水的电离 溶液的酸碱性与ph基础+提高.docx

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水的电离溶液的酸碱性与ph基础+提高

水的电离溶液的酸碱性与pH

一、目标与策略

明确学习目标及主要的学习方法是提高学习效率的首要条件，要做到心中有数！

学习目标：

●1、认识水的离子积常数，能进行溶液pH的简单计算；

●2、初步掌握测定溶液pH的方法，知道溶液pH的调控在工农业生产和科学研究中的重要作用。

学习策略：

●1、通过弱电解质的电离特点把握水的电离；

●2、根据水的离子积常数计算溶液的pH。

二、学习与应用

“凡事预则立，不预则废”．科学地预习才能使我们上课听讲更有目的性和针对性．我们要在预习的基础上，认真听讲，做到眼睛看、耳朵听、心里想、手上记．

1.强、弱电解质

（1）BaSO4、Fe（OH）3的溶解度都很小，属于强电解质，而属于弱电解质。

（2）CH3COOH、HCl的溶解度都很大，属于强电解质，而属于弱电解质。

（3）强、弱电解质的区分依据不是看该物质溶解度的大小，也不是看其水溶液导电能力的强弱，而是看溶于水的部分。

2.电离平衡常数

（1）电离平衡常数大小是由决定的，在同一温度下，不同弱电解质的电离常数。

（2）与化学平衡常数一样，同一弱电解质的电离平衡常数只受影响，浓度影响。

（3）电离平衡常数比较同一温度下不同弱电解质的电离程度，比较不同温度下同一弱电解质的电离程度，

同一温度下不同浓度同一弱电解质的电离程度。

（填“可以”或者“不可以”）

3.电离度

（1）电离度的大小主要是由决定。

在同一条件下，电离度大的弱电解质的电离程度。

故电离度表示弱电解质的相对强弱。

（2）同一弱电解质的电离度既受影响，也受影响。

所以在使用电离度时必须指明和。

若不指明温度，通常认为是。

4.影响电离平衡常数的因素

（1）温度电离过程是过程，温度升高，平衡向移动，电离平衡常数与电离度。

（2）浓度弱电解质浓度越大，电离程度。

知识点一：

水的电离

1．水的电离

（1）水是一种极弱的电解质，它能微弱电离：

2H2O

H3O++OH―ΔH0。

（2）水的电离的特点

①水分子与水分子之间相互作用引起水的电离。

②极难电离，通常只有极少数水分子电离。

③由水电离出的H+和OH―数目。

④水的电离是吸热的、可逆的。

2．水的离子积常数

一定温度下，由水电离出的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，用KW表示。

即KW=。

25℃时，c（H+）=（OH―）=。

25℃时，KW=。

要点诠释：

①KW与温度有关，随温度升高而逐渐。

25℃时KW=1×10－14，

100℃时KW=1×10－12。

②KW=1.0×10－14不仅适用于纯水（或其他中性溶液），也适用于酸、碱、盐的稀溶液。

③在不同溶液中c（H+）、c（OH―）可能不同，但任何溶液中由水电离的c（H+）与c（OH―）

总是相等的。

KW=c（H+）·c（OH―）式中，c（H+）、c（OH―）均表示整个溶液中总物质的量浓度。

④KW是有单位的，其单位为mol2·L―2，因其复杂通常省略。

3．影响水电离的因素。

（1）温度：

由于水的电离吸热，温度越高，水的电离程度，KW，

但仍为中性。

（2）酸、碱：

在纯水中加入酸或碱，酸或碱电离出的H+或OH―会使水的电离平衡

，从而水的电离。

（3）易水解的盐：

在纯水中加入能水解的盐，不管水解后溶液显什么性，均

水的电离，使水的电离程度，但只要不变，KW不变。

（4）其他因素：

如向水中加入活泼金属，由于与水电离出的H+直接作用，因而促进了水的电离平衡向移动。

知识点二：

溶液的酸碱性与pH

1．溶液的酸碱性

溶液的酸碱性取决于溶液中的c（H+）与c（OH―）的相对大小。

