高中化学人教版 (2019)选择性必修1第二节 水的电离和溶液的pH第1课时导学案

这是一份高中化学人教版 (2019)选择性必修1第二节 水的电离和溶液的pH第1课时导学案，共13页。学案主要包含了水的电离，溶液的酸碱性与pH等内容，欢迎下载使用。


一、水的电离
1．水的电离
水是一种极弱的电解质，电离方程式为H2O＋H2OH3O＋＋OH－，也可简写为H2OH＋＋OH－。
2．水的离子积常数
(1)水的电离常数：K电离＝eq \f(cH＋·cOH－,cH2O)。
(2)水的离子积常数
Kw＝c(H＋)·c(OH－)。随着温度的升高，水的离子积增大。在室温下，纯水中的c(H＋)＝c(OH－)＝10－7 ml·L－1，Kw＝1.0×10－14。
(3)适用范围
Kw不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质溶液。
升高温度，水的平衡常数如何变化？
提示：升高温度，水的平衡常数增大。
二、溶液的酸碱性与pH
1．比较常温时下列情况中，c(H＋)和c(OH－)的值或变化趋势(选填“增大”或“减小”“1×10－7 ml·L－1”“相等”)
酸性溶液中是否含有OH－，碱性溶液中是否含有H＋？
提示：依据水的离子积常数Kw＝c(H＋)·c(OH－)可以判断，酸性溶液中、碱性溶液中均含有H＋和OH－。
2．溶液的酸碱性与c(H＋)、c(OH－)的关系(选填“＞”“＜”或“＝”)
3.溶液的酸碱性与pH
(1)pH
(2)溶液的酸碱性与pH的关系(常温下)
(3)溶液酸碱性的测定方法
①酸碱指示剂法
该法只能测其酸碱性，即pH的大致范围，不能测出具体数值，常见的酸碱指示剂的变色范围(pH)：
②利用pH试纸测定。使用pH试纸的正确操作为取一小块pH试纸于干燥洁净的玻璃片或表面皿上，用干燥洁净的玻璃棒蘸取试液点在试纸上，当试纸颜色变化稳定后迅速与标准比色卡对照，读出pH。
③利用pH计测定。仪器pH计可精确测定试液的pH(读至小数点后2位)。
(4)pH的应用
①医学上血液的pH是诊断疾病的一个重要参数。
②人体健康调节：如洗发时人们用的护发素主要功能是调节头发的pH使之达到适宜的酸碱度。
③环保领域中测定酸性或碱性废水的pH，利用中和反应进行处理。
④在农业生产中调节土壤的pH，更适宜农作物生长。
⑤在科学实验和工业生产中，溶液的pH是影响实验结果或产品质量、产量的一个关键因素。
某溶液的pH＝6，则该溶液一定显酸性吗？同样，某溶液的pH＝7，则该溶液一定显中性吗？
提示：pH＝6的溶液不一定显酸性，如100 ℃时蒸馏水的pH＝6，但呈中性；pH＝7的溶液不一定显中性，如100℃时pH＝7的溶液呈碱性。
1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。
(1)温度一定时，水的电离常数与水的离子积常数相等。(×)
(2)100 ℃的纯水中c(H＋)＝1×10－6 ml·L－1，此时水呈酸性。(×)
(3)任何温度下，利用H＋和OH－浓度的相对大小均可判断溶液的酸碱性。
(√)
(4)某溶液的c(H＋)＞10－7 ml·L－1，则该溶液呈酸性。(×)
2．25 ℃时，水的电离达到平衡：H2OH＋＋OH－ ΔH>0，下列叙述正确的是( )
A．向水中加入稀氨水，平衡逆向移动，c(OH－)降低
B．向水中加入少量固体硫酸氢钠，c(H＋)增大，Kw不变
C．向水中加入少量CH3COOH，平衡逆向移动，c(H＋)降低
D．将水加热，Kw增大，c(H＋)不变
B [本题考查外界条件对水的电离平衡的影响。解答时要先分析水的电离平衡的移动方向，再讨论c(H＋)、c(OH－)或Kw的变化。向水中加入稀氨水，c(OH－)增大，平衡逆向移动，c(H＋)减小，A项不正确；向水中加入少量固体NaHSO4：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SOeq \\al(2－,4)，c(H＋)增大，但Kw不变，B项正确；向水中加入少量CH3COOH后，使水的电离平衡逆向移动，c(OH－)减小，c(H＋)增大，C项不正确；将水加热，水的电离平衡正向移动，c(H＋)、c(OH－)均增大，Kw增大，c(H＋)增大，D项不正确。]
