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第二单元溶液的酸碱性一、学习目标1.了解溶液酸碱性的基本概念；2.掌握酸碱指示剂的常用类型和使用方法；3.熟悉弱酸、弱碱溶液的制备方法和性质；4.了解化学反应式中的酸碱对和化学平衡。
二、学习重点1.酸碱指示剂的使用方法；2.弱酸、弱碱的制备方法和性质；3.化学反应式中的酸碱对和化学平衡。
三、学习难点1.酸碱指示剂的选择；2.化学反应式中的酸碱对的理解；3.化学反应中的化学平衡的应用。
四、教学过程1. 溶液酸碱性的基本概念酸碱性是指溶液中氢离子（H+)或氢氧根离子（OH-）的含量。
PH值是表示溶液中氢离子浓度的常用方法，PH值越小，溶液越酸；PH值越大，溶液越碱；PH 值等于7，溶液为中性。
2. 酸碱指示剂的常用类型和使用方法酸碱指示剂是一种能够随着溶液PH值的改变而改变颜色的物质。
常用的酸碱指示剂有酚酞、甲基橙、甲基红等。
使用方法是将指示剂滴加到测试溶液中，根据颜色改变判断溶液的酸碱性。
3. 弱酸、弱碱溶液的制备方法和性质弱酸的常见制备方法有稀硫酸钾反应得到的氢氧化钾和无机酸反应得到的有机酸等。
弱碱的常见制备方法有氨水和氢氧化钠等。
弱酸、弱碱溶液具有缓冲作用和酸碱中和作用。
4. 化学反应式中的酸碱对和化学平衡酸碱对是指在化学反应中转移质子的物质对。
强酸和强碱反应的产物是盐和水，其中弱酸、弱碱部分仍可以存在。
在化学反应中，酸碱中和反应是一种常见的酸碱反应类型。
化学反应达到化学平衡时，反应物与生成物的浓度不再改变。
五、教学反思本单元重点是酸碱指示剂的使用方法、弱酸、弱碱溶液的制备方法和性质以及化学反应中酸碱对和化学平衡。
学生需要多做练习来加深对这些概念的理解。
在教学中可以通过实验的方式让学生体验酸碱反应，加深学生对这些概念的学习体验。
同时，也可以让学生自己设计实验，进行探究和发现，提高学生的综合能力。
最后要通过复习来巩固学生对这些概念的记忆，避免遗忘。
专题8.2 水的电离和溶液的酸碱性1、掌握水的电离过程以及离子积常数以及影响水电离平衡的因素。
2、了解PH的定义，溶液的酸碱性与pH的关系，测定pH方法及简单计算。
3、掌握酸碱中和滴定的基本方法和误差分析。
一、水的电离及离子积常数1、水的电离平衡：水是极弱的电解质，能发生自电离：H 2O＋H2O H3O＋＋OH－，简写为H2O H++OH－（正反应为吸热反应）OH－其电离平衡常数：Ka =H2O2、水的离子积常数：（1）概念：在一定温度下，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。
（2）表达式：K w= c(H+)c(OH－)（3）数值：室温下：K w＝1×10－14。
（4）影响因素：只与温度有关，因为水的电离是吸热过程，所以升高温度，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。
【特别提醒】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c(H＋)H2O＝c(OH－)H2O。
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、影响水的电离平衡的因素（1）酸和碱：酸或碱的加入都会电离出H+或OH-，均使水的电离逆向移动，从而抑制水的电离，水的电离程度减小，K w不变。
（2）温度：由于水的电离吸热，若升高温度，将促进水的电离，[H+]与[OH-]同时同等程度的增加，水的电离程度增大，K w增大，pH变小，但[ H+]与[OH-]始终相等，故仍呈中性。
（3）能水解的盐：不管水解后溶液呈什么性，均促进水的电离，使水的电离程度增大，K w 不变。
第二单元溶液的酸碱性[教材基础—自热身]一、水的电离1．水的电离水是极弱的电解质，水的电离方程式为2H2O H3O＋＋OH－或H2O H＋＋OH－。
