第3章 第2节 第1课时 水的电离 溶液的酸碱性与pH（讲义word）-【勤径学升】2024-2025学年高中化学选择性必修1同步练测（人教版2019）

第二节　水的电离和溶液的pH 第1课时　水的电离　溶液的酸碱性与pH 学习目标 核心素养 1．认识水的电离，水是一种极弱的电解质。 2．了解水的离子积常数。 3．能判断溶液的酸碱性及pH，掌握检测溶液pH的方法。 4．能进行pH的简单计算。 1．模型认知：通过识别化学中电离平衡这一理论知识模型，能将有关水的电离平衡的相关知识进行分析和说明。 2．证据推理：能依据水溶液中的离子积常数这一理论，推理出溶液中c(H＋)、c(OH－)、c水(H＋)、c水(OH－)的计算方法。能从溶液的酸碱性与水的离子积常数结合上查找证据，能通过定性分析和定量计算推出所得溶液的pH计算方法。 3．宏观辨识与微观探析：能通过溶液中微观存在的实际的c(H＋)与c(OH－)的相对大小这一手段，宏观分析判断溶液的酸碱性。 [对应学生用书第47页] 一、水的电离 1．水的电离 (1)水是一种极弱的电解质。 (2)水的电离方程式为H2O＋H2OH3O＋＋OH－，简写为H2OH＋＋OH－。 (3)影响水的电离平衡的因素。 ①温度：温度升高，水的电离平衡向正方向移动，c(H＋)和c(OH－)均增大(选填“增大”“减小”或“不变”)； ②加酸或碱会抑制(选填“促进”或“抑制”)水的电离。 2．水的离子积常数 (1)定义 当水的电离达到平衡时，电离产物H＋和OH－浓度之积是一个常数，记作Kw。Kw叫做水的离子积常数，简称水的离子积。 (2)影响因素 ①只受温度影响：随着温度的升高，水的电离程度增大，则水的离子积增大； ②常温下，一般可以认为Kw＝c(H＋)·c(OH－)＝1×10－14。 注意　水的离子积(Kw)由纯水推导出来，不仅适用于纯水，还适用于稀的电解质水溶液。 1．(湖北应城一中高二月考)在某温度时，测得纯水中的c(OH－)＝2.0×10－7 mol/L，则 c(H＋)为(　　) A．2.0×10－7 mol/L B．1.0×10－7 mol/L C． mol·L－1 D．4.0×10－7 mol/L 解析　纯水呈中性，则纯水中c(H＋)＝c(OH－)＝2.0×10－7 mol/L，故选A。 答案　A 二、溶液的酸碱性与pH 1．溶液的酸碱性 溶液酸碱性取决于溶液中c(H＋)与c(OH－)的相对大小。 2．溶液的酸碱性与溶液中c(H＋)、c(OH－)的关系 c(H＋)与c(OH－) 的关系 c(H＋)的范围(室温下) 酸性溶液 c(H＋)>c(OH－) c(H＋)>1×10－7 mol·L－1 中性溶液 c(H＋)＝c(OH－) c(H＋)＝1×10－7 mol·L－1 碱性溶液 c(H＋)<c(OH－) c(H＋)<1×10－7 mol·L－1 3.溶液的酸碱性与pH (1)pH (2)溶液的酸碱性与pH的关系(室温下) 4．溶液酸碱性的表示方法 (1)当c(H＋)或c(OH－)大于1 mol·L－1时，通常用c(H＋)或c(OH－)直接表示。 (2)当c(H＋)或c(OH－)小于或等于1 mol·L－1时，通常用pH表示。 注意　c(H＋)＝1×10－7 mol·L－1或pH＝7的溶液不一定呈中性，只有在室温下，上述关系才成立。 5．溶液酸碱性的测量 (1)pH试纸 (2)pH计 pH计精确度高，可直接从仪器中读数。 2．25 ℃时，NH4Cl和NH3·H2O混合溶液的pH为7，则该溶液呈(　　) A．