新教材2021-2022学年人教版高中化学选择性必修1第三章水溶液中的离子反应与平衡学案讲义.pdf

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1、第 三 章 水溶液中的离子反应与平衡第一节电离平衡.1第二节水的电离和溶液的pH.19第 一 课 时 水 的 电 离 溶 液 的 酸 碱 性 与 pH.19第二课时酸碱中和滴定.33第三节盐类的水解.51第一课时盐类的水解.51第二课时影响盐类水解的主要因素盐类水解的应用.64第四节沉淀溶解平衡.83第一节电离平衡明课程标准扣核心素养1.从电离、离子反应、化学平衡的角度认识电解质水溶液的组成、性质和反应。2.认识弱电解质在水溶液中存在的电离平衡。3.了解电离平衡常数的含义。1.宏观辨识与微观探析：能根据实验现象辨识强电解质和弱电解质，认识弱电解质的电离特点及其溶液的组成等。2.变化观念与平衡思

2、想：能理解电离平衡的特点，运用动态平衡的观点分析浓度、温度等条件变化对电离平衡的影响，利用电离平衡常数进行分析和计算。强电解质和弱电解质常温下，取相同体积、浓度均为O.lmolL的盐酸和醋酸，比较它们pH的大小，试验其导电能力，并分别与等量镁条反应。观察、比较并记录现象如下表:酸0.1 mol-L 1 盐酸0.1 mol-L 1 醋酸PH11导电能力强弱与镁条反应剧烈反应，产生气泡缓慢反应，产生气泡 问题探讨1.常温下浓度均为0.1 molL的盐酸和醋酸溶液中，c(H+)相同吗？你能根据二者的pH判断其电离程度吗？提示：不相同，pH越大，c(H*)越小，0.1 mol 丁|盐酸溶液中c(H+)

3、大。0.1moLL-i盐酸溶液的p H=l,则c(H+)=0.1 mol-L_1,说 明HC1完全电离；而0.1mol L-1 醋酸溶液的 p H l,则 c(H+)0.1 mol-L_1,说明 CH3coOH 只有一部分发生了电离。2.电解质溶液的导电能力与什么有关？为什么同浓度的醋酸溶液的导电能力比盐酸的弱？提示：溶液的导电能力与溶液中的离子浓度大小有关，离子浓度越大，导电能力越强；同浓度的盐酸和醋酸中，盐酸完全电离，离子浓度大，醋酸部分电离，离子浓度小，故同浓度的醋酸溶液的导电能力比盐酸的弱。3.等量的镁与同等浓度的盐酸和醋酸反应的速率不相同，说明了两种溶液中哪种离子的浓度不同？提示：等

4、浓度的盐酸和醋酸与Mg反应的速率不同，说明了两种溶液中c(H+)不相同。4.通过以上实验得出的实验结论是什么？请判断HC1、CH3coOH中哪种物质是弱电解质。提示:HC1和CH3co0H在水中的电离程度不同。HC1为强电解质，CH3co0H为弱电解质。归纳总结1.强、弱电解质的概念(1)强电解质：在水中能够全部电离的电解质称为强电解质。(2)弱电解质：在水中只有部分电离的电解质称为弱电解质。2.电解质的分类强电解质一电解质_弱电解质强酸 HzSO,、HNO HC1O,怎强碱 Hj1OH、NaOH、Ba(OH)2 等 一T NaQ、N&SC,、NaHCO3 等 名师点拨(1)电解质的强弱与其溶

5、解性无关某些盐如BaSCU、CaCCh等，虽难溶于水却是强电解质；而如CH3coOH、NH3 H2O尽管易溶于水，却部分电离，是弱电解质。(2)电解质的强弱与溶液的导电能力没有必然联系溶液导电能力的强弱由溶液中自由离子的浓度和离子所带电荷的多少决定，很稀的强电解质溶液的导电能力很弱，浓度较大的弱电解质溶液的导电能力可能较强，因此弱电解质溶液的导电能力不一定弱。(3)电解质的强弱与化学键没有必然联系一般强电解质中含有离子键或强极性共价键，但含有强极性共价键的化合物不一定是强电解质，如HF就是弱电解质。配套练习1.某离子化合物MCl(s)在水中溶解并发生电离，该过程的微观示意图如图所示。已知NA为

6、阿伏加德罗常数的值，下列相关说法正确的是()M Cl(s)在水中的溶解和电离A.M。为弱电解质，在水中仅部分电离B.M。在水分子作用下的溶解和电离是物理变化C.固体离子化合物MCI中因含有阴、阳离子而能导电D.M一和C均与水分子中的氧原子结合成水合离子解析：选 B 根据图示可知，M C I 在水中完全电离，属于强电解质，A 错误；M C I 在水分子作用下的溶解和电离没有产生新物质，是物理变化，B 正确；固体离子化合物M C I 中含有阴、阳离子，但不能自由移动，不能够导电，C 错误；根据图示可知，M+与水分子中的氧原子结合成水合离子，C 与水分子中的氢原子结合成水合离子，D 错误。2.下列说

