資源簡介

3.2 第1課時 水的電離　溶液的酸堿性與pH
【學習目標】
1.了解水的電離過程及水的離子積常數的含義,并能用Kw進行簡單計算。
2.了解水電離的影響因素。
3.了解電解質在水溶液中的存在形式。
【自主預習】
一、水的電離
1.水的電離
水是一種極弱的電解質,能發生微弱的電離,其電離過程示意圖如下:
(1)水是一種極弱的電解質。
(2)水的電離方程式為H2O+H2OH3O++OH-,簡寫為　 。
(3)水的電離是　　　　過程。
2.水的離子積
二、溶液的酸堿性與pH
1.溶液酸堿性的判斷標準
c(H+)與　　　　的相對大小。
2.溶液酸堿性與溶液中c(H+)和c(OH-)的關系
c(H+)和c(OH-)的關系 溶液酸堿性 酸堿性的強弱
c(H+)　　c(OH-) 溶液呈中性 -
c(H+)　　c(OH-) 溶液呈酸性 c(H+)越大,酸性越　
c(H+)　　c(OH-) 溶液呈堿性 c(OH-)越大,堿性越　
3.溶液酸堿性的表示方法
(1)物質的量濃度:當溶液中c(H+)或c(OH-)　　　　時,直接用c(H+)或c(OH-)表示。
(2)pH:當溶液中c(H+)或c(OH-)　　　　時,使用pH表示。
4.溶液的pH與c(H+)及酸堿性的關系
計算公式 pH=　　　
意義 pH越大,溶液的堿性越　　　　; pH越小,溶液的酸性越　　　
溶液酸堿性與c(H+)、pH的關系(常溫下) 酸性溶液:c(H+)　　　c(OH-),c(H+)　　　1×10-7 mol·L-1,pH<7; 中性溶液:c(H+)　　　c(OH-),c(H+)　　　1×10-7 mol·L-1,pH=7; 堿性溶液:c(H+)　　　　c(OH-),c(H+)　　　　1×10-7 mol·L-1,pH>7
適用范圍 1×10-14 mol·L-1三、溶液酸堿性的測定
1.利用pH試紙測定。使用pH試紙的正確操作為取一小塊pH試紙于干燥潔凈的　　　　　　　上,用干燥潔凈的　　　　蘸取試液點在試紙上,當試紙顏色變化穩定后迅速與　　　　對照,讀出pH。
(1)廣泛pH試紙:其pH范圍是　　　　 (最常用),可以識別的pH差約為1。
(2)精密pH試紙:可判別0.2或0.3的pH差值。
(3)專用pH試紙:用于酸性、中性或堿性溶液的專用pH試紙。
2.用pH計測量。
pH計也叫酸度計,該儀器可精密測量溶液的pH。其量程為　　　　。
【參考答案】一、1.(2)H2OH++OH-　(3)吸熱
2.c(H+)·c(OH-)　增大　1×10-14　純水　電解質溶液
二、1.c(OH-)　2.=　>　強　<　強
3.(1)>1 mol·L-1　(2)≤1 mol·L-1
4.-lgc(H+)　強　強　>　>　=　=　<　<
三、1.玻璃片或表面皿　玻璃棒　標準比色卡
(1)1~14 　2.0~14
【效果檢測】
1.判斷正誤(正確的打“√”,錯誤的打“×”)。
(1)任何水溶液的Kw=1.0×10-14。 (　　)
(2)25 ℃,1 mL pH=5的CH3COOH溶液稀釋到1000 mL,所得溶液的pH接近7。 (　　)
(3)25 ℃時,水電離出的c(H+)<1.0×10-7mol·L-1的溶液,其pH>7。 (　　)
(4)加水稀釋H2A溶液,水電離出的c(OH-) ·c(H+)保持不變。 (　　)
(5)取pH=a的H2S溶液10 mL,加蒸餾水稀釋至100 mL,則該溶液pH(6)25 ℃時,pH=3的HCl與pH=11的MOH溶液混合,測得pH>7,則MOH為弱堿。 (　　)
(7)常溫下,將pH=1的稀鹽酸與pH=13的BOH溶液等體積混合,所得溶液pH一定為7。 (　　)
(8)pH=2的SO2水溶液中加入少量0.01 mol·L-1的稀硝酸,溶液pH變小。 (　　)
