学案导学设计学年高中化学 311 水的电离溶液的酸碱性学案 鲁科版选修4.docx

学案导学设计学年高中化学 311 水的电离溶液的酸碱性学案 鲁科版选修4.docx

《学案导学设计学年高中化学 311 水的电离溶液的酸碱性学案 鲁科版选修4.docx》由会员分享，可在线阅读，更多相关《学案导学设计学年高中化学 311 水的电离溶液的酸碱性学案 鲁科版选修4.docx（13页珍藏版）》请在冰点文库上搜索。

学案导学设计学年高中化学311水的电离溶液的酸碱性学案鲁科版选修4

第1节　水溶液

第1课时　水的电离、溶液的酸碱性

[学习目标定位]　熟悉水的电离，会正确书写水的电离方程式，会分析外界因素对水的电离平衡的影响，能正确书写水的离子积常数表达式，知道溶液酸碱性与pH的关系。

1．化学反应平衡：

对于2HI（g）H2（g）＋I2（g）　ΔH>0在一定条件下反应达到平衡，平衡常数的表达式为K＝[H2]·[I2]/[HI]2。

分析下列条件的改变对此反应平衡的移动及平衡常数的影响：

（1）升高温度，平衡向右移动，平衡常数K增大。

（2）通入氢气，平衡向左移动，平衡常数K不变。

（3）增大压强，平衡不移动，平衡常数K不变。

2．化合物按照其在水溶液或熔融状态下能否导电，可分为电解质和非电解质。

判断下列结论的正误：

（1）电解质和非电解质都是化合物（√）

（2）电解质溶于水后电离产生自由移动的离子而导电（√）

（3）酸、碱、盐、氧化物都是电解质（×）

（4）电解质不一定能导电，能导电的物质不一定是电解质（√）

探究点一　水的电离

1．水是一种极弱的电解质，能够微弱的电离产生H＋和OH－，其过程是可逆过程。

请你据此写出水的电离方程式H2OH＋＋OH－，当水电离产生H＋和OH－的速率与H＋和OH－结合成水分子的速率相等时，水的电离达到了平衡状态。

（1）水的电离平衡常数表达式是K电离＝

。

（2）请你根据水的电离平衡常数表达式，推导并写出水的离子积常数的表达式Kw＝[H＋][OH－]。

（3）常温下，水的离子积常数Kw＝1.0×10－14mol2·L－2，则纯水中[H＋]是1.0×10－7_mol·L－1；若某酸溶液中[H＋]＝1.0×10－4mol·L－1，则溶液中[OH－]为1.0×10－10_mol·L－1。

2．分析下列条件的改变对水的电离平衡H2OH＋＋OH－的影响，并填写下表：

改变条件

电离平衡

溶液中[H＋]

溶液中[OH－]

pH

溶液的酸碱性

Kw

升高温度

右移

增大

增大

减小

中性

增大

加入酸

左移

增大

减小

减小

酸性

不变

加入碱

左移

减小

增大

增大

碱性

不变

加入钠

右移

减小

增大

增大

碱性

不变

[归纳总结]

1．水的离子积常数Kw＝[H＋][OH－]

（1）Kw只与温度有关，温度升高，Kw增大。

（2）常温时，Kw＝1.0×10－14mol2·L－2，不仅适用于纯水，还适用于酸、碱的稀溶液。

（3）不同溶液中，[H＋]、[OH－]可能不同，但任何溶液中由水电离出的[H＋]与[OH－]总是相等的。

2．外界条件对水的电离平衡的影响

（1）因水的电离是吸热过程，故温度升高，会促进水的电离，[H＋]、[OH－]都增大，水仍呈中性。

（2）外加酸（或碱），水中[H＋]或[OH－]增大，会抑制水的电离，水的电离程度减小，Kw不变。

[活学活用]

