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1、高中化学第三章第二节水的电离和溶液的PH学案新人教版选修4水的电离和溶液的PH（第1课时）【学习目标】1.了解水的电离平衡以及影响因素。2.了解水的离子积并能运用其进行简单计算。3.了解溶液的酸碱性与pH的关系和溶液酸碱性的判断依据与方法。【学习过程】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2H2OH3OOH，也可简写为H2OHOH。水的电离过程是一个吸热过程。温度升高，水的电离程度增大，c（H+）和 c（OH）也随之增大；温度降低，水的电离程度减小，c（H+）和 c（OH）也随之减小。2水的离子积常数：KWc(H)c(OH),随着温度的升高，水的离子积增大。在室温下，纯水中
2、的c(H)c(OH)107 molL1，KW1.01014。(1)无论是纯水，还是酸性、碱性或中性溶液中，由水电离出的c(H)c(OH)。(2)25 ，任何稀的电解质水溶液中c(H)c(OH)KW这一关系不变，当条件改变使c(H)增大时，c(OH)必然降低，反之亦然。(3)纯水c(H)c(OH)；酸溶液中OH是水电离产生的，水电离的c(H)等于溶液中c(OH)，即水电离产生的c(H)c(OH)Kw/c(H)c(H)；碱溶液中H是水电离产生的，故水电离的c(OH)等于溶液中c(H)，即水电离产生的c(OH)c(H)Kw/c(OH)c(OH)。3.影响水的电离平衡的因素：影响因素条件改变平衡移动溶
3、液中的c(H+)溶液中的c(OH-)Kw温度升高温度向右增大增大变大降低温度向左减小减小变小酸碱性加入酸向左增大减小不变加入碱向左减小增大不变二、溶液的酸碱性与溶液的pH1溶液的酸碱性：在水溶液中，无论是酸性，中性，还是碱性溶液，H+和OH始终同时存在，二者相互依存，缺一不可，共同组成水的电离平衡体系，同时二者又相互矛盾，此消彼涨，一个增大时，另一个必然减小，使得二者的乘积始终不变，恒等于Kw。c(H)与c(OH)的关系c(H)的范围(25 )pH范围(25 )中性溶液c(OH)c(H)c(H)1.01077酸性溶液c(OH)1.0107c(H)c(H)7(1)溶液的酸碱性指的是溶液中c(H)
4、、c(OH)的相对大小；而酸和碱的酸碱性是指其潜在的电离出H或OH的能力。(2)酸、碱的强弱是以电解质的电离程度来区分的。强酸、强碱在溶液中完全电离，弱酸、弱碱在溶液中部分电离。2.溶液的pH：(1)计算公式：pHlg c(H)(2)表示意义：表示溶液酸碱性的强弱。溶液pH越小，溶液酸性越强；溶液pH越大，溶液碱性越强。pH每改变1，溶液中c(H+)改变10倍，即pH增大1，溶液中c(H+)就减小为原来的，pH减小1，溶液中c(H+)就增大为原来的10倍。(3)常温下，溶液的酸碱性跟pH的关系：中性溶液：c(H+)=107 pH=7酸性溶液：c(H+)107 pH7（溶液酸性越强，溶液的PH值
5、越小）碱性溶液：c(H+)107 pH7（溶液碱性越强，溶液的PH值越大）（4）测定方法：酸碱指示剂这种方法只能测出pH的范围，一般不能准确测定pH。常用指示剂的变色范围和颜色变化如下表：pH试纸法：可以粗略测定溶液的pH。其使用方法如下：测量时，将pH试纸放在表面皿或玻璃片上，用干燥洁净的玻璃棒蘸取溶液滴在干燥的pH试纸上，在半分钟内将试纸与标准比色卡进行对照得pH。测定溶液的pH时，pH试纸不能湿润，否则，非中性溶液的pH测定值将比实际pH大(酸)或小(碱)。用广泛pH试纸测溶液的pH时，pH只能读整数。pH计：精确测定溶液的pH时使用pH计(也叫酸度计)，测量时可以从仪器上直接读出溶液的
6、pH。【当堂检测】1. 25 时，水的电离达到平衡：H2OHOHH0，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，pH不变2.常温下，0.1 molL1的NaOH溶液中由水电离出的OH的物质的量浓度为 ()A0.1 molL1B1.01013 molL1 C1.0107 molL1 D无法确定3. 25 的下列溶液中，碱性最强的是()ApH11的溶液 Bc(OH)0.12 molL1 C1 L中含有4 g NaOH的溶液 Dc(H)1101
7、0 molL1的溶液4. 常温下，下列各组离子在指定溶液中能大量共存的是()ApH1的溶液中：Fe2、NO、SO、NaB由水电离的c(H)11014molL1的溶液中：Ca2、K、Cl、HCOCc(H)/c(OH)1012的溶液中：NH、Al3、NO、ClDc(Fe3)0.1 molL1的溶液中：K、ClO、SO、SCN5. 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)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向纯水中投入少量Na2O2 B将水加热煮沸 C向水中通入CO2 D向水中加入
