水的电离和溶液的pH 高二上学期化学人教版（2019）选择性必修1+

第三章水溶液中的离子反应与平衡第二节水的电离和溶液的pH第1课时水的电离第1课时水的电离

一、水的电离1．水的电离（1）水是一种极弱的电解质。

（3）影响水的电离平衡的因素。①温度：温度升高，水的电离平衡向正方向移动，c（H＋）和c（OH－）均增大（选填“增大”“减小”或“不变”）；②加酸或碱会抑制（选填“促进”或“抑制”）水的电离。

正增大抑制第1课时水的电离（1）定义当水的电离达到平衡时，电离产物H＋和OH－浓度之积是一个常数，记作Kw。Kw叫做水的离子积常数，简称水的离子积。（2）影响因素①只受温度影响：随着温度的升高，水的电离程度增大，则水的离子积增大；②常温下，一般可以认为Kw＝c（H＋）·c（OH－）＝1×10－14。增大1×10－142．水的离子积常数（3）适用范围水的离子积（Kw）由纯水推导出来，不仅适用于纯水，还适用于稀的电解质水溶液。第1课时水的电离思考1.某温度时，水溶液中Kw＝4×10-14，那么该温度比室温高还是低？该温度下纯水中c（H＋）是多少？2.水的离子积常数Kw＝c（H＋）·c（OH－）中H＋和OH－一定是水电离出来的吗？第1课时水的电离分析下列条件的改变对水的电离平衡的影响，并填写下表：影响因素移动方向c（H＋）c（OH－）水的电离程度Kw升温向右移动增大增大增大增大加HCl(g)向左移动增大减小减小不变加NaOH(s)向左移动减小增大减小不变加活泼金属（如Na）向右移动减小增大增大不变加入NaHSO4(s)向左移动增大减小减小不变二、外界条件对水的电离平衡的影响第1课时水的电离思考分析下列过程中H2O的电离程度的变化（25℃）（1）Zn与稀硫酸反应制H2：

（2）氨水加水稀释时：

（3）向NaOH溶液中滴加盐酸至过量：

（4）向SO2水溶液中通入Cl2至恰好反应：

第1课时水的电离1.水的电离平衡曲线的理解与识别（1）曲线上的任意点(如a,b,c)的Kw都相同，即c（H＋）·c（OH－）相同，温度相同。（2）曲线外的任意点（如d）与曲线上任意点的Kw不同，温度不同。三、Kw的应用（3）实现曲线上点之间的转化需保持温度不变，可通过改变酸碱性实现；实现曲线上点与曲线外点之间的转化必须改变温度。第1课时水的电离2.溶液中水电离出的c（H＋）或c（OH－）的计算方法（1）等量关系无论是纯水，还是酸性（或碱性）溶液，由水电离产生的c水（H＋）＝c水（OH－）。（2）定量关系任何电解质的稀溶液中都存在Kw：Kw＝c（H＋）·c（OH－）。

②稀碱溶液——H＋全部来源于水的电离：

第1课时水的电离

1．25℃，在0．01mol·L－1的硫酸溶液中，水电离出的H＋浓度是

（）A．5×10－13mol·L－1B．0．02mol·L－1C．1×10－7mol·L－1D．1×10－12mol·L－1答案

A第1课时水的电离2.一定温度下，水溶液中c（H＋）和c（OH－）的浓度变化曲线如下图所示，下列说法正确的是（）第2课时溶液的酸碱性与pH第2课时溶液的酸碱性与pH1．溶液的酸碱性一、溶液的酸碱性与测定纯水0.1mol/LNaOH溶液0.1mol/LHCl溶液c（H＋）c（OH－）c（H＋）与c（OH－）的相对大小溶液的酸碱性25℃时，分析下列溶液的氢离子和氢氧根离子浓度第2课时溶液的酸碱性与pH2．溶液的酸碱性与溶液中c（H＋）、c（OH－）的关系c（H＋）与c（OH－）的关系c（H＋）的范围（室温下）酸性溶液c（H＋）＞c（OH－）c（H＋）＞1×10－7mol·L－1中性溶液c（H＋）＝c（OH－）c（H＋）＝1×10－7mol·L－1碱性溶液c（H＋）＜c（OH－）c（H＋）＜1×10－7mol·L－1＞1×10－7＝1×10－7＜1×10－7（1）任何水溶液中都有H＋和OH－。（2）溶液酸碱性取决于溶液中c（H＋）与c（OH－）的相对大小。第1课时溶液的酸碱性与pH3．溶液的酸碱性与pH（1）pH（2）溶液的酸碱性与pH的关系（室温下）第2课时溶液的酸碱性与pH4．溶液酸碱性的表示方法（1）当c（H＋）或c（OH－）大于1mol·L－1时，通常用c（H＋）或c（OH－）直接表示。（2）当c（H＋）或c（OH－）小于或等于1mol·L－1时，通常用pH表示。注意

c（H＋）＝1×10－7mol·L－1或pH＝7的溶液不一定呈中性，只有在室温下，上述关系才成立。c（H＋）c（OH－）pH5．溶液酸碱性的判断依据第2课时溶液的酸碱性与pH（2）pH计pH计，又叫酸度计，可用来精密测量溶液的pH，范围为1至14。（3）利用酸碱指示剂甲基橙（3.1-4.4）酸红碱黄酚酞（8.2-10.0）酸无色碱红色6．溶液酸碱性的测量（1）pH试纸第2课时溶液的酸碱性与pH