1．下列关于水的离子积常数的叙述中，正确的是（　　）

A．因为水的离子积常数的表达式是Kw＝[H＋][OH－]，所以Kw随溶液中[H＋]和[OH－]的变化而变化

B．水的离子积Kw与水的电离平衡常数K电离是同一个物理量

C．水的离子积常数仅仅是温度的函数，随着温度的变化而变化

D．水的离子积常数Kw与水的电离平衡常数K电离是两个没有任何关系的物理量

答案　C

解析　水的离子积常数Kw＝K电离[H2O]。

一定温度下K电离和[H2O]都是不变的常数，所以Kw仅仅是温度的函数。

水的离子积常数的表达式是Kw＝[H＋][OH－]，但是只要温度一定，Kw就是不变的常数。

溶液中H＋的浓度变大，OH－的浓度就变小，反之亦然。

探究点二　电解质在水溶液中的存在形态

分别试验等体积等浓度的盐酸、醋酸溶液与等量镁条的反应，并测定两种酸溶液的pH。

填写下表：

1mol·L－1HCl

1mol·L－1CH3COOH

实验操作

与镁反应

现象

产生无色气泡且较快

产生无色气泡且较慢

结论

Mg与盐酸反应速率大，表明盐酸中[H＋]较大

溶液的pH

数值

不相同（填“相同”或“不相同”）

结论

相同物质的量浓度的盐酸和醋酸中[H＋]不相同（填“相同”或“不相同”）

实验总结论

不同的电解质在溶液中电离程度不同，HCl比CH3COOH电离程度大

[归纳总结]

强电解质与弱电解质

（1）分类依据

根据电解质在水溶液中是否全部电离，可把电解质分为强电解质和弱电解质。

（2）强电解质：

在稀的水溶液中完全电离的电解质。

强电解质在水溶液中全部以离子的形态存在。

常见的强电解质有强酸、强碱和大多数的盐。

（3）弱电解质：

在水溶液中部分电离的电解质。

弱电解质的电离过程是可逆的，存在电离平衡，溶液中存在弱电解质的分子及其电离产生的离子。

常见的弱电解质有弱酸、弱碱和水。

[活学活用]

2．下列关于强、弱电解质的叙述中正确的是（　　）

A．强电解质都是离子化合物，弱电解质都是共价化合物

B．强电解质都是可溶性化合物，弱电解质都是难溶性化合物

C．强电解质熔化时都完全电离，弱电解质在水溶液中部分电离

D．强电解质不一定能导电，弱电解质溶液的导电能力不一定比强电解质弱

答案　D

解析　判断强、弱电解质的根本依据是看电解质在水中是否完全电离，与其溶解度、浓度大小及水溶液导电能力的强弱无关。

强极性的共价化合物如HCl也是强电解质，A错误；强、弱电解质与溶解性无关，B错误；溶于水或熔化时完全电离的电解质是强电解质，C错误；电解质导电是有条件的，溶液的导电性与溶液中离子所带的电荷浓度有关，D正确。

探究点三　溶液的酸碱性与pH

1．溶液的酸碱性是由溶液中[H＋]与[OH－]的相对大小决定的。

请填写下表：

[H＋]与[OH－]相对大小

[H＋]的范围（25℃）

中性溶液

[OH－]＝[H＋]

[H＋]＝1.0×10－7mol·L－1

酸性溶液

[OH－]<[H＋]

[H＋]>1.0×10－7mol·L－1

碱性溶液

[OH－]>[H＋]

[H＋]<1.0×10－7mol·L－1

2.溶液的pH

（1）定义：

pH是c（H＋）的负对数，其表达式是pH＝－lg[H＋]。

（2）pH与溶液酸碱性的关系

（3）pH的取值范围为0～14，即只适用于[H＋]≤1mol·L－1或[OH－]≤1mol·L－1的电解质溶液，当[H＋]或[OH－]≥1mol·L－1时，直接用[H＋]或[OH－]表示溶液的酸碱性。

