少？)(H + c 和)(OH - c 有什么关系？ ①mol/L 101)H (7 -+ ?=c ②mol/L 101)OH (7 -- ?=c ③mol/L 101)(OH )H (7 -- + ?==c c （2）水中 mol/L 101)(OH )H (7--+?=?c c 147101mol/L 101--?=? 这个乘积叫做水的离子积，用w k 表示。 14w 101)(OH )H (--+?=?=c c k （3）请同学从水的电离平衡常数推导水的离子积K 。
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)
水的电离和溶液的pH值 教学目标 知识目标 了解水的电离和水的离子积； 了解溶液的酸碱性和pH值的关系 掌握有关pH值的简单计算。 能力目标 培养学生的归纳思维能力及知识的综合应用能力。 通过酸、碱对水的电离平衡的影响的讨论，培养学生运用所学的电离理论，独立分析问题、解决问题的能力。 通过pH的教学，培养学生的计算能力，并对学生进行科学方法教育。 情感目标 对学生进行对立统一及事物间相互联系与相互制约的辩证唯物主义观点的教育。 教学建议 教材分析 本节的第一部分重点介绍水的电离和水的离子积常数，是对上一节电离平衡的具体应用，同时又为接下来学习溶液酸碱性作必要的准备。一开始，教材根据水有微弱导电性的实验结论，说明水是极弱的电解质，突出
了化学研究以实验事实为依据的原则。然后，应用电离 平衡理论，用电离平衡常数推导出水的离子积常数，使 水的离子积常数的概念有了充分的理论依据，也反映了 两个常数之间的内在联系，便于学生理解温度、浓度等 外界条件对水的离子积常数的影响。 本节的第二部分为溶液的酸碱性和pH。教材首先指 出常温下即便是在稀溶液中，水的离子积仍然是一个常数，由此进一步说明c(H+)和c(OH－)的相对大小是决定溶液的酸碱性的根本原因。在具体分析了溶液的酸碱性 和c(H+)、c(OH－)的关系之后，结合实际说明了引入pH 的必要性，这也为后面讨论pH的范围埋下了伏笔。在给出了pH的表达式之后，教材随即介绍了pH的简单计算，并在分析计算结果的基础上讨论了溶液的酸碱性和pH的关系，最后强调了pH的应用范围。 从教材编排的看，整节内容环环相扣、层层递进， 成为一个前后紧密联系的整体。 教材还安排了“资料”和“阅读”，这不仅可以丰 富学生的知识，更有利于培养学生理论联系实际的良好 学习习惯。 还应注意的是，根据新的国家标准，教材将“pH值”改称为“pH”。教学中要以教材为准，不可读错。 教法建议
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-
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
水的电离和溶液的pH值 1、从水的电离平衡去了解水的电离和水的离子积 2、了解溶液的酸碱性和pH的关系 3、掌握纯水及溶液中离子浓度及溶液PH、离子积常数的有关计算及换算。 教学重点：水的离子积、c(H+)、溶液酸碱性和溶液pH的关系 教学难点：水的离子积、有关溶液PH的简单计算 教学方法：采用类比、推理法，讲解、练习、归纳、巩固 教学过程： ［引入］水是不是电解质？只有通过实验才能测定，但是由于纯水不容易得到，对于纯水的导电性无法在现有的条件下进行，好在有精确的实验结果告诉我们，水是一种极弱的电解质，他能微弱的电离（几乎不导电）。 ［板书］一、水的电离 水是极弱的电解质，发生微弱的电离。 H2O + H2O H3O+ + OH-简写： H2O H+ + OH- 实验测定：25℃ c(H+) = c(OH－) = 1×10－7mol/L 100℃ c(H+) = c(OH－) = 1×10－6mol/L ［讲述］可见水的电离程度是很小的。在一定温度时，c(H+)与c(OH－)的乘积是一个常数，通常我们把它写作Kw，叫水的离子积常数。 ［板书］二、水的离子积常数（Kw） 实验测定：25℃ Kw ＝ c(H+)·c(OH－)=1（定值）（省去单位）
100℃Kw ＝ c(H+)·c(OH－)=1 ［板书］影响因素：温度越高，Kw越大，水的电离度越大。 ［讲述］对于中性水，尽管Kw,电离度增大，但仍是中性水，c(H+)= c(OH－). 既然酸溶液中有OH-，碱溶液中有H+，那么为什么溶液还有酸、碱之分呢？酸或碱溶液中的OH-和H+浓度之间有什么关系呢？下面我们学习第三个问题。 ［板书］三、溶液的酸碱性 ［讲述］由水的离子积可知，在水溶液中，H+和OH-离子共同存在，无论溶液呈酸性或碱性。由此我们可以进行有关c(H+)、c(OH－)的简单计算。 ［板书］（一）溶液的酸碱性 例： H2O == H+ + OH- NaOH == Na+ + OH- c(OH－)升高， c(H+)下降，水的电离度降低。 H2O == H+ + OH-HCl == H+ + Cl- c(H+)升高，c(OH－)下降，水的电离度降低。 实验证明：在稀溶液中：Kw = c(H+)·c(OH－) 25℃Kw=1［板书］常温下：中性溶液：c(H+)= c(OH－)=1