7、法中，正确的是()A.强电解质溶液的导电能力一定比弱电解质溶液的强B.强电解质的水溶液中不存在分子C.S02和乙醇均属于共价化合物，在水中都不能电离，均属于非电解质D.不同的弱电解质只要物质的量浓度相同，电离程度也相同解析:选C溶液的导电能力与溶液中的离子浓度及离子所带的电荷数有关,与电解质的强弱无关，强电解质溶液的导电能力不一定比弱电解质溶液的强，故A 错误；强电解质溶于水的部分完全电离，但水是弱电解质，微弱电离，大部分以水分子的形式存在，故 B 错误；S 0 2 自身不能电离，是非电解质，乙醇在水中不能电离，是非电解质，故 C 正确；不同的弱电解质溶液浓度相同时，电离程度不一定相同，故 D

8、 错误。弱电解质的电离平衡 情境素材弱电解质醋酸在水中部分电离，电离的示意图如下。在一定温度下，上述醋酸加水稀释，溶液的导电能力随加入水的体积(V)变化的曲线可用下图表示。OV 情境探究1.醋酸溶于水，部分电离产生离子，表示为CH3co0H CHsCOO+H 溶 液 中 的 CH3co0 一和H+相互碰撞又会结合生成醋酸分子，该过程表示为CH3coeT+H+CH3COOHO据此，你能写出醋酸的电离方程式吗？提示：醋酸的电离是可逆的，电离方程式为C H 3coO H=C H 3coeT+H+。2.向醋酸水溶液中滴入几滴紫色石蕊试液，溶液变红，加热后，溶液的颜色如何变化？其原因是什么？提示：溶液的

9、红色加深；原因是醋酸的电离是吸热的过程，升高温度，电离平衡向右移动，c(H+)增大，溶液红色力口深。3.依据醋酸加水稀释的导电能力一加水的体积(V)的图像回答下列问题：(1)。点导电能力为0 的理由是什么？提示：在。点处醋酸未电离，无离子存在。(2)0、b、c 三点处，溶液中c(H+)由小到大的顺序是什么？C H 3co0H 电离程度最大的是哪一点？提示：caho溶液的导电能力主要由离子浓度和离子所带电荷数来决定，题目中的图像说明醋酸加水稀释过程中，离子浓度随着水的加入先逐渐增大到最大值又逐渐减小，故 8 点 c(H+)最大，c 点最小，即：caKa(H2co3)。3.向饱和H3BO3溶液中滴

10、加Na2c03溶液无明显现象,试比较H3BO3和 H2c。3酸性的相对强弱，及其电离常数的大小关系。提示：H3BO3的酸性弱于H2co3；电离常数Ka(H2co3)Ka(H3BO3)。4.通过上述实验，你得出的实验结论是什么？提示：酸性越强，电离常数越大，即 Ka(CH3coOH)Ka(H2co3)Ka(H3BO3)。归纳总结1.电离常数的概念在一定条件下，当弱电解质的电离达到平衡时，溶液里各组分的浓度之间存在一定的关系。对于一元弱酸或一元弱碱来说，溶液中弱电解质电离所生成的各种离子浓度的乘积，与溶液中未电离分子的浓度之比是一个常数，这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数，用K表示（弱酸用K

11、a表示，弱碱用K b表示）。2.表达式（1）一元弱酸、一元弱碱的电离常数例如：CH3coOH=CH3coeT+H+,c（CH3co0一）c（H+）c（CH3coOH）；NH3 H20=N H 4+0 H,c（NH；）-c（0H-）KB=C（NH3-H2O）（2）多元弱酸、多元弱碱的电离常数多元弱酸或多元弱碱的每一步电离都有电离常数，这些电离常数各不相同，通常用K a l、K a2或K b i、K b 2等加以区别。例 如25 时，H2c03的电离分两步：H2C O 3=H+HCO；c(H1)-c(HCO；)c(H2CO3)=4.5X10-7,_+c（H+）NaNO2+HF=HNO2+NaFo

12、由此可判断下 列 叙 述 中 不 正 确 的 是()A.Ka(HF)=6.3X IOB.Ka(HNO2)=5.6HNO2HCND.Ka(HCN)Ka(HNO2)HNO2HCNO相同温度下，酸的酸性越强，电离常数越大。HF的酸性最强，电离常数最大，则Ka(HF)=6.3X IO”,A正确；因为酸性：HFHNO2HCN,所以Ka(HNO2)=5.6X IO”,B不正确：由以上分析可知，根据两个反应：NaCN+HNO2=HCN+NaNO2 NaNO?+HF=HNO2+NaF 即可得出，一元弱酸 HF、HNO2、HCN的酸性强弱顺序为HFHNO2HCN,C正确；对于酸来说，酸性越强，电离常数越大，因为

