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高二化学第3章物质在水溶液中的行为第1节水溶液鲁教版【本讲教育信息】一. 教学内容：第3章物质在水溶液中的行为第1节水溶液二. 教学目的1. 了解水的电离和水的离子积2. 了解溶液的酸碱性和溶液酸碱度的表示方法3. 掌握pH值的简单计算及其与溶液酸碱性的关系4. 掌握电解质在溶液中的存在形式三. 教学重点、难点溶液pH的计算四. 知识分析（一）水的电离1. 水的电离大量实验证实了，水是能够电离的，其电离方程式为：H2O H++OH-实验也同时表明：水很难电离，其平衡常数为：Kc＝[H+][OH-]/[H2O ]2. 水的离子积常数（1）定义：在水溶液中H+和OH- 浓度的乘积。
（2）表达式：K W=〔H+〕〔OH-〕（3）与电离平衡常数Kc 的关系：K W=Kc〔H2O〕因为在一定温度下Kc和〔H2O〕都是不变的常数，故Kw也是只与温度有关的常数。
（4）影响因素及影响效果：温度：因为电离过程是吸热的，所以温度越高，Kw越大。
（5）特定温度下水的离子积常数①25℃时，Kw=×10-14 mol2·L-2②100℃时，Kw=×10-13 mol2·L-2（二）溶液的酸碱度1. 溶液的酸碱性（1）表示方法：H+浓度、OH-浓度、pH.（2）酸碱性强弱判断标准：〔H+〕和〔OH-〕相对大小、pH值大小、指示剂。
酸性溶液：〔H+〕>〔OH-〕碱性溶液：〔H+〕<〔OH-〕中性溶液：〔H+〕=〔OH-〕2. 有关溶液pH值的求算（1）单一溶液①强酸：先求出溶液的H+浓度，再通过pH=-lg〔H+〕求溶液的pH。
②强碱：先求出溶液的OH-浓度，再通过〔H+〕=Kw/〔OH-〕求出溶液的H+浓度，最后求得pH值。
（2）溶液的冲稀（强酸或强碱）①一般冲稀（冲稀后pH ≤6的酸或pH ≥8的碱）：不要考虑水电离出的H+（酸溶液中）和OH-（碱溶液中），而酸电离出的H+或碱电离出的OH-的物质的量是主体。
第三章物质在水溶液中的行为第1节 水溶液第1课时【教学目标】知识与技能1.知道水分子能电离，存在电离平衡，其平衡常数成为水的离子积常数；2.了解强、弱电解质的特点，知道弱电解质的电离存在电离平衡，并能结合实例进行描述；3.能够书写常见弱电解质的电离方程式。
过程与方法1. 学会运用观察、实验、查阅资料等多种手段获取所需要的信息；2. 学习水的电离及强、弱电解质的判断，学习科学探究的基本方法，提高科学探究能力；3. 培养团队合作精神，在活动中学会与人相处。
情感态度与价值观通过小组协作，发挥团队精神，发扬献身科研的品质 【教学过程】本节内容是这一章的引领，在认识水的电离之后，才能深入继续学习其它物质或体系在水溶液中的行为，故正确理解、运用本节的知识点，认识其地位有着重要的意义。
本节的关键点有以下几点：水的电离平衡及定量表示（水的离子积Kw ）；水的平衡影响因素；两个定量关系，即：[H +]·[OH —]=Kw ，[H +]水电离的=[OH —]水电离的 ；强、弱电解质的判断及电离方程式的书写。
通过学习，让学生了解水的电离平衡特点及外界对其的影响，深化对水溶液体系的认识。
一、水 的 电 离1．纯水具有导电性，是因为纯水中存在能够自由移动的离子：H ＋、OH －。
水的电离方程式为H 2OH ＋＋OH －。
2．25 ℃时，纯水中[H ＋]＝[OH －]＝1.0×10－7mol·L －1。
3．水的电离平衡常数表达式为K ＝[H ＋]·[OH －][H 2O]。
教材整理2 水的离子积常数 1．表达式：K W ＝[H ＋][OH －]。
2．影响因素：(1)25 ℃时，K W ＝1.0×10－14_mol 2·L －2。
(2)水的电离是吸热的可逆过程，故温度升高，K W增大。
(3)水的离子积常数只受温度的影响，与[H＋]、[OH－]的变化无关。
