水的電離和溶液的酸堿性新情境·激趣入題新知識(shí)·導(dǎo)學(xué)探究●新知導(dǎo)學(xué)＋OH－

c(H＋)·c(OH－)

增大10－7

1.0×10－14電解質(zhì)

c(H＋)

c(OH－)

－lgc(H＋)

強(qiáng)弱0～14

指示劑pH試紙1．酸性溶液中一定不存在OH－，堿性溶液中一定不存在H＋嗎？提示：不是，由于水的電離，故水溶液中一定有H＋和OH－，溶液的酸堿性取決于c(H＋)和c(OH－)的相對(duì)大小。2．離子積表達(dá)式KW＝c(H＋)·c(OH－)中的c(H＋)和c(OH－)一定是水電離出的c(H＋)和c(OH－)嗎？提示：表達(dá)式中c(H＋)和c(OH－)均表示整個(gè)溶液中的c(H＋)和c(OH－)，不一定只是水電離出的c(H＋)和c(OH－)?！褡灾魈骄?．pH＝7的溶液一定呈中性嗎？提示：不一定。25℃時(shí)，pH＝7的溶液呈中性，溫度高于25℃時(shí)，由于水的電離程度增大，KW>1.0×10－14，此時(shí)pH＝7呈堿性。判斷溶液酸堿性的唯一標(biāo)準(zhǔn)是溶液中c(H＋)和c(OH－)的相對(duì)大小，不應(yīng)看pH的大小，因此只有滿(mǎn)足c(H＋)＝c(OH－)的溶液才一定呈中性。4．某溫度時(shí)，水溶液中KW＝4×10－14，那么該溫度比室溫(25℃)高還是低？該溫度下純水中c(H＋)是多少？新思維·名師講堂水的電離和水的離子積●教材點(diǎn)撥由于電離的水很少，故c(H2O)＝55.6mol·L－1為一常數(shù)，K也為一常數(shù)。常數(shù)乘常數(shù)必然為一個(gè)新的常數(shù)，用KW表示，因此有：c(H＋)·c(OH－)＝KW。KW為水的離子積常數(shù)，簡(jiǎn)稱(chēng)為水的離子積。在25℃時(shí)，水中H＋濃度和OH－濃度都是1×10－7mol·L－1，即c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－7mol·L－1，所以：KW＝c(H＋)·c(OH－)＝1×10－7×1×10－7＝1×10－14。理解KW時(shí)應(yīng)注意：(1)KW與溫度有關(guān)，因?yàn)樗碾婋x是吸熱過(guò)程，所以溫度升高，有利于水的電離，KW增大，如100℃時(shí)，KW＝1×10－12。(2)KW不僅適用于純水，還適用于酸性或堿性的稀溶液，不管哪種溶液均有c(H＋)水＝c(OH－)水。如酸性溶液中，[c(H＋)酸＋c(H＋)水]×c(OH－)水＝KW；堿性溶液中，[c(OH－)堿＋c(OH－)水]×c(H＋)水＝KW。(3)水的離子積常數(shù)揭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(duì)含量不同而已，并且在稀酸和稀堿溶液中，當(dāng)溫度為25℃時(shí)，水的離子積：KW＝c(H＋)溶液×c(OH－)溶液＝1×10－14仍為同一常數(shù)。提示：(1)無(wú)論是純水，還是酸性、堿性或中性溶液中，水電離的c(H＋)＝c(OH－)。(2)水的離子積KW是溫度的函數(shù)，溫度升高KW增大，反之減小。●典例透析【答案】

B【點(diǎn)評(píng)】水的電離平衡逆向移動(dòng)，但c(H＋)或c(OH－)不一定減小。如向水中加堿，c(OH－)增大，平衡左移，但據(jù)勒夏持列原理知，c(OH－)要比原來(lái)大。1．25℃時(shí)，KW＝1.0×10－14,100℃時(shí)，KW＝1.0×10－12，下列說(shuō)法錯(cuò)誤的是(

