PAGE13-第1課時水的電離和溶液的酸堿性學(xué)習(xí)目標核心素養(yǎng)1.了解水的電離平衡以及影響因素。2．了解水的離子積并能運用其進行簡潔計算。3．了解溶液的酸堿性與pH的關(guān)系和溶液酸堿性的推斷依據(jù)與方法。4．了解pH的測量方法。1.宏觀辨識與微觀探析：宏觀辨識水溶液中的溶質(zhì)和現(xiàn)象，微觀探究微粒的種類、數(shù)目和相互作用，對宏觀現(xiàn)象進行說明。2．變更觀念與平衡思想：通過對水的電離平衡存在的證明及移動的分析，形成并發(fā)展微粒觀、平衡觀和守恒觀。3．證據(jù)推理與模型認知：能從電離、離子反應(yīng)、化學(xué)平衡的角度分析溶液的酸堿性、導(dǎo)電性。一、水的電離1．水的電離：水是一種極弱的電解質(zhì)，水的電離存在電離平衡：(1)電離方程式：2H2OH3O＋＋OH－，通常簡寫為：H2OH＋＋OH－。(2)特例：室溫下純水中c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－7_mol·L－1。2．水的離子積常數(shù)：(1)表達式：Kw＝c(H＋)·c(OH－)，25℃時，Kw＝1.0×10－14。(2)影響因素：只與溫度有關(guān)，上升溫度Kw增大，降低溫度Kw減小。(3)適用范圍：Kw不僅適用于純水也適用于稀的電解質(zhì)水溶液。二、溶液的酸堿性1．溶液的酸堿性：溶液酸堿性的推斷標準是c(H＋)與c(OH－)的相對大小。2．溶液酸堿性與溶液中c(H＋)和c(OH－)的關(guān)系：c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈中性；c(H＋)>c(OH－)，溶液呈酸性，且c(H＋)越大，酸性越強；c(H＋)<c(OH－)，溶液呈堿性，且c(OH－)越大，堿性越強。3．溶液酸堿性的表示方法：(1)當c(H＋)或c(OH－)大于1mol·L－1時，通常用c(H＋)或c(OH－)干脆表示。(2)當c(H＋)或c(OH－)小于或等于1mol·L－1時，通常用pH表示。三、溶液的pH1．pH：(1)定義：用H＋的物質(zhì)的量濃度的負對數(shù)表示溶液酸堿性的強弱。(2)表達式：pH＝－lgc(H＋)。(3)意義：pH越大，溶液堿性越強；pH越小，酸性越強。2．溶液的酸堿性與pH的關(guān)系：常溫下，pH<7，為酸性溶液；pH＝7，為中性溶液；pH>7，為堿性溶液。3．溶液中pH的測定方法：溶液pH的測定方法有指示劑法、pH試紙法、pH計法。

探究點一水的電離平衡1．水的電離(1)水是一種極弱的電解質(zhì)，可發(fā)生微弱的電離。(2)電離方程式為H2O＋H2OH3O＋＋OH－，也可以簡寫成H2OH＋＋OH－。(3)熱效應(yīng)：水的電離是吸熱的過程，上升溫度，水的電離平衡右移，其電離程度增大。(4)對于水的電離的有關(guān)計算應(yīng)留意：25℃時1L純水中只有1×10－7mol的水分子電離。25℃時水的電離平衡常數(shù)為：K＝eq\f(cH＋·cOH－,cH2O)＝eq\f(10－7×10－7,55.6)≈1.8×10－16。由水分子電離出的H＋和OH－的數(shù)目在任何狀況下總是相等的，25℃時純水中c(H＋)＝c(OH－)＝10－7mol/L。(5)純水在常溫下的有關(guān)數(shù)據(jù)①c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－7mol·L－1②Kw＝c(H＋)·c(OH－)＝1×10－14③pH＝－lgc(H＋)＝72．影響水電離平衡的因素與其他弱電解質(zhì)的電離平衡相像，水的電離平衡也符合平衡移動原理。