[探究·升华][思考探究](1)某温度下，测得纯水中的[H＋]＝2.5×10－7mol·L－1，则[OH－]为多少？【提示】只要是纯水，水电离出来的氢离子浓度就等于水电离出来的氢氧根离子浓度，故[OH－]＝2.5×10－7mol·L－1。
第2课时溶液的酸碱性与pH知能演练轻松闯关[学生用书单独成册][基础温故]1．一定温度下，在0.1 mol·L－1的氢氧化钠溶液和0.1 mol·L－1的盐酸中，水的电离程度( )A．前者大B．前者小C．一样大D．无法确定解析：选C。
碱提供的[OH－]和酸提供的[H＋]相同，所以对水的抑制程度相同。
2．下列说法中正确的是( )A．碳酸钙难溶于水，放入水中不导电，且碳酸钙960 ℃时分解，故碳酸钙是非电解质B．熔融态的铁能导电，所以铁是电解质C．Na 2S的电离方程式是Na2S2Na＋＋S2－D．NH3·H2O虽然极易溶于水，但在水中是部分电离的，所以它是弱电解质解析：选D。
碳酸钙、Na2S属于盐，均为强电解质，A、C选项错误；铁属于单质，既不是电解质也不是非电解质，B选项错误。
3．下列叙述中正确的是( )A．pH＝3和pH＝4的盐酸各10 mL混合，所得溶液的pH＝3.5B．溶液中[H＋]越大，pH也越大，溶液的酸性就越强C．液氯虽然不导电，但溶于水后导电情况良好，因此，液氯也是电解质D．当温度不变时，在纯水中加入强碱不会影响水的离子积常数解析：选D。
pH＝3和pH＝4的盐酸各10 mL混合，所得溶液的pH＝－lg (5.5×10－4)≈3.3，A项错误；溶液中[H＋]越大的溶液，pH越小，溶液的酸性越强，B项错误；液氯是单质，单质既不属于电解质，也不属于非电解质，C项错误；水的离子积常数只与温度有关，D项正确。
4．下列公式能用来精确地计算任意浓度的盐酸溶液中的氢离子浓度的是( )A．[H＋]＝[HCl]B．[H＋]＝[HCl]＋K W[H＋] C．[H＋]＝[HCl]＋K WD．[H＋]＝[HCl]－K W[H＋]解析：选B。
盐酸溶液中的H＋有两个来源：一个是水提供的，一个是盐酸提供的，但溶液中OH－只有水提供，即[H＋]水电离＝[OH－]水电离＝[OH－]溶液＝K W[H＋]溶液，B选项正确。
第2课时溶液的酸碱性与pH[学习目标定位] 1.了解溶液的酸碱性与溶液中[H＋]和[OH－]的关系。
2.知道pH的定义，了解溶液的酸碱性与pH的关系。
3.能够进行有关pH的简单计算。
一、溶液的酸碱性与pH1.溶液的酸碱性与溶液中[H＋]和[OH－]的关系溶液的酸碱性是由溶液中[H＋]与[OH－]的相对大小决定的。
请填写下表：[H＋]与[OH－][H＋]的范围(25 ℃)的相对大小中性溶液[OH－]＝[H＋] [H＋]＝1.0×10－7mol·L－1酸性溶液[OH－]<[H＋] [H＋]>1.0×10－7mol·L－1碱性溶液[OH－]>[H＋] [H＋]<1.0×10－7mol·L－12.溶液的pH(1)定义：pH是[H＋]的负对数，其表达式是pH＝－lg[H＋]。
(2)25 ℃时，溶液酸碱性与[H＋]、pH的关系如下图所示3.溶液酸碱性的测定方法(1)酸碱指示剂法(只能测定溶液的pH范围)。
指示剂变色范围(颜色与pH的关系)石蕊<5.0红色 5.0～8.0紫色>8.0蓝色酚酞<8.2无色8.2～10.0粉红色>10.0红色甲基橙<3.1红色 3.1～4.4橙色>4.4黄色(2)利用pH试纸测定，使用时的正确操作为将pH试纸放在表面皿上，用干燥洁净的玻璃棒蘸取溶液点在试纸上，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，pH计可精确测定试液的pH(读至小数点后2位)。