【答案】(1) ×　(2)√　(3)×　(4)×　(5)√　(6)×
(7)×　 (8)√
2.在純水中存在Kw,其他水溶液中是否也存在Kw
【答案】任何一種稀的水溶液中都存在Kw。
3.某溶液中c(H+)為1×10-7 mol·L-1,此溶液一定呈中性嗎
【答案】判斷溶液酸堿性的標準是c(H+)與c(OH-)的相對大小,而不是與1×10-7 mol·L-1相比較,若c(H+)與c(OH-)不相等,則c(H+)為1×10-7mol·L-1時溶液也不呈中性,如100 ℃時中性溶液中c(H+)=×10-7 mol·L-1。
4.pH試紙使用前能否用蒸餾水潤濕 若用濕潤的pH試紙測量溶液的pH對結果有何影響
【答案】pH試紙不能用蒸餾水潤濕,濕潤后相當于稀釋了溶液。若是酸性溶液,則濕潤后測得的pH偏大;若為堿性溶液,則濕潤后測得的pH偏小;若為中性溶液,則無影響。
【合作探究】
任務1：水的電離和Kw
情境導入　隨著科技不斷發展,我們在街頭會看到有些商販賣不會觸電的插座,他們將整個插座放到水中,該插座仍可以繼續使用,這究竟是不是真的
問題生成
1.試寫出水的電離方程式。
【答案】水的電離方程式:H2OH++OH-。
2.什么是水的離子積常數(Kw)
【答案】當水的電離達到平衡時,電離產物H+和OH-濃度之積是一個常數,記作Kw。Kw叫作水的離子積常數,簡稱水的離子積,表達式為Kw=c(H+)·c(OH-)。
3.將水加熱,Kw、c(H+)、c(OH-)如何變化
【答案】將水加熱,水的電離平衡右移,c(H+)、c(OH-)同等倍數增大,Kw也增大。
4.在任何水溶液中,由水電離出的H+和OH-的濃度是否一定相等
【答案】是。
5.25 ℃,當水電離出的c(H+)=1×10-13 mol·L-1時,溶液的酸堿性如何
【答案】當水電離出的c(H+)=1×10-13 mol·L-1時,水的電離平衡受到抑制,有兩種情況:①該溶液可能呈酸性,c(H+)=0.1 mol·L-1;②該溶液可能呈堿性,c(OH-)=0.1 mol·L-1。故溶液可能呈酸性,也可能呈堿性。
【核心歸納】
1.影響水電離平衡的因素
影響因素 水的電離平衡移動:H2OH++OH- 影響結果
方向 原因 Kw c(H+)變化 c(OH-)變化 c(H+)與c(OH-)的關系
外加 酸堿 加酸 左移 c(H+)增大 不變 增大 減小 c(H+)> c(OH-)
加堿 左移 c(OH-)增大 不變 減小 增大 c(H+)< c(OH-)
外加活潑金屬,如K、Na、Ca 右 移 金屬消耗水電離出的H+ 不變 減小 增大 c(H+)2.水的離子積常數
(1)影響因素
Kw隨溫度的變化而變化,溫度升高,Kw增大;溫度降低,Kw減小。
(2)適用范圍
Kw不僅適用于純水,還適用于酸、堿、鹽的稀溶液,任何溶液中的氫離子濃度和氫氧根離子濃度不一定相等,但水電離的氫離子濃度和氫氧根離子濃度相等。只要溶液溫度不變,水溶液中水的離子積常數就不變。
(3)表達式的應用
Kw表達式中,c(H+)、c(OH-)均表示整個溶液中相應離子總物質的量濃度。但是一般情況下有:
酸溶液中Kw=c酸(H+)·c水(OH-)(忽略水電離出的H+濃度)。
堿溶液中Kw=c水(H+)·c堿(OH-)(忽略水電離出的OH-濃度)。
【典型例題】
【例1】關于水的說法,下列錯誤的是(　　)。
A.水的電離方程式為2H2OH3O++OH-
B.純水的pH可能為6
C.25 ℃時水中通入少量HCl,恢復至25 ℃,Kw減小
D.水的電離過程的ΔH>0
【答案】C
【解析】A項,水是弱電解質,電離方程式為2H2OH3O++OH-,正確;B項,水的電離是吸熱過程,溫度升高,水的離子積增大,純水的pH可能為6,正確;C項,Kw只受溫度影響,溫度不變,Kw不變,錯誤;D項,水的電離過程吸熱,ΔH>0,正確。