3．溶液酸碱性的测定方法

（1）酸碱指示剂法（只能测定溶液的pH范围）。

指示剂

变色范围（颜色与pH的关系）

石蕊

<5.0红色

5.0～8.0紫色

>8.0蓝色

酚酞

<8.2无色

8.2～10.0粉红色

>10.0红色

甲基橙

<3.1红色

3.1～4.4橙色

>4.4黄色

（2）利用pH试纸测定，使用的正确操作为用干燥洁净的玻璃棒蘸取试液点在试纸上，当试纸颜色变化稳定后迅速与标准比色卡对照，读出pH。

（3）利用pH计测定，仪器pH计可精确测定试液的pH（读至小数点后2位）。

[归纳总结]

溶液酸碱性的判断

（1）在25℃的溶液中：

pH<7　溶液呈酸性，pH越小，[H＋]越大，溶液的酸性越强。

pH＝7　溶液呈中性，[H＋]＝[OH－]＝1.0×10－7mol·L－1。

pH>7　溶液呈碱性，pH越大，[OH－]越大，溶液的碱性越强。

（2）在任意温度下的溶液中：

[H＋]>[OH－]　溶液呈酸性

[H＋]＝[OH－]　溶液呈中性

[H＋]<[OH－]　溶液呈碱性

用[H＋]、[OH－]的相对大小来判断溶液酸碱性，则不受温度影响。

[活学活用]

3．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[H＋]＝1.0×10－7mol·L－1

C．[OH－]＝[H＋]的溶液呈中性

D．在100℃时，纯水的pH<7，因此显酸性

答案　C

解析　A项中运用pH判断溶液的酸碱性时，用到了水的离子积常数，它与温度有关，但A项未给出温度，所以错误；在中性溶液中[H＋]和[OH－]一定相等，但并不一定[OH－]＝[H＋]＝1.0×10－7mol·L－1，所以B项错，C项正确；100℃的纯水中，虽然pH<7，但[H＋]＝[OH－]，还是中性，所以D错误。

1．下列说法正确的是（　　）

A．水的电离方程式：

H2O===H＋＋OH－

B．升高温度，水的电离程度增大

C．在NaOH溶液中没有H＋

D．在HCl溶液中没有OH－

答案　B

解析　水是弱电解质，只有少部分电离，应用“”表示，故A错；水的电离是吸热的，所以升高温度，电离程度增大，B正确；在NaOH溶液中[OH－]>[H＋]，在HCl溶液中[OH－]<[H＋]，在酸、碱溶液中都存在H＋和OH－，所以C、D项错误。

2．下列溶液一定显酸性的是（　　）

A．溶液中[OH－]>[H＋]

B．滴加紫色石蕊试液后变红色的溶液

C．溶液中[H＋]＝10－6mol·L－1

D．pH<7的溶液

答案　B

解析　判断溶液酸碱性的关键是看[H＋]和[OH－]的相对大小，若[H＋]>[OH－]，溶液呈酸性；而pH<7或[H＋]>10－7mol·L－1，仅适用于常温时，若温度不确

定，就不能用来判断溶液的酸碱性；而B项中溶液可使紫色石蕊试液变红，则该溶液为酸性。

3．某温度下纯水中[H＋]＝2×10－7mol·L－1，则此时[OH－]＝____________；该温度下向纯水中加盐酸使[H＋]＝5×10－6mol·L－1，则此时[OH－]＝______________。

答案　2×10－7mol·L－1　8×10－9mol·L－1

解析　纯水中[H＋]＝[OH－]，则[OH－]＝2×10－7mol·L－1；由于该温度下[H＋]＝[OH－]＝2×10－7mol·L－1，则Kw＝4×10－14mol2·L－2，那么加入盐酸后，[OH－]＝

mol·L－1＝8×10－9mol·L－1。

4．现有如下各化合物：

①酒精　②氯化铵　③氢氧化钡　④氨水　⑤H2SO4　⑥铜　⑦H3PO4　⑧二氧化碳

请用物质序号填空：

（1）属于电解质的有______________。

（2）属于非电解质的有______________。

（3）属于强电解质的有__________。

（4）属于弱电解质的有__________。

答案　

（1）②③⑤⑦　

（2）①⑧　（3）②③⑤　（4）⑦

[基础过关]

