第七单元第2讲水的电离和溶液的酸碱性
解读与阐释
考纲要求权威解读
1.了解水的电离，离子积常数。
2．了解溶液pH的定义。
3．了解测定溶液pH的方法，能进行pH的简单计算。 常见的考查形式：①水的电离平衡的影响因素以及离子积常数的应用；②c(H＋)、c(OH－)、pH和溶液中酸碱性的关系及其计算。
梳理与整合
一、水的电离和水的离子积常数
导学诱思
25 ℃时，纯水的离子积KW＝1.0×10－14，那么25 ℃时盐酸、NaOH、CH3COONa溶液中KW是多少？
答：________________________________________________________________________。
教材回归
1．电离方程式
水是一种极弱的，其电离方程式为________________。
2．室温下纯水的有关数据
(1)c(H＋)＝c(OH－)＝__________。
(2)KW＝__________＝________。
(3)pH＝____。
3．KW的影响因素
KW只与温度有关，温度升高，KW______。
水的离子积常数KW＝c(H＋)?c(OH－)，其实质是水溶液中的H＋和OH－浓度的乘积，不一定是水电离出的H＋和OH－浓度的乘积，所以与其说KW是水的离子积常数，不如说是水溶液中的H＋和OH－的离子积常数。
二、溶液的酸碱性与pH
导学诱思
某溶液的pH＝7，该溶液是否一定为中性溶液？
答：________________________________________________________________________。
教材回归
1．溶液的酸碱性
溶液的酸碱性取决于溶液中________和________的相对大小。
c(H＋)、c(OH－)
的关系室温/25 ℃
数值pH
中性
溶液c(H＋)__c(OH－)c(H＋)＝c(OH－)＝
______________7
酸性
溶液c(H＋)__c(OH－)c(H＋)__1×10－7 mol?L－1____7
碱性
溶液c(H＋)__c(OH－)c(H＋)__1×10－7 mol?L－1____7
2．pH
(1)定义式：pH＝__________。
(2)意义
表示溶液酸碱性的强弱，pH越小，酸性______。
(3)pH试纸的使用
①方法：____________________________________________________________，试纸变色后，与标准比色卡对比即可确定溶液的pH。
②注意：
a．pH试纸使用前不能用蒸馏水润湿，否则待测液因被稀释可能产生误差；
b．用广泛pH试纸读出的pH只能是整数。
溶液酸碱性的判断与溶液的pH是否等于7没有直接的关系，而应比较溶液中c(H＋)与c(OH－)的大小。pH是否等于7只适用于室温下的溶液，而用c(H＋)与c(OH－)的大小判断酸碱性，不受条件限制适用于任何温度下的溶液。
三、酸碱中和滴定
导学诱思
1．滴定实验中高锰酸钾酸性溶液应该盛放在____式滴定管中，原因：________________________。
2．滴定管与量筒的读数有何区别？________________________________________。
教材回归
1．实验用品
(1)试剂：__________、__________、__________、蒸馏水。
(2)仪器：______滴定管(如图A)、______滴定管(如图B)、滴定管夹、铁架台、烧杯、________。
2．实验操作(以标准盐酸滴定待测NaOH溶液为例)
(1)滴定前的准备
①滴定管：______________→洗涤→______→装液→调液面→记录。
②锥形瓶：注碱液→记读数→加指示剂。
(2)滴定
左手__________，右手________________，眼睛注视________________变化，滴定至终点时，记录标准液的体积。
(3)终点判断
等到滴入最后一滴标准液，指示剂变色，且________________，视为达到滴定终点。
3．数据处理
按上述操作重复二至三次，求出用去标准盐酸体积的平均值，根据c(NaOH)＝______________计算。
理解与深化
一、影响水电离平衡的因素
1．实例(H2O H＋＋OH－)
改变条件电离
平衡溶液
中
c(H＋)溶液
中
c(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
酸碱加入酸，如稀硫酸、醋酸左移增大减小减小酸性不变
加入碱，如NaOH、氨水左移减小增大增大碱性不变
加入
盐加入强碱弱酸盐，如Na2CO3溶液右移减小增大增大碱性不变
加入强酸弱碱盐，如AlCl3溶液右移增大减小减小酸性不变