)A．水的電離過(guò)程是一個(gè)吸熱的過(guò)程B．100℃時(shí)，水的電離程度較大C．KW和溫度無(wú)直接關(guān)系D．25℃時(shí)純水的c(H＋)比100℃時(shí)的c(H＋)小●變式訓(xùn)練解析：由題意可知，溫度升高，KW增大，即c(H＋)·c(OH－)增大。說(shuō)明水的電離平衡向電離的方向移動(dòng)，水的電離程度較大，因此水的電離過(guò)程是一個(gè)吸熱的過(guò)程。平衡常數(shù)是溫度的函數(shù)，與溫度有關(guān)。答案：C1．溶液酸堿性的判斷在初中我們已經(jīng)學(xué)過(guò)一些pH的知識(shí)，現(xiàn)在我們先來(lái)回憶一下溶液的pH與酸堿性有什么關(guān)系？溶液25℃時(shí)，pH與酸堿性的關(guān)系可用下圖表示：溶液的酸堿性與pH●教材點(diǎn)撥溶液呈酸性、堿性還是中性，應(yīng)看c(H＋)和c(OH－)的相對(duì)大小，判斷溶液酸堿性的依據(jù)主要有三點(diǎn)：(1)在25℃時(shí)的溶液中：c(H＋)>1×10－7mol·L－1溶液呈酸性c(H＋)＝1×10－7mol·L－1溶液呈中性c(H＋)<1×10－7mol·L－1溶液呈堿性常溫下，c(H＋)>10－7mol·L－1時(shí)，溶液呈酸性，且c(H＋)越大，酸性越強(qiáng)；c(OH－)越大，堿性越強(qiáng)。(2)在25℃時(shí)的溶液中：pH<7溶液呈酸性pH＝7溶液呈中性pH>7溶液呈堿性(3)在任意溫度下的溶液中：c(H＋)>c(OH－)溶液呈酸性且c(H＋)越大，酸性越強(qiáng)c(H＋)＝c(OH－)溶液呈中性c(H＋)<c(OH－)溶液呈堿性且c(OH－)越大，堿性越強(qiáng)提示：①用pH判斷溶液酸堿性時(shí)，要注意條件，即溫度。不能簡(jiǎn)單地認(rèn)為pH等于7的溶液一定為中性，如100℃時(shí)，pH＝6為中性，pH<6才顯酸性，pH>6顯堿性，所以使用pH時(shí)需注明溫度，若未注明溫度，一般認(rèn)為是常溫，就以pH＝7為中性。②pH＝－lgc(H＋)，由定義式可知，pH的大小由溶液中的c(H＋)大小來(lái)決定。pH的取值范圍為0～14，適用于c(H＋)和c(OH－)都較小的溶液<1mol·L－1。③用pH試紙測(cè)出的pH一般為整數(shù)值，pH計(jì)更精確。④酸性越強(qiáng)，溶液中c(H＋)越大，pH越小。同理，堿性越強(qiáng)，溶液中c(OH－)越大，pH越大。2．溶液的酸堿性與酸堿強(qiáng)弱的關(guān)系(1)區(qū)別。①溶液的酸堿性指的是溶液中c(H＋)、c(OH－)的相對(duì)大?。欢岷蛪A的酸堿性是指其潛在的電離出H＋或OH－的能力。②酸、堿的強(qiáng)弱是以電解質(zhì)的電離程度來(lái)區(qū)分的。強(qiáng)酸、強(qiáng)堿在溶液中完全電離，弱酸、弱堿在溶液中部分電離。(2)聯(lián)系。①?gòu)?qiáng)酸溶液的酸性不一定比弱酸溶液的酸性強(qiáng)。②酸性強(qiáng)的溶液不一定是強(qiáng)酸溶液。③酸性相同的溶液弱酸濃度大，中和能力強(qiáng)。例如：c(H＋)＝0.1mol·L－1的醋酸溶液和鹽酸溶液，體積均為1L時(shí)，醋酸溶液中和能力更強(qiáng)。(4)中和能力相同的酸，其提供H＋的能力相同。例如：1L0.1mol·L－1的CH3COOH和1L0.1mol·L－1的鹽酸，均可提供0.1mol的H＋。3．pH的測(cè)定方法(1)利用酸堿指示劑測(cè)定。這種方法只能測(cè)出某一范圍的pH，而不能得出具體的數(shù)值。下表列出了常用酸堿指示劑的變色范圍：常用酸堿指示劑的變色范圍(2)用pH試紙測(cè)定：pH試紙一般呈黃色，由多種指示劑的混合液浸制而成。其使用方法是：取一小塊試紙放在玻璃片或點(diǎn)滴板上，用潔凈的玻璃棒蘸取溶液點(diǎn)在試紙中部；在半分鐘內(nèi)與標(biāo)準(zhǔn)比色卡比較。提示：用pH試紙測(cè)定溶液的pH時(shí)，玻璃棒必須潔凈、干燥，不能濕潤(rùn)，試紙也不能濕潤(rùn)，因?yàn)闈駶?rùn)后會(huì)改變?nèi)芤旱臐舛?，使測(cè)定的pH發(fā)生偏差。另外，用試紙測(cè)定的pH一般取整數(shù)，且讀數(shù)應(yīng)在半分鐘內(nèi)完成。(3)pH計(jì)：通過(guò)儀器pH計(jì)精確測(cè)定溶液的pH。 (2015·經(jīng)典習(xí)題選萃)下列敘述正確的是(