溶液酸碱性的判断依据溶液性质[H ＋]与[OH－]大小关系[H＋]/mol·L－1Ph(25 ℃)任意温度25 ℃中性[H＋]＝[OH－] [H＋]＝Kw[H＋]＝1×10－7pH＝7酸性[H＋]>[OH－] [H＋]>Kw[H＋]>1×10－7pH<7碱性[H＋]<[OH－] [H＋]<Kw[H＋]<1×10－7pH>7例1下列溶液一定显酸性的是( )A.溶液中[OH－]>[H＋]B.滴加紫色石蕊溶液后变红色的溶液C.溶液中[H＋]＝10－6mol·L－1D.溶液中水电离的[H＋]＝10－9mol·L－1答案 B解析A项中判断溶液酸碱性的关键是看[H＋]和[OH－]的相对大小，若[H＋]>[OH－]，溶液呈酸性；C项中pH<7或[H＋]>10－7mol·L－1，仅适用于常温时，若温度不确定，就不能用来判断溶液的酸碱性；B项中可使紫色石蕊溶液变红，则该溶液显酸性；D项中温度影响水的电离，所以[H＋]＝10－9mol·L－1，温度不确定，无法判断[H＋]、[OH－]关系，溶液的酸碱性不能确定。
考点溶液的酸碱性与pH题点溶液酸碱性的判断方法易错警示溶液的酸碱性取决于溶液中[H＋]与[OH－]的相对大小，[H＋]＝10－7mol·L－1或pH ＝7的溶液不一定呈中性，常温下[H＋]＝10－7mol·L－1或pH＝7的溶液才呈中性，而其他温度下不呈中性，100 ℃时，pH＝7的溶液呈碱性。
例2下列说法正确的是( )A.强酸的水溶液中不存在OH－B.pH＝0的溶液是酸性最强的溶液C.在温度不变时，水溶液中[H＋]和[OH－]不能同时增大D.某温度下，纯水中[H ＋]＝2×10－7mol·L －1，其呈酸性 答案 C解析 在酸性或碱性水溶液中均存在H ＋和OH －，故A 项错误；pH ＝0的溶液中[H ＋]＝ 1.0 mol·L －1，并不是酸性最强的溶液，只是[H ＋]>1.0 mol·L －1的溶液用pH 表示酸碱性强弱不方便，故B 项错误；在温度一定时，[H ＋][OH －]＝K w 是一个定值，故二者不能同时增大，故C 项正确；纯水中，[H ＋]＝[OH －]，呈中性，故D 项错误。
考点 溶液的酸碱性与pH 题点 溶液的酸碱性与pH 的综合知识总结 pH 的取值范围为0～14，即只适用于[H ＋]≤1 mol·L －1或[OH －]≤1 mol·L －1的电解质溶液，当[H ＋]或[OH －]>1 mol·L －1时，直接用[H ＋]或[OH －]表示溶液的酸碱性。
二、酸、碱溶液混合后pH 的计算方法 1.强酸、强碱溶液pH 的计算 (1)计算c mol·L －1H n A 强酸溶液的pH ①[H ＋]＝nc mol·L －1； ②pH＝－lg nc 。
(2)计算c mol·L －1B(OH)n 强碱溶液的pH(25 ℃) ①[H ＋]＝10－14ncmol·L －1；②pH＝14＋lg nc 。
2.酸、碱溶液混合后pH 的计算 (1)强酸与强酸混合[H ＋]混＝[H ＋]1·V 1＋[H ＋]2·V 2V 1＋V 2，然后再求pH 。
(2)强碱与强碱混合先计算：[OH －]混＝[OH －]1·V 1＋[OH －]2·V 2V 1＋V 2再求[H ＋]混＝K w[OH －]混，最后求pH 。
(3)强酸与强碱混合①恰好完全反应，溶液呈中性，pH ＝7。
(25 ℃) ②酸过量：先求[H ＋]余＝[H ＋]·V 酸－[OH －]·V 碱V 酸＋V 碱，再求pH 。
③碱过量：先求[OH －]余＝[OH －]·V 碱－[H ＋]·V 酸V 酸＋V 碱，再求[H ＋]＝K w[OH －]余，然后求pH 。
例3 室温下，将0.1 mol·L －1HCl 溶液和0.06 mol·L －1的Ba(OH)2溶液等体积混合后，则该溶液的pH 是( ) A.1.7 B.12.3 C.12 D.1 答案 C解析 这是强酸和强碱的混合，要先判断混合液的酸碱性。
酸中 [H ＋]＝0.1 mol·L －1碱中 [OH －]＝0.12 mol·L －1等体积混合碱过量[OH －]＝[OH －]·V 碱－[H ＋]·V 酸V 酸＋V 碱＝0.01 mol·L －1[H ＋]＝K w[OH －]＝1×10－12mol·L －1pH ＝－lg[H ＋]＝12。