2．水的离子积常数水的离子积常数用K w表示，K w＝c(H＋)·c(OH－)。
(1)室温下(25 ℃)：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(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FeCl3、Na2CO3)，水的电离程度增大，K w不变。
二、溶液的酸碱性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。
(2)中性溶液：c(H＋)＝c(OH－)，常温下，pH＝7。
(3)碱性溶液：c(H＋)<c(OH－)，常温下，pH＞7。
2．pH及其测量(1)计算公式：pH＝－lg_c(H＋)。
(2)测量方法①pH试纸法：用镊子夹取一小块试纸放在洁净的玻璃片或表面皿上，用玻璃棒蘸取待测液点在试纸的中央，变色后与标准比色卡对照，即可确定溶液的pH。
②pH计测量法。
(3)溶液的酸碱性与pH的关系常温下：[知能深化—扫盲点]提能点(一)外界条件对水的电离平衡的影响[对点练]1．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＋)＝1×10－2mol·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1×10－10mol·L－1C．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 该温度下蒸馏水中c(H＋)＝1×10－6mol·L－1，大于25 ℃时纯水中c(H＋)，故温度高于25 ℃，A项正确；此温度下K w＝1×10－12，故该NaHSO4溶液中c(OH－)＝1×10－10 mol·L－1，由水电离出的c(H＋)与溶液中的c(OH－)相等，B项正确；加入NaHSO4后，NaHSO4电离出的H＋抑制了水的电离，C项正确；加水稀释时，c(H＋)减小，而K w不变，故c(OH－)增大，D项错误。
溶液的酸碱性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。
(2)中性溶液：c (H ＋)＝c (OH －)，常温下，pH ＝7。
(3)碱性溶液：c (H ＋)＜c (OH －)，常温下，pH ＞7。
提醒：pH ＝7或c (H ＋)＝10－7mol·L －1的溶液不一定呈中性，因水的电离与温度有关，常温时，pH ＝7或c (H ＋)＝10－7mol·L －1溶液呈中性，100 ℃时pH ＝6或c (H ＋)＝1×10－6mol·L－1呈中性。
2．溶液的pH(1)定义式：pH ＝－lg_c (H ＋)。
(2)溶液的酸碱性与pH 的关系(室温下)①由图示关系知，pH 越小，溶液的酸性越强。
②pH 一般表示c (H ＋)≤1 mol·L －1的酸溶液或c (OH －)≤1 mol·L －1的碱溶液。
(3)测量 ①pH 试纸法pH 试纸的使用方法：把小片试纸放在表面皿或玻璃片上，用干燥的玻璃棒蘸取待测液点在pH 试纸中央，试纸变色后，与标准比色卡对比即可确定溶液的pH 。
②pH 计法常用pH 计精确测量溶液的pH ，读数时应保留两位小数。
提醒：(1)pH试纸不能伸入待测液中。
(2)pH试纸不能事先润湿。
用润湿的试纸测酸性溶液偏大，测碱性溶液偏小。
(3)用广范pH试纸测出溶液的pH是1～14的整数，读数不会出现小数。
[应用体验]1．正误判断(正确的打“√”，错误的打“×”)(1)25 ℃，0.01 mol·L－1的H2SO4和HCl溶液的pH均为2。
( )(2)100 ℃，pH＝2的任何稀溶液中c(H＋)＝1×10－2mol·L－1。
( )(3)(2017·全国卷Ⅲ)测定醋酸钠溶液pH的操作为用玻璃棒蘸取溶液，点在湿润的pH试纸上。