水的电离与溶液pH 值的计算 一、水的电离 水是极弱的电解质，发生微弱的（自偶）电离。 H 2O + H 2O →H 3O + + OH - 简写： H 2O → H + + OH - 实验测定：25℃ c （H +）=c （OH -）=17 10-?mol/L 100℃ c （H +）= c （OH -）= 1610-?mol/L 二、水的离子积（K w ） 实验测定：25℃ K w = c （H +）·c （OH -）=11410 -?（定值）（省去单位） 100℃ K w = c （H +）·c （OH -）=112 10 -? 影响因素： 1）温度：温度越高，K w 越大，水的电离度越大。 对于中性水，尽管K w 温度升高，电离度增大，但仍是中性水，[H +]=[OH -]. 2）溶液酸碱性：中性溶液，c （H +）=c （OH -）=17 10-?mol/L 酸性溶液：c （H +）> c （OH -），c （H +）>1?10-7mol/L c （OH -）<1?10-7mol/L 碱性溶液：c （H +）< c （OH -），c （H +）<1?10-7mol/L c （OH -）>1?10-7mol/L c （H +）越大，酸性越强；c （OH -）越大，碱性越强。 三、溶液pH 值的计算 1.pH 的计算公式： （1）c （H +）=C 酸α酸（弱酸） c （H +）= nC 酸 c （OH -）=C 碱α 碱（弱碱） c （OH -）= nC 碱 (2) K w = c （H +）c （OH -），c （H +）= ）（OH K c w c （OH -）=） （+H Kw c (3) pH=-lgc （H +） pOH=-lgc （OH -） (4) pH + pOH = 14（25℃） 2.酸或碱溶液及稀释后的p H 值的计算(25℃) 1） 酸强碱溶液(单一溶液)p H 值的计算 例1．求0.1mol/L 的H 2SO 4的pH 值。 例2. 0.1mol/L 醋酸溶液中的c （OH -）？（25℃，已知该醋酸的电离度为1.32%）
第二节水的电离和溶液的pH值 1、水是极弱的电解质，原因能发生自电离 H 2O+H 2 O H 3 O++OH－简写成H 2 O H++OH －，与其它弱电解质一样，其电离程度大小受温度及酸、碱、盐等影响。 2、水的离子积——纯水及电解质稀溶液中（c≤1mol·L－1）有c(OH－)·c(H+)=K w， K w 只受温度影响，常温时（25℃）K w =1×10－14，温度升高，水的电离程度增大。 K w 亦增大，100℃，K w =1×10－12。 计算题记牢公式c(OH－)·c(H+)=K w计算时看是否是常温，不是常温要看该温度下的K w 值 1．（1）恒温下，向pH=6的蒸馏水中加入2.3g金属钠，充分反应后，再加蒸馏水稀释到1L，所得溶液的pH= 。 （2）向pH=6的CH 3 COOH和c(H+)=10－6mol·L－1的稀盐酸中分别投入大小、质量 相同的金属钠，反应刚开始时，产生H 2 的速率前者与后者相比是 (填选项序号)。 A．一样快 B．前者快 C．后者快 D．无法比较 2．常温下，在0.1 mol·L－1 CH 3 COOH溶液中，水的离子积是（） A．1×10－14 B．1×10－13. C．1.32×10－14D．1.32×10－15. 3．25℃时，pH=2的HCl溶液中，由水电离出的H＋浓度是（）. A．1×10－7mol·L－1B．1×10－12mol·L－1. C．1×10－2mol·L－1D．1×10－14mol·L－1. 4．在25℃时，某稀溶液中由水电离产生的[H+]=10-13mol/L。有关该溶液的叙述正确的是（） A ．该溶液一定呈酸性 B ．该溶液一定呈碱性 C ．该溶液的pH值可能为1 D．该溶液的pH值可能为13 5．90℃时水的离子积K W＝3.8×10－13，该温度时纯水的pH （）A．等于7 B．介于6～7之间. C．大于7 D．无法确定3、溶液的pH （1）表示方法：pH= （适用范围：稀溶液） （2）测定方法：、、 酸碱指示剂：一般选用、 名称变色范围/颜色变色范围/颜色变色范围/颜色 石蕊 酚酞 甲基橙 1．下列溶液一定是碱性的是（） A．溶液中c(OH－)＞c(H＋). B．滴加甲基橙后溶液显红色.