在常温下，中性溶液：

c（H+）=c（OH―）=1×10―7mol/L；酸性溶液：

c（H+）c（OH―），c（H+）1×10―7mol/L；

碱性溶液：

c（H+）c（OH―），c（H+）1×10―7mol/L。

要点诠释：

（1）在酸、碱、盐的稀溶液中都存在着水的电离平衡，因此都存在着H+

和OH―，只是其浓度可能相同或不同。

（2）在酸、碱、盐的稀溶液中，仍然有KW=c（H+）·c（OH―）这一关系，因此，已知

c（H+）或c（OH―），就可以通过KW来计算c（OH―）或c（H+）。

如25℃时，0.01mol·L―1盐酸中

c（H+）=10―2mol·L―1，则c（OH―）=；0.01mol·L―1NaOH溶液中c（OH―）=

0.01mol·L―1，则c（H+）=。

2．溶液的酸碱性与pH的关系（常温时）。

（1）pH：

溶液的pH指的是用c（H+）的负常用对数来表示溶液的酸碱性强弱，即

pH=―lg|c（H+）|。

（2）相互关系。

①中性溶液：

c（H+）=c（OH－）=1×10―7mol·L―1，pH=7。

②酸性溶液：

c（H+）＞1×10―7mol·L―1＞c（OH－），pH＜7，酸性越强，pH。

③碱性溶液：

c（H+）＜1×10―7mol·L―1＜c（OH－），pH＞7，碱性越强，pH。

常温下，溶液酸碱性与pH的关系如图所示：

3．溶液酸碱性判定规律。

（1）pH相同的酸（或碱），酸（或碱）性越弱，其物质的量浓度。

（2）pH相同的强酸和弱酸溶液，加水稀释相同的倍数，则强酸溶液pH；碱

也如此。

（3）酸与碱的pH之和为，等体积混合。

①若为强酸与强碱，则pH7；

②若为强酸与弱碱，则pH7；

③若为弱酸与强碱，则pH7。

（4）等体积强酸（pH1）和强碱（pH2）混合。

①若二者pH之和为14，则溶液呈中性，pH7；

②若二者pH之和大于14，则溶液呈性；

③若二者pH之和小于14，则溶液呈性。

4．pH的测定方法。

（1）pH试纸的使用方法：

把pH试纸放在洁净的干燥的表面皿（或玻璃片）上，用

玻璃棒蘸取一滴待测液点在pH试纸的中部，待变色后与比色卡对比，读出pH（整数）。

要点诠释：

①pH试纸不能伸入待测溶液中；②pH试纸不能事先润湿（若润湿相当于

将溶液稀释了），测定pH是一个粗略实验；③pH只读到整数（如3，13）而不能读到小数

（如3.1，12.7）。

（2）常用酸碱指示剂及其变色范围。

指示剂

变色范围的pH

石蕊

＜5.0红色

5.0～8.0紫色

＞8.0蓝色

甲基橙

＜3.1红色

3.1～4.4橙色

＞4.4黄色

酚酞

＜8.2无色

8.2～10.0粉红色

＞10.0红色

5．pH的应用

测试和调控溶液的pH，对工农业生产、科学研究，以及日常生活和医疗保健都具有

重要意义。

（1）医疗上：

当体内的酸碱平衡失调时，血液的pH是诊断疾病的一个重要参数，

而利用药物调控pH则是辅助治疗的重要手段之一。

（2）生活中：

人们洗发时用的护发素，其主要功能也是调节头发的pH使之达到适宜

的酸碱度。

（3）在环保领域中，酸性或碱性废水处理常常利用中和反应，在中和处理的过程中可

用pH自动测定仪进行监测和控制。

（4）农业生产中，因土壤pH影响植物对不同形态养分的吸收及养分的有效性，各种

作物生长都对土壤的pH范围有一定的要求。

（5）在科学实验和工业生产中，溶液pH的控制常常是影响实验结果或产品质量、产量的一个关键因素。

知识点三：

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+）=nc，pH=―lg{c（H+）}=―lgnc

（2）强碱溶液，如B（OH）n，设浓度为cmol·L―1。

，pH=―lg{c（H+）}=14+lgnc