一、水的离子积的应用

1．如果25℃时，Kw＝1.0×10－14mol2·L－2，某温度下Kw＝1.0×10－12mol2·L－2。

这说明（　　）

A．某温度下的电离常数较大

B．前者的[H＋]较后者大

C．水的电离过程是一个放热过程

D．Kw和K电离无直接关系

答案　A

解析　由Kw导出过程可知，Kw和K电离是有直接关系的两个量Kw＝K电离[H2O]。

2．水的电离过程为H2OH＋＋OH－，在25℃时，水的离子积Kw（25℃）＝1×10－14mol2·L－2；在35℃时，水的离子积Kw（35℃）＝2.1×10－14mol2·L－2，则下列叙述正确的是（　　）

A．[H＋]随着温度的升高而降低

B．35℃时，[H＋]<[OH－]

C．35℃时的水比25℃时的水电离程度小

D．水的电离是吸热的

答案　D

解析　由题中条件可以看出，温度升高时，Kw增大；25℃时，[H＋]＝[OH－]＝1×10－7mol·L－1；35℃时，[H＋]＝[OH－]＝1.45×10－7mol·L－1；温度升高，[H＋]和[OH－]都增大，且始终相等，水的电离程度也增大，因温度升高平衡向正反应方向移动，故水的电离为吸热反应。

3．25℃时，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－1

C．1×10－7mol·L－1D．1×10－12mol·L－1

答案　A

解析　H2SO4电离出的[H＋]＝0.02mol·L－1，由25℃时Kw＝1×10－14mol2·L－2可知[OH－]＝5×10－13mol·L－1，OH－是由水电离产生的，则水电离产生的[H＋]＝[OH－]＝5×10－13mol·L－1。

二、水的电离平衡移动

4．能影响水的电离平衡，并使溶液中的[H＋]>[OH－]的操作是（　　）

A．向水中投入一小块金属钠

B．将水加热煮沸

C．向水中通入二氧化碳气体

D．向水中加食盐晶体

答案　C

解析　钠和水反应生成氢气促进水的电离，使溶液中的[H＋]<[OH－]；将水加热，水的电离程度变大，但[H＋]＝[OH－]；向水中加食盐晶体对水的电离无影响；向水中通入二氧化碳气体生成碳酸，溶液中[H＋]>[OH－]。

5．向纯水中加入少量NaHSO4，在温度不变时，溶液中（　　）

A．[H＋]/[OH－]增大

B．[H＋]减小

C．水中[H＋]与[OH－]的乘积增大

D．[OH－]增大

答案　A

解析　水存在电离平衡：

H2OH＋＋OH－，加入NaHSO4，[H＋]增大，[OH－]减小，[H＋]·[OH－]不变，[H＋]/[OH－]增大。

三、强电解质和弱电解质的判断

6．下列叙述中，能证明某物质是弱电解质的是（　　）

A．熔融时不导电

B．水溶液的导电能力很差

C．不是离子化合物，而是极性共价化合物

D．溶液中已电离的离子和未电离的分子共存

答案　D

解析　判断强、弱电解质的关键，是判断该电解质在水溶液中能否完全电离，是否存在电离平衡。

7．下列说法正确的是（　　）

A．HR溶液的导电性较弱，HR属于弱酸

B．某化合物溶于水能导电，则该化合物为电解质

C．根据电解质在其水溶液中能否完全电离，将电解质分为强电解质和弱电解质

D．食盐是电解质，食盐的水溶液也是电解质

答案　C

解析　溶液的导电性决定于该溶液中自由移动离子的浓度，故A项错；化合物溶于水能导电，不能确定该化合物是电解质，该化合物也可能是非电解质，如SO2，故B项错；食盐和食盐水都是混合物，故食盐和食盐水都不是电解质。

