3.2.1水的电离溶液的酸碱性与pH（原卷版）

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pH3.2.1水的电离溶液的酸碱性与pH板块导航01/学习目标明确内容要求，落实学习任务02/思维导图构建知识体系，加强学习记忆03/知识导学梳理教材内容，掌握基础知识04/效果检测课堂自我检测，发现知识盲点05/问题探究探究重点难点，突破学习任务06/分层训练课后训练巩固，提升能力素养1.了解水的电离平衡及影响因素2.了解水的离子积并能进行简单计算3.了解溶液的酸碱性与pH的关系，学会pH的简单计算。重点:水的离子积、溶液的酸碱性与溶液pH的关系。难点:水的离子积。一、水的电离与水的离子积常数1.水的电离（1）水是一种的电解质。（2）水的电离方程式为或。2.水的离子积常数1）水的电离平衡常数水的电离平衡常数K电离＝。2）水的离子积常数（1）含义：因为水的浓度可看作常数，温度一定，K电离为常数，c(H2O)为常数，因此c(H＋)·c(OH－)为常数。（2）表达式：Kw＝c(H＋)·c(OH－)。（3）数据：室温下，Kw＝，100℃时，Kw＝。（4）影响因素：只与有关，升高，Kw。（5）适用范围：Kw不仅适用于，也适用于稀的。（6）意义：Kw揭示了在任何水溶液中均存在，只要不变，Kw。【易错提醒】①水的离子积常数Kw＝c(H＋)·c(OH－)，不仅适用于纯水，也适用于一切酸、碱、盐的稀溶液。在任何酸、碱、盐的稀溶液中，只要温度一定，Kw就一定。②在不同溶液中，c(H＋)、c(OH－)可能不同，但任何溶液中由水电离产生的c(H＋)、c(OH－)总是相等的。在Kw的表达式中，c(H＋)、c(OH－)均表示整个溶液中H＋、OH－总的物质的量浓度而不是单指由水电离出的c(H＋)、c(OH－)。③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。④水的电离是吸热过程，升高温度，水的电离平衡向电离方向移动，c(H＋)和c(OH－)都增大，故Kw增大，但溶液仍呈中性；对于Kw，若未注明温度，一般认为在常温下，即25℃。3.影响水电离平衡的因素体系变化条件平衡移动方向Kw水的电离程度c(OH－)c(H＋)HClNaOH可水解的盐Na2CO3NH4Cl温度升温降温其他：如加入Na【特别提醒】（1）给水加热，水的电离程度增大，c(H＋)＞10－7mol·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的c(H＋)<1×10－7mol·L－1，而能水解的盐溶液中水电离产生的c(H＋)[或c(OH－)]>1×10－7mol·L－1。4.水的电离平衡曲线分析如图所示，从点线面三维角度认识水的电离平衡曲线：1）从面的角度——水的离子积横纵坐标为反比例函数关系，＝Kw。2）从线的角度——温度关系和溶液酸碱性（1）T1、T2对应线为线，每条线上各点对应的离子积；升高，水的电离程度，水的离子积，则T2T1。（2）ab线为中性溶液线，ab线上c(H＋)c(OH－)，溶液呈性，ab线上方c(H＋)c(OH－)，溶液呈性，ab线下方c(H＋)c(OH－)，溶液呈性。3）从点的角度——条件改变（1）同一等温线上点的变化，离子积常数，即c(H＋)·c(OH－)，c(H＋)和c(OH－)之间为关系，可以通过加入酸、碱、盐，如a→d，可以加入。（2）不同等温线上点的变化，离子积常数，即温度发生了改变。若在ab线上，只能通过温度，例如a→b，通过温度即可实现；若不在ab线上，应先温度，再加入，例如a→e，应先温度，再加入。5.