( )(4)25 ℃，pH＝6的稀盐酸稀释100倍，溶液的pH＝8。
( )(5)一定温度下，pH＝a的氨水，稀释10倍后，其pH＝b，则a＝b＋1。
( )(6)用pH试纸测定氯水的pH＝4。
( )答案：(1)×(2)√(3)×(4)×(5)×(6)×2．(1)25 ℃，0.01 mol·L－1的HA溶液(αHA＝1%)的pH＝________。
(2)25 ℃，0.05 mol·L－1 Ba(OH)2溶液中pH＝________。
(3)T℃，纯水中pH＝6，则该温度下，0.01 mol·L－1 NaOH溶液中pH＝________。
答案：(1)4 (2)13 (3)10考法1 溶液的酸碱性判断1．用“酸性”“碱性”“中性”或“不确定”填空。
(1)pH<7的溶液________。
(2)水电离出的c(H＋)＝1×10－4mol·L－1的溶液________。
(3)pH＝0的溶液(25 ℃)________。
(4)25 ℃时，K wc＋＝1×10－10mol·L－1的溶液________。
(5)K w＝1×10－13时pH＝7的溶液________。
(6)相同浓度的HCl和NaOH溶液等体积混合________。
(7)25 ℃时，相同浓度NH3·H2O和HCl溶液等体积混合________。
(8)25 ℃时，pH＝2的HCl和pH＝12的NaOH溶液等体积混合____。
(9)25 ℃时，pH＝2的CH3COOH和pH＝12的NaOH溶液等体积混合________。
(10)25 ℃时，pH＝2的HCl和pH＝12的NH3·H2O等体积混合_____。
答案：(1)不确定(2)不确定(3)酸性(4)酸性(5)碱性(6)中性(7)酸性(8)中性(9)酸性(10)碱性[思维建模] 酸碱混合性质判断的两类型等浓度等体积一元酸与一元碱混合的溶液——“谁强显谁性，同强显中性”。
时，pH 之和等于14时，一元强酸和一元弱碱等体积混合呈碱性；一元弱酸和一元强碱等体积混合呈酸性。
即“谁弱谁过量，显谁性”。
考法2 溶液稀释的定量判断2．(1)体积相同，浓度均为0.2 mol·L －1的盐酸和CH 3COOH 溶液，分别加水稀释10倍，溶液的pH 分别变成m 和n ，则m 与n 的关系为________。
(2)体积相同，浓度均为0.2 mol·L －1的盐酸和CH 3COOH 溶液，分别加水稀释m 倍、n 倍，溶液的pH 都变成3，则m 与n 的关系为________。
(3)体积相同，pH 均等于1的盐酸和CH 3COOH 溶液，分别加水稀释m 倍、n 倍，溶液的pH 都变成3，则m 与n 的关系为________。
(4)体积相同，pH 均等于13的氨水和NaOH 溶液，分别加水稀释100倍，溶液的pH 分别为m 和n ，则m 和n 的关系为________。
解析：(1)稀释10倍后两浓度均变为0.02 mol·L －1，盐酸中的c (H ＋)>醋酸中的c (H ＋)，故m <n 。
(2)若稀释相同倍数，盐酸的pH 仍比醋酸的小，故盐酸稀释的倍数大，故m >n 。
(3)稀释相同倍数，CH 3COOH 溶液的pH 变化较小，故m <n 。
(4)稀释相同倍数，氨水的pH 变化较小，故m >n 。
答案：(1)m <n (2)m >n (3)m <n (4)m >n3．(2019·聊城模拟)常温下，关于溶液稀释的说法正确的是( ) A ．将1 L 0.1 mol·L －1的Ba(OH)2溶液加水稀释为2 L ，pH ＝13 B ．pH ＝3的醋酸溶液加水稀释100倍，pH ＝5C ．pH ＝4的H 2SO 4溶液加水稀释100倍，溶液中由水电离产生的c (H ＋)＝1×10－6mol·L－1D ．pH ＝8的NaOH 溶液加水稀释100倍，其pH ＝6A [A 项，c (OH －)＝0.1×22mol·L －1＝0.1 mol·L －1，c (H ＋)＝1×10－13mol·L －1，故pH ＝13，正确；B 项，稀释100倍，ΔpH<2，故3<pH<5，错误；C 项，稀释100倍，pH ＝6，c (H ＋)H 2O≈1×10－8mol·L －1，错误；D 项，稀释100倍，碱性溶液的pH>7，错误。