【例2】不同溫度下,水的離子積常數如下所示。
T/℃ 0 10 20 25 40 50 90 100
Kw/10-14 0.1 0.3 0.7 1.0 2.9 5.3 37.1 54.5
下列說法不正確的是(　　)。
A.水的電離為吸熱過程
B.25 ℃,純水中c(H+)=c(OH-)=10-7 mol·L-1
C.90 ℃,0.1 mol·L-1 NaCl溶液的pH<7,呈中性
D.pH=5的稀鹽酸溶液中c(OH-)一定為10-9mol·L-1
【答案】D
【解析】A項,根據溫度與水的離子積常數Kw的關系可知,升高溫度,促進水的電離,水的電離程度增大,說明水的電離為吸熱過程,正確;B項,25 ℃,Kw=10-14,此時純水中c(H+)=c(OH-)=10-7 mol·L-1,正確;C項,90 ℃,升高溫度,水的離子積常數增大,溶液中c(H+)增大,0.1 mol·L-1 NaCl溶液的pH<7,但溶液中c(H+)=c(OH-),因此溶液呈中性,正確;D項,pH=5的稀鹽酸溶液中,c(H+)=10-5 mol·L-1,若T=25 ℃,溶液中c(OH-)=10-9 mol·L-1,若T≠25 ℃,則溶液中c(OH-)可能大于10-9 mol·L-1,也可能小于10-9 mol·L-1,錯誤。
特別提醒：1.水的離子積常數Kw=c(H+)·c(OH-),不僅適用于純水,也適用于一切酸、堿、鹽的稀溶液。在任何酸、堿、鹽的稀溶液中,只要溫度一定,Kw就一定。
2.在不同溶液中,c(H+)、c(OH-)可能不同,但任何溶液中由水電離產生的c(H+)、c(OH-)總是相等的。在Kw的表達式中,c(H+)、c(OH-)均表示整個溶液中H+、OH-總的物質的量濃度,而不是單指由水電離出的c(H+)、c(OH-)。
3.水的離子積常數顯示了在任何水溶液中均存在水的電離平衡,都有H+和OH-共存,只是相對含量不同而已。
4.水的電離是吸熱過程,升高溫度,水的電離平衡向電離方向移動,c(H+)和c(OH-)都增大,故Kw增大,但純水仍呈中性。
任務2：溶液的酸堿性與pH
情境導入　水盆花卉,上面花香滿室,下面魚兒暢游,人們不僅可以欣賞以往花的地面部分的正常生長,還可以通過瓶體看到植物世界獨具觀賞價值的根系生長過程。水中根系錯綜復雜,魚兒悠閑暢游,其景美不勝收……各種花卉的生長都需要酸堿性適宜的環境,營養液的酸堿度直接影響營養液中養分存在的狀態、轉化和有效性。pH大于或小于適宜的界限,花卉便不能吸收所需養分,造成營養缺乏,生長不良,甚至死亡。所以營養液中酸堿度(pH)的調整是非常重要的。你會測定營養液的pH嗎
問題生成
1.溶液的酸堿性取決于什么
【答案】溶液的酸堿性是由溶液中c(H+)與c(OH-)的相對大小決定的。具體如下表(25 ℃):
溶液的酸堿性 c(H+)與c(OH-)比較 c(H+)大小
酸性溶液 c(H+)>c(OH-) c(H+)>1×10-7 mol·L-1
中性溶液 c(H+)=c(OH-) c(H+)=1×10-7 mol·L-1
堿性溶液 c(H+)2.25 ℃時,pH與溶液酸堿性的關系如何
【答案】pH大小能反映出溶液中c(H+)的大小,即能表示溶液的酸堿性強弱。
3.測定營養液酸堿性的方法有哪些
【答案】(1)酸堿指示劑法(只能測定溶液的pH范圍)。常見酸堿指示劑的變色范圍:
指示劑 變色范圍(顏色與pH的關系)
石蕊 紅色←5.0紫色8.0→藍色
酚酞 無色←8.2粉紅色10.0→紅色
甲基橙 紅色←3.1橙色4.4→黃色
　　(2)利用pH試紙測定,正確操作為取一小片pH試紙,放在潔凈、干燥的表面皿或玻璃片上,用干燥潔凈的玻璃棒蘸取試液點在試紙上,當試紙顏色變化穩定后迅速與標準比色卡對照,讀出pH。
