1.理解水的電離平衡和離子積的概念，影響水電離平衡的因素。2．了解溶液的酸堿性和pH的關系。3．學會pH的計算。4．了解測定溶液pH的方法，知道pH的調(diào)控在工農(nóng)業(yè)生產(chǎn)和科學研究中的重要作用。第二節(jié)水的電離和溶液的酸堿性1．水是一種極弱的電解質(zhì)：

電離方程式為 ΔH

0(>，<)>2．水的電離是

過程，因此升高溫度水的電離平衡向右移動，Kw

。如100℃時純水電離的H＋濃度c(H＋)H2O＝10－6mol·L－1，此時Kw＝

。3．Kw不僅適用于純水，向水中加入適量酸或堿或者鹽形成稀溶液時，只要溫度不變，Kw

。即酸、堿、鹽的稀溶液中均同時存在H＋和OH－，且有： ①c(H＋)H2O

c(OH－)H2O ②c(H＋)·c(OH－)＝Kw增大10－12＝不變吸熱4．水的電離平衡的移動H2OH＋＋OH－

ΔH>0條件變化移動方向c(H＋)c(OH－)KW升高溫度向右增大增大增大加酸向左增大減小不變加堿向左減小增大不變加強酸弱堿鹽向右增大減小不變加強堿弱酸鹽向右減小增大不變說明“→”(←)表示向右(左)，“↑”(↓)表示增大(減小)，“－”表示不變。思考：水電離出的c(H＋)和c(OH－)有怎樣的關系？提示：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。在酸性或堿性的稀溶液中，由水電離出的c(H＋)和c(OH－)總相等，即c(H＋)水＝c(OH－)水。如0.1mol·L－1HCl或NaOH溶液中，c(H＋)水＝c(OH－)水＝1×10－13

mol·L－1。酸中c(OH－)很小，但這完全是由水電離出來的，不能忽略。同樣的堿溶液中的c(H＋)也不能忽略。1．溶液酸、堿性的實質(zhì)

在酸、堿溶液中水的電離被抑制，但H＋與OH－的關系仍符合

。當加酸時，水的電離平衡

，

c(H＋)

c(OH－)；當加堿時，道理也如此，只是c(OH－)

c(H＋)。所以說，溶液酸、堿性的實質(zhì)是溶液中的c(H＋)和c(OH－)的相對大小問題。c(H＋)·c(OH－)＝Kw向左移動>>2．溶液酸堿性的表示方法——pH (1)定義：pH＝

。 (2)適用范圍：0～14 (3)意義：pH大小能反映出溶液中c(H＋)(或c(OH－))的大小， 即能表示溶液的酸堿性強弱。 常溫下：pH<7，溶液呈

。pH越小，溶液的酸性越

； pH每減小1個單位，c(H＋)

； 常溫下：pH>7，溶液呈

，pH越大，溶液的堿性越

， pH每增加1個單位，c(OH)－

。—lgc(H＋)酸性強增大10倍堿性強增大10倍(4)溶液酸堿性的判斷①利用c(H＋)和c(OH－)的相對大小判斷若c(H＋)>c(OH－)，則溶液呈

；若c(H＋)＝c(OH－)，則溶液呈

；若c(H＋)<c(OH－)，則溶液呈

。②利用pH判斷25℃時，若溶液的pH<7，則溶液呈

，若pH＝7，則溶液呈

；若pH>7，則溶液呈

。酸性中性堿性酸性中性堿性 注意： ①是無條件的，任何溫度、濃度都適用。 ②是有條件的，適用溫度為25℃。在100℃時Kw＝10－12， pH＝

為中性，pH>

為堿性，pH<

為酸性。3．pH試紙的使用 (1)方法：把小塊pH試紙放在玻璃片(或表面皿)上，用蘸有待測液的玻璃棒點在試紙的中央，試紙變色后，與標準比色卡比較來確定溶液的pH。 (2)注意：pH試紙使用前不能用蒸餾水潤濕，否則將可能產(chǎn)生誤差。666延伸：常見指示劑的變色范圍試劑pH范圍對應的指示劑顏色甲基橙