2．混合计算

（1）加水稀释

（2）两强酸混合。

（3）两强碱混合。

（4）酸碱混合。

酸过量：

碱过量：

计算时应判断溶液的酸碱性，若为酸性，按H+计算；若为碱性，按OH－计算。

原

因是在酸性溶液中，OH－来自于水的电离，而冲稀或混合过程中，水的电离被破坏，OH－

的量不再守恒。

H+则考虑酸的电离而忽略水的电离。

碱性溶液同理，只能首先计算OH－的

变化。

3．酸碱稀释时pH变化规律。

（1）pH相同的强酸（碱）和弱酸（碱）稀释相同的倍数，pH变化大。

如pH=3的强酸和弱酸分别稀释100倍，稀释后强酸pH5，弱酸pH5。

（2）pH相同的强酸（碱）和弱酸（碱），分别稀释到相同的pH，加水多。

（3）酸碱无限稀释时其pH→7。

[规律总结]酸按酸、碱归碱；同强相混在中间、异强混合看过量，无限稀释7

为限。

类型一：

水的电离和水的离子积

例1．25℃时，水的电离达到平衡：

H2O

H++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－）降低

B．向水中加入少量固体硫酸氢钠，c（H+）增大，KW不变

C．向水中加入少量固体CH3COONa，平衡逆向移动，c（H+）降低

D．将水加热，KW增大，pH不变

举一反三：

【变式1】水的电离过程为H2O

H++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（）。

A．c（H+）随着温度的升高而降低

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

类型二：

溶液的酸碱性与pH

例2．下列关于溶液酸碱性的说法中，正确的是（）。

A．c（H+）很小的溶液一定呈碱性

B．pH=7的溶液一定呈中性

C．c（OH－）=c（H+）的溶液一定呈中性

D．不能使酚酞溶液变红的溶液一定呈酸性

举一反三：

【变式1】常温下有三种溶液a、b、c，其中a的pH=5，b中c（H+）=1×10－4mol/L，c中

c（OH－）=10－11mol/L，则三种溶液的酸性（）。

A．c溶液最强B．c＞b＞aC．b溶液最强D．b溶液最弱

类型三：

溶液pH的计算

例3．常温下，某溶液中由水电离产生的c（H+）=1×10－11mol·L－1，则该溶液的pH可能是

（）

A．3B．7C．8D．11

举一反三：

【变式1】某温度下，纯水的c（H+）=2.0×10－7mol/L，则此时c（OH－）=________，KW=____

____，温度不变，向水中滴入盐酸，使c（H+）=5.0×10-5mol/L，则c（OH－）=________。

【变式2】25℃时，某溶液中由水电离产生的c（H+）和c（OH-）的乘积为1×10－18，下列说法

正确的是

A．该溶液的pH一定是9

B．该溶液可能pH=5

C．该溶液的pH不可能是7

D．不会有这样的溶液

E．该溶液可能是酸性溶液，也可能是碱性溶液

类型四：

酸、碱混合时溶液pH、体积比的分析与计算

例4．25℃时，若体积Va、pH=a的某一元强酸与体积为Vb、pH=b的某一元强碱混合，恰

好中和，且已知Va＜Vb和a=0.5b。

请填写下列空白。

（1）a值可否等于3？

________（填“可”或“否”），其理由是________。

（2）a值可否等于5？

________（填“可”或“否”），其理由是________。

（3）a的取值范围是________。

举一反三：

【变式1】25℃、101kPa时，若pH=a的10体积的某强酸溶液与pH=b的1体积的某强碱

溶液混合后溶液呈中性，则混合之前该强酸的pH与强碱的pH之间应满足的关系是（）

A．a+b=14B．a+b=13C．a+b=15D．a+b=7

知识回顾——复习答案如下：

1.