(3)利用pH計測定,pH計可精確測定試液的pH(讀至小數點后2位)。
4.能否用pH試紙測氯水的pH 為什么
【答案】不能。因為氯水中含有的HClO具有漂白性,可將pH試紙漂白,應用酸度計測定。
【核心歸納】
1.溶液pH的計算方法
(1)單一溶液
溶液類型 相關計算
強酸(HnA) 設HnA的濃度為c mol·L-1,則c(H+)=nc mol·L-1,pH=-lg c(H+)=-lg nc
強堿[B(OH)n] 溶液 設B(OH)n的濃度為c mol·L-1,則c(OH-)=nc mol·L-1,c(H+)== mol·L-1,pH=-lg c(H+)=14+lg nc
(2)混合溶液
溶液類型 相關計算(混合后溶液體積變化忽略不計)
兩種強 酸混合 c(H+)= pH
兩種強 堿混合 c(OH-) = c(H+) pH
強酸強堿混合 恰好完全反應 pH=7(25 ℃) c(H+)=c(OH-)
酸過量 c(H+)= pH
堿過量 c(OH-)= c(H+)= pH
2.稀釋后溶液pH的變化規律(常溫下)
(1)對于強酸溶液(pH=a),每稀釋10n倍,pH增大n個單位,即pH=a+n(a+n<7)。
(2)對于強堿溶液(pH=b),每稀釋10n倍,pH減小n個單位,即pH=b-n(b-n>7)。
(3)對于弱酸溶液(pH=a),每稀釋10n倍,pH的范圍是a(4)對于弱堿溶液(pH=b),每稀釋10n倍,pH的范圍是b-n(5)酸、堿無限稀釋,pH無限接近于7,但酸不能大于7,堿不能小于7。
用圖像表示如下:
【典型例題】
【例3】下列溶液一定呈中性的是(　　)。
A.pH=7的溶液
B.c(H+)=c(OH-)的溶液
C.由等物質的量的強酸、強堿反應得到的溶液
D.非電解質溶于水得到的溶液
【答案】B
【解析】溶液呈中性的標志是c(H+)=c(OH-)。溶液pH=7時,只說明c(H+)=10-7 mol·L-1,當溫度升高時,中性溶液中的c(H+)>10-7 mol·L-1,即pH<7。等物質的量的強酸與強堿,由于它們所含的H+和OH-的物質的量未知,因此無法判斷它們混合后溶液的酸堿性。若n(H+)>n(OH-),則H+過量,溶液呈酸性;若n(OH-)>n(H+),則OH-過量,溶液呈堿性;只有當n(H+)=n(OH-)時,H+與OH-恰好完全反應,溶液才呈中性。非電解質只是它本身不能直接電離產生離子,當它溶于水時可能與水反應生成能電離的物質,使溶液呈酸性或堿性,如SO2溶于水生成H2SO3,溶液呈酸性,NH3溶于水生成NH3·H2O,溶液呈堿性。
【例4】室溫時,下列混合溶液的pH一定小于7的是(　　)。
A.pH=3的鹽酸和pH=11的氨水等體積混合
B.pH=3的鹽酸和pH=11的氫氧化鋇溶液等體積混合
C.pH=3的醋酸溶液和pH=11的氫氧化鋇溶液等體積混合
D.pH=3的硫酸溶液和pH=11的氨水等體積混合
【答案】C
【解析】A項,氨水過量,pH>7;B項,pH=7;C項,CH3COOH過量,pH<7;D項,氨水過量,pH>7。
【隨堂檢測】
課堂基礎
1.25 ℃時,水的電離達到平衡:H2OH++OH-,下列敘述正確的是(　　)。
A.將純水加熱到95 ℃時,Kw變大,pH不變,水仍呈中性
B.向純水中加入稀氨水,平衡逆向移動,c(OH-)增大,Kw變小
C.向純水中加入少量NaOH固體,c(OH-)增大,Kw不變,影響水的電離平衡
D.向純水中加入鹽酸,可抑制水的電離;加入醋酸,可促進水的電離
【答案】C
【解析】A項,升高溫度,水的電離平衡正向移動,氫離子濃度增大,pH變小,但c(H+)=c(OH-),水仍呈中性,錯誤;B項,向純水中加入稀氨水,溫度不變,Kw不變,錯誤;C項,向純水中加入少量NaOH固體,c(OH-)增大,抑制水的電離,溫度不變,Kw不變,正確;D項,無論是強酸還是弱酸均會抑制水的電離,錯誤。