石蕊

酚酞

1．酸堿中和滴定原理

用已知物質(zhì)的量濃度的

來測定未知物質(zhì)的量濃度的

的 物質(zhì)的量濃度的方法。2．中和滴定操作(以標準鹽酸滴定NaOH溶液為例) (1)準備 ①滴定管 a．檢驗酸式滴定管

；酸(或堿)堿(或酸)是否漏水b．洗滌酸式和堿式滴定管后要用

潤洗2～3次，并排除滴定管尖嘴處的

；c．用漏斗注入標準液至

。d．將液面調(diào)節(jié)到“0”或“0”以下某一刻度處，記下讀數(shù)。②錐形瓶：只用蒸餾水洗滌，不能用待測液潤洗。(2)滴定①用堿式滴定管取一定體積待測液于錐形瓶中，滴入

滴指示劑(甲基橙)。②用

握活塞旋轉開關，右手不斷旋轉搖動錐形瓶，眼睛注視

至黃色變?yōu)槌壬浵伦x數(shù)。待裝液(標準液或待測液)氣泡“0”刻度上方2cm～3cm處2～3左手錐形瓶中溶液的顏色變化(3)計算每個樣品做

次，取平均值求出結果。滴定管和量筒讀數(shù)時有什么區(qū)別？提示：滴定管的“0”刻度在上面，越往下刻度值越大，而量筒無零刻度，并且越往上刻度越大，記錄數(shù)據(jù)時滴定管一般到0.01mL，而量筒僅為0.1

2～3延伸：酸堿中和滴定操作中應注意的幾個問題 (1)酸、堿式滴定管的構造以及讀數(shù)準確度0.01mL。 (2)指示劑的選擇要注意滴定完成后生成鹽的溶液的酸堿性。 (3)滴定速度，先快后慢，接近滴定終點時，應一滴一搖動。 (4)振蕩半分鐘溶液顏色不發(fā)生變化，達滴定終點。 (5)讀數(shù)時，視線與液面的凹液面的最低處及刻度在同一水平線上。中和滴定水液洗器切分明，查漏趕氣再調(diào)零。待測液中加試劑，左手控制右手動。瓶下墊紙眼觀色，讀數(shù)要與切面平。酚酞示劑常相識，強酸弱堿甲基橙。使用酸式滴定管，不盛堿液切記清。1．溫度：由于水的電離過程吸熱，故升溫使水的電離平衡右移，即加熱能促進水的電離，c(H＋)、c(OH－)同時增大，KW增大，pH變小，但c(H＋)與c(OH－)仍相等，故體系仍顯中性。2．酸、堿：在純水中加入酸或堿，酸電離出的H＋或堿電離出的OH－均能使水的電離平衡左移，即酸、堿的加入抑制水的電離。若此時溫度不變，則KW不變，c(H＋)、c(OH－)此增彼減。 即：加酸，c(H＋)增大，c(OH－)減小，pH變小 加堿，c(OH－)增大，c(H＋)減小，pH變大。3．能水解的鹽：在純水中加入能水解的鹽，由于水解的實質(zhì)是鹽電離出的弱酸陰離子或弱堿陽離子結合水電離出的H＋或OH－，所以水解必破壞水的電離平衡，使水的電離平衡右移。即鹽類的水解促進水的電離。4．其他因素：向水中加入活潑金屬，由于與水電離出的H＋直接作用，因而同樣能促進水的電離?！纠?】25℃時，水的電離達到平衡：H2OH＋＋OH－；ΔH＞0，下列敘述正確的是() A．向水中加入稀氨水，平衡逆向移動，c(OH－)降低 B．向水中加入少量固體硫酸氫鈉，c(H＋)增大，KW不變 C．向水中加入少量固體CH3COONa，平衡逆向移動，c(H＋)降低 D．將水加熱，KW增大，pH不變 解析：Kw只與溫度有關，與c(H＋)的變化無關。A中c(OH－)應增大；C中平衡正向移動；D中KW增大，pH應減小。 答案：B(1)KW揭示了在任何水溶液中均存在水的電離平衡，H＋和OH－共存，只是相對含量不同而已。KW只與溫度有關，KW不僅適用于純水，還適用于酸、堿、鹽的稀溶液。(2)由于水的離子積的存在，在弱電解質(zhì)稀釋時，溶液中總有一種濃度增大的離子。如弱酸稀釋時，c(OH－)增大，弱堿稀釋時，c(H＋)增大。(3)溶液中的c(H＋)和水電離出來的c(H＋)是不同的：常溫下水電離出的c(H＋)＝1×10－7mol/L，若某溶液中水電離出的c(H＋)<1×10－7mol/L，則可判斷出該溶液中加入的酸或堿抑制了水的電離；若某溶液中水電離出的c(H＋)>1×10－7mol/L，則可判斷出該溶液中加入的水解的鹽或活潑金屬促進了水的電離。(4)常溫下，溶液中的c(H＋)<1×10－7mol/L，說明該溶液是酸溶液或水解顯酸性的鹽溶液。常溫下，c(H＋)>1×10－7mol/L，說明是堿溶液或水解顯堿性的鹽溶液。1．在不同溫度下的水溶液中c(H＋)＝10xmol/L，c(OH－)＝10ymol/L，x與y的關系如右圖所示。請回答下列問題：

