3.2 第1课时 水的电离 溶液的酸碱性与pH(Word教参)-【优化指导】2025-2026学年高中化学选择性必修第一册（人教版2019 单选）

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 课程标准 核心素养目标 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。 3．能进行溶液pH的简单计算。 1．证据推理与模型认知：能运用弱电解质的电离模型分析水的电离，发展应用模型解决问题的能力。认识溶液的酸碱性与pH的关系，基于证据判断溶液的酸碱性。 2．变化观念与平衡思想：认识水的电离存在电离平衡，了解水的电离平衡的影响因素，知道水的离子积常数，依据勒夏特列原理分析水的电离平衡移动及结果。 [对应学生用书P69] 一、水的电离 1．水的电离 (1)水是一种极弱的电解质，能发生微弱的电离，过程示意图如下： 上述电离方程式为H2O＋H2OH3O＋＋OH－，可简写为H2OOH－＋H＋。 (2)水的电离平衡特点 2．水的离子积 (1)概念 在一定温度下，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，叫做水的离子积常数，简称水的离子积，记作Kw。 (2)表达式及影响因素 3．影响水的电离平衡的因素 结合勒夏特列原理，分析改变下列条件对水的电离平衡(H2OH＋＋OH－　ΔH>0)的影响，填写下表空格。 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 正向移动 增大 增大 增大 增大 通入少量 HCl(g) 逆向移动 增大 减小 减小 不变 加入少量 KOH(s) 逆向移动 减小 增大 减小 不变 加入少量 KHSO4(s) 逆向移动 增大 减小 减小 不变 二、溶液的酸碱性与pH 1．溶液的酸碱性 在常温下，溶液的酸碱性与溶液中c(H＋)、c(OH－)相对大小的关系如下表，用“>”“＝”或“<”填空。 溶液的 酸碱性 c(H＋)和 c(OH－)的关系 c(H＋)与1×10－7 mol/L的关系 (常温下) 酸性 c(H＋)＞c(OH－) c(H＋)＞1×10－7 mol/L 中性 c(H＋)＝c(OH－) c(H＋)＝1×10－7 mol/L 碱性 c(H＋)＜c(OH－) c(H＋)＜1×10－7 mol/L 2.溶液的pH (1)pH是c(H＋)的负对数，即：pH＝－lg_c(H＋)。例如，某溶液中c(H＋)＝1×10－3 mol/L，则该溶液的pH＝－lg(1×10－3)＝3。 [微点归纳]根据pH确定溶液中c(H＋)：c(H＋)＝10－pH mol/L；根据pH确定溶液中c(OH―)，常温下，溶液中c(OH―)＝10pH－14 mol/L。 (2)溶液的pH、c(H＋)与酸碱性的关系(室温下) 3．溶液pH的测量 (1)利用pH试纸测量 ①正确操作方法：取一小块pH试纸于干燥、洁净的玻璃片或表面皿上，用干燥、洁净的玻璃棒蘸取待测液点在pH试纸中央，当颜色变化稳定后迅速与标准比色卡对照，读取pH。 ②pH试纸的类型 (2)利用pH计测量 pH计又叫酸度计，可用来精密测量溶液的pH，其量程为0～14。 ◆名师点拨 (1)稀溶液中由水电离出的c(H＋)、c(OH－)始终相等，即c水(H＋)＝c水(OH－)。 (2)在Kw＝c(H＋)·c(OH－)中，c(H＋)、c(OH－)分别代表溶液中H＋、OH－的总浓度，并非仅指由水电离产生的c(H＋)、c(OH－)。 (3)在酸溶液中，H＋主要由酸电离产生，OH－则由水电离产生，则Kw＝c酸(H＋)·c水(OH－)。 (4)在碱溶液中，OH－主要由碱电离产生，H＋则由水电离产生，则Kw＝c碱(OH－)·c水(H＋)。 ◆易错警示 (1)Kw反映一定温度下的溶液中c(H＋)和c(OH－)的定量关系，适用于纯水及稀的电解质溶液。 (2)Kw只与温度有关，与溶液的酸碱性及浓度无关。 (3)升高温度，Kw增大，反之，Kw则减小。 ◆名师点拨 (1)升高温度、发生化学反应(如加入Na)等，促进水的电离，电离程度增大。 (2)降低温度、加入酸(或碱)等，抑制水的电离，电离程度减小。 ◆易错警示 (1)根据c(H＋)与1×10－7 mol/L的大小判断溶液的酸碱性时，要注意溶液的温度是否为常温(25 ℃)，否则不能判断。 (2)根据pH与7的大小判断溶液的酸碱性时，要注意溶液的温度是否为常温(25 ℃)。例如，pH＜7的溶液不一定呈酸性，只有在常温下才呈酸性。 ◆温馨提示 (1)对于c(H＋)和c(OH―)都较小的稀溶液(＜1 mol/L)，用pH表示其酸碱度比直接用c(H＋)或c(OH―)表示要方便。 (2)pH的一般范围为0～14。 ◆易错警示 (1)测量溶液的pH，不能将pH试纸预先用蒸馏水润湿，否则会将待测液稀释，可能导致测得溶液的pH不准。 (2)pH试纸不能用于测量某些具有漂白性溶液的pH，如NaClO、HClO溶液等。 备课札记 　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　 　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　 　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　 　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　 　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　 　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　 　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　 　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　 　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　 　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　 　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　 　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　 　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　 　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　 　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　 　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　 [对应学生用书P71] 探究一__运用弱电解质电离模型分析水的电离 精确的导电性实验表明，纯水大部分以H2O的形式存在，但其中也存在着极少量的H3O＋和OH－。这表明水是一种极弱的电解质，能发生微弱的电离。 [问题设计] (1)向水中加入酸，水的电离平衡向哪个方向移动？水电离出的c(H＋)和c(OH－)及溶液中的c(H＋)如何改变？ 