由此，向純水中通入少量氣體或加入少量固體或加熱時，電離平衡會發(fā)生相應(yīng)的變更：(1)酸或堿：向純水中加入酸或堿時，酸電離出的H＋或堿電離出的OH－，都抑制了水的電離，使水的電離程度減小，但由水電離出的H＋和OH－濃度肯定是相等的，Kw也不變。(2)鹽：向純水中加入某些鹽時，鹽電離出的弱酸陰離子(如CH3COO－)或弱堿陽離子(如NHeq\o\al(＋,4))結(jié)合水電離出的H＋或OH－生成難電離的弱電解質(zhì)，促進了水的電離，使水的電離程度增大，鹽溶液也呈肯定的酸堿性(鹽類的水解將在下一節(jié)內(nèi)容中介紹)，但Kw也不變。(3)溫度：水的電離是吸熱過程。上升溫度，促進了水的電離，水的電離程度增大，c(H＋)和c(OH－)同時增大但保持相等，Kw增大。純水肯定呈中性。(4)壓強：水為液體，變更壓強其體積幾乎不變。即壓強對水的電離平衡無影響。1．在純水中加入適量稀鹽酸時，由于鹽酸電離的H＋中和了水電離出的OH－，故水的電離程度增大，這種說法正確嗎？提示：不正確。因為水的電離程度很小，故水電離出的OH－的濃度很小，當加入稀鹽酸時，不是中和了水電離出的OH－，而是增大了溶液中的H＋濃度，從而抑制了水的電離。2．上升溫度時，促進了水的電離，故水電離出的c(H＋)>1.0×10－7mol·L－1，因此溶液顯酸性，這種說法正確嗎？提示：不正確。上升溫度時，促進了水的電離，水電離出的c(H＋)>1.0×10－7mol·L－1，但在純水中c(H＋)和c(OH－)同時增大，且始終相等，故溶液仍呈中性。【例1】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－)減小B．向水中加入少量NaHSO4固體，c(H＋)增大，Kw不變C．向水中加入稀鹽酸，平衡正向移動，c(H＋)增大D．將水加熱，Kw增大，pH不變【思路分析】水的電離是吸熱過程，符合平衡移動原理，對于A、C項要正確理解勒夏特列原理中“減弱”兩字的含義?！窘馕觥肯蛩屑尤胂“彼胶饽嫦蛞苿?，但c(OH－)增大，A項錯誤；向水中加入稀鹽酸，平衡逆向移動，最終溶液中c(H＋)增大，C項錯誤；將水加熱，平衡正向移動，水電離出的c(H＋)和c(OH－)增大，Kw增大，pH減小，D項錯誤?！敬鸢浮緽已知25℃時，Kw＝1.0×10－14，假如100℃時，Kw＝5.5×10－13，這說明(C)A．100℃時水的電離程度較小B．前者c(H＋)較后者大C．水的電離過程是一個吸熱過程D．100℃時，0.1mol·L－1DCl的重水溶液中水的電離程度肯定是室溫時電離程度的10倍解析：由題意知，隨水溶液溫度的上升，Kw也隨之增大，即c(H＋)·c(OH－)增大。c(H＋)·c(OH－)增大，說明H2OH＋＋OH－向右進行的程度大，由此可知水的電離是吸熱的，所以A、B兩項錯誤，C項正確；當改用重水作溶劑時，由于重水的電離程度與一般水的電離程度不肯定相同(事實上不同)，所以室溫時重水的離子積c(D＋)·c(OD－)不肯定等于1.0×10－14，也不能將一般水在100℃時的離子積常數(shù)應(yīng)用于重水溶液，盡管DCl是強酸，在重水溶液中能夠完全電離，題目告知的濃度可以求出溶液中的c(D＋)，但因不知道兩種溫度條件下的重水離子積常數(shù)，所以無法得出c(OD－)，也就是說無法知道兩種溫度條件下重水分子本身的電離程度，所以D項錯誤。探究點二水的離子積常數(shù)1．推導(dǎo)過程水的電離是一個可逆過程，因此也存在電離平衡常數(shù)：K電離＝eq\f(cH＋·cOH－,cH2O)，則有c(H＋)·c(OH－)＝K電離·c(H2O)。1L水的濃度為55.6mol·L－1，為常數(shù)，K電離為常數(shù)，所以K電離·c(H2O)也必定為常數(shù)，因此c(H＋)·c(OH－)為常數(shù)。2．正確理解水的離子積(1)Kw只與溫度有關(guān)。