8、NaCl(3)100 时，c(H)l107molL1的溶液呈_(填“酸性”、“碱性”或“中性”)；若该溶液中只存在NaOH溶质，则由H2O电离出来的c(OH)_molL1。（4）25 时，1 molL1的盐酸0.1 molL1的盐酸0.01 molL1的NaOH溶液1 molL1的NaOH溶液四种溶液中，由水电离生成的氢离子浓度之比是 。答案与解析题号答案解析1B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=NaHSO，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)
9、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，pH减小，但仍呈中性，D项不正确2BNaOH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 molL1的NaOH溶液中c(OH)0.1 molL1，则由水电离出的c(OH)c(H)1.01013 molL13B常温下，可以根据pH或c(H)比较溶液的酸碱性，同样也可以根据c(OH)的大小来比较。A、C、D三个选项中溶液的c(OH)依次为1103 molL1、0.1 molL1、1104 molL1，所以B中溶液的c(OH)最大，碱性最强4CA中Fe2、NO
10、、H会发生氧化还原反应；B项，符合条件的溶液可能是强酸性溶液也可能是强碱性 溶液，HCO既与H反应，又与OH反应，B错误；c(H)/c(OH)1012的溶液为强酸性溶液，离子可以大量共存，C正确；Fe33SCN=Fe(SCN)3，D错误5(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)C（3）碱性1107（4）1101001(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)影响水电离平衡的因素很多。A生成NaOH，使c
11、(OH)c(H)；B可促进水的电离，但c(H)c(OH)；D对水的电离无影响；C可与水反应生成H2CO3，抑制水的电离，但H2CO3HHCO，使c(H)c(OH)。(3)100 时该溶液中c(OH)1105 molL1，因为c(OH)c(H)，所以溶液呈碱性；NaOH溶液中由水电离出来的c(OH)等于溶液中的c(H)，即为1107 molL1。（4）25 时，Kw11014。酸溶液中由水电离出的c(H)等于该溶液中由水电离出的c(OH)，所以c(H)1 molL1，由水电离出的c(H)与溶液中c(OH)相等，等于1014 molL1；c(H)0.1 molL1，则由水电离出的c(H)1013
12、molL1。碱溶液中由水电离出的c(H)等于该溶液中的c(H)，所以，c(OH)0.01 molL1，由水电离出的c(H)1012 molL1，由水电离出的c(H)1014 molL1。即四种溶液中由水电离出的c(H)之比为10141013101210141101001（第2课时）【学习目标】1. 掌握pH的简单计算，了解各类混合溶液pH的计算。2. 了解溶液稀释时pH的变化规律的方法。3. 掌握酸碱混合后溶液酸碱性判断的方法。【学习过程】一、溶液pH的计算1.单一溶液pH的计算：(1)强酸溶液(以c molL1的HnA溶液为例)：c(H)nc molL1，pHlg c(H)lg_nc。(2)
13、强碱溶液：c(OH)nc molL1，c(H) ，pHlg c(H)lg 。2.酸碱溶液稀释计算：(1)对于强酸溶液(pHa)每稀释10n倍，pH增大n个单位，即pHan(an7)。(3)对于弱酸溶液(pHa)每稀释10n倍，pH的范围是：apHan(即对于pH相同的强酸与弱酸稀释相同倍数，强酸pH变化的程度大)。(4)对于弱碱溶液(pHb)每稀释10n倍，pH的范围是：bnpHb(即对于pH相同的强碱与弱碱稀释相同倍数，强碱pH变化的程度大)。(5)酸碱溶液无限稀释，pH只能接近于7，酸溶液的pH不可能大于7，碱溶液的pH不可能小于7(“无限稀释7为限”)。3.酸碱混合溶液pH的计算：（1）两强酸溶液混合：先计算c混(H)，再计算pH。（2）两强碱溶液混合：先计算c混(OH)，再计算c混(H)，最后求出pH。（3）强酸、强碱溶液混合：若酸过量，先计算过量c混(H)，再计算pH；若碱过量，先计算过量c混(OH)