酸性 B．碱性 C．中性 D．无法确定 答案　C [对应学生用书第48页] 要点一　水的电离及影响因素 　结合勒夏特列原理，通过实验探究外界条件对水的电离的影响，交流讨论。 1．升高温度，对水的电离、电离产生的c(H＋)及Kw有什么影响？ 提示：促进水的电离，电离产生的c(H＋)增大，Kw增大。 2．滴加少量NaOH溶液，对水的电离及Kw有什么影响？溶液中c(H＋)怎样变化？ 提示：抑制水的电离，Kw不变，溶液中c(H＋)减小。 3．向水中加入金属钠，对水的电离有什么影响？溶液的酸碱性如何变化？ 提示：抑制水的电离，溶液由中性变为碱性。 1．影响水的电离的因素 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 加活泼金属(如Na) 向右移动 减小 增大 不变 2.水电离产生的c(H＋)或c(OH－)的计算(25 ℃) (1)等量关系 无论是纯水，还是酸性(或碱性)溶液，由水电离产生的c水(H＋)＝c水(OH－)。 (2)定量关系 任何电解质的稀溶液中都存在Kw：Kw＝c(H＋)·c(OH－)。 ①稀酸溶液——OH－全部来源于水的电离：水电离产生的c水(H＋)＝c水(OH－)＝； ②稀碱溶液——H＋全部来源于水的电离： 水电离产生的c水(H＋)＝c水(OH－)＝。 [例1]　(山东省实验中学高二检测)如图表示水中c(H＋)和c(OH－)的关系，下列判断正确的是(　　) A．各点的温度高低顺序：Z>Y>X B．M区域内任意点都是碱溶于水所得的溶液 C．常温下，向纯水中加入少量金属Na，可使X点溶液变为Y点 D．XZ线上的任意点一定表示的是纯水 [解析]　A项，由图可知，两条曲线是反比例曲线，曲线上的横纵坐标c(H＋)·c(OH－)为一定值，所以X和Y点的温度相同，错误；B项，由图看出M区域内c(H＋)<c(OH－)，溶液呈碱性，但不一定是碱溶液，也可能是Na2CO3等溶于水所得的碱性溶液，错误；C项，常温下，向纯水中加入少量金属Na，消耗水电离出的H＋，促进了水的电离，使水中的c(OH－)> c(H＋)，可使X点溶液变为Y点，正确；D项，pH＝－lg c(H＋)，XZ线上任意点的c(H＋)＝ c(OH－)，且从X到Z，H＋和OH－在同等程度升高，所以此时肯定是中性溶液，但不一定是纯水，也可能是NaCl等盐溶于水所得的中性溶液，错误。 [答案]　C [方法规律]　正确理解水的电离平衡曲线 (1)曲线上的任意点的Kw都相同，即c(H＋)·c(OH－)相同，温度相同。 (2)曲线外的任意点与曲线上任意点的Kw不同，温度不同。 (3)实现曲线上点之间的转化需保持温度不变，可通过改变酸碱性实现；实现曲线上点与曲线外点之间的转化必须改变温度。 1．(鞍山鞍钢高级中学高二月考)向纯水中加入少量KHSO4固体，在温度不变时，溶液中(　　) A．c(OH－)增大 B．c(H＋)减小 C．水中c(H＋)与c(OH－)的乘积增大 D．增大 解析　硫酸氢钾是强酸的酸式盐，在水溶液中电离出氢离子、硫酸根离子和钾离子，温度不变，水的离子积常数不变，氢离子和氢氧根乘积不变，氢离子浓度增大，氢氧根离子浓度减小，所以A和B均错误；温度不变，水中c(H＋)与c(OH－)的乘积不变，C错误；由上述分析可知氢离子浓度增大，氢氧根离子浓度减小，故增大，D正确。 答案　D 要点二　溶液的酸碱性与pH的计算 1．某溶液的pH＝7，则该溶液一定显中性吗？