因為水的電離是吸熱過程，所以上升溫度，有利于水的電離，Kw增大，如：t/℃0102025Kw/10－140.1140.2920.6811.01t/℃405090100Kw/10－142.925.4738.055.0(2)Kw揭示了任何溶液中均存在水的電離平衡，H＋與OH－共存，只是相對含量不同。(3)Kw＝c(H＋)·c(OH－)不僅適用于純水(或其他中性溶液)，也適用于一切酸、堿、鹽的稀溶液。Kw不隨溶液中c(H＋)和c(OH－)的變更而變更。(4)肯定溫度下，不同溶液中c(H＋)＝eq\f(Kw,cOH－)，故c(H＋)和c(OH－)成反比。(5)在Kw＝c(H＋)·c(OH－)表達式中，c(H＋)、c(OH－)均分別表示整個溶液中H＋、OH－的物質(zhì)的量濃度。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(chǎn)生的c(H＋)、c(OH－)總是相等的。酸溶液中，[c(H＋)酸＋c(H＋)H2O]·c(OH－)H2O＝Kw，通常忽視c(H＋)H2O。堿溶液中，[c(OH－)堿＋c(OH－)H2O]·c(H＋)H2O＝Kw，通常忽視c(OH－)H2O。(6)水電離出的c(H＋)和c(OH－)的計算(25℃時)①中性溶液：c(H＋)＝c(OH－)＝1.0×10－7mol/L。②溶質(zhì)為酸的溶液：H＋來源于酸的電離和水的電離，而OH－只來源于水的電離。如計算0.01mol/L鹽酸中由水電離出的c(H＋)，方法是先求出溶液中的c(OH－)＝10－12mol/L，則由水電離出的c(H＋)＝c(OH－)＝10－12mol/L。即：c(OH－)H2O＝c(H＋)H2O＝c(OH－)＝eq\f(Kw,cH＋)。③溶質(zhì)為堿的溶液：OH－來源于堿的電離和水的電離，而H＋只來源于水的電離。如計算0.01mol/LNaOH溶液中由水電離出的c(OH－)，方法是先求出溶液中c(H＋)＝10－12mol/L，則由水電離出的c(OH－)＝c(H＋)＝10－12mol/L。即：c(H＋)H2O＝c(OH－)H2O＝c(H＋)＝eq\f(Kw,cOH－)。在室溫下，0.01mol·L－1的鹽酸中，c(OH－)是多少，水電離出的c(H＋)又是多少？提示：由于c(H＋)溶液＝0.01mol·L－1，溶液中c(OH－)＝Kw÷c(H＋)溶液＝(1.0×10－14÷0.01)mol·L－1＝1.0×10－12mol·L－1。由于溶液中的OH－只來源于水的電離，所以水電離出的c(H＋)＝1.0×10－12mol·L－1?！纠?】在相同溫度下，0.01mol/L的NaOH溶液和0.01mol/L的鹽酸相比，下列說法正確的是()A．由水電離出的c(H＋)相等B．由水電離出的c(H＋)都是1.0×10－12mol/LC．由水電離出的c(OH－)都是0.01mol/LD．二者都促進了水的電離【思路分析】酸或堿溶液中的H＋或OH－濃度與水電離出的H＋或OH－濃度的區(qū)分：c(H＋)溶液＝c(H＋)酸＋c(H＋)水，c(OH－)溶液＝c(OH－)堿＋c(OH－)水。酸溶液中酸電離出的H＋濃度大于水電離出的H＋濃度的100倍時，可以忽視水電離出的H＋，同理，堿溶液中堿電離出的OH－濃度大于水電離出的OH－濃度的100倍時，可以忽視水電離出的OH－?！窘馕觥咳粼摐囟认滤碾x子積常數(shù)為Kw(這里沒有說是25℃)，則在0.01mol/L的NaOH溶液中，由水電離出的c(H＋)＝eq\f(Kw,cOH－)＝eq\f(Kw,0.01)mol/L。在0.01mol/L的鹽酸中，由水電離出的c(H＋)＝c(OH－)水＝eq\f(Kw,0.01)mol/L。【答案】A(1)某溫度下，純水中的c(H＋)＝2×10－7mol/L，則此時c(OH－)＝2×10－7_mol/L。