考点 溶液pH 的计算题点 酸、碱溶液混合的pH 计算易错警示 两种溶液混合，不论是两种碱溶液混合，还是酸碱混合，只要混合液显碱性，计算溶液pH 值时，一定先计算混合溶液中的[OH －]，再根据K w ＝[H ＋][OH －]，推出溶液中的[H ＋]，进一步得pH 。
例4 pH ＝13的强碱溶液与pH ＝2的强酸溶液混合，所得混合液的pH ＝11，则强碱与强酸的体积比是( )A.11∶1B.9∶1C.1∶11D.1∶9 答案 D解析 可设碱与酸的体积分别为V (碱)和V (酸)，由题意可知，混合后碱过量，可列等式： 10－14－13·V 碱－10－2·V 酸V 酸＋V 碱＝10－(14－11)，解之可得V (碱)∶V (酸)＝1∶9。
考点溶液pH的计算题点酸、碱溶液混合的pH计算规律总结25 ℃，pH强酸＋pH强碱＝14，等体积混合时，pH混＝7。
25 ℃，pH强酸＋pH强碱>14，等体积混合时，pH混>7。
25 ℃，pH强酸＋pH强碱<14，等体积混合时，pH混<7。
三、酸碱溶液稀释后的pH变化规律1.室温下计算下列酸溶液稀释后的pH(1)pH＝2的盐酸，若加水稀释10倍，其pH为3；若加水稀释10n倍，其pH为2＋n(2＋n<7)(若n≥5，则pH无限接近7)。
(2)若将pH＝5的盐酸加水稀释103倍，其pH接近于7。
(3)pH＝2的醋酸溶液，加水稀释10倍，其pH大小范围应是2<pH<3。
2.室温下计算下列碱溶液稀释后的pH(1)pH＝11的氢氧化钠溶液，若加水稀释10倍，其pH为10；若加水稀释10n倍，其pH为11－n(11－n>7)(若n≥4，则pH无限接近7)。
(2)pH＝11的氨水，若加水稀释10n倍，其pH大小范围应是11－n<pH<11；若无限稀释时，其pH接近于7。
酸或碱溶液稀释后溶液的pH变化图例5常温下，关于溶液的稀释下列说法正确的是( )A.pH＝3的醋酸溶液稀释100倍，pH＝5B.pH＝4的H2SO4溶液加水稀释100倍，溶液中由水电离产生的[H＋]＝1×10－6mol·L－1C.将1 L 0.1 mol·L－1的Ba(OH)2溶液稀释为2 L，pH＝13D.pH＝8的NaOH溶液稀释100倍，其pH＝6答案 C解析A项，pH＝3的醋酸溶液在稀释过程中电离平衡正向移动，稀释100倍时，3<pH<5；B 项，pH＝4的H2SO4溶液稀释100倍时，溶液中的[H＋]＝1×10－6mol·L－1，溶液中的[OH－]＝1×10－141×10－6 mol·L－1＝1×10－8 mol·L －1＝水电离的[OH －]，而水电离的[H ＋]＝水电离的[OH －]＝1×10－8 mol·L －1；C 项，将1 L 0.1 mol·L －1 Ba(OH)2溶液稀释为2 L 时，[OH －]＝0.22 mo l·L－1＝0.1 mol·L －1，[H ＋]＝1×10－13mol·L －1，pH ＝13；D 项，NaOH 是强碱溶液，无论怎么稀释，pH 在常温下不可能为6，只能无限接近于7。
考点 溶液pH 的计算题点 酸、碱溶液稀释时pH 的计算及变化规律易错警示 计算很稀的酸或碱的溶液中[H ＋]或[OH －]时，不能忽视水的电离。
例6 在25 ℃的条件下，将体积都为10 mL ，pH 都等于3的醋酸和盐酸，加水稀释到a mL 和 b mL ，测得稀释后溶液的pH 均为5，则稀释时加入水的体积为( ) A.a ＝b ＝1 000 mL B.a ＝b >1 000 mL C.a <b D.a >b答案 D解析 在溶液中，盐酸的电离是不可逆的，而CH 3COOH 的电离是可逆的，存在电离平衡，在加水稀释的过程中，盐酸溶液里[H ＋]的主要变化只有一个，即减小；CH 3COOH 溶液里[H ＋]的主要变化有两个，即减小和增大。