提示：水的电离平衡逆向移动；水电离出的c(H＋)和c(OH－)均减小；溶液中c(H＋)增大。 (2)向水中加入碱，水的电离平衡向哪个方向移动？水电离出的c(H＋)和c(OH－)及溶液中的c(OH－)如何改变？ 提示：水的电离平衡逆向移动；水电离出的c(H＋)和c(OH－)均减小；溶液中c(OH－)增大。 (3)向水中加入酸或碱，水电离出的c(H＋)和c(OH－)的乘积如何变化？溶液中c(H＋)和c(OH－)的乘积又如何变化？ 提示：水电离出的c(H＋)和c(OH－)的乘积减小；溶液中c(H＋)和c(OH－)的乘积不变。 1．外界条件对水的电离平衡的影响 外界条件 平衡移 动方向 Kw 水的电 离程度 c(OH－) c(H＋) 加入酸 逆 不变 减小 减小 增大 加入碱 逆 不变 减小 增大 减小 温度 升温 正 增大 增大 增大 增大 降温 逆 减小 减小 减小 减小 其他：如 加入Na 正 不变 增大 增大 减小 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－)。 稀酸溶液中OH－全部来源于水的电离；水电离产生的c水(H＋)＝c水(OH－)＝。 稀碱溶液中H＋全部来源于水的电离；水电离产生的c水(H＋)＝c水(OH－)＝。 [例1] 在某温度下，向c(H＋)＝1.0×10－6 mol/L的蒸馏水中加入金属Na，保持温度不变，反应后测得溶液中c(OH－)＝1.0×10－3 mol/L。下列对该溶液的叙述不正确的是(　　) A．该温度高于25 ℃ B．加入金属Na促进了水的电离 C．加入金属Na后，溶液pH为9 D．加入金属Na后，由水电离出的OH－浓度为1.0×10－9 mol/L D　解析：在某温度下，蒸馏水的c(H＋)＝1.0×10－6 mol/L，此时水显中性，则c(OH－)＝1.0×10－6 mol/L，Kw＝c(H＋)·c(OH－)＝1.0×10－12。温度越高，电离程度越大，温度为25 ℃时的Kw＝1.0×10－14小于此温度的Kw＝1.0×10－12，说明升高了温度，电离程度增强，A正确；加入金属Na后发生2Na＋2H2O===2Na＋＋2OH－＋H2↑，水电离出的H＋得到电子被还原为H2，同时水电离出的OH－浓度增加，促进了水的电离，B正确；加入金属Na后，测得溶液中c(OH－)＝1.0×10－3 mol/L，则溶液c(H＋)＝＝ mol/L＝1.0×10－9 mol/L，溶液pH为9，C正确；加入金属Na后，测得溶液中c(OH－)＝1.0×10－3 mol/L，而OH－全部来源于水，所以由水电离出的c(OH－)＝1.0×10－3 mol/L，D错误。 1．(2024·开封高二期中)水的电离过程为H2OH＋＋OH－。在25 ℃、35 ℃时水的离子积常数分别为1.0×10－14、2.1×10－14。下列叙述正确的是(　　) A．水的电离是放热过程 B．水的电离度α(25 ℃)>α(35 ℃) C．在 35 ℃时，纯水中c(H＋)>c(OH－) D．纯水中c(H＋)随着温度的升高而增大 D　解析：升高温度促进水的电离，而升高温度平衡将向吸热反应方向移动，因此水的电离为吸热过程，A错误；化学平衡常数越大，说明反应进行程度越大，根据水的离子积常数可知，升高温度有利于水的电离，因此水的电离度α(25 ℃)<α(35 ℃)，B错误；由水的电离方程式H2OH＋＋OH－可知，纯水中c(H＋)＝c(OH－)，C错误；升高温度促进水的电离，因此纯水中c(H＋)随着温度的升高而增大，D正确。 探究二__pH与溶液酸碱性的关系　　　　　　　　　　　　　　　 人体体液环境必须有适宜的酸碱度才能维持正常的代谢和生理功能，并维持着人体健康。部分体液的pH(25 ℃)范围如图所示： 人体体液的pH必须维持在一定范围内人体才能健康。