2024-2025学年高中化学第三章水溶液中的离子平衡第二节第1课时水的电离和溶液的酸碱性学案新人教版选修4

PAGE13-第1课时水的电离和溶液的酸碱性学习目标核心素养1.了解水的电离平衡以及影响因素。2．了解水的离子积并能运用其进行简洁计算。3．了解溶液的酸碱性与pH的关系和溶液酸碱性的推断依据与方法。4．了解pH的测量方法。1.宏观辨识与微观探析：宏观辨识水溶液中的溶质和现象，微观探究微粒的种类、数目和相互作用，对宏观现象进行说明。2．变更观念与平衡思想：通过对水的电离平衡存在的证明及移动的分析，形成并发展微粒观、平衡观和守恒观。3．证据推理与模型认知：能从电离、离子反应、化学平衡的角度分析溶液的酸碱性、导电性。一、水的电离1．水的电离：水是一种极弱的电解质，水的电离存在电离平衡：(1)电离方程式：2H2OH3O＋＋OH－，通常简写为：H2OH＋＋OH－。(2)特例：室温下纯水中c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－7_mol·L－1。2．水的离子积常数：(1)表达式：Kw＝c(H＋)·c(OH－)，25℃时，Kw＝1.0×10－14。(2)影响因素：只与温度有关，上升温度Kw增大，降低温度Kw减小。(3)适用范围：Kw不仅适用于纯水也适用于稀的电解质水溶液。二、溶液的酸碱性1．溶液的酸碱性：溶液酸碱性的推断标准是c(H＋)与c(OH－)的相对大小。2．溶液酸碱性与溶液中c(H＋)和c(OH－)的关系：c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈中性；c(H＋)>c(OH－)，溶液呈酸性，且c(H＋)越大，酸性越强；c(H＋)<c(OH－)，溶液呈碱性，且c(OH－)越大，碱性越强。3．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－)干脆表示。(2)当c(H＋)或c(OH－)小于或等于1mol·L－1时，通常用pH表示。三、溶液的pH1．pH：(1)定义：用H＋的物质的量浓度的负对数表示溶液酸碱性的强弱。(2)表达式：pH＝－lgc(H＋)。(3)意义：pH越大，溶液碱性越强；pH越小，酸性越强。2．溶液的酸碱性与pH的关系：常温下，pH<7，为酸性溶液；pH＝7，为中性溶液；pH>7，为碱性溶液。3．溶液中pH的测定方法：溶液pH的测定方法有指示剂法、pH试纸法、pH计法。

探究点一水的电离平衡1．水的电离(1)水是一种极弱的电解质，可发生微弱的电离。(2)电离方程式为H2O＋H2OH3O＋＋OH－，也可以简写成H2OH＋＋OH－。(3)热效应：水的电离是吸热的过程，上升温度，水的电离平衡右移，其电离程度增大。(4)对于水的电离的有关计算应留意：25℃时1L纯水中只有1×10－7mol的水分子电离。25℃时水的电离平衡常数为：K＝eq\f(cH＋·cOH－,cH2O)＝eq\f(10－7×10－7,55.6)≈1.8×10－16。由水分子电离出的H＋和OH－的数目在任何状况下总是相等的，25℃时纯水中c(H＋)＝c(OH－)＝10－7mol/L。(5)纯水在常温下的有关数据①c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－7mol·L－1②Kw＝c(H＋)·c(OH－)＝1×10－14③pH＝－lgc(H＋)＝72．影响水电离平衡的因素与其他弱电解质的电离平衡相像，水的电离平衡也符合平衡移动原理。由此，向纯水中通入少量气体或加入少量固体或加热时，电离平衡会发生相应的变更：(1)酸或碱：向纯水中加入酸或碱时，酸电离出的H＋或碱电离出的OH－，都抑制了水的电离，使水的电离程度减小，但由水电离出的H＋和OH－浓度肯定是相等的，Kw也不变。