13、HF、HNO2、HCN的酸性强弱顺序为HFHNO2HCN,所以电离常数：Ka(HCN)Ka(HNO2)CH3COOHH2CO3HCN02.向HNO2溶液中加入一定量的盐酸时,HNO2的电离平衡向哪个方向移动？此 时HNCh的电离常数是否发生变化？为什么？提示：HNCh溶液中存在电离平衡H N 02=H+N 0：,加入盐酸，上述平衡向逆反应方向移动；加入盐酸时，HNCh的电离常数不变；原因是溶液的温度不变，故电离常数不变。3.判断反应 NaNO2+CH3COOH=CH3COONa+HNO2 是否正确？向 NaCN溶液中通入少量CO 2,反应能否进行？若能进行，写出反应的化学方程式。提示：NaNO

14、2与CH3co0H不反应，原因是HNO?的酸性强于CH3coOH,故反应方程式错误。因酸性：H2c03HCNHC0,故 向NaCN溶液中通入C02,不论CO2是否过量，产物均为HCN和NaHCCh,反应的化学方程式为NaCN+H2O+CO2=H C N+NaHCO3。4.25 时，醋酸溶液中c(CH3coOH)=0.1 则溶液中的以1r)是多少？提 示：c(H+)X K ac(CH3COOH)=75X 10-5X 0.1%.32X 10-3mol L-1 o5.常温、常压下，空气中的C02溶于水，达到平衡时，溶液中pH=5.60,c(H2co3)=1.5X10 5 mol L 若忽略水的电 离

15、 及H2c。3的二级电离，则H2cCh H+4-HC0；的电离常数(Ka。是多少？(已知：10-5.60=2 5X 1()-6)提 示：由 H2cCh=H +HCO；得 Kai=10-5.60X 1 0-5.6()1.5X10-54.2X10-7O(H+)-c(HCO；)C(H2CO3)归纳总结1.电离常数的相关计算技巧(以弱酸HX为例)HX H +X-起始/(moLLT)：co(HX)0 0平衡/(molL 1)：c()(HX)-c(H)c(H*)c(X-)c(H)-c(X)_8 (H+)川 Kk c(HX)=c0(HX)-c (H+)(1)已知Co(HX)和 c(H+),求电离平衡常数由于

16、弱酸只有极少一部分电离，c(H+)很小，可做近似处理：co(HX)c(Hc2(H+)+产 co(HX),则 E，代入数值求解即可。(2)已知HX的电离平衡常数，求 c(H+)由于Ka很小，c(H+)很小，可做近似处理：C O(HX)C(H+)QC O(H X),则C(H+)公勺居8 (H X),代入数值求解即可。2.电离平衡常数的应用(1)判断弱酸(或弱碱)的相对强弱：相同温度下同类型弱酸(或弱碱)的酸性(或碱性)随电离常数的增大而增强。(2)判断反应能否进行：如用弱酸可以制备酸性更弱的酸。如相同温度下，三种酸的电离常数如表所示：酸HXHYHZ电离常数9X10-79X10-6ix io 酸性：

17、HXHYHZo 反应 HY+X=H X+Y 或 HZ+Y=H Y +Z 能够发生，而反应H Y+Z-=H Z+Y-不能发生。迁移1.已知碳酸、亚硫酸、次氯酸的电离平衡常数如表所示，下列说法正确的是()物质H2CO3H2SO3HC10电离平衡常数Kal4.5 X10-71.4X10-24.0X10-84.7 X10-116.0 X10-8A.由表可知，酸性：HC10HC07,A 错误;由于 Kal(H2co3)Ka2(H2so3)Ka2(H2co3),即酸性：H2CO3HSO7 HC0；,所以 Na2c0 3 溶液中通入少量S 0 2,考 虑 Na2co3与酸的分步反应，所以反应的离子 方 程

18、式 为 2C0 r +SO2+H2O=2H C O ；+SO r ,B 正 确；由于Kal(H2so3)Kal(H2co3)Ka2(H2so3),即 酸 性：H2so3H2cC)3HS0 J,所以NaHCCh溶液中通入少量S 0 2,发生反应：HCO；4-SO2=C O2+HSO；,C 错误；由于 Kai(H2co3)Ka(HC10)Ka2(H2co3),即酸性：H2CO3HC1OHCO；,因此HC10不能与NaHCCh反应，但 HC1是强酸，能与NaHCCh反应，使 c(HCl)减小，促进化学平衡CI2+H2O=H C 1+H C 1O 正向移动，从而提高HC10的浓度；H C 10具有氧化

