3.1水的电离和溶液的酸碱性（分层练习）-高二化学同步精品课堂（沪科版2020选择性必修第一册）

3.1水的电离和溶液的酸碱性 基础知识清单 一、水的电离平衡 1．水的电离 (1)水是一种极弱的 。 (2)水的电离方程式为H2O＋H2OH3O＋＋OH－，简写为 。 (3)水的电离是吸热过程。 2．水的离子积 3.外界条件对水的电离平衡的影响 分析下列条件的改变对水的电离平衡H2OH＋＋OH－　ΔH>0的影响，并填写下表： 改变条件 平衡移动方向 c(H＋) c(OH－) 水的电离程度 Kw 升高温度 加入HCl(g) 加入NaOH(s) 加入活泼 金属(如Na) 加入NaHSO4(s) 4.Kw的应用 1．水的电离平衡曲线的理解与识别 (1)曲线上的任意点(如a，b，c)的Kw都 ，即c(H＋)·c(OH－) ，温度 。 (2)曲线外的任意点(如d)与曲线上任意点的Kw ，温度 。 (3)实现曲线上点之间的转化需保持温度不变，改变 ；实现曲线上点与曲线外点之间的转化一定改变 。 2．溶液中水电离出的c(H＋)或c(OH－)的计算方法 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： (1)酸溶液中Kw＝ (忽略水电离出的H＋的浓度)。 (2)碱溶液中Kw＝ (忽略水电离出的OH－的浓度)。 (3)外界条件改变，水的电离平衡发生移动；但由水电离出的c(H＋)与水电离出的c(OH－)一定 。 (4)室温下，由水电离出的c(H＋)＝1×10－13 mol·L－1的溶液可能呈酸性，也可能呈碱性。 二、溶液的酸碱性与测定 1.溶液的酸碱性与氢离子、氢氧根离子浓度的关系 (1)任何水溶液中都有H＋和OH－。 (2)溶液的酸碱性取决于溶液中c(H＋)、c(OH－)的相对大小。 溶液的酸碱性 2．溶液的pH与c(H＋)及酸碱性的关系 计算公式 pH＝ 意义 pH越大，溶液的碱性 ； pH越小，溶液的酸性 溶液酸碱性与pH的关系(常温下) pH＜7，为 溶液； pH＝7，为中性溶液； pH＞7，为 溶液 适用范围 1×10－14 mol·L－1＜c(H＋)＜1 mol·L－1 3.溶液酸碱性测定 （1）利用酸碱指示剂(石蕊、酚酞、甲基橙等) （2）pH试纸 （3）pH计：pH计精确度高，可直接从仪器中读数。 （4）pH传感器：又称pH探头，是用来检测被测物中c(H＋)并转换成相应的输出信号的传感器，可全量程测量溶液的酸碱度，自动绘制出溶液的pH曲线。 三、相关计算 1．强酸、强碱单一溶液pH的计算 (1)计算c mol·L－1 HnA强酸溶液的pH (25 ℃)。 ①c(H＋)＝nc mol·L－1； ②pH＝－lg c(H＋)＝ 。 (2)计算c mol·L－1 B(OH)n强碱溶液的pH (25 ℃)。 ①c(OH－)＝nc mol·L－1； ②c(H＋)＝＝ mol·L－1； ③pH＝－lg c(H＋)＝ 。 2．酸碱溶液混合后pH的计算 (1)强酸与强酸混合(稀溶液体积变化忽略) c(H＋)混＝ ，然后再求pH。 (2)强碱与强碱混合 先计算c(OH－)混＝ ，再求c(H＋)混＝，最后求pH。 (3)强酸与强碱混合(稀溶液体积变化忽略) ①恰好完全反应，溶液呈中性，pH＝7 (25 ℃)； ②酸过量： 先求c(H＋)余＝ ，再求pH。 ③碱过量： 先求c(OH－)余＝ ，再求c(H＋)＝，最后求pH。 课后分层练 1．下列关于水的离子积常数的叙述中，正确的是(　　) A．因为水的离子积常数的表达式是Kw＝c(H＋)·c(OH－)，所以Kw随溶液中c(H＋)和c(OH－)的变化而变化 B．水的离子积常数Kw与水的电离平衡常数K电离是同一个物理量 C．水的离子积常数是温度的函数，随着温度的变化而变化 D．水的离子积常数Kw与水的电离平衡常数K电离是两个没有任何关系的物理量 2．与纯水的电离相似，液氨中也存在微弱的电离：2NH3NH＋NH。据此判断，以下叙述错误