]考法3 溶液pH 的计算与换算4．(2019·淄博模拟)已知在100 ℃时水的离子积K w ＝1×10－12(本题涉及溶液的温度均为100 ℃)。
下列说法中正确的是( )A ．0.005 mol·L －1的H 2SO 4溶液，pH ＝2 B ．0.001 mol·L －1的NaOH 溶液，pH ＝11C ．0.005 mol·L －1的H 2SO 4溶液与0.01 mol·L －1的NaOH 溶液等体积混合，混合溶液的pH 为6，溶液显酸性D ．完全中和pH ＝3的H 2SO 4溶液50 mL ，需要pH ＝9的NaOH 溶液100 mLA [A 项，0.005 mol·L －1的H 2SO 4溶液中，c (H ＋)＝0.005 mol·L －1×2＝0.01 mol·L －1，pH ＝－lg c (H ＋)＝－lg0.01＝2。
此计算与K w 值无关，不要受K w ＝1× 10－12的干扰；B 项，0.001 mol·L －1的NaOH 溶液中，c (OH －)＝0.001 mol·L －1，c (H ＋)＝K wc－＝1×10－121×10－3 mol·L －1＝1×10－9 mol·L －1，pH ＝－lg(1×10－9)＝9；C 项，0.005 mol·L －1的H 2SO 4溶液与0.01 mol·L －1的NaOH 溶液等体积混合，溶液呈中性，pH ＝6；D 项，pH ＝3的H 2SO 4溶液c (H ＋)＝10－3mol·L －1，pH ＝9的NaOH 溶液，c (OH －)＝10－3mol·L －1，二者完全中和，溶液的体积相等。
]5．25 ℃时，100 mL pH ＝a 的稀硫酸与10 mL pH ＝b 的NaOH 溶液混合，溶液呈中性，则a 、b 的关系为________。
解析：100×10－a＝10×10－14＋b10－a ＋2＝10－14＋b ＋1，故－a ＋2＝－14＋b ＋1，a ＋b ＝15。
答案：a ＋b ＝156．25 ℃时，将体积为V a 、pH ＝a 的某一元强碱与体积为V b 、pH ＝b 的某二元强酸混合。
(1)若所得溶液的pH ＝11，且a ＝13，b ＝2，则V a ∶V b ＝________。
(2)若所得溶液的pH ＝7，且已知V a >V b ，b ＝0.5a ，b 值是否可以等于4________(填“是”或“否”)。
解析：(1)混合后溶液pH 为11，说明碱过量，则10－3＝10－1V a －10－2V b V a ＋V b 可计算出V aV b＝1∶9。
(2)强酸强碱恰好中和则符合公式：a ＋b ＝14＋lg V b V a，由于V b <V a ，故a ＋b <14，又由于b ＝0.5a ，可推知b <143，故b 值可以等于4。
答案：(1)1∶9 (2)是考点二| 酸碱中和滴定1．实验原理利用酸碱中和反应，用已知浓度酸(或碱)来测定未知浓度的碱(或酸)的实验方法。
以标准盐酸滴定待测的NaOH 溶液，待测的NaOH 溶液的物质的量浓度为c (NaOH)＝cVV。
(1)酸碱中和滴定的关键：①准确测定标准液与待测液的体积。
②准确判断滴定终点。
(2)在酸碱中和滴定过程中，开始时由于被滴定的酸(或碱)浓度较大，滴入少量的碱(或酸)对其pH的影响不大。
当滴定接近终点(pH＝7)时，很少量(一滴，约0.04 mL)的碱(或酸)就会引起溶液pH突变，引起指示剂的变色。
提醒：酸碱恰好中和时溶液不一定呈中性，最终溶液的酸碱性取决于生成盐的性质，强酸强碱盐的溶液呈中性，强碱弱酸盐的溶液呈碱性，强酸弱碱盐的溶液呈酸性。