当血液的pH低于7.2时，引起酸中毒，而高于7.5则引起碱中毒，易出现生命危险。 [问题设计] (1)根据图中部分体液的pH(25 ℃)，判断胃液、血液和小肠液的酸碱性。 提示：胃液呈酸性，血液和小肠液都呈碱性。 (2)25 ℃时，1 mL pH＝1.0的胃液(主要成分是HCl)加水稀释至100 mL，此时溶液的pH为________。 提示：3.0 解析：稀释后溶液中c(H＋)＝0.1 mol/L×＝10－3 mol/L，故pH＝－lg10－3＝3.0。 (3)25 ℃时，将1 mL pH＝1.0的胃液与1 mL pH＝12的NaOH溶液混合，所得溶液的pH约为__________。(提示：lg 2＝0.3，lg 3＝0.5) 提示：1.3 解析：1 mL pH＝1.0的胃液中n(HCl)＝1×10－3 L×0.1 mol/L＝1×10－4 mol，1 mL pH＝12的NaOH溶液中n(NaOH)＝1×10－3 L×10－2 mol/L＝1×10－5 mol，两溶液混合发生反应：HCl＋NaOH===NaCl＋H2O，剩余n(HCl)＝1×10－4 mol－1×10－5 mol＝9×10－5 mol，则有c(HCl)＝(9×10－5 mol)/(2×10－3L)＝×10－2 mol/L，pH＝－lg(×10－2)＝2－2×lg3＋lg2＝2－2×0.5＋0.3＝1.3。 1．溶液酸碱性的判断 (1)判断溶液的酸碱性根本依据是c(H＋)和c(OH―)的相对大小，不受温度影响。 (2)溶液的酸碱性由c(H＋)和c(OH―)中较大的决定，若c(H＋)较大，溶液显酸性；若c(OH―)较大，溶液则显碱性。 2．溶液pH的计算(25 ℃) (1)强酸溶液：强酸溶液(HnA)，其物质的量浓度为c mol/L，则有c(H＋)＝nc mol/L，pH＝－lg c(H＋)＝－lg nc。 (2)强碱溶液：强碱溶液[B(OH)n]，其物质的量浓度为c mol/L，则c(OH－)＝nc mol/L，c(H＋)＝ mol/L，pH＝－lg c(H＋)＝14＋lg nc。 (3)强酸与强碱混合，先考虑酸碱中和反应： ①若酸过量：先求c(H＋)余＝，再求pH。 ②若碱过量：先求c(OH－)余＝，再求c(H＋)＝，然后求pH。 [例2] 常温下，将pH＝3的硫酸和pH＝12的NaOH溶液混合，当混合溶液的pH＝10时，硫酸和NaOH溶液的体积之比为(　　) A．1∶9 B．9∶1 C．10∶1 D．1∶10 B　解析：常温下，设pH＝3的硫酸和pH＝12的NaOH溶液的体积分别为V(酸)L、V(碱)L，则有n(H＋)＝10－3·V(酸)mol、n(OH－)＝10－2·V(碱)mol；混合溶液的pH＝10，溶液呈碱性，反应后NaOH有剩余，则有10－2·V(碱)mol－10－3·V(酸)mol＝10－4[V(酸)＋V(碱)] mol，解得V(酸)∶V(碱)＝9∶1。 2．常温下，下列溶液碱性最强的是(　　) A．0.000 2 mol/L的Ba(OH)2溶液 B．pH＝11的NaOH溶液 C．将1 L pH＝12的氨水稀释成10 L后所得溶液 D．0.001 mol/L的盐酸与0.001 mol/L的NaOH溶液按体积比1∶9混合反应后所得溶液 C　解析：0.000 2 mol/L的Ba(OH)2溶液中c(OH－)＝0.000 4 mol/L；pH＝11的NaOH溶液中c(OH－)＝0.001 mol/L；1 L pH＝12的氨水中c(OH－)＝0.01 mol/L，稀释10倍后，氨水电离程度增大，溶液中c(OH－)>0.001 mol/L；0.001 mol/L的盐酸与0.001 mol/L的NaOH溶液按体积比1∶9混合反应后所得溶液中c(OH－)＝＝0.000 8 mol/L。