四、溶液酸碱性的判断

8．下列说法正确的是（　　）

A．强酸的水溶液中不存在OH－

B．pH＝0的溶液是酸性最强的溶液

C．在温度不变时，水溶液中[H＋]和[OH－]不能同时增大

D．某温度下，纯水中[H＋]＝2×10－7mol·L－1，其呈酸性

答案　C

解析　在酸性或碱性水溶液中均存在H＋和OH－，所以A错；pH＝0的溶液中[H＋]＝1.0mol·L－1，并不是酸性最强的溶液，只是[H＋]>1.0mol·L－1的溶液用pH表示酸性强弱不再方便，故B错；在温度一定时，[H＋][OH－]＝Kw是一个定值，故二者不能同时增大，故C对；纯水中，[H＋]＝[OH－]，呈中性，所以D错误。

9．在25℃时，某稀溶液中由水电离产生的H＋浓度为1.0×10－13mol·L－1，下列有关该溶液的叙述正确的是（　　）

A．该溶液可能呈酸性

B．该溶液一定呈碱性

C．该溶液的pH一定是1

D．该溶液的pH不可能为13

答案　A

解析　由水电离产生的[H＋]＝1.0×10－13mol·L－1，则由水电离产生的[OH－]＝1.0×10－13mol·L－1。

所以该溶液可能显酸性，也可能显碱性，显酸性时pH＝1，显碱性时pH＝13，故A正确。

10．25℃的下列溶液中，碱性最强的是（　　）

A．pH＝11的溶液

B．[OH－]＝0.12mol·L－1

C．1L含有4gNaOH的溶液

D．[H＋]＝1×10－10mol·L－1的溶液

答案　B

解析　常温下，可以根据pH或[H＋]比较溶液的酸碱性，同样也可以根据[OH－]的大小来比较。

在此为了计算方便，可以求出A、C、D三个选项中溶液的[OH－]，依次为1×10－3mol·L－1、0.1mol·L－1、1×10－4mol·L－1，然后再与B相比，就会发现B溶液中的[OH－]最大，碱性最强。

[能力提升]

11．有一学生在实验室测某溶液的pH。

实验时，他先用蒸馏水润湿pH试纸，然后用洁净干燥的玻璃棒蘸取试样进行检测。

（1）该学生的操作是__________（填“正确的”或“不正确的”），其理由是________________________________________________________________________。

（2）如不正确，请分析是否一定有误差。

答：

________________________________________________________________________

________________________________________________________________________。

（3）若用此法分别测定[H＋]相等的盐酸和醋酸溶液的pH，误差较大的是__________，原因是________________________________________________________________________。

答案　

（1）不正确的　若溶液不显中性，则H＋或OH－被稀释，测出的不是溶液中H＋或OH－对应的pH

（2）不一定有误差，当溶液为中性时则不产生误差

（3）盐酸　因为在稀释过程中醋酸继续电离产生H＋，使得溶液中[H＋]较盐酸溶液中的[H＋]大，误差较小

解析　用蒸馏水对pH试纸润湿后，再蘸取溶液测定溶液的pH，相当于是测量了原溶液稀释后的pH，若溶液是酸性溶液，pH增大，对于弱酸溶液（如醋酸溶液）来说，其pH变化相对较小；若是碱性溶液，其pH减小；若是中性溶液，溶液的pH不变。

12．

（1）某温度（t℃）时，水的Kw＝1×10－12mol2·L－2，则该温度（填“>”、“<”或“＝”）______25℃，其理由是_________________________________。

（2）该温度下，[H＋]＝1×10－7mol·L－1的溶液呈______（填“酸性”、“碱性”或“中性”）；若该溶液中只存在NaOH溶质，则由H2O电离出来的[OH－]＝________mol·L－1。