3．常温下，某溶液中由水电离出的c(H＋)水＝1.0×10－13 ml·L－1，该溶液可能是 ( )
A．二氧化硫水溶液
B．氯化钠水溶液
C．硝酸钠水溶液
D．硫酸钠水溶液
A [c(H＋)水＝1.0×10－13 ml·L－1＜1.0×10－7 ml·L－1，说明水的电离受到抑制，溶液既可能呈酸性，也有可能呈碱性。A项，SO2＋H2OH2SO3，H2SO3HSOeq \\al(－,3)＋H＋，HSOeq \\al(－,3)SOeq \\al(2－,3)＋H＋，溶液呈酸性。B、C、D项溶液呈中性，不符合题意。]
用电导仪测定水的电导率，如下图。
接通直流电源，发现纯水的电导率不为零，说明纯水中含有自由移动的离子，说明纯水中部分水发生了电离。
[问题1] 由以上实验判断水是不是电解质？若是，请写出水的电离方程式，并判断由水分子电离出的OH－和H＋数目是否相等？
提示：水是弱电解质，H2OH＋＋OH－，水电离出的H＋和OH－的数目相等。
[问题2] 结合弱电解质电离平衡的影响因素，填写下表空白。
[问题3] 在水的离子积常数Kw＝c(H＋)·c(OH－)中，c(H＋)、c(OH－)都是水电离出的c(H＋)、c(OH－)吗？在酸或碱溶液中水电离出的c(H＋)与c(OH－)还相等吗？
提示：Kw＝c(H＋)·c(OH－)中，c(H＋)、c(OH－)不一定都是水电离出来的。在酸或碱溶液中水电离出的c(H＋)与c(OH－)相等。
水电离出的c(H＋)或c(OH－)的计算
Kw表达式中，c(H＋)、c(OH－)均表示整个溶液中总物质的量浓度，但是一般情况下有：
(1)酸溶液中Kw＝c(H＋)酸·c(OH－)水(忽略水电离出的H＋的浓度)，即c(H＋)水＝c(OH－)水＝Kw/c(H＋)酸。
(2)碱溶液中Kw＝c(H＋)水·c(OH－)碱(忽略水电离出的OH－的浓度)，即c(H＋)水＝Kw/c(OH－)碱。
(3)纯水中，水电离出的c(H＋)与水电离出的c(OH－)一定相等，即c(H＋)＝c(OH－)＝eq \r(Kw)。
1．常温下，0.1 ml·L－1的NaOH溶液中由水电离出的OH－的物质的量浓度为( )
A．0.1 ml·L－1
B．1.0×10－13 ml·L－1
C．1.0×10－7 ml·L－1
D．1.0×10－6 ml·L－1
B [NaOH为强碱，在水溶液中完全电离为Na＋和OH－，水电离出的OH－很少，可以忽略不计，所以0.1 ml·L－1的NaOH溶液中c(OH－)＝0.1 ml·L－1，则由水电离出的OH－的物质的量浓度＝c(H＋)＝eq \f(Kw,cOH－)＝eq \f(1.0×10－14,0.1)＝1.0×10－13 ml·L－1。]
2．已知水在25 ℃和100 ℃时，电离平衡曲线如图所示：
(1)25 ℃时水的电离平衡曲线应为________(填“A”或“B”)，请说明理由______________________________________。
(2)将A点变为B点，采取的措施是_______________________。
(3)C点c(H＋)＝________，D点c(OH－)＝________。
[解析] (1)水的电离是吸热过程，当温度升高时，促进水的电离，水的离子积增大，水中c(H＋)、c(OH－)都增大，结合图像中A、B曲线变化情况及c(H＋)、c(OH－)可以判断25 ℃时水的电离平衡曲线应为A。
(2)A点Kw＝10－14，B点Kw＝10－12，故由A点变为B点须进行升温。
(3)c(H＋)＝eq \f(Kw,cOH－)＝eq \f(10－14,10－6) ml·L－1＝10－8 ml·L－1。c(OH－)＝eq \f(Kw,cH＋)＝eq \f(10－14,10－6) ml·L－1＝10－8 ml·L－1。
[答案] (1)A 水的电离是吸热过程，温度低时，电离程度小，c(H＋)、c(OH－)小 (2)升高温度至100 ℃
(3)10－8 ml·L－1 10－8 ml·L－1