综上所述，C符合题意。 探究三__酸(或碱)溶液稀释过程pH变化 实验室有pH均为2的HX、HY两种酸溶液，某学习小组同学分别取两种酸溶液各10 mL于两只烧杯中，再分别加水稀释至1 000 mL，利用pH计测量稀释过程中溶液的pH，并绘制了溶液的pH与溶液体积(V)的关系图示，如图所示。 [问题设计] (1)若图中x＝4，据此判断HX是________(填“强酸”或“弱酸”，下同)，HY是________。 提示：强酸　弱酸 (2)pH均为2的HX、HY两种酸溶液各1 mL，分别加水稀释，若稀释后溶液的pH仍相等，则加入水的体积V(HX)________(填“＞”“＜”或“＝”)V(HY)。 提示：＜ 解析：加水稀释时，HY的电离平衡正向移动，稀释相同倍数时，HY溶液中c(H＋)大于HX溶液中c(H＋)，若稀释后溶液的pH仍相等，则HY溶液中加入水的体积大于HX溶液。 1．酸、碱溶液稀释时pH的变化 变化 酸(pH＝a) 碱(pH＝b) 弱酸 强酸 弱碱 强碱 稀释10n倍 pH<a＋n pH＝a＋n pH>b－n pH＝b－n 无限稀释 pH趋向7 2.相同体积、相同浓度的盐酸和醋酸加水稀释 加水稀释至相同的倍数，醋酸的pH大 加水稀释至相同的pH，盐酸加入的水多 3.相同体积、相同pH的盐酸和醋酸加水稀释 加水稀释至相同的倍数，盐酸的pH大 加水稀释至相同的pH，醋酸加入的水多 [例3] 常温下，pH均为2、体积均为V0的HX、HY、HZ三种酸溶液，分别加水稀释至体积为V，溶液pH随lg的变化关系如图所示，下列叙述错误的是(　　) A．常温下，Ka(HY)>Ka(HZ) B．原溶液中酸的物质的量浓度：c(HX)<c(HY) C．b点和c点对应的溶液中水的电离程度相同 D．当lg＝3时，三种溶液同时升高温度，减小 D　解析：根据图知，pH＝2的HX、HY、HZ溶液分别稀释100倍，HX的pH变成4，说明HX是强酸，HY、HZ的pH增大但小于4，则HY、HZ为弱酸，且HY的pH增大幅度大于HZ，说明酸性：HY＞HZ，则酸性：HX＞HY＞HZ。由于酸性：HX＞HY＞HZ，则常温下Ka(HY)>Ka(HZ)，A正确；酸性：HX＞HY，且pH均为2，故原溶液中c(HX)<c(HY)，B正确；b点和c点的pH相同，则水的电离程度相同， C正确；弱酸的电离吸热，由于HX为强酸，不存在电离平衡，对HX溶液升高温度，c(X－)不变，对HY溶液升高温度促进HY电离，c(Y－)增大， 增大，D错误。 3．25 ℃时，甲酸、乙酸的电离常数分别为1.8×10－4和1.75×10－5。将pH和体积均相同的两种酸溶液分别稀释，其pH随加水体积的变化如图所示。两种酸用通式HY表示，下列叙述正确的是(　　) A．曲线 Ⅱ 代表甲酸 B．酸的电离程度：c点＞d点 C．溶液中水的电离程度：b点＞c点 D．从c点到d点，溶液中保持不变 D　解析：常温下，甲酸的电离常数大于乙酸，则酸性：甲酸>乙酸，pH相同的两种酸加水稀释相同倍数时，甲酸的pH变化大，故曲线 Ⅱ 代表乙酸，A错误；酸溶液加水稀释，电离平衡正向移动，电离程度增大，故酸的电离程度：c点<d点，B错误；酸对水的电离起抑制作用，酸性越强，对水的电离抑制程度越大，故水的电离程度：b点<c点，C错误；＝，从c点到d点，甲酸的电离平衡正向移动，由于温度不变，Kw、Ka均不变，则保持不变，D正确。 [对应学生用书P74] 1．(2024·嘉兴八校高二期中联考)下列溶液一定呈碱性的是(　　) A．c(OH－)＝1×10－6mol/L的溶液 B．能够和盐酸反应的溶液 C．c(OH－)>c(H＋)的溶液 D．