)A．pH＝6的溶液呈堿性B．用廣泛pH試紙測(cè)得某酸溶液pH＝4.2C．某溶液中c(OH－)>c(H＋)說(shuō)明溶液一定呈堿性D．0.1mol·L－1的鹽酸與CH3COOH溶液pH相同【解析】沒(méi)有指明溫度，不能確定pH＝6時(shí)溶液是否呈堿性，A錯(cuò)；廣泛pH試紙測(cè)得的pH應(yīng)為整數(shù)，B錯(cuò)；0.1mol·L－1的鹽酸pH＝1，而CH3COOH是弱電解質(zhì)，部分電離，其pH應(yīng)大于1，D錯(cuò)。【答案】

C●典例透析2．下列有關(guān)pH變化的判斷中，正確的是(

)A．隨著溫度的升高，純水的pH不變B．隨著溫度的升高，純水的pH增大C．新制氯水經(jīng)光照一段時(shí)間后，pH減小D．氫氧化鈉溶液久置于空氣中，pH增大●變式訓(xùn)練答案：C新考題·隨堂自測(cè)解析：由于KW(35℃)>KW(25℃)，說(shuō)明升高溫度能促進(jìn)水的電離，即水的電離是一個(gè)吸熱過(guò)程，且水的電離程度在35℃時(shí)大于25℃時(shí)的，因此35℃的c(H＋)大。另外由水的電離方程式可知，無(wú)論什么溫度，水自身電離產(chǎn)生的c(H＋)和c(OH－)總是相等的。答案：C2．下列敘述正確的是(

)A．任何濃度的溶液都可以用pH來(lái)表示其酸堿性的強(qiáng)弱B．c(H＋)等于1.0×10－7mol·L－1的溶液呈中性C．無(wú)論是純水，還是酸性、堿性或中性稀溶液，在常溫下，其c(H＋)·c(OH－)＝1.0×10－14D．0.2mol·L－1CH3COOH溶液中的c(H＋)是0.1mol·L－1CH3COOH溶液中的c(H＋)的2倍A在溶液中氫離子或者氫氧根離子濃度較小的時(shí)候，為了表示溶液的酸堿性，不再使用離子濃度而使用溶液的pH×B對(duì)于中性溶液是氫離子濃度與氫氧根離子濃度相同，而不是氫離子濃度等于1.0×10－7mol·L－1，在常溫下等于這個(gè)數(shù)值，非常溫下就不再是這個(gè)數(shù)值(水的離子積受溫度影響)，所以B錯(cuò)誤×CKW只與溫度有關(guān)，常溫下KW＝1×10－14√D對(duì)于D選項(xiàng)，由于醋酸是弱電解質(zhì)，所以隨著濃度減小，電離程度增大，0.2mol·L－1CH3COOH溶液中的c(H＋)略小于0.1mol·L－1CH3COOH溶液中的c(H＋)的2倍；所以D選項(xiàng)錯(cuò)誤×3．(2015·經(jīng)典習(xí)題選萃)25℃的下列溶液中，堿性最強(qiáng)的是(

)A．pH＝11的溶液B．c(OH－)＝0.12mol·L－1C．1L中含有4gNaOH的溶液D．c(H＋)＝1×10－10mol·L－1的溶液解析：常溫下，可以根據(jù)pH或c(H＋)比較溶液的酸堿性，同樣也可以根據(jù)c(OH－)的大小來(lái)比較。A、C、D三個(gè)選項(xiàng)中溶液的c(OH－)依次為1×10－3mol·L－1、0.1mol·L－1、1×10－4mol·L－1，所以B中溶液的c(OH－)最大，堿性最強(qiáng)。、答案：B4．下列說(shuō)法正確的是(

)A．強(qiáng)堿的水溶液中不存在H＋B．pH＝0的溶液是酸性最強(qiáng)的溶液C．在溫度不變時(shí)，水溶液中c(H＋)和c(OH－)不能同時(shí)增大D．某溫度下，純水中c(H＋)＝2×10－7mol·L－1，其呈酸性解析：在酸性或堿性水溶液中均存在H＋和OH－，所以A錯(cuò)；pH＝0的溶液中c(H＋)＝1.0mol·L－1，并不是酸性最強(qiáng)的溶液，只是c(H＋)>1.0mol·L－1的溶液用pH表示酸性強(qiáng)弱不再方便，故B錯(cuò)；溫度一定時(shí)，KW＝c(H＋)·c(OH－)是一個(gè)定值，故二者不能同時(shí)增大，故C對(duì)；純水中，c(H＋)＝c(OH－)，呈中性，所以D錯(cuò)誤。答案：C5．有一學(xué)生甲測(cè)某