19、性，NaHSCh具有还原性，二者能够发生氧化还原反应，所以加入NaHSO3溶液不能提高HC10的浓度，D 错误。2.25 时，部分物质的电离平衡常数如表所示：化学式CH3COOHH2c03HC10电离平衡常数1.75X10-5Kai=4.5X10-7Ka2=4.7X10-114.0 X10-8请回答下列问题：(1)CH3coOH、H2co3、HC10的酸性由强到弱的顺序为（2）同浓度的CH3coeT、HCO；、C O,、Cl。-结 合 H 的能力由强到弱的顺序为o（3）将 少 量 C 0 2 气 体 通 入 N aC lO 溶 液 中，写 出 反 应 的 离 子 方 程 式：_O解析：（1）、

20、（2）电离平衡常数越大，酸性越强，电离平衡常数越小，其对应酸根 离 子 结 合 H+的 能 力 越 强。（3）根 据 电 离 平 衡 常 数 可 知，酸 性：H2CO3HC1OHCO7,H2c。3可以不口。0 一反应生成H C O 才 口 H C 1 0,所以少量C 02与 NaClO溶液反应生成HCO；和 HClOo答案：（1）CH3coOHH2c03HC10（2）C 0 f C10 HCO；CH3COO-（3）C1CT+C02+H20=H C 1 0+HCO；课堂巩固1.下列各组关于强电解质、弱电解质和非电解质的分类，完全正确的是（）选项ABcD强电解质FeNaClCaCOsHNO3弱电解

21、质CH3COOHNH3H2CO3Fe(OH)3非电解质蔗糖BaS04乙醇H20解析：选 C A 项，F e既不是电解质，也不是非电解质；B 项，NH3是非电解质，BaSCU是强电解质；D 项，H2O是弱电解质。2.下列物质在水溶液中的电离方程式正确的是（）A.H2S=2 H+4-S2-B.NaHCO3=N a+H+CO3C.NaHSO4=N a+H+SO4D.H F=H+F解析：选 C H 2s为二元弱酸，分步电离，电离方程式为H2S=H+H S,HS-H+S2-,故 A 错误；NaHCCh是强电解质，在水溶液中全部电离生成钠离子和碳酸氢根离子，电离方程式为N aH C 0 3=N a+H C

22、 0,故 B 错误;NaHS04是强电解质，在水溶液中，全部电离，生成钠离子、氢离子和硫酸根离子，电离方程式为N aH S04=N a+H+S0,故 C 正确；H F 为弱电解质，部分电离，电离方程式为H F=H+F，故 D 错误。3.已知：25 时，C H 3co0H 的电离常数Ka=1.75X10-5,H2cO3的电离常数 K ai=4.5X 107 K a2=4.7X l(T L 下列说法不正确的是()A.向 Na2co3溶液中加入乙酸有气泡产生B.25 时，向乙酸中加入NaOH溶液，CH3coOH的电离程度和K 均增大C.向 0.1 mol L-CH3COOH溶液中加入蒸储水，c(H+

23、)减小D.向 H2c03溶液中加入NaHCCh固体，戊才)减小解析：选 B 电离常数越大，酸性越强，故乙酸的酸性强于碳酸，强酸可以制弱酸，所以向Na2cCh溶液中加入乙酸会有二氧化碳气体生成，故 A 正确；25 时，向乙酸中加入NaOH溶液，c(H+)减小，平衡正向移动，CH 3coO H的电离程度增大，电离常数只与温度有关，CH3coOH的 K 不变，故 B 错误；向0.1 mol-L-|CH3coOH溶液中加入蒸储水，促进乙酸的电离，(H+)增大，但溶液的体积也增大，且体积增大程度更大，所 以 c(H+)减小，故 C 正确；NaHCCh电离出的碳酸氢根离子抑制碳酸的电离，溶液中的c(H+)

24、减小，故 D 正确。4.一定温度下，已知0.1 mol-L 1的氨水中存在电离平衡：NH3-H2O=N H 4+O H-,对于该平衡，下列叙述正确的是()A.加入水时，平衡向逆反应方向移动B.对氨水加强热，平衡向正反应方向移动C.0.1 mol-L-1氨水的pH 小 于 1 mol-L1氨水的pHD.加入少量NH4cl固体，平衡向正反应方向移动解析：选 C 弱电解质“越稀越电离”，所以加水后，电离平衡正向移动，A 错误；对氨水加强热，会促进一水合氮的分解：NH3*H 20=NH3 t+H20,致使电离平衡逆向移动，B 错误；虽然0.1 m o ll-1 氨水中NH3 H20 的电离程度 大 于

