第七單元第2講水的電離和溶液的酸堿性
解讀與闡釋
考綱要求權威解讀
1.了解水的電離，離子積常數(shù)。
2．了解溶液pH的定義。
3．了解測定溶液pH的方法，能進行pH的簡單計算�！ 〕Ｒ姷目疾樾问剑孩偎碾婋x平衡的影響因素以及離子積常數(shù)的應用；②c(H＋)、c(OH－)、pH和溶液中酸堿性的關系及其計算。
梳理與整合
一、水的電離和水的離子積常數(shù)
導學誘思
25 ℃時，純水的離子積KW＝1.0×10－14，那么25 ℃時鹽酸、NaOH、CH3COONa溶液中KW是多少？
答：________________________________________________________________________。
教材回歸
1．電離方程式
水是一種極弱的，其電離方程式為________________。
2．室溫下純水的有關數(shù)據(jù)
(1)c(H＋)＝c(OH－)＝__________。
(2)KW＝__________＝________。
(3)pH＝____。
3．KW的影響因素
KW只與溫度有關，溫度升高，KW______。
水的離子積常數(shù)KW＝c(H＋)?c(OH－)，其實質是水溶液中的H＋和OH－濃度的乘積，不一定是水電離出的H＋和OH－濃度的乘積，所以與其說KW是水的離子積常數(shù)，不如說是水溶液中的H＋和OH－的離子積常數(shù)。
二、溶液的酸堿性與pH
導學誘思
某溶液的pH＝7，該溶液是否一定為中性溶液？
答：________________________________________________________________________。
教材回歸
1．溶液的酸堿性
溶液的酸堿性取決于溶液中________和________的相對大小。
c(H＋)、c(OH－)
的關系室溫/25 ℃
數(shù)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
堿性
溶液c(H＋)__c(OH－)c(H＋)__1×10－7 mol?L－1____7
2．pH
(1)定義式：pH＝__________。
(2)意義
表示溶液酸堿性的強弱，pH越小，酸性______。
(3)pH試紙的使用
①方法：____________________________________________________________，試紙變色后，與標準比色卡對比即可確定溶液的pH。
②注意：
a．pH試紙使用前不能用蒸餾水潤濕，否則待測液因被稀釋可能產(chǎn)生誤差；
b．用廣泛pH試紙讀出的pH只能是整數(shù)。
溶液酸堿性的判斷與溶液的pH是否等于7沒有直接的關系，而應比較溶液中c(H＋)與c(OH－)的大小。pH是否等于7只適用于室溫下的溶液，而用c(H＋)與c(OH－)的大小判斷酸堿性，不受條件限制適用于任何溫度下的溶液。
三、酸堿中和滴定
導學誘思
1．滴定實驗中高錳酸鉀酸性溶液應該盛放在____式滴定管中，原因：________________________。
2．滴定管與量筒的讀數(shù)有何區(qū)別？________________________________________。
教材回歸
1．實驗用品
(1)試劑：__________、__________、__________、蒸餾水。
(2)儀器：______滴定管(如圖A)、______滴定管(如圖B)、滴定管夾、鐵架臺、燒杯、________。
2．實驗操作(以標準鹽酸滴定待測NaOH溶液為例)
(1)滴定前的準備
①滴定管：______________→洗滌→______→裝液→調液面→記錄。
②錐形瓶：注堿液→記讀數(shù)→加指示劑。
(2)滴定
左手__________，右手________________，眼睛注視________________變化，滴定至終點時，記錄標準液的體積。
(3)終點判斷
等到滴入最后一滴標準液，指示劑變色，且________________，視為達到滴定終點。
3．數(shù)據(jù)處理
按上述操作重復二至三次，求出用去標準鹽酸體積的平均值，根據(jù)c(NaOH)＝______________計算。
理解與深化
一、影響水電離平衡的因素
1．實例(H2O H＋＋OH－)
改變條件電離
平衡溶液
中
c(H＋)溶液
中
c(OH－)pH溶液
的酸
堿性KW
升高溫度右移增大增大減小中性增大
加入
酸堿加入酸，如稀硫酸、醋酸左移增大減小減小酸性不變
加入堿，如NaOH、氨水左移減小增大增大堿性不變
加入
鹽加入強堿弱酸鹽，如Na2CO3溶液右移減小增大增大堿性不變
加入強酸弱堿鹽，如AlCl3溶液右移增大減小減小酸性不變