滴加酚酞显无色的溶液 C　解析：常温条件下，溶液中c(OH－)＝1×10－6mol/L的溶液一定显碱性，但是非常温条件下就不一定是碱性溶液，A不符合题意；能够和盐酸反应的溶液可以是碱溶液也可能是盐溶液，B不符合题意；根据c(H＋)、c(OH－)的相对大小判断酸碱性，c(H＋)＜c(OH－)的溶液一定呈碱性，C符合题意；滴加酚酞显无色的溶液可能为酸性溶液或中性溶液，D不符合题意。 2．下列物质的水溶液不一定呈酸性的是(　　) A．常温下，pH＝6的溶液 B．滴加甲基橙显黄色的溶液 C．电离出的阳离子全为H＋的强电解质 D．c(H＋)>c(OH－)的溶液 B　解析：常温下pH＝7溶液呈中性，pH＝6溶液呈酸性，A不符合题意；pH>4.4的溶液能使甲基橙显黄色，溶液不一定呈酸性，B符合题意；电离出的阳离子全是氢离子的强电解质是酸，水溶液一定呈酸性，C不符合题意；c(H＋)>c(OH－)溶液呈酸性，c(H＋)<c(OH－)溶液呈碱性，c(H＋)＝c(OH－)溶液呈中性，D不符合题意。 3．下列措施能影响水的电离平衡，并使溶液中的c(H＋)＞c(OH－)的是(　　) A．向水中通入SO2 B．将水加热煮沸 C．向水中加入NaCl D．向水中加入少量Na2O A　解析：向水中通入SO2生成H2SO3，溶液呈酸性，则有c(H＋)＞c(OH－)，酸对水的电离起抑制作用，A正确；加热时促进水的电离，但是c(H＋)＝c(OH－)，仍然呈中性，B错误；NaCl不影响水的电离，溶液呈中性，C错误；Na2O和水反应生成NaOH，使水的电离向右移动，溶液呈碱性，则有c(H＋)＜c(OH－)，D错误。 4．下列叙述不正确的是(　　) A．25 ℃时，0.01 mol/L Na2S溶液比等浓度的H2S溶液的导电能力强 B．90 ℃时，纯水的pH＝6.3，说明加热可导致水呈酸性 C．25 ℃时，pH＝3的醋酸溶液与pH＝11的氢氧化钠溶液等体积混合后pH<7 D．25 ℃时，pH均为3的醋酸溶液和盐酸等体积混合后pH仍为3 B　解析：Na2S为强电解质，H2S为弱电解质，25 ℃时，0.01 mol/L Na2S溶液比等浓度的H2S溶液的导电能力强，A正确；90 ℃时，纯水的pH＝6.3，说明Kw增大，但c(H＋)＝c(OH－)，溶液仍旧呈中性，B错误；25 ℃时，pH＝3的醋酸溶液浓度远大于0.001 mol/L，pH＝11的氢氧化钠溶液浓度为0.001 mol/L，等体积混合后，醋酸过量，因此pH<7，C正确；虽然醋酸溶液中存在电离平衡，平衡常数Ka＝，两溶液混合时，c(CH3COOH)、c(CH3COO－)都变为原来的二分之一，而氢离子浓度仍为10－3 mol/L，即的值不变，新溶液中醋酸仍达到电离平衡，故溶液pH仍为3，D正确。 5．(2024·辽宁沈阳重点高中联合体期中)一定温度下，水溶液中H＋和OH－的物质的量浓度变化曲线如图所示，下列说法不正确的是(　　) A．图中五点对应的Kw间的关系：B>C>A＝E＝D B．从A点到E点，可采用在水中加入少量NaOH或CH3COONa的方法 C．从A点到D点，所得D点溶液中水电离产生的H＋的物质的量浓度不可能为10－6 mol/L D．若处在B点时，将pH＝2的硫酸与pH＝10的KOH溶液等体积混合，所得溶液呈中性 C　解析：Kw只与温度有关，温度越高Kw越大，五点对应的Kw间的关系为B>C>A＝E＝D，A正确；A点溶液显中性，E点溶液显碱性，从A点到E点，可以加入碱或强碱弱酸盐，故可采用在水中加入少量NaOH或CH3COONa的方法，B正确；D点溶液显酸性，若加入强酸弱碱盐，促进水的电离，D点溶液中水电离产生的H＋浓度可能为10－6 mol/L，C错误；B点时，Kw＝1×10－12，pH＝2的硫酸的c(H＋)＝0.01 mol/L，pH＝10的KOH溶液的c(OH－)＝0.01 mol/L，等体积混合后，恰好完全反应，溶液显中性，D正确。 学科网（北京）股份有限公司 $$