25、 1 mol-LT氨水，但由于后者起始浓度大，故后者c(OH-)大，p H 相对更大，碱性更强，C 正确；根据同离子效应，NH：浓度增大，平衡逆向移动，D错误。5.已知氢氟酸及部分弱酸的电离常数如下表所示:弱酸HCOOHHCNH2CO3电离常数/&=1.8X10Ka=6.2Xl(FKal=4.5X10 7(25)-410兄2=4.7义10一”依 据 表 格 中 三 种 酸 的 电 离 常 数，判 断 三 种 酸 酸 性 强 弱 的 顺 序 为(2)向NaCN溶液中通入CCh气体能否制得HCN?。若能写出反应的化学方程式；若不能，此间可不答。0(3)同浓度的HCOO,HCO3、C0、CN 结 合

26、H的能力由强到弱的顺序是O 升 高0 1 mol L-1 HCN溶液的温度，H CN的电离程度如何变化？加 水 稀 释,瞰 言 如 何 变 化？-解析：(1)电离常数越大酸性越强，依据表格中三种酸的电离常数，判断三种酸酸，性强弱的顺序为HCOOHH2CO3HCNO(2)由于 Kai(H2co3)Ka(HCN)Ka2(H2co3),向 NaCN 溶液中通入 CO2 气体可制得H C N,但只能生成NaHCCh,不能生成Na2co3。(3)弱酸的电离常数越大，酸性就越强，其对应的酸根离子的规律结合H+的能力就越小。(4)升高温度促进电离，HCN的电离程度增大。/T T+加水稀释，c(CN-)减小，

27、由于电离常数不变，则；(HC N)增大。答案：(1)HCOOHH2c03HCN(2)能 NaCN+H2O+CO2=H C N+NaHCOj(3)C0f CN-HCO；HCOO-(4)升高温度，HCN的电离程度增大加水稀释,ISr增大第二节水的电离和溶液的pH第 一 课 时 水 的 电 离 溶 液 的 酸 碱 性 与pH明课程标准扣核心素养1.认识水的电离，了解水的离子积常数。2.能从电离、离子反应、化学平衡的角度分析溶液的酸碱性。3.能进行溶液pH的简单计算，掌握检测溶液pH的方法。1 .宏观辨识与微观探析：能从宏观与微观相结合的视角理解水的电离及溶液酸碱性。2.变化观念与平衡思想：从温度、酸

28、、碱等对水的电离的影响，理解、分析水的电离平衡移动的原因以及溶液的酸碱性与pH的关系。由血困网口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H20+H20=H30+OH,简写为H2O=H+OH-O(3)水的电离平衡常数K 电 附=(H+)c(OH),室温时,Kw=1.0X1014。(3)影响因素：K“，只受温度影响，由于水的电离是吸热过程，温度升高，Kw增大。归纳总结水电离出的c(H+)和 c(OEF)的计算(25 时)(1)中性溶液：c(H+)=c(OH)=1.0X IO_7 mol L 0(2)溶质为酸的溶液：H,来源于酸的电离和水的电离，而 O H 只来源于水的电离。

29、如计算0.01 molL盐酸中由水电离出的c(H+),方法是先求出溶液中的c(OH)=10-l 2mol L-1,则由水电离出的 c(H+)=c(OH-)=10T2 moi L T.即：Kc(H)H2O=C(OH)H2O=C(OH-)=-?O(3)溶质为碱的溶液：O H 来源于碱的电离和水的电离，而 H+只来源于水的电离。如计算0.01 mol-L 1 NaOH溶液中由水电离出的c(O H-),方法是先求出溶液中 c(H)=10 12 mol,L 1,则由水电离出的 c(OH)=c(H+)=10 12 mol,L1 即：C(OH-)H2O=C(H+)H2O=c(H+)=()。名师点拨(l)Kw

30、揭示了任何溶液中均存在水的电离平衡，H+与 OPT共存，只是相对含量不同。(2)Kw=c(H+c(OH-)不仅适用于纯水(或其他中性溶液)，也适用于一切酸、碱、盐的稀溶液。Kw不随溶液中c(H+)和 c(OEF)的改变而改变。(3)在 Kw=c(H+c(OH-)表达式中，c(H+)、c(OH。均分别表示整个溶液中H+、O IT的物质的量浓度。在不同溶液中，c(H+)、c(OET)可能不同，但任何溶液中由水电离产生的c(H*)、C(OIT)总是相等的。配套练习1.室温下，水的电离达到平衡：H2O=H+O H下列叙述正确的是()A.将水加热，平衡正向移动，Kw变大B.向水中加入少量NaOH固体，平