判断溶液酸碱性的根本依据是什么？ 提示：pH＝7的溶液不一定显中性，如100 ℃时，pH＝7的溶液一定显碱性。判断溶液酸碱性的根本依据是c(H＋)与c(OH－)的相对大小。 2．常温时，pH＝2的溶液与pH＝12的溶液等体积混合后，混合液的pH一定等于7吗？ 提示：不一定。如果一种是强酸，另一种是强碱，则混合后呈中性，pH＝7；如果一种是强酸，另一种是弱碱，则混合后碱过量，混合液呈碱性，pH>7；如果一种是弱酸，另一种是强碱，则混合后酸过量，混合液呈酸性，pH<7。 3．根据“pH＝－lg c(H＋)”及“Kw＝c(H＋)·c(OH－)”，进行计算，并交流讨论。 (1)计算25 ℃时，0.05 mol/L H2SO4溶液的pH。 (2)计算25 ℃时，0.005 mol/L Ba(OH)2溶液的pH。 (3)25 ℃时，将0.02 mol/L的盐酸和2×10－5 mol/L的盐酸等体积混合，计算所得溶液的pH。(忽略两溶液混合后的体积变化) 提示：(1)25 ℃时，0.05 mol/L H2SO4溶液中c(H＋)＝0.05 mol/L×2＝0.1 mol/L，则溶液的pH＝－lg 0.1＝1。 (2)25 ℃时，0.005 mol/L Ba(OH)2溶液中c(OH－)＝0.005 mol/L×2＝0.01 mol/L，则溶液中c(H＋)＝＝ mol/L＝1×10－12 mol/L，pH＝－lg (1×10－12)＝12。 (3)25 ℃时，设两种不同浓度盐酸的体积均为V-L，则有n总(H＋)＝(0.02V＋2×10－5 V)mol，所得溶液中c(H＋)＝ mol/L≈ mol/L＝0.01 mol/L ，则有pH＝ －lg 0.01＝2。 1．溶液酸碱性的判断依据 2．溶液pH的计算方法 (1)单一溶液的pH计算 ①强酸溶液，如HnA，设物质的量浓度为c mol·L－1，c(H＋)＝nc mol·L－1，pH＝ －lg c(H＋)＝－lg nc。 ②强碱溶液，如B(OH)n，设浓度为c mol·L－1，c(H＋)＝ mol·L－1，pH＝ －lg c(H＋)＝14＋lg nc。 (2)混合溶液(忽略两溶液混合的体积变化)的计算(常温下) 溶液类型 相关计算 两种强酸混合 c(H＋)＝⇒pH 巧记：若pH之差≥2的两种强酸等体积混合，pH＝pH小＋0.3 两种强碱混合 c(OH－)＝⇒ c(H＋)＝⇒pH 巧记：若pH之差≥2的两种强碱等体积混合，pH＝pH大－0.3 强酸与强碱混合 恰好完全反 应呈中性 pH＝7 酸过量 c(H＋)＝⇒pH 碱过量 c(OH－)＝⇒ c(H＋)＝⇒pH (3)酸碱溶液稀释时pH的变化可用数轴表示 ①强酸、弱酸溶液的稀释 ②强碱、弱碱溶液的稀释 ③变化趋势 对于pH相同的强酸和弱酸(或强碱和弱碱)溶液稀释相同的倍数，强酸(或强碱)溶液的pH变化幅度大(如下图所示)。这是因为强酸(或强碱)已完全电离，随着加水稀释，溶液中H＋(或OH－)物质的量(水电离的除外)不会增多，而弱酸(或弱碱)随着加水稀释，电离程度增大，H＋(或OH－)物质的量会不断增多。 [例2]　下列说法正确的是(　　) A．pH＝7的溶液一定呈中性 B．不能使酚酞变红的溶液一定呈酸性 C．使用广泛pH试纸测得氢氧化钠溶液的pH为10.6 D．