(2)盐：向纯水中加入某些盐时，盐电离出的弱酸阴离子(如CH3COO－)或弱碱阳离子(如NHeq\o\al(＋,4))结合水电离出的H＋或OH－生成难电离的弱电解质，促进了水的电离，使水的电离程度增大，盐溶液也呈肯定的酸碱性(盐类的水解将在下一节内容中介绍)，但Kw也不变。(3)温度：水的电离是吸热过程。上升温度，促进了水的电离，水的电离程度增大，c(H＋)和c(OH－)同时增大但保持相等，Kw增大。纯水肯定呈中性。(4)压强：水为液体，变更压强其体积几乎不变。即压强对水的电离平衡无影响。1．在纯水中加入适量稀盐酸时，由于盐酸电离的H＋中和了水电离出的OH－，故水的电离程度增大，这种说法正确吗？提示：不正确。因为水的电离程度很小，故水电离出的OH－的浓度很小，当加入稀盐酸时，不是中和了水电离出的OH－，而是增大了溶液中的H＋浓度，从而抑制了水的电离。2．上升温度时，促进了水的电离，故水电离出的c(H＋)>1.0×10－7mol·L－1，因此溶液显酸性，这种说法正确吗？提示：不正确。上升温度时，促进了水的电离，水电离出的c(H＋)>1.0×10－7mol·L－1，但在纯水中c(H＋)和c(OH－)同时增大，且始终相等，故溶液仍呈中性。【例1】25℃时，水的电离达到平衡：H2OH＋＋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－)减小B．向水中加入少量NaHSO4固体，c(H＋)增大，Kw不变C．向水中加入稀盐酸，平衡正向移动，c(H＋)增大D．将水加热，Kw增大，pH不变【思路分析】水的电离是吸热过程，符合平衡移动原理，对于A、C项要正确理解勒夏特列原理中“减弱”两字的含义。【解析】向水中加入稀氨水，平衡逆向移动，但c(OH－)增大，A项错误；向水中加入稀盐酸，平衡逆向移动，最终溶液中c(H＋)增大，C项错误；将水加热，平衡正向移动，水电离出的c(H＋)和c(OH－)增大，Kw增大，pH减小，D项错误。【答案】B已知25℃时，Kw＝1.0×10－14，假如100℃时，Kw＝5.5×10－13，这说明(C)A．100℃时水的电离程度较小B．前者c(H＋)较后者大C．水的电离过程是一个吸热过程D．100℃时，0.1mol·L－1DCl的重水溶液中水的电离程度肯定是室温时电离程度的10倍解析：由题意知，随水溶液温度的上升，Kw也随之增大，即c(H＋)·c(OH－)增大。c(H＋)·c(OH－)增大，说明H2OH＋＋OH－向右进行的程度大，由此可知水的电离是吸热的，所以A、B两项错误，C项正确；当改用重水作溶剂时，由于重水的电离程度与一般水的电离程度不肯定相同(事实上不同)，所以室温时重水的离子积c(D＋)·c(OD－)不肯定等于1.0×10－14，也不能将一般水在100℃时的离子积常数应用于重水溶液，尽管DCl是强酸，在重水溶液中能够完全电离，题目告知的浓度可以求出溶液中的c(D＋)，但因不知道两种温度条件下的重水离子积常数，所以无法得出c(OD－)，也就是说无法知道两种温度条件下重水分子本身的电离程度，所以D项错误。探究点二水的离子积常数1．推导过程水的电离是一个可逆过程，因此也存在电离平衡常数：K电离＝eq\f(cH＋·cOH－,cH2O)，则有c(H＋)·c(OH－)＝K电离·c(H2O)。1L水的浓度为55.6mol·L－1，为常数，K电离为常数，所以K电离·c(H2O)也必定为常数，因此c(H＋)·c(OH－)为常数。2．正确理解水的离子积(1)Kw只与温度有关。