31、衡逆向移动，c(OlT)减小C.向水中加入少量NaHSCU固体，c(OIT)增大D.向水中加入少量CH3coONa固体，Kw增大解析：选 A 加热后Kw变大，A 项正确；向水中加入少量NaOH固体，c(OH一)增大，平衡逆向移动，B 项不正确；向水中加入少量NaHSCU固体，NaHSCU电离出H+,c(H+)增大，平衡逆向移动，c(OH。减小，C项不正确；温度不变,Kw不变，D项不正确。2.常温下，某溶液中由水电离出来的C(H+)=L0X1()-II mol L-1,该溶液可能是()二氧化硫的水溶液硝酸钠水溶液A.C.氯化钠水溶液氢氧化钠水溶液B.D.解析：选A 常温下溶液中由水电离出来的C(

32、H+)=1.OX1(F11 mol L-i,与纯水中的氢离子浓度比较可知，水的电离被抑制，溶液为酸或碱的溶液。二氧化硫溶于水生成了亚硫酸，亚硫酸电离出氢离子，会抑制水的电离，故正确；氯化钠溶液为中性，水的电离程度不会减小，故错误；硝酸钠溶液为中性，水的电离程度不会减小，故错误；氢氧化钠为强碱，会抑制水的电离，故正确。溶液的酸碱性与pH 情境素材中学化学实验中，淡黄色的pH试纸常用于测定溶液的酸碱性。在25 C时，若溶液的pH=7,试纸不变色；若pH 7,试纸变蓝色。而要精确测定溶液的pH,需用pH计(如右图)。pH计主要通过测定溶液中H+的浓度来测定溶液的pHo用 pH计测量溶液的pH 情境探

33、究I.现欲测定100 C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。2.同样测定100 C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pHc(OH)c(H+)c(OH)C(H+)10_7 mol L-1o中性溶液：c(H)=c(OH),c(H+)=10 7mol,L*o碱性溶液：c(H+)c(OH)c(H+)KT7 mol L i(2)pH一概念：c(H+)的负对数,p H =-l g c(H+)意义：pH越大.溶液

34、的碱性越强P pH越小.溶液的酸性越强适用范围:1 X I O-1 4 m o l I l&c(H+)1 X 1 0 m o l L-1 的溶液(3)溶液的酸碱性与p H 的关系(常温下)C(HOIOOIO lo no no uo no 6io no no 9io ioio io i2io i3io14pH 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14酸性增强 中性 碱性增强即中性溶液的p H =7,酸性溶液的p H 7 o2 .溶液p H 的测定方法(1)酸碱指示剂法酸碱指示剂一般是有机弱酸或弱碱，它们的颜色在一定的p H 范围内发生变化，因此，可以用这些弱酸、弱碱来

35、粗略测定溶液的p H 范围，不能准确测定出p H 的具体值。几种常用指示剂的变色范围和颜色变化如表所示：(2)p H 试纸法指示剂变色范围(p H)遇酸的颜色遇碱的颜色甲基橙3.1 4.4红色(p H 3.1)黄色(p H 4.4)石蕊5.0 8.0红色(p H 5.0)蓝色(p H 8.0)酚麟8.2 粒 空 1 0.0无色(p H 8.2)红色(p H 1 0.0)广泛pH试纸:pH范围是114(最常用)或。10,可以识别的pH差约为11-精密pH试纸:pH范围较窄,可判别0.2或0.3的pH差取一小片pH试纸放在干燥、洁净的玻璃片(或表面皿)一上,用干净的玻璃棒靛取待测液点在试纸的中部，

36、试纸变色后，与标准比色卡对照比色，确定溶液的pHpH试纸用于测定溶液的pH时，使用前一定不能用水润湿-不能把pH试纸直接插入待测液中L 广泛pH试纸的读数是整数,不能是小数种类(3)p H 计法p H 计，又叫酸度计，可以用来精密测量溶液的p H。测得的溶液p H 可以是整数或小数。3 .p H 的应用应用领域实例人体健康人体各种体液都有一定的p H,当酸碱平衡失调时，人体就表现出病变，因而可以利用检测血液中的pH 来诊断疾病生活应用利用护发素保护头发，就是通过调节头发的pH 使之达到适宜的酸碱度环保领域酸性或碱性的废水的处理，可以利用中和反应调节其pH农业生产土壤的pH 影响植物对不同形态养

37、分的吸收及养分的有效性，各种作物的生长也都对土壤的pH 范围有一定的要求，因而应注意保持土壤的酸碱性科学实验、工业生产溶液的pH 控制常常是影响实验结果或产品质量、产量的一个关键因素 名师点拨(1)常温下，比较pH 与 7 的相对大小可用于判断溶液的酸碱性，但在不指明温度的情况下，pH=7 的溶液不一定呈中性。(2)pH=-lgc(H+),这里的c(H+)指溶液中的氢离子浓度，而非水电离产生的氢离子浓度。(3)溶液呈酸性或碱性的本质在于溶液中c(H+)与 c(OFF)的相对大小，而不在于 c(H+)或 c(OEF)的绝对大小。在一定温度下，c(H+)与 c(OIT)此增彼减，但 Kw=c(H+