加入強酸強堿鹽，如NaCl溶液不移不變不變不變中性不變
加入活潑金屬，如Na右移減小增大增大堿性不變
2．總結
(1)降低溫度、加入酸堿都能抑制水的電離，升高溫度、加入能水解的鹽等都能促進水的電離。
(2)KW也屬于化學平衡常數(shù)，只隨溫度的變化而變化，加水稀釋并不是溶液中的所有離子濃度均減小，如稀釋HCl水溶液，OH－濃度卻增大。
【例1】 (2011?黑龍江四校聯(lián)考)水的電離平衡曲線如圖所示，下列說法不正確的是( )。
A．圖中四點KW間的關系：A＝D＜C＜B
B．若從A點到D點，可采用：溫度不變在水中加入少量酸
C．若從A點到C點，可采用：溫度不變在水中加入少量NH4Cl固體
D．若從A點到D點，可采用：溫度不變在水中加入少量NH4Cl固體
對點訓練1(2011?福建廈門質檢)對H2O的電離平衡不產(chǎn)生影響的微粒是( )。
A．CH3CH2OH B．NH＋4
C．Cl2 D．S2－
二、水電離出的c(H＋)或c(OH－)的計算(25 ℃)
1．中性溶液
c(H＋)＝c(OH－)＝1.0×10－7 mol?L－1。
2．溶質為酸的溶液
H＋來源于酸電離和水電離，而OH－只來源于水電離。如計算pH＝2的鹽酸中水電離出的c(H＋)：方法是先求出溶液中的c(OH－)，c(OH－)＝1×10－12 mol?L－1，即水電離出的c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－12 mol?L－1。
3．溶質為堿的溶液
OH－來源于堿電離和水電離，而H＋只來源于水電離。如pH＝12的NaOH溶液中，c(H＋)＝1×10－12 mol?L－1，即水電離產(chǎn)生的c(OH－)＝c(H＋)＝1×10－12 mol?L－1。
4．水解呈酸性或堿性的鹽溶液
H＋和OH－均由水電離產(chǎn)生。如pH＝2的NH4Cl溶液中由水電離出的c(H＋)＝1×10－2 mol?L－1 [c(OH－)＝1×10－12 mol?L－1]；pH＝12的Na2CO3溶液中由水電離出的c(OH－)＝1×10－2 mol?L－1。
【例2】 ①pH＝1的鹽酸�、�0.5 mol?L－1的鹽酸
③0.1 mol?L－1的NH4Cl溶液 ④1 mol?L－1的NaOH溶液�、輕H＝1的NH4Cl溶液�、�1 mol?L－1的NaCl溶液，以上溶液中水電離的c(H＋)由大到小的順序為______________；①⑤的pH均為1，①中由水電離的c(H＋)＝____________，⑤中由水電離的c(H＋)＝____________。
注意區(qū)分溶液中的c(H＋)和由水電離的c(H＋)之間的差異，注意溶液中H＋的來源。
三、有關pH的計算
1．單一溶液的pH計算
(1)強酸溶液，如HA，設濃度為c mol?L－1，則c(H＋)＝c mol?L－1，pH＝－lg c。
(2)強堿溶液，如BOH，設濃度為c mol?L－1，則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計算
(1)強酸與強酸溶液混合，先求c(H＋)，再求pH。
c(H＋)＝ n1?H＋?＋n2?H＋?V總
pH＝－lg[c(H＋)]
(2)強堿與強堿溶液混合，先求c(OH－)，通過KW求其c(H＋)和pH。
c(OH－)＝n1?OH－?＋n2?OH－?V總
c(H＋)＝KWc?OH－?
pH＝－lg[c(H＋)]＝－lg[KWc?OH－?]
3．強酸與強堿溶液混合
(1)若酸過量
c(H＋)＝n?H＋?－n?OH－?V總
pH＝－lg[c(H＋)]；
(2)若酸與堿正好完全反應，pH＝7；
(3)若堿過量，則先求c(OH－)，再求c(H＋)和pH。
4．未標明強弱的酸、堿混合
把pH＝2與pH＝12的溶液等體積混合后，其pH不一定等于7。若二者為強酸、強堿，則pH＝7；若為弱酸、強堿，則弱酸有余，pH<7；若為強酸、弱堿，則弱堿有余，pH＞7。
5．酸、堿加水稀釋
【例3】 常溫下，將pH＝13的NaOH溶液與pH＝3鹽酸按體積比為1∶9混合，則混合后溶液的pH約為( )。
A．2 B．6 C．12 D．13
在做關于溶液的pH計算的題目時，要抓住“矛盾的主要方面”，溶液顯酸性用溶液中的c(H＋)來計算；溶液顯堿性先求溶液中的c(OH－)，再求溶液中的c(H＋)。
口訣：酸按酸(H＋)，堿按堿(OH－)，酸堿中和求過量，無限稀釋7為限。
步驟：
對點訓練2(2010?海南高考)常溫下，將0.1 mol?L－1氫氧化鈉溶液與0.06 mol?L－1硫酸溶液等體積混合，該混合溶液的pH等于( )。
A．1.7 B．2.0 C．12.0 D．12.4
實驗與探究
酸堿中和滴定