因为水的电离是吸热过程，所以上升温度，有利于水的电离，Kw增大，如：t/℃0102025Kw/10－140.1140.2920.6811.01t/℃405090100Kw/10－142.925.4738.055.0(2)Kw揭示了任何溶液中均存在水的电离平衡，H＋与OH－共存，只是相对含量不同。(3)Kw＝c(H＋)·c(OH－)不仅适用于纯水(或其他中性溶液)，也适用于一切酸、碱、盐的稀溶液。Kw不随溶液中c(H＋)和c(OH－)的变更而变更。(4)肯定温度下，不同溶液中c(H＋)＝eq\f(Kw,cOH－)，故c(H＋)和c(OH－)成反比。(5)在Kw＝c(H＋)·c(OH－)表达式中，c(H＋)、c(OH－)均分别表示整个溶液中H＋、OH－的物质的量浓度。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。酸溶液中，[c(H＋)酸＋c(H＋)H2O]·c(OH－)H2O＝Kw，通常忽视c(H＋)H2O。碱溶液中，[c(OH－)碱＋c(OH－)H2O]·c(H＋)H2O＝Kw，通常忽视c(OH－)H2O。(6)水电离出的c(H＋)和c(OH－)的计算(25℃时)①中性溶液：c(H＋)＝c(OH－)＝1.0×10－7mol/L。②溶质为酸的溶液：H＋来源于酸的电离和水的电离，而OH－只来源于水的电离。如计算0.01mol/L盐酸中由水电离出的c(H＋)，方法是先求出溶液中的c(OH－)＝10－12mol/L，则由水电离出的c(H＋)＝c(OH－)＝10－12mol/L。即：c(OH－)H2O＝c(H＋)H2O＝c(OH－)＝eq\f(Kw,cH＋)。③溶质为碱的溶液：OH－来源于碱的电离和水的电离，而H＋只来源于水的电离。如计算0.01mol/LNaOH溶液中由水电离出的c(OH－)，方法是先求出溶液中c(H＋)＝10－12mol/L，则由水电离出的c(OH－)＝c(H＋)＝10－12mol/L。即：c(H＋)H2O＝c(OH－)H2O＝c(H＋)＝eq\f(Kw,cOH－)。在室温下，0.01mol·L－1的盐酸中，c(OH－)是多少，水电离出的c(H＋)又是多少？提示：由于c(H＋)溶液＝0.01mol·L－1，溶液中c(OH－)＝Kw÷c(H＋)溶液＝(1.0×10－14÷0.01)mol·L－1＝1.0×10－12mol·L－1。由于溶液中的OH－只来源于水的电离，所以水电离出的c(H＋)＝1.0×10－12mol·L－1。【例2】在相同温度下，0.01mol/L的NaOH溶液和0.01mol/L的盐酸相比，下列说法正确的是()A．由水电离出的c(H＋)相等B．由水电离出的c(H＋)都是1.0×10－12mol/LC．由水电离出的c(OH－)都是0.01mol/LD．二者都促进了水的电离【思路分析】酸或碱溶液中的H＋或OH－浓度与水电离出的H＋或OH－浓度的区分：c(H＋)溶液＝c(H＋)酸＋c(H＋)水，c(OH－)溶液＝c(OH－)碱＋c(OH－)水。酸溶液中酸电离出的H＋浓度大于水电离出的H＋浓度的100倍时，可以忽视水电离出的H＋，同理，碱溶液中碱电离出的OH－浓度大于水电离出的OH－浓度的100倍时，可以忽视水电离出的OH－。【解析】若该温度下水的离子积常数为Kw(这里没有说是25℃)，则在0.01mol/L的NaOH溶液中，由水电离出的c(H＋)＝eq\f(Kw,cOH－)＝eq\f(Kw,0.01)mol/L。在0.01mol/L的盐酸中，由水电离出的c(H＋)＝c(OH－)水＝eq\f(Kw,0.01)mol/L。【答案】A(1)某温度下，纯水中的c(H＋)＝2×10－7mol/L，则此时c(OH－)＝2×10－7_mol/L。