加入强酸强碱盐，如NaCl溶液不移不变不变不变中性不变
加入活泼金属，如Na右移减小增大增大碱性不变
2．总结
(1)降低温度、加入酸碱都能抑制水的电离，升高温度、加入能水解的盐等都能促进水的电离。
(2)KW也属于化学平衡常数，只随温度的变化而变化，加水稀释并不是溶液中的所有离子浓度均减小，如稀释HCl水溶液，OH－浓度却增大。
【例1】 (2011?黑龙江四校联考)水的电离平衡曲线如图所示，下列说法不正确的是( )。
A．图中四点KW间的关系：A＝D＜C＜B
B．若从A点到D点，可采用：温度不变在水中加入少量酸
C．若从A点到C点，可采用：温度不变在水中加入少量NH4Cl固体
D．若从A点到D点，可采用：温度不变在水中加入少量NH4Cl固体
对点训练1(2011?福建厦门质检)对H2O的电离平衡不产生影响的微粒是( )。
A．CH3CH2OH B．NH＋4
C．Cl2 D．S2－
二、水电离出的c(H＋)或c(OH－)的计算(25 ℃)
1．中性溶液
c(H＋)＝c(OH－)＝1.0×10－7 mol?L－1。
2．溶质为酸的溶液
H＋来源于酸电离和水电离，而OH－只来源于水电离。如计算pH＝2的盐酸中水电离出的c(H＋)：方法是先求出溶液中的c(OH－)，c(OH－)＝1×10－12 mol?L－1，即水电离出的c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－12 mol?L－1。
3．溶质为碱的溶液
OH－来源于碱电离和水电离，而H＋只来源于水电离。如pH＝12的NaOH溶液中，c(H＋)＝1×10－12 mol?L－1，即水电离产生的c(OH－)＝c(H＋)＝1×10－12 mol?L－1。
4．水解呈酸性或碱性的盐溶液
H＋和OH－均由水电离产生。如pH＝2的NH4Cl溶液中由水电离出的c(H＋)＝1×10－2 mol?L－1 [c(OH－)＝1×10－12 mol?L－1]；pH＝12的Na2CO3溶液中由水电离出的c(OH－)＝1×10－2 mol?L－1。
【例2】 ①pH＝1的盐酸 ②0.5 mol?L－1的盐酸
③0.1 mol?L－1的NH4Cl溶液 ④1 mol?L－1的NaOH溶液 ⑤pH＝1的NH4Cl溶液 ⑥1 mol?L－1的NaCl溶液，以上溶液中水电离的c(H＋)由大到小的顺序为______________；①⑤的pH均为1，①中由水电离的c(H＋)＝____________，⑤中由水电离的c(H＋)＝____________。
注意区分溶液中的c(H＋)和由水电离的c(H＋)之间的差异，注意溶液中H＋的来源。
三、有关pH的计算
1．单一溶液的pH计算
(1)强酸溶液，如HA，设浓度为c mol?L－1，则c(H＋)＝c mol?L－1，pH＝－lg c。
(2)强碱溶液，如BOH，设浓度为c mol?L－1，则c(OH－)＝c mol?L－1，c(H＋)＝10－14c mol?L－1，pH＝14＋lg c。
2．溶液混合后的pH计算
(1)强酸与强酸溶液混合，先求c(H＋)，再求pH。
c(H＋)＝ n1?H＋?＋n2?H＋?V总
pH＝－lg[c(H＋)]
(2)强碱与强碱溶液混合，先求c(OH－)，通过KW求其c(H＋)和pH。
c(OH－)＝n1?OH－?＋n2?OH－?V总
c(H＋)＝KWc?OH－?
pH＝－lg[c(H＋)]＝－lg[KWc?OH－?]
3．强酸与强碱溶液混合
(1)若酸过量
c(H＋)＝n?H＋?－n?OH－?V总
pH＝－lg[c(H＋)]；
(2)若酸与碱正好完全反应，pH＝7；
(3)若碱过量，则先求c(OH－)，再求c(H＋)和pH。
4．未标明强弱的酸、碱混合
把pH＝2与pH＝12的溶液等体积混合后，其pH不一定等于7。若二者为强酸、强碱，则pH＝7；若为弱酸、强碱，则弱酸有余，pH<7；若为强酸、弱碱，则弱碱有余，pH＞7。
5．酸、碱加水稀释
【例3】 常温下，将pH＝13的NaOH溶液与pH＝3盐酸按体积比为1∶9混合，则混合后溶液的pH约为( )。
A．2 B．6 C．12 D．13
在做关于溶液的pH计算的题目时，要抓住“矛盾的主要方面”，溶液显酸性用溶液中的c(H＋)来计算；溶液显碱性先求溶液中的c(OH－)，再求溶液中的c(H＋)。
口诀：酸按酸(H＋)，碱按碱(OH－)，酸碱中和求过量，无限稀释7为限。
步骤：
对点训练2(2010?海南高考)常温下，将0.1 mol?L－1氢氧化钠溶液与0.06 mol?L－1硫酸溶液等体积混合，该混合溶液的pH等于( )。
A．1.7 B．2.0 C．12.0 D．12.4
实验与探究
酸碱中和滴定