38、)-c(OlT)始终不变。(4)在分析c(H)、pH 与溶液的酸碱性的关系时，要注意溶液的温度是否为常、/日皿 o(5)溶液的p H 范围通常是014,对 于 c(H+)1 mol-L_ 1或 c(OH-)l mol-L-i 的电解质溶液用pH 表示其酸碱性比直接使用c(H+)或 c(OEF)表示要方便。当c(H+)或 c(OET)大于1 mol-L-1时，则直接用c(H+)或 c(OET)来表示溶液的酸碱性。(6)若溶液具有漂白性，则不能用酸碱指示剂测定溶液的酸碱性，也不能用pH 试纸测定其pHo如不能用pH 试纸测量氯水的pHo配套练习1.下列说法正确的是()A.pH=7的溶液一定显中性B

39、.常温下由水电离出的c(OET)为IX 10-8 mo1 I7 的溶液一定呈酸性C.c(H+)c(OH)的溶液一定显碱性D.c(OH)=1 X 10-6 mol L-1 的溶液一定呈碱性解析：选C 溶液的酸碱性取决于c(H+)与c(OET)的相对大小，利 用pH或c(H+)判断时应注意温度。常温下由水电离出的c(OEF)为1X1。-8 moi L，可能溶液中 c(OH)=lX IO-8 mol L-1,c(H+)=lX 10_6 mol L-1,溶液呈酸性，也可能溶液中 c(H)=l X I。-&mo 1,c(OH-)=1 X 10-6 mol L 溶液呈碱性。2.关于pH的测定，下列说法正确

40、的是()A.pH试纸在使用之前应用蒸储水润湿B.用pH试纸测得某盐酸的pH=2.3C.利用酸碱指示剂可以测溶液的pHD.pH计是精确测定溶液pH的仪器解析：选D pH试纸在使用前不能用水润湿，否则会使酸、碱溶液中的c(H十)发生变化，造成误差，故A项错误；用pH试纸测出的pH是整数，故B项错误；酸碱指示剂只能判断溶液的酸碱性，无 法 测p H,故C项错误；pH计可以精确测定溶液的pH,一般可以精确到0.1,故D项正确。%拈 阉 油 溶液pH的计算25 C时，pH的简单计算。(1)0.05 mol-L 1 硫酸溶液的 pH=0.01 mol L NaOH 溶液的 pH_o提示：0.05 mol,

41、L 硫酸溶液中，C(H+)=2C(SO4)=0.1 mol-L-1,则 pH=-lg c(H+)=l;0.01 mol-L-1 氢氧化钠溶液中 c(OH)=10-2 mol-L-1,则 c(H1014+)=、0五=10-12 mol L-1,则溶液的 pH=lg 10-12=12。(2)1 mL pH=2的硫酸加水稀释至100 mL,pH=。提示：1 mL pH=2的H2s。4溶液加水稀释到100 m L,溶液中C(FT)由0.01mol I 变为 0.000 1 mol L-1,则稀释后溶液的 pH=-lg 0.000 1=4。(3)常温下，由水电离出的c(H+)=1X10-12 moi 则

42、该溶液的可能pH=提示：如果该溶液呈酸性：c(H)=0.01 mol,L 溶 液 的pH=lg 0.01=2;如果该溶液呈碱性：c(OH-)=0.01mol L，c（H+）=IX 10-14c（OH-）mol L1=一审6j mol,L,=1 X 10 12 mol,L 则 溶液的 pH=lg 1 X 10 12=12o(4)体积均为100 mL pH=2的CH3coOH溶 液 与 一 元 酸PH|HX溶液，加水稀释过程中pH与溶液体积的变化关系如图2-5p t o o i i所示，则HX的 电 离 平 衡 常 数(填“大于”“小于 T .一100 300 500 V/mL或“等于 )CH3C

43、OOH的电离平衡常数。提示：pH相等的酸中，加水稀释促进弱酸电离，稀释相同的倍数，pH变化大的为较强的酸，变化小的为较弱的酸，所 以HX的酸性大于醋酸，则HX的电离平衡常数大于醋酸。(5)常温下，pH=12的NaOH溶液与p H=l的HC1溶液按一定比例混合，所得溶液p H=2,则NaOH溶液与HC1溶 液 的 体 积 比 为。提示：pH=12 的 NaOH 溶液中 c(OH-)=10 mol,L 1,pH=l 的 HC1 溶液中c(H+)=0.1 mol L T;设氢氧化钠溶液体积为V(碱)，盐酸溶液体积为V(酸)，依据混合溶液的pH=2知，氢离子过量，则混合溶液中氢离子浓度为c(H+)=0