若温度不变，滴入稀硫酸使c(H＋)＝5×10－6mol/L，则c(OH－)＝8×10－9mol/L，由水电离出的c(H＋)为8×10－9_mol/L。(2)某温度(t℃)时，水的Kw＝1×10－12，则该温度>(填“>”“<”或“＝”)25℃，其理由是升温促进水的电离，Kw增大。(3)某温度下，在c(H＋)＝1×10－7mol/L的NaOH溶液中，由水电离出的c(OH－)＝1×10－7mol/L。探究点三溶液的酸碱性与pH1．溶液的酸碱性、pH和c(H＋)、c(OH－)的相对大小之间的关系2.25℃时，溶液酸碱性与c(H＋)、pH的关系图示图示：3．溶液酸碱性的测定方法(1)用酸碱指示剂测定：这种方法只能测出某一范围内的pH，而不能得出详细的数值。下表列出了几种常用酸碱指示剂的变色范围。(2)用pH试纸测定：pH试纸一般呈黄色，由多种指示剂的混合液浸制而成。测定方法是取一小块试纸放在玻璃片或点滴板上，用干净的玻璃棒蘸取溶液点在试纸中部，变色后与标准比色卡比较。①常见的pH试纸主要有以下三种：a．广范pH试纸：广范pH试纸的pH范围是1～14(最常用)或0～10，可以识别的pH差值约为1。b．精密pH试纸：精密pH试纸的pH范围较窄，可以识别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运用pH试纸时应留意：a．pH试纸不能用蒸馏水润湿，否则测得的pH可能会偏大或偏小。(中性溶液无误差)b．所测pH一般为整数。(3)用pH计测定：通过仪器pH计来精确测定溶液的pH。1．某溶液的pH＝7，该溶液肯定呈中性吗？提示：不肯定。在25℃时，水的离子积常数Kw＝1×10－14，c(H＋)＝1×10－7mol/L，pH＝7。但Kw受温度的影响，当温度上升时，Kw增大，c(H＋)和c(OH－)都增大，pH减小；同理当温度降低时，pH会增大。但无论pH如何变更，纯水肯定呈中性。2．pH＝14的溶液的碱性肯定最强吗？提示：不肯定。因为pH的运用范围仅为0～14，pH＝14的溶液，c(H＋)＝10－14mol/L，此时c(OH－)＝1mol/L，c(OH－)>1mol/L的溶液比pH＝14的溶液的碱性强。3．酸碱性溶液与酸碱溶液是一回事吗？提示：溶液的酸碱性：指溶液中c(H＋)和c(OH－)的相对大小不同表现的性质。酸碱溶液：溶质为酸、碱的水溶液。关系：①酸溶液肯定呈酸性，碱溶液肯定呈碱性。②酸性溶液不肯定是酸溶液，如NaHSO4溶液和KAl(SO4)2溶液等；碱性溶液不肯定是碱溶液，如Na2CO3溶液。4．酸碱的强弱与溶液酸碱性强弱有什么区分与联系？提示：酸、碱的强弱：以电离程度是否完全来划分，强酸、强碱在溶液中完全电离，弱酸、弱碱在溶液中部分电离。溶液酸碱性强弱：溶液酸性强弱是依据c(H＋)的大小来推断，c(H＋)越大，酸性越强。溶液碱性强弱是依据c(OH－)的大小来推断的，c(OH－)越大，碱性越强。两者的关系：①强酸(碱)溶液的酸(碱)性不肯定比弱酸(碱)溶液的酸(碱)性强。②酸(碱)性强的溶液不肯定是强酸(碱)溶液。③酸(碱)性相同的弱酸(碱)比强酸(碱)浓度大，中和实力强。【例3】下列推断正确的是()A．pH＝6的溶液肯定呈酸性B．c(H＋)水电离产生＝c(OH－)水电离产生的溶液肯定呈中性C．使石蕊溶液显红色的溶液肯定呈酸性D．强酸和强碱等物质的量混合后溶液肯定呈中性【思路分析】溶液呈中性eq\o(→,\s\up17(本质))c(H＋)＝c(OH－)。【解析】未指明温度，溶液不肯定呈酸性，A错误；任何条件下c(H＋)水电离产生＝c(OH－)水电离产生，B错误；强酸和强碱等物质的量混合后溶液不肯定呈中性，例如氢氧化钠和硫酸的反应，D错误。【答案】C下列溶液肯定显酸性的是(B)A．