水的电离和溶液的PH 值专题 第一节.电离平衡 1．电离平衡定义 在一定条件下（如温度，浓度），当电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合成分子的速度相等时，电离过程就达到了平衡状态，这叫做电离平衡。 当 子速率离子结合成弱电解质分弱电解质分子电离速率v v 则弱电解质电离处于平衡状态，叫“电离平衡”，此时溶液中的电解质分子数、离子数保持恒定各自浓度保持恒定。 2．电离平衡的特征 “等”：电离速率与离子结合成分子的速率相等。 “定”：离子、分子的浓度保持一定。 “动”：电离过程与离子结合成分子过程始终在进行。 “变”：温度、浓度等条件变化，平衡就被破坏，在新的条件下，建立新的平衡。 3．与化学平衡比较 （1）电离平衡是动态平衡：即弱电解质分子电离成离子过程和离子结合成弱电解质分子过程仍在进行，只是其速率相等。
（2）此平衡也是有条件的平衡：当条件改变，平衡被破坏，在新的条件下建立新的平衡，即平衡发生移动。 （3）影响电离平衡的因素 A ．内因的主导因素。 B ．外因有： ①温度：电离过程是一个吸热过程，所以，升高温度，平衡向电离方向移动。 ②浓度：问题讨论：在 O H NH 23?-+ +OH NH 4的平衡体系中： ①加入HCl ②加入NaOH ③加入Cl NH 4各离子分子浓度如何变化：3NH 、O H 2、4NH 、-OH 溶液pH 如何变化？ 4．强弱电解质与结构关系。 （1）强电解质结构：强碱，盐等离子化合物（低价金属氧化物）；强酸，极性共价化合物； （2）弱电解质结构：弱酸，弱碱具有极性共价位的共价化合物。 5.电离平衡常数 （1）一元弱酸：C O O CH 3+-+H C O O CH 3 )COOH (CH )H ()COO CH (33a c c c K +-?= （2）一元弱碱 O H NH 23?- + +OH NH 4 )O H (NH )OH ()NH (234b ??=-+ c c c K ①电离平衡常数化是温度函数，温度不变K 不变。 ②k 值越大，该弱电解质较易电离，其对应的弱酸弱碱较强；k 值越小，该弱电解质越难电离，其对应的弱酸弱碱越弱；即k 值大小可
水的电离和溶液的pH 考点一水的电离与水的离子积常数 1.水的电离 水是极弱的电解质，水的电离方程式为H2O＋H2O H3O＋＋OH－或H2O H＋＋OH－。 2.水的离子积常数 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。 3.影响水电离平衡的因素 填写外界条件对水电离平衡的具体影响 体系变化 条件 平衡移动方向K w水的电离程度c(OH－) c(H＋) HCl NaOH 可水解的盐Na2CO3 NH4Cl 温度升温降温 其他：如加入Na 25 ℃，pH＝3的某溶液中，H2O电离出的H＋浓度为多少？ 1.25 ℃时，相同物质的量浓度的下列溶液：①NaCl②NaOH③H2SO4④(NH4)2SO4，其中水的电离程度按由大到小顺序排列的一组是() A.④＞③＞②＞① B.②＞③＞①＞④ C.④＞①＞②＞③ D.③＞②＞①＞④ 2.25 ℃时，某溶液中由水电离产生的c(H＋)和c(OH－)的乘积为1×10－18，下列说法正确的是() A.该溶液的pH可能是5 B.此溶液不存在
C.该溶液的pH一定是9 D.该溶液的pH可能为7 3.(2018·北京东城区质检)如图表示水中c(H＋)和c(OH－)的关 系，下列判断错误的是() A.两条曲线间任意点均有c(H＋)·c(OH－)＝K w B.M区域内任意点均有c(H＋)＜c(OH－) C.图中T1＜T2 D.XZ线上任意点均有pH＝7 4.(2018·韶关模拟)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＋)＝1×10－6mol·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 5. 25 ℃时，在等体积的①pH＝0的H2SO4溶液、②0.05 mol·L－1的Ba(OH)2溶液、③pH＝10的Na2S溶液、④pH＝5的NH4NO3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 6.