水电离出的c(H＋)或c(OH－)的计算1）先定性根据水的电离平衡影响规律——酸碱抑制，弱盐促进，常温下酸或碱溶液中水电离出的c(H＋)或c(OH－)10－7mol·L－1，含有弱酸根离子或弱碱阳离子的盐溶液中水电离出的c(H＋)或c(OH－)10－7mol·L－1。2）后定量（1）pH＝a(a＜7)的酸溶液中c(H＋)＝10－amol·L－1主要由提供，溶液中c(OH－)＝10a－14mol·L－1由提供；（2）pH＝a(a＞7)的碱溶液中c(OH－)＝10a－14mol·L－1主要由提供，c(H＋)＝10－amol·L－1由提供；（3）能水解的盐溶液中c(H＋)、c(OH－)都是由提供。若pH＝a(a＜7)，由水电离出c(H＋)＝c(OH－)10－amol·L－1，若pH＝a(a＞7)，由水电离出c(H＋)＝c(OH－)10a－14mol·L－1。二、溶液的酸碱性和pH【思考与讨论】p64参考答案（1）水中存在电离平衡：H2OH++OH，加入酸或碱对水的电离起抑制作用，根据平衡移动原理，酸性溶液中有存在，碱性溶液中也有存在。（2）体系纯水向纯水加入少量盐酸向纯水加入少量氢氧化钠溶液c(H＋)c(OH－)c(H＋)和c(OH－)的大小比较1.溶液酸碱性的判断溶液呈酸性、碱性还是中性，应看c(H＋)和c(OH－)的，判断溶液酸碱性的依据主要有三点：判据1在25℃时的溶液中：c(H＋)>1×10－7mol/L溶液呈性，且c(H＋)越，性越强；c(H＋)＝1×10－7mol/L溶液呈性；c(H＋)<1×10－7mol/L溶液呈性，且c(OH－)越，性越强。判据2在25℃时的溶液中：pH<7溶液呈性，且pH越，性越强；pH＝7溶液呈性；pH>7溶液呈性，且pH越，性越强判据3在任意温度下的溶液中：（1）根据c(H＋)和c(OH－)的相对大小进行判断c(H＋)>c(OH－)，或c(H＋)＞eq\r(Kw)mol·L－1，呈性；c(H＋)＝c(OH－)，或c(H＋)＝eq\r(Kw)mol·L－1，呈性；c(H＋)<c(OH－)，或c(H＋)＜eq\r(Kw)mol·L－1，呈性。（2）根据pH、pOH、peq\r(Kw)进行判断pH＜peq\r(Kw)＜pOH，呈性；pH＝pOH＝peq\r(Kw)，呈性；pOH＜peq\r(Kw)＜pH，呈性。其中：pOH＝－lgc(OH－)，peq\r(Kw)＝－lgeq\r(Kw)，pH＋pOH＝2peq\r(Kw)。判据4混合溶液酸碱性的判断方法（1）等浓度等体积一元酸与一元碱溶液的混合——“谁强显，同强显”。（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”。（3）强酸、强碱等体积混合(常温下)①pH之和等于14呈性；②pH之和小于14呈性；③pH之和大于14呈性。【易错提醒】1.溶液显酸碱性的实质是溶液中c(H＋)与c(OH－)的相对大小。2.用pH判断溶液酸碱性时，要注意条件，即温度。不能简单地认为pH等于7的溶液一定为中性，如100℃时，pH＝6为中性，pH<6才显酸性，pH>6显碱性，所以使用pH时需注明温度，若未注明温度，一般认为是常温，就以pH＝7为中性。2.pH及其测量1)pH计算公式：pH＝，如：c(H＋)＝1.0×10－5mol·L－1的酸性溶液pH＝。2)pH意义：pH越大，溶液碱性越；pH越小，酸性越。3)溶液的酸碱性与pH的关系(常温下)【特别提醒】pH的范围为0~14,即只有c(H+)或c(OH)≤1mol·L1时才能适用。4)测量方法（1）酸碱指示剂法酸碱指示剂一般是有机弱酸或弱碱，它们的颜色在一定的pH范围内发生变化，因此，可以用这些弱酸、弱碱来粗略测定溶液的pH范围，不能准确测定出pH的具体值。