溶液中c(OH－)>c(H＋)B．滴加紫色石蕊试液后变红色的溶液C．溶液中c(H＋)＝1×10－6mol·L－1D．c(H＋)>1×10－7mol·L－1的溶液解析：推断溶液酸碱性的关键是看c(H＋)和c(OH－)的相对大小，若c(H＋)>c(OH－)，溶液呈酸性；由c(H＋)>1×10－7mol·L－1推断溶液显酸性，仅适用于常温时，若温度不确定，就不能用来进行推断。而B项中溶液可使紫色石蕊试液变红，则该溶液为酸性溶液。1．下列说法正确的是(D)A．HCl溶液中无OH－有氯化氢分子B．NaOH溶液中无H＋C．NaCl溶液中既无OH－也无H＋D．室温下，任何物质的水溶液中都有H＋和OH－，且Kw＝c(H＋)·c(OH－)＝1×10－14解析：凡是水溶液中都存在H＋和OH－，且Kw＝c(H＋)·c(OH－)，在25℃时Kw＝1×10－14。2．下列说法正确的是(A)A．6mol/L的H2SO4溶液中存在OH－、H＋、SOeq\o\al(2－,4)B．因为水的离子积常数的表达式是Kw＝c(H＋)·c(OH－)，所以Kw随溶液c(H＋)和c(OH－)的变更而变更C．水的电离方程式是：H2O=H＋＋OH－D．Kw＝10－14适用于任何温度、任何溶液3．下列叙述正确的是(A)A．在常温下，任何稀溶液中，c(H＋)·c(OH－)＝1×10－14B．无论在什么条件下，中性溶液里的H＋离子浓度肯定等于1×10－7mol·L－1C．0.2mol·L－1CH3COOH溶液的c(H＋)是0.1mol·L－1CH3COOH溶液的c(H＋)的2倍D．任何浓度的溶液都可以用c(H＋)和c(OH－)的相对大小来表示酸碱性强弱解析：B选项只有在25℃时，c(H＋)＝1×10－7mol·L－1；C选项由于醋酸为弱酸，所以c(H＋)＝eq\r(cK)，eq\f(c1H＋,c2H＋)＝eq\f(\r(c1K),\r(c2K))＝eq\f(\r(0.2),\r(0.1))＝eq\r(2)，不是2倍。D选项对于酸或碱溶液浓度大于1mol·L－1，特殊是浓H2SO4，一般就不用c(H＋)和c(OH－)的相对大小来表示酸碱性强弱。4．水电离过程为H2OH＋＋OH－，在不同温度下其平衡常数为K(25℃)＝1.0×10－14，K(35℃)＝2.1×10－14。则下列叙述正确的是(D)A．c(H＋)随着温度的上升而降低B．在35℃时，c(H＋)>c(OH－)C．水的电离程度(25℃)>(35℃)D．水的电离是吸热的解析：K电离＝eq\f(cH＋·cOH－,cH2O)，由题设知，K(35℃)>K(25℃)，c(H2O)不变，所以c(H＋)随着温度上升而上升，纯水中c(H＋)＝c(OH－)；水的电离过程是吸热过程，则温度高，电离程度大。5．25℃时，把1mL0.1mol/L的H2SO4加水稀释成2L溶液，在此溶液中由水电离产生的H＋浓度为(D)A．1×10－4mol/L B．1×10－8mol/LC．1×10－11mol/L D．1×10－10mol/L解析：稀释后H2SO4溶液中c(H＋)＝eq\f(10－3L×0.1mol/L×2,2L)＝1×10－4mol/L，c(OH－)＝eq\f(Kw,cH＋)＝eq\f(10－14,1×10－4)＝1×10－10(mol/L)，则c(H＋)H2O＝c(OH－)＝1×10－10mol/L。6．下列关于溶液的酸碱性说法正确的是(C)A．c(H＋)很小的溶液肯定呈碱性B．pH＝7的溶液肯定呈中性C．c(OH－)＝c(H＋)的溶液肯定呈中性D．不能使酚酞溶液变红的溶液肯定呈酸性解析：本题考查溶液酸碱性的推断，推断溶液酸碱性的标准是c(H＋)和c(OH－)的相对大小。若c(H＋)>c(OH－)，溶液呈酸性；c(H＋)＝