（1）BaSO4Fe（OH）3

（2）HClCH3COOH（3）是否完全电离

2.

（1）物质的本性不同

（2）温度不受（3）可以可以不可以

3.

（1）弱电解质的本身性质越大可以

（2）温度浓度温度浓度25℃

4.

（1）吸热电离方向均增大

（2）越小

三、测评与总结

要想学习成绩好，总结测评少不了！

课后复习是学习不可或缺的环节，它可以帮助我们巩固学习效果，弥补知识缺漏，提高学习能力．

知识点：

水的电离溶液的酸碱性与pH

测评系统分数：

模拟考试系统分数：

我的收获

习题整理

题目或题目出处

所属类型或知识点

分析及注意问题

好题

错题

注：

本表格为建议样式，请同学们单独建立错题本，或者使用四中网校错题本进行记录．

知识导学：

水的电离溶液的酸碱性与pH（基础）

对本知识的学案导学的使用率：

□好（基本按照学案导学的资源、例题进行复习、预习和进行课堂笔记等，使用率达到80%以上）

□中（使用本学案导学提供的资源、例题和笔记，使用率在50%-80%左右）

□弱（仅作一般参考，使用率在50%以下）

学生：

_______________家长：

______________指导教师：

_________________

水的电离溶液的酸碱性与pH

一、目标与策略

明确学习目标及主要的学习方法是提高学习效率的首要条件，要做到心中有数！

学习目标：

●1、认识水的离子积常数，能进行溶液pH的简单计算；

●2、初步掌握测定溶液pH的方法，知道溶液pH的调控在工农业生产和科学研究中的重要作用。

学习策略：

●1、通过弱电解质的电离特点把握水的电离；

●2、根据水的离子积常数计算溶液的pH。

二、学习与应用

“凡事预则立，不预则废”．科学地预习才能使我们上课听讲更有目的性和针对性．我们要在预习的基础上，认真听讲，做到眼睛看、耳朵听、心里想、手上记．

1.强、弱电解质

（1）BaSO4、Fe（OH）3的溶解度都很小，属于强电解质，而属于弱电解质。

（2）CH3COOH、HCl的溶解度都很大，属于强电解质，而属于弱电解质。

（3）强、弱电解质的区分依据不是看该物质溶解度的大小，也不是看其水溶液导电能力的强弱，而是看溶于水的部分。

2.电离平衡常数

（1）电离平衡常数大小是由决定的，在同一温度下，不同弱电解质的电离常数。

（2）与化学平衡常数一样，同一弱电解质的电离平衡常数只受影响，浓度影响。

（3）电离平衡常数比较同一温度下不同弱电解质的电离程度，比较不同温度下同一弱电解质的电离程度，

同一温度下不同浓度同一弱电解质的电离程度。

（填“可以”或者“不可以”）

3.电离度

（1）电离度的大小主要是由决定。

在同一条件下，电离度大的弱电解质的电离程度。

故电离度表示弱电解质的相对强弱。

（2）同一弱电解质的电离度既受影响，也受影响。

所以在使用电离度时必须指明和。

若不指明温度，通常认为是。

4.影响电离平衡常数的因素

（1）温度电离过程是过程，温度升高，平衡向移动，电离平衡常数与电离度。

（2）浓度弱电解质浓度越大，电离程度。

知识点一：

水的电离

1．水的电离

（1）水是一种极弱的电解质，它能微弱电离：

2H2O

H3O++OH―ΔH0。

（2）水的电离的特点

①水分子与水分子之间相互作用引起水的电离。

②极难电离，通常只有极少数水分子电离。

③由水电离出的H+和OH―数目。

④水的电离是吸热的、可逆的。

2．水的离子积常数

一定温度下，由水电离出的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，用KW表示。

即KW=。

25℃时，c（H+）=（OH―）=。