(1)曲線Ⅰ代表的溫度下，水的離子積為________，曲線Ⅰ所代表的溫度________(填“高于”、“低于”或“等于”)曲線Ⅱ所代表的溫度。你判斷的依據(jù)是

。 (2)曲線Ⅰ所代表的溫度下，0.01mol/L的NaOH溶液的pH為________。解析：(1)根據(jù)曲線中的數(shù)據(jù)，可以知道曲線Ⅰ代表的溫度下水的離子積為1×10－12，水的電離過程是吸熱過程，溫度越高，水的離子積就越大，曲線Ⅰ所代表的離子積比曲線Ⅱ的大，所以，曲線Ⅰ代表的溫度高。(2)曲線Ⅰ所代表水的離子積為1×10－12,0.01mol/L的NaOH溶液中c(OH－)＝10－2mol/L，則c(H＋)＝10－10mol/L，pH＝10。答案：(1)1×10－12

高于曲線Ⅱ所代表的離子積比曲線Ⅰ的小，由于水的電離過程是吸熱過程，溫度越高，離子積越大，故曲線Ⅱ代表的溫度低

1．單一溶液的pH計算 (1)強酸溶液，如HnA，設濃度為dmol/L， c(H＋)＝ndmol·L－1，pH＝－lg{c(H＋)}＝－lgnd。 (2)強堿溶液，如B(OH)n，設濃度為dmol·L－1，c(OH－)＝ndmol·L－1 c(H＋)＝mol·L－1， pH＝－lg{c(H＋)}＝14＋lgnd。2．酸、堿混合液的pH計算 當溶液混合后體積變化可忽略時，則有： (1)兩強酸混合 c(H＋)混＝ pH＝－lgc(H＋)混 (2)兩強堿混合 c(OH－)混＝ c(H＋)＝ (3)強酸強堿混合

(適用于酸堿混合后一者過量) pH＝－lgc(H＋)(1)若a＋b＝14Va＝Vb

c(H＋)＝c(OH－)(2)若a＋b<14Va<Vb酸濃堿稀(3)若a＋b>14Va>Vb堿濃酸稀(4)＝10a＋b－143．強酸強堿發(fā)生中和反應的問題討論

設一元強酸體積Va，pH＝a，一元強堿體積Vb，pH＝b。當二者恰好反應時a和b以及Va、Vb的關系：【例2】(2010·模擬精選，安徽蕪湖一模)1體積pH＝2.5的鹽酸與10體積某一元強堿溶液恰好完全反應，則該堿溶液的pH等于() A．9.0B．9.5C．10.5D．11.0 解析：二者恰好完全中和n(H＋)＝n(OH－)，即c1V1＝c2V2，現(xiàn)二者體積比為1∶10，則c(H＋)∶c(OH－)＝10∶1，因為酸中c(H＋)＝10－2.5mol/L，堿中c(OH－)＝10－3.5mol/L，c(H＋)＝＝10－10.5mol/L，pH＝10.5。 答案：C1．酸堿溶液稀釋后的pH變化酸與堿的pH之和為14，等體積混合。溶液pH計算口訣：強酸(pH＝a)弱酸(pH＝a)強堿(pH＝b)弱堿(pH＝b)稀釋10n倍pH＝a＋n(a＋n<7)a<pH<a＋npH＝b－n(b－n>7)b－n<pH<b酸按酸，堿按堿，酸堿混合看過量，無限稀釋七為限。2．pH相同的醋酸和鹽酸，分別用蒸餾水稀釋至原來體積的m倍和n倍。 稀釋后的溶液的pH仍相等，則m和n的關系是() A．m>n B．m＝n C．m<n D．不能確定 解析：pH相同的CH3COOH和HCl，當稀釋相同的倍數(shù)時，因醋酸電離平衡右移，CH3COOH的pH較小，若要稀釋至兩者pH相等，則要求m>n。 答案：A【例1】25℃時，某溶液中由水電離出來的H＋的濃度為1×10－amol/L， 以下說法中正確的是() A．a(chǎn)>7時，水的電離一定受到促進 B．a(chǎn)<7時，水的電離一定受到抑制 C．a(chǎn)>7時，溶液的pH一定為14－a D．a(chǎn)<7時，溶液的pH一定為a解析：常溫下水的離子積是1×10－14，由水電離出來的H＋的濃度為1×10－7mol/L，如果a>7肯定是水的電離受到了抑制，該溶液可能是酸溶液也可能是堿溶液。如果a<7時，水的電離一定受到促進，是鹽的水解起到的作用。A、B正好答反，所以A、B都錯。C選項，當a>7時，如果是堿溶液則此時溶液中所有的H＋都是由水電離出來的，此時溶液的pH＝a，如果是酸溶液則此時溶液中所有的OH－都是由水電離產(chǎn)生的，此時溶液的pOH＝a，pH＝14－a。D選項中，當a<7時，溶液呈酸性，溶液中的氫離子都是由水電離產(chǎn)生的，故有pH＝a。答案：D