几种常用指示剂的变色范围和颜色变化如表所示：指示剂变色范围(pH)遇酸的颜色遇碱的颜色甲基橙3.1eq\o(→,\s\up7(橙色))4.4石蕊5.0eq\o(→,\s\up7(紫色))8.0酚酞8.2eq\o(→,\s\up7(粉红色))10.0（2）pH试纸法：①种类a.广泛pH试纸：其pH范围是(最常用)。b.精密pH试纸：其pH范围较窄，可判别0.2或0.3的pH差值。c.专用pH试纸：用于酸性、中性或碱性溶液的专用pH试纸。②使用方法：用镊子夹取一小块试纸放在干燥洁净的或上，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。【易错提醒】①不能把试纸放在待测液中测定。②pH试纸使用前不能用蒸馏水润湿，使用pH试纸测溶液pH时用蒸馏水润湿相当于将待测液稀释，测定的pH不准确。③不能用pH试纸测定“漂白性”溶液的pH，如NaClO溶液、氯水，应选择pH计测定溶液的pH。④使用广泛pH试纸测溶液的pH，读数只读取整数，如pH＝2，而不会是2.1、2.5等小数值，使用范围为0～14。（3）pH计测量法，pH计又称酸度计，可以用来精密测量溶液的pH。测得的溶液pH可以是整数或小数。3.溶液pH的计算（1）单一溶液的pH计算①强酸溶液：如HnA，设浓度为cmol·L－1，c(H＋)＝mol·L－1，pH＝－lgc(H＋)＝。②强碱溶液(25℃)：如B(OH)n，设浓度为cmol·L－1，c(H＋)＝mol·L－1，pH＝－lgc(H＋)＝。（2）混合溶液pH的计算类型①两种强酸混合：直接求出c(H＋)混，再据此求pH。c(H＋)混＝。②两种强碱混合：先求出c(OH－)混，再据Kw求出c(H＋)混，最后求pH。c(OH－)混＝。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(H＋)混或c(OH－)混＝。（3）稀释后溶液pH的变化规律①对于强酸溶液(pH＝a)每稀释10n倍，pH增大n个单位，即pH＝。②对于强碱溶液(pH＝b)每稀释10n倍，pH减小n个单位，即pH＝。③对于弱酸溶液(pH＝a)每稀释10n倍，pH的范围是：(即对于pH相同的强酸和弱酸稀释相同倍数，强酸pH变化的程度大)。④对于弱碱溶液(pH＝b)每稀释10n倍，pH的范围是：(即对于pH相同的强碱和弱碱稀释相同倍数，强碱pH变化的程度大)。（4）25℃时，将强酸、强碱溶液以某体积之比混合，若混合液呈中性，pH酸＋pH碱＝14－lgeq\f(V碱,V酸)，现举例如下：V酸∶V碱c(H＋)∶c(OH－)pH酸＋pH碱10:11∶101∶11∶11:1010∶14．pH的应用①人体健康：人体各种体液都有一定的pH，当酸碱平衡失调时，人体就表现出病变，因而可以利用检测血液中的pH来。②生活应用：利用护发素保护头发，就是通过调节头发的pH使之达到。③环保领域：酸性或碱性的废水的处理，可以利用中和反应调节。④农业生产：土壤的pH影响植物对不同形态养分的吸收及养分的有效性，各种作物的生长也都对土壤的pH范围有一定的要求，因而应注意保持。⑤科学实验、工业生产：常常是影响实验结果或产品质量、产量的一个关键因素。1．请判断下列说法的正误(正确的打“√”，错误的打“×”)（1）室温下，pH=2的HCl溶液与pH=2的CH3COOH溶液水的电离程度相等。()（2）25℃时，向0.1mol·L1氨水中加水稀释，溶液中各离子的浓度均减小。()（3）c(OH)>1×107mol·L1某电解质溶液一定是碱性溶液。()（4）用广泛pH试纸测得某溶液的pH为3.4，用pH计测得某溶液的pH为7.45。