1．酸碱中和滴定原理
H＋＋OH－===H2O，即c标?V标＝c待?V待。
2．酸碱中和滴定的关键
(1)用酸式或碱式滴定管准确测定V标和V待。
(2)准确判断中和反应是否恰好完全进行，借助酸碱指示剂判断滴定终点。
酸碱中和滴定属于中学化学教材中定量测量方法之一，另外，还有滴定法，在高考中经常出现，其原理就是利用得失电子守恒定律。
实验典例
某同学欲用已知物质的量浓度为0.100 0 mol?L－1的盐酸测定未知物质的量浓度的氢氧化钠溶液时，选择酚酞作指示剂。请填写下列空白：
(1)用标准的盐酸滴定待测的氢氧化钠溶液时，左手把握酸式滴定管的活塞，右手摇动锥形瓶，眼睛注视______。直到因加入一滴盐酸，溶液的颜色由______色变为______色，且半分钟不恢复原色，立即停止滴定。
(2)下列操作中可能使所测氢氧化钠溶液的浓度数值偏低的是______(填序号)。
A．酸式滴定管未用标准盐酸溶液润洗就直接注入标准盐酸
B．滴定前盛放氢氧化钠溶液的锥形瓶用蒸馏水洗净后没有干燥
C．酸式滴定管在滴定前有气泡，滴定后气泡消失
D．读取盐酸体积时，开始仰视读数，滴定结束时俯视读数
E．滴定过程中，锥形瓶的振荡过于激烈，使少量溶液溅出
(3)若第一次滴定开始和结束时，酸式滴定管中的液面如下页图所示。则起始读数为V1＝______ mL，终点读数V2＝______ mL。
(4)再结合下表数据，计算被测氢氧化钠溶液的物质的量浓度是______ mol?L－1。
滴定
次数待测溶液
体积/mL标准酸体积
滴定前的刻度/mL滴定后的刻度/mL
第一次10.00V1V2
第二次10.004.1021.10
第三次10.000.4017.60
答案与解析
梳理与整合
一、
导学诱思
KW也是1.0×10－14，因为KW是温度的函数
教材回归
1．H2O H＋＋OH－
2．(1)1×10－7 mol?L－1 (2)c(OH－)?c(H＋) 1×10－14 (3)7
3．增大
二、
导学诱思
否，只有在25 ℃时，pH＝7的溶液才为中性溶液
教材回归
1．c(H＋) c(OH－) ＝ 1×10－7 mol?L－1 ＝ ＞ ＞ < < < ＞
2．(1)－lgc(H＋) (2)越强 (3)取一小块试纸放在表面皿或玻璃片上，用蘸有待测液的玻璃棒点于试纸的中部
三、
导学诱思
①酸 高锰酸钾酸性溶液腐蚀橡胶管
②二者的区别主要有两点：滴定管0刻度在上方，量筒无0刻度，且最小刻度在下方；精确度不同，滴定管读数应记录到小数点后两位，量筒读数记录到小数点后一位
教材回归
1．(1)标准溶液 待测溶液 酸碱指示剂
(2)酸式 碱式 锥形瓶
2．(1)检查是否漏水 润洗
(2)控制活塞 不断振荡锥形瓶 锥形瓶内溶液颜色
(3)半分钟内不褪色
3．cHCl?VHCl/VNaOH
理解与深化
【例1】C 解析：KW是温度的函数，随温度升高而增大，A、D点温度相同，B点温度高于C点温度，所以A正确；从A点到D点，温度不变，酸性增强，所以B选项、D选项正确；A、C点温度不同，所以C选项错误。
对点训练1 A 解析：NH＋4、S2－水解促进了水的电离，Cl2与H2O反应生成HCl、HClO抑制水的电离，所以只有A符合。
【例2】答案：⑤＞③＞⑥＞①＞②＞④ 10－13 mol?L－1 10－1 mol?L－1
解析：酸、碱抑制水的电离，浓度越大抑制程度越大，所以水的电离程度①＞②＞④，盐水解促进水的电离，浓度越大促进的程度越大，水的电离程度⑤＞③，⑥对水的电离程度无影响；①溶液中H＋主要是由盐酸提供，溶液中的OH－全部是由水电离出的，所以由水电离的c(H＋)等于由水电离的c(OH－)＝10－1410－1 mol?L－1；⑤溶液中的H＋全部是由水电离出的，所以由水电离的c(H＋)＝10－1 mol?L－1。
【例3】C 解析：假设NaOH溶液体积为1 L，则n(OH－)＝0.1 mol?L－1×1 L＝0.1 mol、n(H＋)＝0.001 mol?L－1×9 L＝0.009 mol，碱过量，反应后溶液中c(OH－)＝0.1 mol－0.009 mol10 L≈0.01 mol?L－1，c(H＋)＝10－140.01 mol?L－1＝10－12 mol?L－1，pH＝－lg[c(H＋)]＝12。
对点训练2 B 解析：假设溶液为1 L，n(H＋)＝0.12 mol、n(OH－)＝0.1 mol，酸过量反应后溶液中c(H＋)＝0.12 mol－0.1 mol2 L＝0.01 mol?L－1，pH＝2.0。
实验与探究
答案：(1)锥形瓶内溶液颜色的变化 红 无
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