1．酸堿中和滴定原理
H＋＋OH－===H2O，即c標?V標＝c待?V待。
2．酸堿中和滴定的關鍵
(1)用酸式或堿式滴定管準確測定V標和V待。
(2)準確判斷中和反應是否恰好完全進行，借助酸堿指示劑判斷滴定終點。
酸堿中和滴定屬于中學化學教材中定量測量方法之一，另外，還有滴定法，在高考中經(jīng)常出現(xiàn)，其原理就是利用得失電子守恒定律。
實驗典例
某同學欲用已知物質的量濃度為0.100 0 mol?L－1的鹽酸測定未知物質的量濃度的氫氧化鈉溶液時，選擇酚酞作指示劑。請?zhí)顚懴铝锌瞻祝?br>(1)用標準的鹽酸滴定待測的氫氧化鈉溶液時，左手把握酸式滴定管的活塞，右手搖動錐形瓶，眼睛注視______。直到因加入一滴鹽酸，溶液的顏色由______色變?yōu)開_____色，且半分鐘不恢復原色，立即停止滴定。
(2)下列操作中可能使所測氫氧化鈉溶液的濃度數(shù)值偏低的是______(填序號)。
A．酸式滴定管未用標準鹽酸溶液潤洗就直接注入標準鹽酸
B．滴定前盛放氫氧化鈉溶液的錐形瓶用蒸餾水洗凈后沒有干燥
C．酸式滴定管在滴定前有氣泡，滴定后氣泡消失
D．讀取鹽酸體積時，開始仰視讀數(shù)，滴定結束時俯視讀數(shù)
E．滴定過程中，錐形瓶的振蕩過于激烈，使少量溶液濺出
(3)若第一次滴定開始和結束時，酸式滴定管中的液面如下頁圖所示。則起始讀數(shù)為V1＝______ mL，終點讀數(shù)V2＝______ mL。
(4)再結合下表數(shù)據(jù)，計算被測氫氧化鈉溶液的物質的量濃度是______ mol?L－1。
滴定
次數(shù)待測溶液
體積/mL標準酸體積
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
答案與解析
梳理與整合
一、
導學誘思
KW也是1.0×10－14，因為KW是溫度的函數(shù)
教材回歸
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、
導學誘思
否，只有在25 ℃時，pH＝7的溶液才為中性溶液
教材回歸
1．c(H＋) c(OH－) ＝ 1×10－7 mol?L－1�。健。尽。尽�< < < ＞
2．(1)－lgc(H＋) (2)越強 (3)取一小塊試紙放在表面皿或玻璃片上，用蘸有待測液的玻璃棒點于試紙的中部
三、
導學誘思
①酸 高錳酸鉀酸性溶液腐蝕橡膠管
②二者的區(qū)別主要有兩點：滴定管0刻度在上方，量筒無0刻度，且最小刻度在下方；精確度不同，滴定管讀數(shù)應記錄到小數(shù)點后兩位，量筒讀數(shù)記錄到小數(shù)點后一位
教材回歸
1．(1)標準溶液 待測溶液 酸堿指示劑
(2)酸式 堿式 錐形瓶
2．(1)檢查是否漏水 潤洗
(2)控制活塞 不斷振蕩錐形瓶 錐形瓶內(nèi)溶液顏色
(3)半分鐘內(nèi)不褪色
3．cHCl?VHCl/VNaOH
理解與深化
【例1】C 解析：KW是溫度的函數(shù)，隨溫度升高而增大，A、D點溫度相同，B點溫度高于C點溫度，所以A正確；從A點到D點，溫度不變，酸性增強，所以B選項、D選項正確；A、C點溫度不同，所以C選項錯誤。
對點訓練1 A 解析：NH＋4、S2－水解促進了水的電離，Cl2與H2O反應生成HCl、HClO抑制水的電離，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、堿抑制水的電離，濃度越大抑制程度越大，所以水的電離程度①＞②＞④，鹽水解促進水的電離，濃度越大促進的程度越大，水的電離程度⑤＞③，⑥對水的電離程度無影響；①溶液中H＋主要是由鹽酸提供，溶液中的OH－全部是由水電離出的，所以由水電離的c(H＋)等于由水電離的c(OH－)＝10－1410－1 mol?L－1；⑤溶液中的H＋全部是由水電離出的，所以由水電離的c(H＋)＝10－1 mol?L－1。
【例3】C 解析：假設NaOH溶液體積為1 L，則n(OH－)＝0.1 mol?L－1×1 L＝0.1 mol、n(H＋)＝0.001 mol?L－1×9 L＝0.009 mol，堿過量，反應后溶液中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。
對點訓練2 B 解析：假設溶液為1 L，n(H＋)＝0.12 mol、n(OH－)＝0.1 mol，酸過量反應后溶液中c(H＋)＝0.12 mol－0.1 mol2 L＝0.01 mol?L－1，pH＝2.0。
實驗與探究
答案：(1)錐形瓶內(nèi)溶液顏色的變化 紅 無
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