中学化学实验中，淡黄色的pH试纸常用于测定溶液的酸碱性。在25 ℃时，若溶液的pH＝7，试纸不变色；若pH<7，试纸变红色；若pH>7，试纸变蓝色。而要精确测定溶液的pH，需用pH计。pH计主要通过测定溶液中H＋浓度来测定溶液的pH。
[问题1] 现欲测定100 ℃沸水的pH及酸碱性，甲同学使用pH试纸测定，请推测pH试纸呈什么颜色，溶液的酸碱性如何？
提示：试纸呈淡黄色，沸水呈中性。
[问题2] 同样测定100 ℃沸水的pH及酸碱性，乙同学选择了pH计，请分析pH计的读数等于7吗？水溶液还呈中性吗？
提示：由于沸水电离程度增大，溶液中c(H＋)增大，所以测定的pH<7，但由于c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈中性。
[问题3] 丙同学测定溶液pH时先将pH试纸润湿后再进行测定。分析这样测定的pH会有怎样的误差？
提示：可能变大，可能变小，也可能不变。因为用水润湿以后再测定溶液的酸碱性时就相当于稀释溶液，当溶液为酸性时，酸性减弱，pH变大；当溶液为碱性时，碱性减弱，pH变小；当溶液呈中性时，用水润湿，没有影响，所以pH不变。
[问题4] 25 ℃某溶液由水电离出的c(H＋)＝1×10－12 ml·L－1，请探究该溶液的pH可能为多少？
提示：若为酸性溶液，则水电离出的c(OH－)＝1×10－12 ml·L－1，则c(H＋)＝eq \f(1×10－14,1×10－12) ml·L－1＝1×10－2 ml·L－1，则pH＝2；若为碱性溶液，则c(H＋)＝c(H＋)水＝1×10－12 ml·L－1，则pH＝12。
1．单一溶液pH的计算
(1)强酸溶液，如HnA溶液，设溶质的物质的量浓度为c ml·L－1，c(H＋)＝nc ml·L－1，pH＝－lg c(H＋)＝－lg nc。
(2)强碱溶液，如B(OH)n溶液，设溶质的物质的量浓度为c ml·L－1，c(H＋)＝eq \f(10－14,nc) ml·L－1，pH＝－lg c(H＋)＝14＋lg nc。
2．两强酸混合后pH的计算
由c(H＋)混＝eq \f(cH＋1V1＋cH＋2V2,V1＋V2)先求出混合后的c(H＋)混，再根据公式pH＝－lg c(H＋)求pH。若两强酸溶液等体积混合，可采用速算方法：混合后溶液的pH等于混合前溶液pH小的加0.3。如pH＝3和pH＝5的盐酸等体积混合后，pH＝3.3。
3．两强碱混合后pH的计算
由c(OH－)混＝eq \f(cOH－1V1＋cOH－2V2,V1＋V2)先求出混合后的c(OH－)混，再通过Kw求出混合后的c(H＋)，最后求pH。若两强碱溶液等体积混合，可采用速算方法：混合后溶液的pH等于混合前溶液pH大的减0.3。如pH＝9和pH＝11的烧碱溶液等体积混合后，pH＝10.7。
4．强酸、强碱混合后溶液pH的计算方法
(1)若强酸、强碱混合恰好完全反应，则混合后溶液中的pH＝7(25 ℃)。
(2)若酸过量，直接求反应后溶液中的c混(H＋)，c混(H＋)＝eq \f(cH＋V酸－cOH－V碱,V酸＋V碱)。
(3)若碱过量，应先求混合后溶液中的c混(OH－)，再求c混(H＋)，c混(OH－)＝eq \f(cOH－V碱－cH＋V酸,V酸＋V碱)，c混(H＋)＝eq \f(Kw,c混OH－)。
题组1 溶液pH的测定
1．用pH试纸测定溶液的pH，正确操作是( )
A．将一小块试纸放在表面皿上，用玻璃棒蘸取少量待测液点在试纸上，再与标准比色卡对照
B．将一小块试纸用蒸馏水润湿后放在表面皿上，用玻璃棒蘸取少量待测液点在试纸上，再与标准比色卡对照
C．将一小块试纸在待测液中蘸一下，取出后放在表面皿上，与标准比色卡对照
D．将一小块试纸先用蒸馏水润湿后，再在待测液中蘸一下，取出后与标准比色卡对照
A [A项，正确；B项，pH试纸不能预先用蒸馏水润湿，否则测酸溶液的pH时将会使所测pH偏大，测碱溶液的pH时将会使所测pH偏小，而对中性溶液不影响；C项，不能将pH试纸浸入到溶液中去测溶液的pH；D项明显不对。]
2．有一学生在实验室测某溶液的pH，实验时，他先用蒸馏水润湿pH试纸，然后用洁净干燥的玻璃棒蘸取试样进行检测。