25℃时，KW=。

要点诠释：

①KW与温度有关，随温度升高而逐渐。

25℃时KW=1×10－14，

100℃时KW=1×10－12。

②KW=1.0×10－14不仅适用于纯水（或其他中性溶液），也适用于酸、碱、盐的稀溶液。

③在不同溶液中c（H+）、c（OH―）可能不同，但任何溶液中由水电离的c（H+）与c（OH―）

总是相等的。

KW=c（H+）·c（OH―）式中，c（H+）、c（OH―）均表示整个溶液中总物质的量浓度。

④KW是有单位的，其单位为mol2·L―2，因其复杂通常省略。

3．影响水电离的因素。

（1）温度：

由于水的电离吸热，温度越高，水的电离程度，KW，

但仍为中性。

（2）酸、碱：

在纯水中加入酸或碱，酸或碱电离出的H+或OH―会使水的电离平衡

，从而水的电离。

（3）易水解的盐：

在纯水中加入能水解的盐，不管水解后溶液显什么性，均

水的电离，使水的电离程度，但只要不变，KW不变。

（4）其他因素：

如向水中加入活泼金属，由于与水电离出的H+直接作用，因而促进了水的电离平衡向移动。

知识点二：

溶液的酸碱性与pH

1．溶液的酸碱性

溶液的酸碱性取决于溶液中的c（H+）与c（OH―）的相对大小。

在常温下，中性溶液：

c（H+）=c（OH―）=1×10―7mol/L；酸性溶液：

c（H+）c（OH―），c（H+）1×10―7mol/L；

碱性溶液：

c（H+）c（OH―），c（H+）1×10―7mol/L。

要点诠释：

（1）在酸、碱、盐的稀溶液中都存在着水的电离平衡，因此都存在着H+

和OH―，只是其浓度可能相同或不同。

（2）在酸、碱、盐的稀溶液中，仍然有KW=c（H+）·c（OH―）这一关系，因此，已知

c（H+）或c（OH―），就可以通过KW来计算c（OH―）或c（H+）。

如25℃时，0.01mol·L―1盐酸中

c（H+）=10―2mol·L―1，则c（OH―）=；0.01mol·L―1NaOH溶液中c（OH―）=

0.01mol·L―1，则c（H+）=。

2．溶液的酸碱性与pH的关系（常温时）。

（1）pH：

溶液的pH指的是用c（H+）的负常用对数来表示溶液的酸碱性强弱，即

pH=―lg|c（H+）|。

（2）相互关系。

①中性溶液：

c（H+）=c（OH－）=1×10―7mol·L―1，pH=7。

②酸性溶液：

c（H+）＞1×10―7mol·L―1＞c（OH－），pH＜7，酸性越强，pH。

③碱性溶液：

c（H+）＜1×10―7mol·L―1＜c（OH－），pH＞7，碱性越强，pH。

常温下，溶液酸碱性与pH的关系如图所示：

3．溶液酸碱性判定规律。

（1）pH相同的酸（或碱），酸（或碱）性越弱，其物质的量浓度。

（2）pH相同的强酸和弱酸溶液，加水稀释相同的倍数，则强酸溶液pH；碱

也如此。

（3）酸与碱的pH之和为，等体积混合。

①若为强酸与强碱，则pH7；

②若为强酸与弱碱，则pH7；

③若为弱酸与强碱，则pH7。

（4）等体积强酸（pH1）和强碱（pH2）混合。

①若二者pH之和为14，则溶液呈中性，pH7；

②若二者pH之和大于14，则溶液呈性；

③若二者pH之和小于14，则溶液呈性。

4．pH的测定方法。

（1）pH试纸的使用方法：

把pH试纸放在洁净的干燥的表面皿（或玻璃片）上，用

玻璃棒蘸取一滴待测液点在pH试纸的中部，待变色后与比色卡对比，读出pH（整数）。

要点诠释：

①pH试纸不能伸入待测溶液中；②pH试纸不能事先润湿（若润湿相当于

将溶液稀释了），测定pH是一个粗略实验；③pH只读到整数（如3，13）而不能读到小数

（如3.1，12.7）。