()（5）pOH=lgc(OH)，常温下溶液中的pH+pOH=14，正常人的血液pH=7.3，则正常人血液(人的体温高于室温)的pOH等于6.7。()（6）室温下，用pH试纸测得某NaClO溶液的pH=9。()（7）T℃时，某溶液的pH>7，则该溶液呈碱性。()（8）pH试纸可以测定所有溶液的pH。()(9)若溶液中c(H＋)=c(OH)，则溶液为中性。()(10)将水加热，Kw增大，pH减小。()(11)水的离子积常数的数值大小与温度和稀水溶液的浓度有关。()(12)某温度下，纯水中c(H＋)=2.0×107mol·L1，则此时c(OH)=5×108mol·L1。()(13)在表达式Kw=c(H＋)·c(OH)中c(H＋)、c(OH)一定是水电离出的。()(14)25℃时，向纯水中通入一定量SO2，水的电离平衡不移动，Kw不变。()(15)pH=5的CH3COOH溶液和pH=5的NH4Cl溶液中，c(H+)不相等。()2．水的离子积常数，是表示溶液中氢氧离子和的比例关系的常数。它和温度的关系如下表所示：温度/℃25水的离子积（1）时，水的离子积，则（填“”“”或“<”）25，其判断依据是。（2）时，的硫酸溶液，其，其中由水电离产生的。向该硫酸溶液中滴入几滴甲基橙指示剂，溶液呈色。（3）时，某溶液中，取该溶液加水稀释至，则稀释后溶液中。（4）在温度下，某溶液的，则该溶液_______（填字母）。A．呈中性 B．呈碱性C．呈酸性 D．►问题一水的电离平衡及其影响因素【典例1】下列关于水的电离H2O⇌H++OH−

ΔH>0的说法不正确的是A．将水加热至50℃，水的电离平衡正向移动，水依然呈中性B．向水中加入少量NaOH，水的电离平衡逆向移动，溶液呈碱性C．向水中加入少量NH4Cl，水的电离平衡正向移动，溶液呈酸性D．常温下，pH=2的盐酸中，水电离的c(H+)=1.0×10−2mol·L−1【变式11】在25℃时，水的电离达到平衡：，下列叙述正确的是A．向水中加入稀氨水，平衡向左移动，溶液中降低B．向水中加入少量固体硫酸氢钠，溶液中减小，不变C．向水中加入少量固体，溶液中增大，平衡向左移动D．将水加热，增大，pH减小【变式12】关于水的说法，下列错误的是A．水的电离方程式2H2O⇌H3O++OH B．纯水的pH可能为6C．25℃时水中通入少量HCl，KW减小 D．水的电离∆H>0►问题二水电离出的c(H＋)和c(OH－)的计算【典例2】25℃在等体积的①pH=0的H2SO4溶液，②0.05mol·L1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∶5×109C．1∶20∶1010∶109 D．1∶10∶104∶109【变式21】室温下的溶液中，由水电离出的约为A． B．C． D．【变式22】已知：水的电离平衡为，下列说法不正确的是A．纯水加热，增大，pH减小B．纯水中加入固体，平衡逆向移动，降低C．25℃时，的盐酸中，由水电离出的D．相同温度下，pH相同的溶液和氨水中水的电离程度相同►问题三溶液酸碱性的判断【典例3】下列说法不正确的是A．pH>7的溶液不一定呈碱性B．一定显中性C．水电离出的氢离子物质的量浓度为一定显中性D．氨水和盐酸反应后的溶液，若溶液呈中性，则【变式31】下列关于溶液的酸碱性，说法正确的是A．pH=7的溶液呈中性B．中性溶液中一定有c(H＋)=1.0×10－7mol·L－1C．若水电离出的c(OH－)=1.0×10－11mol·L－1，则溶液可能呈酸性，也可能呈碱性D．在100℃时，纯水的pH<7，因此显酸性【变式32】下列溶液一定呈中性的是A．的溶液B．mol⋅L的纯水C．滴加酚酞试液呈无色的溶液D．