常温下，向20 mL 0.1 mol·L－1氨水溶液中滴加盐酸，溶液中由水电离出的c(H＋)随加入盐酸体积的变化如图所示。则下列说法正确的是() A.b、d两点为恰好完全反应点 B.c点溶液中，c(NH＋4)＝c(Cl－) C.a、b之间的任意一点：c(Cl－)＞c(NH＋4)，c(H＋)＞c(OH－) D.常温下，0.1 mol·L－1氨水的电离常数K约为1×10－5 7.(2018·石家庄一模)常温下，向20.00 mL 0.1 mol·L－1HA溶液中滴入0.1 mol·L－1NaOH溶液，溶液中由水电离出的氢离子浓度的负对数[－lg c水(H＋)]与所加NaOH溶液体积的关系如图所示，下列说法中不正确的是() A.常温下，K a(HA)约为10－5 B.M、P两点溶液对应的pH＝7 C.b＝20.00 D.M点后溶液中均存在c(Na＋)＞c(A－) 考点二溶液的酸碱性和pH 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。 (1)酸性溶液：c(H＋)>c(OH－)，常温下，pH<7。
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。
水的电离和溶液的PH 专题目标: 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。 知识点一：水的电离 【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-等微粒 B．一定温度下液氨中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）完成下列反应方程式 ①在液氨中投入一小块金属钠，放出气体———————————————————————————— ②NaNH2溶于水的反应—————————————————————————————————— ③类似于“H++OH—=H2O”的反应———————————————————————————— 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,并能迁移应用于对于NH3电离的认识：NH3分子电离产生H+和NH2—,H+与NH3结合生成NH4+，液氨电离产生等量的NH2—与NH4+，一定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↑+2NaNH2 ②NaNH2+H2O=NaOH+NH3↑或NH2—+H2O=OH—+NH3↑ ③NH2—+NH4+ =2NH3↑或NH4Cl+NaNH2=2NH3↑+NaCl 练习：（1）纯硫酸、乙醇中也存在微弱的电离，写出其电离方程式 硫酸———————————————————————————————————————————— 乙醇————————————————————————————————————————————— （2）乙醇钠中加水的反应————————————————————————————————————————————乙醇钠和NH4Cl的反应——————————————————————————————————－ 知识点二：水的离子积 【例2】某温度下纯水中C(H+) = 2×10-7 mol/L，则此时溶液中的C(OH-) = ___________。 若温度不变，滴入稀盐酸使C(H+) = 5×10-6mol/L，则此时溶液中的C(OH-) = ___________。解析：由水电离产生的H+与OH-量始终相等，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】 .难溶化合物的饱和溶液存在着溶解平衡，例如： AgCl(s) Ag++Cl—,Ag2CrO4(s) 2Ag++CrO42—,在一定温度下，难溶化合物饱和溶液离子浓度的乘积为一常数，这个常数用Ksp表示。 已知：Ksp(AgCl)=Ag+]Cl-]=1.8×10-10 Ksp(Ag2CrO4)=Ag+]2CrO42-]=1.9×10-12 现有0.001摩/升AgNO3溶液滴定0.001摩/升KCl和0.001摩/升的K2CrO4的混和溶液，试通过计算回答： (1)Cl-和CrO42-中哪种先沉淀?