2.用pH試紙測定溶液的pH,下列敘述正確的是(　　)。
A.測得某濃度的NaClO溶液的pH為10
B.常溫下測得NH4Cl溶液的pH約為4.1
C.用濕潤的pH試紙測pH相同的鹽酸和醋酸溶液的pH,誤差較大的是鹽酸
D.在試管內加入少量溶液并煮沸,把pH試紙放在管口觀察其顏色并與標準比色卡比較
【答案】C
【解析】NaClO溶液具有漂白性,會將pH試紙漂白,故不能用pH試紙測定其pH,A項錯誤;廣泛pH試紙測定的溶液的pH數值為整數,B項錯誤;稀釋時,醋酸還會繼續電離出氫離子,故稀釋pH相同的鹽酸和醋酸溶液時,醋酸的氫離子濃度變化小,pH變化小,故用濕潤的pH試紙測pH相同的鹽酸和醋酸溶液的pH,誤差較大的是鹽酸,C項正確;在試管內加入少量溶液并煮沸,把pH試紙放在管口,無法測定溶液的pH,D項錯誤。
3.在25 ℃的條件下,將體積都為10 mL、pH都等于3的醋酸溶液和鹽酸,分別加水稀釋到a mL和b mL,測得稀釋后溶液的pH均為5,則稀釋時加入水的體積為(　　)。
A.a=b=1000 mL　　　　B.a=b>1000 mL
C.ab
【答案】D
【解析】在溶液中,鹽酸電離是不可逆的,而CH3COOH的電離是可逆的,存在電離平衡,在加水稀釋的過程中,CH3COOH溶液電離程度增大,c(H+)減小得少。若a=b,稀釋后鹽酸pH=5,則CH3COOH溶液pH<5,若使CH3COOH溶液pH=5,就必須繼續加水稀釋,即a>b。
對接高考
4.(2021年浙江6月選考,19改編)某同學擬用pH計測定溶液pH以探究某酸HR是否為弱電解質。下列說法正確的是(　　)。
A.25 ℃時,若測得0.01 mol·L-1 HR溶液pH=2,則HR是弱酸
B.25 ℃時,若測得0.01 mol·L-1 HR溶液pH>2且pH<7,則HR是弱酸
C.25 ℃時,若測得HR溶液pH=a,取該溶液10.0 mL,加蒸餾水稀釋至100.0 mL,測得pH=b,b-a<1,則HR是弱酸
D.25 ℃時,若測得HR溶液pH=a,取該溶液10.0 mL,升溫至50 ℃,測得pH=b,若HR是弱酸,則a【答案】B
【解析】25 ℃時,若測得0.01 mol·L-1 HR溶液pH=2,則HR為強酸,A項錯誤; 25 ℃時,若測得0.01 mol·L-1 HR溶液pH>2且pH<7,可知溶液中c(H+)<0.01 mol·L-1,所以HR未完全電離,HR為弱酸,B項正確;假設HR為強酸,取pH=6的該溶液10.0 mL,加蒸餾水稀釋至100.0 mL測得此時溶液pH<7,C項錯誤;若HR為弱酸,升溫至50 ℃,促進弱酸的電離,c(H+)增大,pH減小,則a>b,D項錯誤。
5.(2022·浙江1月選考,17改編)已知25 ℃時二元酸H2A的Ka1=1.3×10-7,Ka2=7.1×10-15。下列說法正確的是(　　)。
A.H2A的電離方程式H2AH++HA-
B.向0.1 mol·L-1的H2A溶液中通入HCl氣體(忽略溶液體積的變化)至pH=3,則H2A的電離度為0.013%
C.向H2A溶液中加入NaOH溶液至pH=11,則c(A2-)>c(HA-)
D.取pH=a的H2A溶液10 mL,加蒸餾水稀釋至100 mL,則該溶液pH=a+1
【答案】B
【解析】A項,H2A為二元弱酸,第一步電離方程式為H2AH++HA-,錯誤;B項,向0.1 mol·L-1的H2A溶液中通入HCl氣體(忽略溶液體積的變化)至pH=3,=1.3×10-7,則H2A的電離度×100%=1.3×10-4×100%=0.013%,正確;C項,向H2A溶液中加入NaOH溶液至pH=11,=7.1×10-15,則c(A2-)2