水电离出的氢离子的物质的量浓度为mol/L►问题四溶液pH的计算【典例4】常温下，将溶液与溶液等体积混合，该混合溶液的等于(混合后体积变化忽略不计)A．1 B．7 C．13 D．14【变式41】常温时，下列叙述正确的是A．醋酸溶液的，将此溶液稀释10倍后，溶液的，则B．若1mLpH=1的盐酸与100mLNaOH溶液混合后，溶液的pH=7则NaOH溶液的pH=11C．盐酸的，盐酸的D．在滴有酚酞溶液的氨水里，加入NH4Cl至溶液恰好无色，则此时溶液的pH＜7【变式42】“火星上‘找’到水的影子”被《科学》杂志评为10大科技突破之一。某温度下，重水(D2O)的离子积，可以用pH一样的定义来规定。下列说法错误的是A．重水是极弱的电解质，将金属Na加入重水中，重水的电离程度增大B．该温度下，纯重水的C．该温度下，1L含0.01molDCl的重水溶液，其pD=2D．该温度下，在100mL的DCl重水溶液中，加入100mLNaOD的重水溶液，充分反应后溶液的pD=13(忽略溶液体积的变化)1．常温下，用0.1mol/LNaOH溶液滴定0.1mol/L盐酸，达到滴定终点时不慎多滴了半滴NaOH溶液(假设1滴溶液的体积约为0.04mL)，继续加水稀释至50mL，所得溶液的pH约为(

)已知①lg2=0.3；②不考虑溶液混合时体积和温度的变化。A．8.4 B．9.0 C．9.6 D．11.62．下列关于水的离子积常数的叙述错误的是A．水的离子积常数的表达式是Kw=c(OH)c(H+)B．水的离子积常数Kw随着溶液中H+浓度或OH浓度的变化而变化C．水的离子积常数仅是温度的函数D．水的离子积常数Kw随温度的升高而增大3．水是最宝贵的资源之一，下列表述正确的是A．c(H+)=1×10−6mol·L−1的水一定呈酸性B．温度升高，纯水中的c(H+)增大，c(OH)减小C．一定温度下，向水中加入酸，可抑制水的电离D．一定温度下，向水中加入碱，可使水的离子积减小4．判断溶液的酸碱性有多种方法。下列溶液一定显碱性的是A．能够使甲基橙呈黄色的溶液 B．的溶液C．溶液中： D．溶液中：5．下列有关说法不正确的是A．的醋酸溶液与的盐酸等体积混合，混合液的B．，的溶液，水电离出的C．任何温度下，都可利用和浓度的相对大小来判断溶液的酸碱性D．，用试纸测得某氯水的为56．健康人体的血液呈弱碱性（7.35～7.45），下列描述中能确定某溶液一定呈碱性的是A．溶液中含OH B．溶液中滴入甲基橙后呈现黄色C．溶液的 D．溶液中存在7．下列叙述正确的是A．使甲基橙显黄色的溶液一定是碱性溶液B．用润湿的pH试纸测定1mol⋅L硫酸氢钠溶液的pH，结果偏高C．一定温度下，的氨水，稀释10倍后，其，则D．由水电离出来的的浓度为mol⋅L，则原溶液的8．（1）t℃时，水的，则该温度(填“>”“<”或“=”)25℃，其理由是。（2）在（1）中所述温度下，的溶液呈(填“酸性”“碱性”或“中性”)；若该溶液中只存在溶质，则由水电离出的。（3）实验室用和稀硫酸制取，反应时溶液中水的电离平衡(填“向左”“向右”或“不”，下同)移动。在新制氯水中加入少量固体，水的电离平衡移动。（4）25℃时，的盐酸中水的电离程度(填“大于”“小于”或“等于”)的溶液中水的电离程度。（5）乙酸(甲，)和氯乙酸(乙，)的水溶液中，下列可以表示两溶液中由水电离出的与加入水的体积V之间关系的是(填字母)。a..c.d.1．常温下，四种溶液：①的氨水②的氢氧化钠溶液③的醋酸④的盐酸，下列说法错误的是A．将溶液①、④等体积混合，所得溶液显碱性B．分别取1mL稀释至10mL，四种溶液的pH：②>①>④>③C．向溶液③、④中分别加入适量的醋酸钠晶体后，两种溶液的pH均增大D．将aL溶液②和bL溶液④混合后，若所得溶液，则2．