若溫度不變，滴入稀硫酸使c(H＋)＝5×10－6mol/L，則c(OH－)＝8×10－9mol/L，由水電離出的c(H＋)為8×10－9_mol/L。(2)某溫度(t℃)時，水的Kw＝1×10－12，則該溫度>(填“>”“<”或“＝”)25℃，其理由是升溫促進水的電離，Kw增大。(3)某溫度下，在c(H＋)＝1×10－7mol/L的NaOH溶液中，由水電離出的c(OH－)＝1×10－7mol/L。探究點三溶液的酸堿性與pH1．溶液的酸堿性、pH和c(H＋)、c(OH－)的相對大小之間的關(guān)系2.25℃時，溶液酸堿性與c(H＋)、pH的關(guān)系圖示圖示：3．溶液酸堿性的測定方法(1)用酸堿指示劑測定：這種方法只能測出某一范圍內(nèi)的pH，而不能得出詳細的數(shù)值。下表列出了幾種常用酸堿指示劑的變色范圍。(2)用pH試紙測定：pH試紙一般呈黃色，由多種指示劑的混合液浸制而成。測定方法是取一小塊試紙放在玻璃片或點滴板上，用干凈的玻璃棒蘸取溶液點在試紙中部，變色后與標準比色卡比較。①常見的pH試紙主要有以下三種：a．廣范pH試紙：廣范pH試紙的pH范圍是1～14(最常用)或0～10，可以識別的pH差值約為1。b．精密pH試紙：精密pH試紙的pH范圍較窄，可以識別0.2或0.3的pH差值。c．專用pH試紙：用于酸性、中性或堿性溶液的專用pH試紙。②運用pH試紙時應(yīng)留意：a．pH試紙不能用蒸餾水潤濕，否則測得的pH可能會偏大或偏小。(中性溶液無誤差)b．所測pH一般為整數(shù)。(3)用pH計測定：通過儀器pH計來精確測定溶液的pH。1．某溶液的pH＝7，該溶液肯定呈中性嗎？提示：不肯定。在25℃時，水的離子積常數(shù)Kw＝1×10－14，c(H＋)＝1×10－7mol/L，pH＝7。但Kw受溫度的影響，當溫度上升時，Kw增大，c(H＋)和c(OH－)都增大，pH減??；同理當溫度降低時，pH會增大。但無論pH如何變更，純水肯定呈中性。2．pH＝14的溶液的堿性肯定最強嗎？提示：不肯定。因為pH的運用范圍僅為0～14，pH＝14的溶液，c(H＋)＝10－14mol/L，此時c(OH－)＝1mol/L，c(OH－)>1mol/L的溶液比pH＝14的溶液的堿性強。3．酸堿性溶液與酸堿溶液是一回事嗎？提示：溶液的酸堿性：指溶液中c(H＋)和c(OH－)的相對大小不同表現(xiàn)的性質(zhì)。酸堿溶液：溶質(zhì)為酸、堿的水溶液。關(guān)系：①酸溶液肯定呈酸性，堿溶液肯定呈堿性。②酸性溶液不肯定是酸溶液，如NaHSO4溶液和KAl(SO4)2溶液等；堿性溶液不肯定是堿溶液，如Na2CO3溶液。4．酸堿的強弱與溶液酸堿性強弱有什么區(qū)分與聯(lián)系？提示：酸、堿的強弱：以電離程度是否完全來劃分，強酸、強堿在溶液中完全電離，弱酸、弱堿在溶液中部分電離。溶液酸堿性強弱：溶液酸性強弱是依據(jù)c(H＋)的大小來推斷，c(H＋)越大，酸性越強。溶液堿性強弱是依據(jù)c(OH－)的大小來推斷的，c(OH－)越大，堿性越強。兩者的關(guān)系：①強酸(堿)溶液的酸(堿)性不肯定比弱酸(堿)溶液的酸(堿)性強。②酸(堿)性強的溶液不肯定是強酸(堿)溶液。③酸(堿)性相同的弱酸(堿)比強酸(堿)濃度大，中和實力強?！纠?】下列推斷正確的是()A．pH＝6的溶液肯定呈酸性B．c(H＋)水電離產(chǎn)生＝c(OH－)水電離產(chǎn)生的溶液肯定呈中性C．使石蕊溶液顯紅色的溶液肯定呈酸性D．強酸和強堿等物質(zhì)的量混合后溶液肯定呈中性【思路分析】溶液呈中性eq\o(→,\s\up17(本質(zhì)))c(H＋)＝c(OH－)?！窘馕觥课粗该鳒囟?，溶液不肯定呈酸性，A錯誤；任何條件下c(H＋)水電離產(chǎn)生＝c(OH－)水電離產(chǎn)生，B錯誤；強酸和強堿等物質(zhì)的量混合后溶液不肯定呈中性，例如氫氧化鈉和硫酸的反應(yīng)，D錯誤?！