高中化学学习材料 《水的电离和溶液的酸碱性》同步练习 一、选择题 (本题包括10小题，每小题2分，每小题只有一个答案符合题意) 1．下列液体pH＞7的是（） A．人体血液B．蔗糖溶液 C．橙汁 D．胃液 2．常温下，在0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液中，水的离子积是（） A．1×10－14 B．1×10－13. C．1.32×10－14 D．1.32×10－15. 3．90℃时水的离子积K W＝3.8×10－13，该温度时纯水的pH （） A．等于7 B．介于6～7之间. C．大于7 D．无法确定 4．能影响水的电离平衡，并使溶液中的c(H＋)＞c(OH－)的操作是（） A．向水中投入一小块金属钠 . B．将水加热煮沸. C．向水中通入二氧化碳气体. D．向水中加食盐晶体 5．下列酸溶液的pH相同时，其物质的量浓度最小的是（） A．H2SO3B．H2SO4. C．CH3COOH D．HNO3. 6．常温下c(OH－)最小的是（） A．pH=0的溶液. B．0.05 mol·L－1 H2SO4. C．0.5 mol·L－1 HCl. D．0.05 mol·L－1的Ba(OH)2 7．用蒸馏水稀释1 mol·L－1醋酸时，始终保持增大趋势的是（） A．溶液中的c(CH3COO－) B．溶液中的c(H＋). C．溶液中的c(CH3COOH). D．溶液中的c(OH－) 8、25℃时，pH=2的HCl溶液中，由水电离出的H＋浓度是（）. A．1×10－7mol·L－1B．1×10－12mol·L－1. C．1×10－2mol·L－1D．1×10－14mol·L－1. 9、pH和体积都相同的醋酸和硫酸，分别与足量的Na2CO3溶液反应，在相同条件下 放出二氧化碳气体的体积是（） A．一样多B．醋酸比硫酸多. C．硫酸比醋酸多D．无法比较
水的电离和溶液的pH教案设计 水的电离和溶液的pH教案设计 教学目标知识目标了解水的电离和水的离子积; 了解溶液的酸碱性和pH值的关系及有关pH值的简单计算。能力目标培养学生的归纳思维能力及知识的综合应用能力。情感目标对学生进行对立统一及事物间相互联系与相互制约的辩证唯物主义观点的教育。教学建议教材分析本节内容包括水的电离、水的离子积、水的pH。只有认识水的电离平衡及其移动，才能从本质上认识溶液的酸碱性和pH值。本节的学习也为盐类的水解及电解等知识的教学奠定基础。教材从实验事实入手，说明水是一种极弱的电解质，存在着电离平衡。由此引出水的电离平衡常数，进而引出水的离子积，并使学生了解水的离子积是个很重要的常数。在25℃时，，这是本节教学的重点之一。本节教学的另一个重点是使学生了解在室温时，不仅是纯水，就是在酸性或碱性稀溶液中，其浓度与浓度的乘积总是一个常数。使学生了解在酸性溶液中，不是没有，而是其中的;在碱性溶液中，不是没有，而是其中的;在中性溶液中，并不是没有和，而是。使学生了解溶液中浓度与浓度的关系，了解溶液酸碱性的本质。工在此基础上，教材介绍了的含义，将与联系起来，并结合图3-7，介绍了有关的简单计算。图3-8是对本部分内容的小结。使用来表示溶液的酸碱性是为了实际使用时更简便，教材的最后提到了溶液的大于1mol/L时，一般不用来表示溶液的酸碱性，而是直接用的浓度来表示，以教育学生应灵活应用所学的知识。教法建议从水的电离平衡入手，掌握水的离子积和溶液的pH。水的离子积的教学是完成本节教学任务的关键，从纯水是弱电解质，只能微弱的电离出发，应用电离理论导出水的离子积常数。推导过程中应着重说明电离前后几乎不变的原因，并将其看做常数。然后由两个常数的乘积为常数而得出水的离子积常数。启发学生应用平衡移动原理，讨论温度对水的电离平衡的影响，进而得出水的离子积随温度升高而增大这一结论。关于水溶液的酸碱性的教学是从电离平衡移动入手。当在纯水中加入强酸时，水的电离平衡向逆方向移动，使氢离子浓度上升，氢氧根离子浓度等倍数下降。如：达到电离平衡时，增至，则会减至，在溶液中水的离子积仍保持不变。在水溶液中，和是矛盾对立的双方，共处于电解质水溶液的统一体中，它们各以对方的存在为自己存在的条件，相互依存，相互斗争，又相互转化，离子浓度主的一方决定溶液的酸碱性。即：溶液呈酸性溶液呈中性溶液呈碱性关于溶液pH的教学，指出用的数值可以表示溶液的酸碱度，但当溶液酸性很弱时，使用不方便，常采用的负对数表示溶液的酸碱度，这就是溶液的pH。其数学表达式是：的负对数叫溶液的pOH，表达式：在这部分教学中要使学生理解pH的适用范围，理解与pH间的相互关系。如适用范围是常温水溶液稀溶液，只有在常温下的水溶液，水的离子积Kw才等于，而当酸、碱溶液的或大于1mol/L时，使用负对数表示溶液的酸碱度反而不大方便，此时，可直接用物质的量浓度表示溶液的酸碱度。导出以下关系：pH + pOH = 14，pH = 14 pOH。利用这一关系可以方便计算出碱溶液的pH。教学设计示例课题：水的电离和溶液的pH值重点：水的离子积，、与溶液酸碱性的关系。难点：水的离子积，有关的简单计算。教学过程引言：在初中我们学习了溶液的酸、碱度可用pH值表示，这是为什么呢?为什么可以用pH表示溶液的酸性，也可以表示溶液的碱性?唯物辩证法的宇宙观认为：每一事物的运动都和它周围的其他事物相互联系着和相互影响着。物质的酸碱性是通过水溶液表现出来的，所以，先研究水的电离。1.水的电离[实验演示]用灵敏电流计测定纯水的导电性。现