答案　

（1）>　升温促进水电离，Kw增大

（2）碱性　1×10－7

解析　

（1）升高温度，Kw增大，现Kw＝1×10－12mol2·L－2>1×10－14mol2·L－2，因此温度大于25℃。

（2）该温度下该溶液中[OH－]＝

mol·L－1＝1×10－5mol·L－1，因为[OH－]>[H＋]，所以溶液呈碱性；NaOH溶液中由水电离出来的[OH－]等于溶液中的[H＋]，即为1×10－7mol·L－1。

13．在水的电离平衡中，[H＋]和[OH－]的关系如图所示：

（1）A点水的离子积为1×10－14mol2·L－2，B点水的离子积为____________________。

造成水的离子积变化的原因是____________________________________________。

（2）100℃时，若向溶液中滴加盐酸，能否使体系处于B点位置？

为什么？

（3）100℃时，若盐酸中[H＋]＝5×10－4mol·L－1，则由水电离产生的[H＋]是多少？

答案　

（1）1×10－12mol2·L－2　水的电离要吸热，温度升高，水的电离程度增大，即离子积增大

（2）否，在盐酸中[H＋]≠[OH－]，所以不可能处于B点。

（3）2×10－9mol·L－1

14．已知室温时，0.1mol·L－1的某一元酸HA在水中有0.1%发生电离，回答下列各问题：

（1）该溶液的pH＝________。

（2）HA的电离平衡常数K＝________。

（3）升高温度时，K将________（填“增大”、“减小”或“不变”），pH将________（填“增大”、“减小”或“不变”）。

（4）由HA电离出的[H＋]约为水电离出的[H＋]的______倍。

答案　

（1）4　

（2）1×10－7mol·L－1　（3）增大　减小

（4）106

解析　

（1）HA电离出的[H＋]＝（0.1×0.1%）mol·L－1＝1×10－4mol·L－1，pH＝－lg（1×10－4）＝4；

（2）电离平衡常数K＝

mol·L－1＝1×10－7mol·L－1；

（3）因HAH＋＋A－，电离过程是吸热的，所以升高温度，[H＋]、[A－]均增大，则K增大，而pH减小；

（4）[H＋]HA＝1×10－4mol·L－1，[H＋]水＝[OH－]＝

mol·L－1＝1×10－10mol·L－1，所以[H＋]HA∶[H＋]水＝（1×10－4mol·L－1）∶（1×10－10mol·L－1）＝106。

[拓展探究]

15．中学化学实验中，淡黄色的pH试纸常用于测定溶液的酸碱性。

在25℃时，若溶液的pH＝7，试纸不变色；若pH<7，试纸变红色；若pH>7，试纸变蓝色。

而要精确测定溶液的pH，需用pH计。

pH计主要通过测定溶液中H＋浓度来测定溶液的pH。

（1）已知水中存在如下平衡：

H2O＋H2OH3O＋＋OH－　ΔH>0

现欲使平衡向右移动，且所得溶液呈酸性，选择的方法是________（填字母）。

A．向水中加入NaHSO4

B．向水中加入Cu（NO3）2

C．加热水至100℃（其中[H＋]＝1×10－6mol·L－1）

D．在水中加入（NH4）2SO4

（2）现欲测定100℃沸水的pH及酸碱性，若用pH试纸测定，则试纸显__________色，溶液呈__________（填“酸”、“碱”或“中”）性；若用pH计测定，则pH________7（填“>”、“<”或“＝”），溶液呈________（填“酸”、“碱”或“中”）性。

答案　

（1）BD　

（2）淡黄　中　<　中

解析　

（1）A加入NaHSO4后，[H＋]增大，水电离平衡逆向移动；B中加入Cu（NO3）2，溶液消耗OH－，水的电离平衡正向移动，溶液呈酸性；C中平衡正向移动，但溶液依然为中性；D中加入（NH4）2SO4，消耗OH－，平衡正向移动且呈酸性。

（2）沸水仍呈中性，故用pH试纸测定应呈本来颜色；若用pH计测定，应小于7。