高分策略本題考查了水的電離及其影響因素，也聯(lián)系到了鹽類的水解，是一種綜合性題目。考生易忽視溶液中H＋或OH－的來源以及條件變化。錯選A、B。對于此類題可細究如下：根據(jù)水的電離方程式：H2OH＋＋OH－，水的電離受到外界因素的影響：①在酸或堿的溶液中，外界加入的H＋或OH－使得c(H＋)或c(OH－)增大，水的電離平衡向左移動，水的電離受到抑制。注意，由于水的電離是很微弱的，在酸溶液中H＋絕大部分來自酸的電離，只有OH－全部來自于水，此時由水電離產(chǎn)生的c(H＋)等于該溶液中的c(OH－)，而在堿溶液中，H＋全部來自于水的電離，此時水電離產(chǎn)生的c(H＋)就是溶液中的c(H＋)。②如果溶液中有鹽的水解則正好相反，在強堿弱酸鹽溶液中，由于弱酸的酸根離子結合了一些H＋，使平衡向右移動，c(OH－)增大，當然這時的OH－全部來自于水，而這時溶液中的H＋只是水電離產(chǎn)生的H＋的一部分，另一部分和弱酸的酸根離子結合了。如果是弱堿強酸鹽溶液，由于弱堿的陽離子結合了一部分OH－，水的電離平衡同樣向右移動，c(H＋)增大，此時溶液中的c(H＋)就是水電離出的c(H＋)。因此由于鹽的水解，水的電離受到促進。在進行有關計算時要特別注意：由于鹽的水解(單水解)而使得溶液呈現(xiàn)酸堿性時，酸性溶液中c(H＋)就是水電離產(chǎn)生的c(H＋)；而在堿性溶液中，n(OH－)等于水電離產(chǎn)生的n(H＋)。要記住，H2O在電離出1個H＋的同時一定而且只能電離出1個OH－。

【例2】(8分)醋酸是重要的一元酸，在有機和無機反應中都有應用。 現(xiàn)有25℃時，pH＝3的醋酸。請回答以下問題： (1)若向醋酸中加入少量醋酸鈉固體，此時溶液中________ (填“增大”“減小”或“不變”)。 (2)若向醋酸中加入稀NaOH溶液，使其恰好完全反應，所得溶液的pH________(填“>”“<”或“＝”)7，用離子方程式表示其原因______________________________________________。(3)若向醋酸中加入pH＝11的NaOH溶液，且二者的體積比為1∶1，則所得溶液中各離子的物質(zhì)的量濃度由大到小的順序是_________________________。(4)若向醋酸中加入NaOH溶液至溶液恰好呈中性，此時c(Na＋)____________c(CH3COO－)(填“>”、“<”或“＝”)。(5)若向醋酸中加入一定量NaOH溶液，所得混合液pH＝6，則此溶液中c(CH3COO－)－c(Na＋)＝________mol/L(填寫準確數(shù)據(jù))。

(2)易失2分，CH3COO－的水解方程式漏寫可逆號(3)易失2分，雖能找出c(CH3COO－)最大、c(OH－)最小，但錯排了c(H＋)和c(Na＋)，忽略了CH3COOH與NaOH并未恰好完全反應時，c(CH3COO－)、c(Na＋)要遠大于c(H＋)、c(OH－)(5)－2分，忽略了題目中要求得出準確數(shù)據(jù)，也就是不能忽略c(OH－)，盡管它非常小。

本題重點研究電離平衡和鹽的水解平衡。(1)①向醋酸中加入少量醋酸