高中化学58个考点精讲 32、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+］、［0H —］的相对大小：pH值的大小取决于溶液中的［H+］大小 + 溶液酸碱性[H +]与[OH —]关系 任意湿度室温（mol/L ）pH值（室温）酸性[H+] > [OH —]+ —7 [H ] > 1X 10 V 7中性[H +]=[OH —][H+]=[OH —]=1 X 10—7=7 碱性[H+] v [OH —][H+] > 1X与10—7> 7 （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+］工0，但pH可为0,此时［H+］=1mol/L，—般［H+］> 1mol/L时，pH v 0，故直接用［H+］表示. 1 （3）判断溶液呈中性的依据为：［H0］= ［OH —］或pH=pOH= — pKw 2 只有当室温时，Kw=1 X 10—14 + ——7 「［H ］=［OH ］=10 mol/L 溶液呈中性y 1 pH=pOH= pKw=7 2 分析原因：H2O严』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. 1 中性：pH=pOH= pKw 2 T — Kw — pH+pOH \ T'T Kw \T pH=pOH / 如：100 C, KW=X 10—12.. pKw=12. 1 中性时Ph= —pKw=6 v 7. 2 图示：不同湿度（T1>T2）时溶液中［H+］与［OH —］, pH与pOH关系 [OH-] Jl 碱性区 中性 pOHi 酸性区 中性 酸性区 T2 T1 碱性区 ■ [H + T2 pH
学生专用 7月25日 高二化学 一、水的电离 C(H 2。) 3、水的离子积 25r K W = c ( J) -c (OH 「)= = 1.0 沐0「14 4、影响因素：温度越高，Kw 越大，水的电离度越大。 对于中性水，尽管温度升高Kw,增大，但仍是中性水， 5、 K w 不仅适用于纯水，还适用于酸性或碱性的稀溶液，不管是哪种溶液均有： C(H ^)H 2O == C(OH — )H 2O K W == C(H r 溶液 C(OH — )溶液 6. 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，H +和OH 「浓度大 小是一种此消彼涨”的动态关系。 ⑴K 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 C (H ")H 2O = C (OH 「)H2O 。 (2)水溶液的酸碱性取决于溶液中 c(H +)和c(OH -)的相对大小。 练习1纯水在10 r 和50C 的H+浓度，前者与后者的关系是( ) A.前者大 B.后者 C.相等大 练习2 .水的电离过程为H2O V KW25 r =1 X 10-14， KW35 C =2.1 X 10-14。则下列叙述正确的是： A 、C (H+)随着温度的升高而降低 C 、水的电离常数 K25 r > K35 r 练习3 0.01mol/L 盐酸溶液中，c(H+)、 C (OH-) H2O 分别是多少？ 练习 4 0.01mol/L NaOH 溶液中,c(H+) C (OH-) H2O 分别是多少？ 练习5、判断正误：1)任何水溶液中都存在水的电离平衡。 2) 任何水溶液中(不论酸、碱或中性) 都存在Kw=10-14。 3) 某温度下，某液体 C (H+)= 10-7mol/L ，则该溶液一定是纯水。 4) 任何水溶液中均有 Kw=c(H+) H2O. C (OH-)H2O 练习 6、25 r ： A 、B 、C 三种溶液，其中 A 中 C (H+) = 10— 3mol/L ，B 中 C (OH-)= 1、H 2O + H 2O =^ H 3O ^ + OH 简写：出0 H T + OH 2、 H 2O 的电离常数K 电离== C(H +) OOH - ) D.不能确定 -H+ + OH-，在不同温度下其离子积为 () B 、在 35 C 时，纯水中 C (H+) >C (OH-) D 、水的电离是一个吸热过程 C (OH-)分别为多少？由水电离出的 C (H+) H2O 、C (OH-)分别为多少？由水电离出的 c(H+) H2O 、