常温下，0.05 mol·L－1的Ba(OH)2溶液的pH＝13 [解析]　在100 ℃时，中性溶液的pH＝6；酚酞的变色范围在8.2～10.0，在pH小于8.2的范围内都是呈无色；广泛pH试纸只能粗略地测定溶液的pH数值，取整数；常温下， 0.05 mol·L－1的Ba(OH)2溶液中c(OH－)＝0.1 mol·L－1，利用Kw＝1×10－14求得c(H＋)＝1× 10－13 mol·L－1，pH＝13。 [答案]　D 2．(河南开封高二统考期中)下列叙述正确的是(　　) A．0.2 mol/L醋酸溶液与等体积水混合后pH＝1 B．将1 mL 1×10－6 mol/L盐酸稀释至1 000 mL，所得溶液的pH＝9 C．常温下，pH＝3的盐酸与pH＝11的氢氧化钠溶液等体积混合后pH＝7 D．将pH＝2的盐酸和醋酸各1 mL分别稀释至100 mL，所得醋酸的pH略大 解析　A．0.2 mol/L醋酸溶液与等体积水混合后溶液中，醋酸在溶液中的电离程度无法确定，所以稀释后不能计算溶液的pH，故A错误；B．将1 mL 1×10－6 mol/L盐酸稀释至 1 000 mL，所得溶液中氢离子浓度为1×10－7 mol/L＋1×10－9 mol/L，则溶液的pH约为7，故B错误；C．常温下，pH＝3的盐酸中氢离子浓度与pH＝11的氢氧化钠溶液中的氢氧根离子浓度都为1×10－3mol/L，则等体积混合后酸碱恰好完全反应，溶液呈中性，溶液pH为7，故C正确；D．盐酸是强酸，在溶液中完全电离，醋酸是弱酸，在溶液中部分电离，则pH＝2的盐酸和醋酸各1 mL分别稀释至100 mL，盐酸溶液的pH变化大，稀释溶液的pH略大，故D错误。故选C。 答案　C [对应学生用书第51页] 1．(陕西西安高二统考期中)下列关于溶液酸碱性的说法中，正确的是(　　) A．c(OH－)很小的溶液不可能呈碱性 B．c(H＋)＝的溶液一定呈中性 C．pH＝6.5的溶液一定呈酸性 D．不能使酚酞溶液变红的溶液一定呈中性 解析　A．c(OH－)很小的溶液可能呈碱性，例如氢离子浓度小于氢氧根浓度时溶液就显碱性，A错误；B．c(H＋)＝＝，则溶液中c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈中性，B正确；C．没有温度，且pH＝6.5的溶液不能说明溶液氢离子浓度大于氢氧根离子浓度，故不一定呈酸性，C错误；D．不能使酚酞溶液变红的溶液不一定呈中性，因为酚酞的变色范围是8.2～10.0，D错误。故选B。 答案　B 2．(南京雨花台中学高二月考)水是最常见的溶剂。下列说法不正确的是(　　) A．水的电离方程式为H2OH＋＋OH－ B．升高温度，水的离子积常数增大 C．常温下，由水电离出c(H＋)＝1×10－12 mol/L的溶液呈碱性 D．由水电离产生的c(OH－)＝c(H＋) 解析　水是弱电解质，电离方程式为H2O H＋＋OH－，电离出的c(OH－)＝c(H＋)，A和D均正确；水电离吸热，升高温度，电离平衡正向移动，水的离子积常数增大，B正确；酸、碱抑制水电离，常温下，由水电离出c(H＋)＝1×10－12 mol/L，说明水电离受到抑制，溶液呈碱性或酸性，C错误。 答案　C 3．常温下，下列溶液中与1.0×10－5 mol·L－1的NaOH溶液的pH相同的是(　　) A．把pH＝6的盐酸稀释1 000倍 B．把pH＝10的Ba(OH)2溶液稀释10倍 C．把pH＝10的氨水稀释10倍 D．把pH＝8的NaOH溶液稀释10倍 解析　常温下，1.0×10－5 mol·L－1的NaOH溶液的pH为9。