1．25℃时，NH4Cl和NH3·H2O混合溶液的pH为7，则该溶液呈

（）A．酸性B．碱性C．中性D．无法确定答案

C7．pH的应用pH在医疗、生活、环保、农业生产和科学实验中都具有重要的应用。溶液的pH的控制常常影响实验结果或产品质量、产量的一个关键因素。第2课时溶液的酸碱性与pH1．某溶液的pH＝7，则该溶液一定显中性吗？判断溶液酸碱性的根本依据是什么？2．常温时，pH＝2的溶液与pH＝12的溶液等体积混合后，混合液的pH一定等于7吗？思考

pH＝7的溶液不一定显中性，如100℃时，pH＝7的溶液一定显碱性。判断溶液酸碱性的根本依据是c（H＋）与c（OH－）的相对大小。

不一定。如果一种是强酸，另一种是强碱，则混合后呈中性，pH＝7；如果一种是强酸，另一种是弱碱，则混合后碱过量，混合液呈碱性，pH＞7；如果一种是弱酸，另一种是强碱，则混合后酸过量，混合液呈酸性，pH＜7。第2课时溶液的酸碱性与pH3．根据“pH＝－lgc（H＋）”及“Kw＝c（H＋）·c（OH－）”，进行计算，并交流讨论。（3）25℃时，将0．02mol/L的盐酸和2×10－5mol/L的盐酸等体积混合，计算所得溶液的pH。（忽略两溶液混合后的体积变化）（1）计算25℃时，0．05mol/LH2SO4溶液的pH。（2）计算25℃时，0．005mol/LBa（OH）2溶液的pH。第2课时溶液的酸碱性与pH

（1）25℃时，0．05mol/LH2SO4溶液中c（H＋）＝0．05mol/L×2＝0．1mol/L，则溶液的pH＝－lg0．1＝1。第2课时溶液的酸碱性与pH1.单一溶液的pH计算①强酸溶液，如HnA，设物质的量浓度为cmol·L－1，c（H＋）＝ncmol·L－1，pH＝－lgc（H＋）＝－lgnc。二、溶液的pH的计算方法第2课时溶液的酸碱性与pH溶液类型相关计算两种强酸混合2.混合溶液（忽略两溶液混合的体积变化）的计算（常温下）两种强碱混合第2课时溶液的酸碱性与pH溶液类型相关计算强酸与强碱混合恰好完全反应呈中性pH＝7酸过量碱过量第2课时溶液的酸碱性与pH三、溶液混合或稀释时pH的变化规律1.溶液混合后的pH变化与计算(1)常温时，酸与碱的pH之和为14，等体积混合若为强酸与强碱，则pH

7；若为强酸与弱碱，则pH

7；若为弱酸与强碱，则pH

7；(2)常温时，等体积强酸（pH1）和强碱（pH2）混合若pH1+pH2=14,则pH

7；若pH1+pH2>14，则pH

7；若pH1+pH2<14，则pH

7；(3)常温时，体积为VaL、pH=a和VbL、pH=b强碱混合后溶液呈中性。则Va、Vb、a、b存在什么规律？第2课时溶液的酸碱性与pH（2）强碱、弱碱溶液的稀释2.酸碱溶液稀释时pH的变化可用数轴表示（1）强酸、弱酸溶液的稀释第2课时溶液的酸碱性与pH（3）变化趋势对于pH相同的强酸和弱酸（或强碱和弱碱）溶液稀释相同的倍数，强酸（或强碱）溶液的pH变化幅度大（如下图所示）。这是因为强酸（或强碱）已完全电离，随着加水稀释，溶液中H＋（或OH－）物质的量（水电离的除外）不会增多，而弱酸（或弱碱）随着加水稀释，电离程度增大，H＋（或OH－）物质的量会不断增多。第2课时溶液的酸碱性与pH（4）对于物质的量浓度相同的强酸和弱酸稀释到原溶液体积的相同倍数a.强酸pH变化程度比弱酸

(强碱和弱碱类似)。b.弱酸、弱碱在稀释过程中有浓度的变化，又有电离平衡的移动,不能求得具体数值，只能确定其pH范围。c相等的酸或碱溶液稀释后溶液pH的变化如图所示。第2课时溶液的酸碱性与pH

第2课时溶液的酸碱性与pH1.下列说法正确的是

（）A．pH＝7的溶液一定呈中性B．不能使酚酞变红的溶液一定呈酸性C．使用广泛pH试纸测得氢氧化钠溶液的pH为10．6D．常温下，0．05mol·L－1的Ba（OH）2溶液的pH＝13[答案]

D第2课时溶液的酸碱性与pHA．0．05mol·L－1的H2SO4溶液