44、.1 mol I/】V（酸）一0.01 mol L-i V（碱）V（酸）+V（碱）=0.01 mol L-1,得 V（碱）：V（酸）=9:20归纳总结1.单一溶液pH的计算(1)强酸溶液，如H“A溶液，设溶质的物质的量浓度为c mol L l c(H)=nc mol-L 1,pH=lg c(H)=lg nco(2)强碱溶液，如B(O H)“溶液，设溶质的物质的量浓度为c m o l L c(f T)1 0-1 4-m o l L 1,ncp H =-l g c(H )=1 4 +l g c。2 .两强酸混合后p H 的计算由 c(H )；g=(H+)i V i+c(H+)2V2V 1 +V 2

45、先求出混合后溶液的c(H+%”再根据公式p H=-l g c(H%c求 p H。若两强酸溶液等体积混合，可采用速算方法：混合后溶液的p H 等于混合前小的p H 加 0.30如 p H=3 和 p H =5的盐酸等体积混合后，p H=3.3o3.两强碱混合后p H 的计算由 c(O H )S=c(O K)i V i+c(O H )2 V 2Vi+V2先求出混合后的c(O H 一 漏，再通过 K w 求出混合后的c(H+),最后求p H。若两强碱溶液等体积混合，可采用速算方法：混合后溶液的p H 等于混合前大的p H 减 0.3。如p H=9 和 p H=l l 的烧碱溶液等体积混合后，p H=

46、1 0.7 o4 .强酸、强碱混合后溶液p H 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p H=7(2 5 C)。(2)若 酸 过 量，直 接 求 反 应 后 溶 液 中 的 c 混(H +),c 混(H +)=c(H+)V n s-c(O H )峻+/(3)若碱过量，应先求混合后溶液中的c,M O E T),再求C：H+),c i H(0 H 3=c(O F T)(H+)腺+KwV +V w CiK(H)一c泡(O H )5.酸、碱溶液稀释时p H 的变化与计算(1)酸、碱溶液稀释时p H 的计算酸(p H=a)碱(p H =6)弱酸强酸弱碱强碱稀释p H/?7?pH=

47、b-n1 0 倍 777无限稀释此时考虑水的电离，pH只能接近7（略小于7）此时考虑水的电离，pH只能接近7（略大于7）（2）酸、碱溶液稀释时pH的变化趋势对 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）的物质的量（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。的物质的量会不断增多。名师点拨（1）两种强酸等体积混合时，若二者pH之差2 2,则pH/=pH小+0.3;两种强碱等体积混合时，若二者pH之差2 2,则pH a=pH大 一

48、0.3。（2）计算混合溶液的pH时，一般忽视两溶液混合时体积的变化，即混合液的总体积等于两溶液的体积之和。（3）对于物质的量浓度相同的强酸和弱酸（或强碱和弱碱）溶液，虽然起始时溶液pH不同，但若稀释相同倍数，仍是强酸（或强碱）pH的变化幅度大。配套练习1.T 时，将 Vi mLpH=2 的 H2so4 溶液和 V2 mL0.02 mol-L 1 NaOH 溶液混合（忽略体积变化），混合后溶液的pH=3,则Vi:吻为（）A.9：2 B.10：1C.7：3 D.无法计算解析：选 C 0 mLpH=2 的硫酸溶液中 （H+）=C IVI=1X 10-2 mo 二 小Vi X 10_3 L=Vi 10

49、-5 mol,V2 mL 0.02 mol L-1 NaOH 溶液中 （OFF）=c2V2=2X10-2 m o l.L-1X V2X10_3L=2V2X10_5 m o l,两溶液混合后的溶液呈酸性，故,(H+)(O H)混合后的溶液中+n(H)n(OH).C(H+)=-=10-3 mol LV I 十 V 2-|,将（H+）和（OH-）代入，解 得0：%=7：3,故C正确。2.已知在100 时水的离子积Kw=l x。-%下列溶液的温度均为io。C。其中说法正确的是()A.0.005 mol LH2s04 溶液，pH=2B.0.001 mol LNaOH 溶液，pH=llC.0.005 mo

50、l LH2s04溶液与0.01 mol-L_1 NaOH溶液等体积混合，混合溶液的pH为6,溶液显酸性D.完全中和50 mLpH=3的H 2 s溶液，需要pH=9的NaOH溶 液100 mL解析：选 A A 项,0.005 mol 17iH2s04溶 液 中,c(H+)=0.005 mol-L-1 X2=0.01 mol-L-1,pH=-1g c(H+)=-1 g 0.01=2;B 项，0.001 mol L-1 NaOHK x液中，c(OH)=0.001 mol-L-1,c(H+)=-小|一、=n-3 mol L-1=1 X 10C)1 X 1(J刊 mol L，,p H=-lg(lX l(