把pH＝6的盐酸稀释1 000倍，pH接近7，故A错误；氢氧化钡是强碱，把pH＝10的Ba(OH)2溶液稀释10倍pH为9，故B正确；一水合氨是弱碱，把pH＝10的氨水稀释10倍，混合溶液中氢氧根离子浓度> 10－5 mol·L－1，则混合溶液中氢离子浓度<10－9 mol·L－1，pH>9，故C错误；把pH＝8的NaOH溶液稀释10倍，pH接近7，故D错误。 答案　B 4．某温度(T)下的溶液中，c(H＋)＝10－x mol·L－1，c(OH－)＝10－y mol· L－1，x与y的关系如图所示，请回答下列问题： (1)此温度下，水的离子积Kw为________，则该温度T________(选填“>”“<”或“＝”)25 ℃。 (2)在此温度下，向Ba(OH)2溶液中逐滴加入pH＝a的盐酸，测得混合溶液的部分pH如表所示： 实验 序号 Ba(OH)2溶液 的体积/mL 盐酸的 体积/mL 溶液的pH ① 22.00 0.00 8 ② 22.00 18.00 7 ③ 22.00 22.00 6 假设溶液混合前后的体积变化忽略不计，则a＝________，实验②中由水电离产生的 c(OH－)＝________ mol·L－1。 (3)在此温度下，将0.1 mol·L－1的NaSO4溶液与0.1 mol·L－1的Ba(OH)2溶液按下表中甲、乙、丙、丁四种不同方式混合： 甲 乙 丙 丁 0.1 mol·L－1 Ba(OH)2 溶液体积/mL 10 10 10 10 0.1 mol·L－1 NaHSO4 溶液体积/mL 5 10 15 20 ①按丁方式混合后，所得溶液显________(选填“酸”“碱”或“中”)性； ②写出按乙方式混合反应的离子方程式：__________________________； ③按甲方式混合后所得溶液的pH为______________。 解析　(1)Kw＝c(H＋)·c(OH－)＝10－x·10－y＝10－(x＋y)，根据图示可知当x＝12时，c(OH－)＝1 mol·L－1，当y＝12时，c(H＋)＝1 mol·L－1，故Kw＝1×10－12；根据温度越高水的电离程度越大，Kw也随之越大，可知此时的T>25 ℃。 (2)此条件下，pH＝6时溶液呈中性。根据表中实验①的数据可得c(OH－)＝10－4 mol· L－1，根据表中实验③的数据有22.00×10－3 L×10－4 mol·L－1＝22.00×10－3 L×10－a mol· L－1，可得a＝4；实验②中所得溶液的pH＝7，Ba(OH)2过量，溶液呈碱性，由水电离产生的c(OH－)等于溶液中的c(H＋)，即由水电离产生的c(OH－)＝10－7 mol·L－1。 (3)①按丁方式混合时，Ba(OH)2提供的OH－与NaHSO4提供的H＋的物质的量相等，混合后溶液呈中性。 ②按乙方式混合时，反应前n(Ba2＋)＝10－3 mol，n(OH－)＝2×10－3 mol，n(H＋)＝n(SO)＝10－3 mol，实际反应的Ba2＋、OH－、H＋、SO均为10－3 mol，故反应的离子方程式为 Ba2＋＋OH－＋H＋＋SO===BaSO4↓＋H2O。 ③按甲方式混合时，OH－过量，反应后溶液中c(OH－)＝ ＝0.1 mol·L－1，c(H＋)＝10－11 mol·L－1，溶液的pH＝11。 答案　(1)1×10－12　> (2)4　10－7 (3)①中　②Ba2＋＋OH－＋H＋＋SO===BaSO4↓＋H2O　③11 学科网（北京）股份有限公司 $$