(1)该学生的操作________(填“正确”或“错误”)，其理由是__________________________________________________________________；
(2)该操作是否一定有误差？_______________________________________
______________________________________________________________；
(3)若用此方法分别测定c(OH－)相等的氢氧化钠溶液和氨水的pH，误差较大的是____________，原因是____________；
(4)只从下列试剂中选择实验所需的试剂，你能否区分0.1 ml·L－1硫酸溶液和0.01 ml·L－1硫酸溶液？________(填“能”或“否”)，简述操作过程：____________________________。
试剂：a.紫色石蕊试液 b．酚酞试液 c．甲基橙溶液 d．蒸馏水 e．氯化钡溶液 f．pH试纸
[解析] (1)用pH试纸测量溶液时，pH试纸不能润湿，否则相当于将原溶液稀释。(2)若溶液呈酸性或碱性，稀释必然会造成测量数据错误，若溶液呈中性，则对结果无影响。(3)NH3·H2O是弱电解质，加水稀释时，促进它的电离，故对OH－浓度相等的氢氧化钠和氨水溶液来说，加水稀释相同倍数，氨水的pH减小程度小些，误差小些。(4)分别测定这两种硫酸溶液的pH，pH较小的是浓度较大的硫酸溶液，pH较大的是浓度较小的硫酸溶液。
[答案] (1)错误 该学生测得的pH是稀释后溶液的pH
(2)该学生操作错误，但不一定产生误差。因为原溶液不是中性时，稀释后溶液的pH发生了变化，只是弱酸或弱碱溶液变化程度小些；若是中性溶液，稀释不会产生误差
(3)氢氧化钠溶液 稀释过程中，NH3·H2O继续电离出OH－，弥补了因稀释OH－浓度减小浓度，所以测得氢氧化钠溶液误差较大
(4)能 用玻璃棒分别蘸取两种溶液滴在两张pH试纸上，其显示的颜色与标准比色卡对照，pH较大的是0.01 ml·L－1硫酸溶液
题组2 溶液的混合与稀释
3．常温下，关于溶液的稀释，下列说法正确的是( )
A．pH＝3的醋酸溶液稀释100倍，pH＝5
B．pH＝4的H2SO4溶液加水稀释100倍，溶液中由水电离产生的c(H＋)＝1×10－6 ml·L－1
C．将1 L 0.1 ml·L－1的Ba(OH)2溶液稀释为2 L，pH＝13
D．pH＝8的NaOH溶液稀释100倍，其pH＝6
C [A项，CH3COOH是弱酸，在稀释过程中电离程度增大，稀释100倍后，34．某温度下，相同pH的盐酸和醋酸溶液分别加水稀释，pH随溶液体积变化的曲线如图所示。据图判断正确的是( )
A．Ⅱ为盐酸稀释时pH变化曲线
B．b点溶液的导电性比c点溶液的导电性强
C．a点Kw的数值比c点Kw的数值大
D．b点酸溶液的总浓度大于a点酸溶液的总浓度
B [由图示稀释相同倍数，pH变化大的是盐酸，故Ⅰ为盐酸稀释时pH变化曲线，A错；b点比c点pH小，故b点c(H＋)大，导电性：b>c，B正确；C项，温度不变，Kw不变，故C错；D项，pH：b>a，故c(H＋)：a>b，D错。]
5．常温下，pH＝2的盐酸与pH＝4的盐酸，若按1∶10的体积比混合后，溶液的c(H＋)为________，pH为________。
[解析] c(H＋)＝eq \f(10－2×1＋10－4×10,11) ml·L－1＝10－3 ml·L－1，pH＝3。
[答案] 1×10－3 ml·L－1 3
6．常温下，将200 mL 5×10－3 ml·L－1 NaOH溶液与100 mL 2×10－2 ml·L－1 NaOH溶液混合后，溶液的c(OH－)为________，c(H＋)为________，pH为________。
[答案] 1.0×10－2 ml·L－1 1.0×10－12 ml·L－1 12
pH相等的强酸、弱酸、强碱、弱碱稀释规律
(1)稀释过程中强酸、强碱比弱酸、弱碱的pH变化快；
(2)当稀释相同的倍数时，强酸、强碱pH变化大于弱酸、弱碱；
(3)当稀释至pH相同时，弱酸、弱碱稀释的倍数大。
1．将纯水加热至较高温度，下列叙述正确的是( )
A．水的离子积变大，pH变小，呈酸性