（2）常用酸碱指示剂及其变色范围。

指示剂

变色范围的pH

石蕊

＜5.0红色

5.0～8.0紫色

＞8.0蓝色

甲基橙

＜3.1红色

3.1～4.4橙色

＞4.4黄色

酚酞

＜8.2无色

8.2～10.0粉红色

＞10.0红色

5．pH的应用

测试和调控溶液的pH，对工农业生产、科学研究，以及日常生活和医疗保健都具有

重要意义。

（1）医疗上：

当体内的酸碱平衡失调时，血液的pH是诊断疾病的一个重要参数，

而利用药物调控pH则是辅助治疗的重要手段之一。

（2）生活中：

人们洗发时用的护发素，其主要功能也是调节头发的pH使之达到适宜

的酸碱度。

（3）在环保领域中，酸性或碱性废水处理常常利用中和反应，在中和处理的过程中可

用pH自动测定仪进行监测和控制。

（4）农业生产中，因土壤pH影响植物对不同形态养分的吸收及养分的有效性，各种

作物生长都对土壤的pH范围有一定的要求。

（5）在科学实验和工业生产中，溶液pH的控制常常是影响实验结果或产品质量、产量的一个关键因素。

知识点三：

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+）=nc，pH=―lg{c（H+）}=―lgnc

（2）强碱溶液，如B（OH）n，设浓度为cmol·L―1。

，pH=―lg{c（H+）}=14+lgnc

2．混合计算

（1）加水稀释

（2）两强酸混合。

（3）两强碱混合。

（4）酸碱混合。

酸过量：

碱过量：

计算时应判断溶液的酸碱性，若为酸性，按H+计算；若为碱性，按OH－计算。

原

因是在酸性溶液中，OH－来自于水的电离，而冲稀或混合过程中，水的电离被破坏，OH－

的量不再守恒。

H+则考虑酸的电离而忽略水的电离。

碱性溶液同理，只能首先计算OH－的

变化。

3．酸碱稀释时pH变化规律。

（1）pH相同的强酸（碱）和弱酸（碱）稀释相同的倍数，pH变化大。

如pH=3的强酸和弱酸分别稀释100倍，稀释后强酸pH5，弱酸pH5。

（2）pH相同的强酸（碱）和弱酸（碱），分别稀释到相同的pH，加水多。

（3）酸碱无限稀释时其pH→7。

[规律总结]酸按酸、碱归碱；同强相混在中间、异强混合看过量，无限稀释7

为限。

类型一：

水的电离和水的离子积

例1．25℃时，水的电离达到平衡：

H2O

H++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－）降低

B．向水中加入少量固体硫酸氢钠，c（H+）增大，KW不变

C．向水中加入少量固体CH3COONa，平衡逆向移动，c（H+）降低

D．将水加热，KW增大，pH不变

举一反三：

【变式1】水的电离过程为H2O

H++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（）。

A．c（H+）随着温度的升高而降低

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

类型二：

溶液的酸碱性与pH

例2．下列关于溶液酸碱性的说法中，正确的是（）。

A．c（H+）很小的溶液一定呈碱性

B．pH=7的溶液一定呈中性

C．c（OH－）=c（H+）的溶液一定呈中性

D．不能使酚酞溶液变红的溶液一定呈酸性

举一反三：

【变式1】常温下有三种溶液a、b、c，其中a的pH=5，b中c（H+）=1×10－4mol/L，c中

c（OH－）=10－11mol/L，则三种溶液的酸性（）。

A．c溶液最强B．c＞b＞aC．b溶液最强D．b溶液最弱

类型三：

溶液pH的计算

例3．常温