敬鸢浮緾下列溶液肯定顯酸性的是(B)A．溶液中c(OH－)>c(H＋)B．滴加紫色石蕊試液后變紅色的溶液C．溶液中c(H＋)＝1×10－6mol·L－1D．c(H＋)>1×10－7mol·L－1的溶液解析：推斷溶液酸堿性的關(guān)鍵是看c(H＋)和c(OH－)的相對大小，若c(H＋)>c(OH－)，溶液呈酸性；由c(H＋)>1×10－7mol·L－1推斷溶液顯酸性，僅適用于常溫時，若溫度不確定，就不能用來進行推斷。而B項中溶液可使紫色石蕊試液變紅，則該溶液為酸性溶液。1．下列說法正確的是(D)A．HCl溶液中無OH－有氯化氫分子B．NaOH溶液中無H＋C．NaCl溶液中既無OH－也無H＋D．室溫下，任何物質(zhì)的水溶液中都有H＋和OH－，且Kw＝c(H＋)·c(OH－)＝1×10－14解析：凡是水溶液中都存在H＋和OH－，且Kw＝c(H＋)·c(OH－)，在25℃時Kw＝1×10－14。2．下列說法正確的是(A)A．6mol/L的H2SO4溶液中存在OH－、H＋、SOeq\o\al(2－,4)B．因為水的離子積常數(shù)的表達式是Kw＝c(H＋)·c(OH－)，所以Kw隨溶液c(H＋)和c(OH－)的變更而變更C．水的電離方程式是：H2O=H＋＋OH－D．Kw＝10－14適用于任何溫度、任何溶液3．下列敘述正確的是(A)A．在常溫下，任何稀溶液中，c(H＋)·c(OH－)＝1×10－14B．無論在什么條件下，中性溶液里的H＋離子濃度肯定等于1×10－7mol·L－1C．0.2mol·L－1CH3COOH溶液的c(H＋)是0.1mol·L－1CH3COOH溶液的c(H＋)的2倍D．任何濃度的溶液都可以用c(H＋)和c(OH－)的相對大小來表示酸堿性強弱解析：B選項只有在25℃時，c(H＋)＝1×10－7mol·L－1；C選項由于醋酸為弱酸，所以c(H＋)＝eq\r(cK)，eq\f(c1H＋,c2H＋)＝eq\f(\r(c1K),\r(c2K))＝eq\f(\r(0.2),\r(0.1))＝eq\r(2)，不是2倍。D選項對于酸或堿溶液濃度大于1mol·L－1，特殊是濃H2SO4，一般就不用c(H＋)和c(OH－)的相對大小來表示酸堿性強弱。4．水電離過程為H2OH＋＋OH－，在不同溫度下其平衡常數(shù)為K(25℃)＝1.0×10－14，K(35℃)＝2.1×10－14。則下列敘述正確的是(D)A．c(H＋)隨著溫度的上升而降低B．在35℃時，c(H＋)>c(OH－)C．水的電離程度(25℃)>(35℃)D．水的電離是吸熱的解析：K電離＝eq\f(cH＋·cOH－,cH2O)，由題設(shè)知，K(35℃)>K(25℃)，c(H2O)不變，所以c(H＋)隨著溫度上升而上升，純水中c(H＋)＝c(OH－)；水的電離過程是吸熱過程，則溫度高，電離程度大。5．25℃時，把1mL0.1mol/L的H2SO4加水稀釋成2L溶液，在此溶液中由水電離產(chǎn)生的H＋濃度為(D)A．1×10－4mol/L B．1×10－8mol/LC．1×10－11mol/L D．1×10－10mol/L解析：稀釋后H2SO4溶液中c(H＋)＝eq\f(10－3L×0.1mol/L×2,2L)＝1×10－4mol/L，c(OH－)＝eq\f(Kw,cH＋)＝eq\f(10－14,1×10－4)＝1×10－10(mol/L)，則c(H＋)H2O＝c(OH－)＝1×10－10mol/L。6．下列關(guān)于溶液的酸堿性說法正確的是(C)A．c(H＋)很小的溶液肯定呈堿性B．pH＝7的溶液肯定呈中性C．c(OH－)＝c(H＋)的溶液肯定呈中性D．不能使酚酞溶液變紅的溶液肯定呈酸性解析：本題考查溶液酸堿性的推斷，推斷溶液酸堿性的標準是c(H＋)和c(OH－)的相對大小。若c(H＋)>c(OH－)，溶液呈酸性；c(H＋)＝