B．水的离子积不变，pH不变，呈中性
C．水的离子积变小，pH变大，呈碱性
D．水的离子积变大，pH变小，呈中性
D [升高温度，水的电离平衡右移，电离程度增大，c(H＋)和c(OH－)同时增大，Kw增大，但由于c(H＋)和c(OH－)始终保持相等，故仍呈中性。]
2．下列溶液一定呈酸性的是( )
A．c(H＋)＝10－6 ml·L－1的溶液
B．pH<7的溶液
C．c(H＋)>c(OH－)的溶液
D．滴加酚酞显无色的溶液
C [酸性溶液是指c(H＋)>c(OH－)的溶液；滴加酚酞显无色的溶液，有可能显酸性也有可能显弱碱性；由于未指明温度，不能依据c(H＋)＝10－6 ml·L－1或pH<7来判断溶液的酸碱性。]
3．室温下，取浓度相同的NaOH和HCl溶液，以3∶2体积比混合，所得溶液pH＝12，则原溶液的浓度为( )
A．0.01 ml·L－1 B．0.017 ml·L－1
C．0.05 ml·L－1D．0.50 ml·L－1
C [设原溶液的浓度为c，两者反应后碱过量，应先求c(OH－)，c(OH－)＝eq \f(3c－2c,5)＝0.01(ml·L－1)，解得c＝0.05 ml·L－1。]
4．现有体积相同、pH均为2的盐酸和醋酸，下列叙述错误的是 ( )
A．盐酸溶液中的c(Cl－)与醋酸溶液中的c(CH3COO－)相等
B．它们与NaOH完全中和时，醋酸溶液所消耗的NaOH多
C．分别用水稀释相同倍数时，n(Cl－)＜n(CH3COO－)
D．它们分别与足量CaCO3反应时，放出的CO2一样多
D [两种溶液中分别存在c(CH3COO－)＋c(OH－)＝c(H＋)，c(Cl－)＋c(OH－)＝c(H＋)，因pH相等，则c(CH3COO－)＝c(Cl－)，故A正确；醋酸为弱酸，pH相同时，醋酸浓度较大，则与NaOH完全中和时，醋酸溶液所消耗的NaOH多，故B正确；加水稀释，促进醋酸的电离，醋酸溶液酸性较强，由电荷守恒c(CH3COO－)＋c(OH－)＝c(H＋)，c(Cl－)＋c(OH－)＝c(H＋)，可知n(Cl－)＜n(CH3COO－)，故C正确；醋酸浓度较大，体积相同时物质的量较大，则与足量CaCO3反应时，醋酸放出的CO2较多，故D错误。]
5．某温度下，纯水中c(H＋)＝2×10－7 ml·L－1，则此溶液中c(OH－)为________ ml·L－1，该温度时的Kw＝________。如温度不变，滴入稀盐酸使c(H＋)＝5.0×10－6 ml·L－1，则c(OH－)为________ ml·L－1。
[解析] 因纯水中水电离出的c(H＋)与c(OH－)总是相等。c(H＋)＝2.0×10－7 ml·L－1，则c(OH－)＝2.0×10－7 ml·L－1，该温度时的Kw＝c(H＋)·c(OH－)＝(2.0×10－7)2＝4.0×10－14。温度不变，滴入稀盐酸使c(H＋)＝5.0×10－6 ml·L－1，则c(OH－)＝Kw/c(H＋)＝4.0×10－14÷(5.0×10－6)＝8.0×10－9 ml·L－1。
[答案] 2.0×10－7 4.0×10－14 8.0×10－9发展目标
体系构建
1.认识水的电离，了解水的离子积常数。
2.认识溶液的酸碱性及pH，掌握检测溶液pH的方法。
体系
纯水
向纯水中加入少量盐酸
向纯水中加入少量氢氧化钠溶液
c(H＋)
10－7_ml·L－1
增大
减小
c(OH－)
10－7_ml·L－1
减小
增大
c(H＋)和c(OH－)的大小比较
相等
c(H＋) >c(OH－)
c(H＋) c(H＋)与c(OH－)的关系
c(H＋)的范围(25 ℃)/(ml·L－1)
中性溶液
c(OH－)＝c(H＋)
c(H＋)＝1.0×10－7
酸性溶液
c(OH－)c(H＋)>1.0×10－7
碱性溶液
c(OH－)>c(H＋)
c(H＋)<1.0×10－7
水的电离
(素养养成——宏观辨识与微观探析)
水的电离平衡：H2OH＋＋OH－ ΔH＞0
影响因素
移动方向
c(H＋)
c(OH－)
Kw
升温
向右移动
增大
增大
增大
加酸
向左移动
增大
减小
不变
加碱
向左移动
减小
增大
不变
溶液pH的测定与计算
(素养养成——宏观辨识与微观探析)