《高中化学知识点详解大全——第五部分第23讲《水的电离与溶液的酸碱性》(高三)教案》由会员分享，可在线阅读，更多相关《高中化学知识点详解大全——第五部分第23讲《水的电离与溶液的酸碱性》(高三)教案（4页珍藏版）》请在金锄头文库上搜索。
1、第23讲 水的电离与溶液的酸碱性 考点1 水的电离平衡概念和影响平衡的因素1.水的电离平衡和电离平衡常数H2O + H2OH3O+ + OH- H0 或者 H2O H+ + OH- H025时：KW= =10-14molL-1Kw随温度升高而 2.水的电离度 对于水 c(H2O)=(1000g/L)/(18g/mol) = 55.56mol/L(常数).常温时 水=10-7/55.6=1.810-9=1.810-7%所以水是 的电解质.比水还难电离的物质通常看作是非电解质.3.影响水的电离度大小的因素:(1)温度的影响规律:升高温度,水的电离度 .(2)浓度的影响规律:加入酸, c(H+)增大
2、,水的电离平衡向 移动,水的电离度 。加入碱, c(OH-)增大,水的电离平衡向 移动,水的电离度。加入因水解而使溶液呈酸性或呈碱性的盐,使水的电离度 。加入因电离而使溶液呈酸性的酸式盐, 如:NaHSO4、NaHSO3和NaH2PO4等,相当于加入酸的作用,使水的电离度 。 特别提醒：水的离子积不仅适用于纯水，还适用于稀的电解质溶液。例1向纯水中加入少量的KHSO4固体（温度不变），则溶液的（ ） A、pH值升高B、H+和OH-的乘积增大 C、酸性增强D、OH-离子浓度减小考点2 溶液的酸碱性和pH值1. 溶液酸性、中性或碱性的判断依据是：看 和 的相对大小.在任意温度的溶液中：若c（H+）
3、c（OH-） c（H+）=c（OH-） c（OH-）c（H+） 2. 溶液的pH值:氢离子浓度的负对数。pH= ；同理pOH= 特别提醒：在标准温度(25)和压力下，pH=7的水溶液（如：纯水）为中性，水的离子积常数为110-14，且c(H+)和c(OH-)都是110-7mol/L。pH愈小，溶液的酸性愈强；pH愈大，溶液的碱性也就愈强。通常pH是一个介于0和14之间的数,当pH7的时候,溶液呈碱性,当pH=7的时候,溶液呈中性.但在非水溶液或非标准温度和压力的条件下，pH=7可能并不代表溶液呈中性，这需要通过计算该溶剂在这种条件下的电离常数来决定pH为中性的值。如373K（100）的温度下，
4、pH=6为中性溶液。例2 (1)某温度下,某溶液的pH=7,该溶液一定是中性溶液吗? (2)某温度下纯水的c（H+）=2.010-7mol/L。在此温度下，某溶液中由水电离出的c（H+）为4.010-13mol/L，则该溶液的pH值可能是_。解析在该温度下，kw= c（H+）c（OH-）=2.010-72.010-7=4.010-14。c（H+）4.010-13mol/L，则溶液可能呈酸性或碱性。若酸性溶液，溶液中的c（H+）=4.010-14/4.010-13=1.010-1mol/L。所以溶液的pH值=lg c（H+）=lg（110-1）=1；若碱性溶液，则溶液的pH值=lg c（H+）=
5、lg4.010-13=13lg4=12.4。 【答案】(1)不一定 (2)该溶液的pH值可能为1或12.4。 规律总结(1)在25时是中性溶液，低于25时是弱酸性溶液，高于25时是弱碱性溶液。(2)本题的情境转换成非理想状况，主要考查考生灵活应变的能力。考点3 pH值计算的基本规律1. 两种强酸溶液混和，先求c(H+)，再求pH。C(H+)= 两种强酸溶液等体积混和，且原溶液pH值相差2时，把稀溶液（pH较大的）当作水来处理,混和液的pH值=小pH+0.3。2.两种强碱溶液混和,先求c(OH-),再通过 求c(H+),最后求pH值.C(OH-)= 两种强碱溶液等体积混和，且原溶液pH值相差2时
6、，把稀溶液（pH值较小的）当作水来处理,混和液的pH=大pH0.3。3.强酸和强碱混和,先确定过量离子的浓度:若H+过量 c(H+)=(c(H+)酸V酸c(OH_)碱V碱)(V酸+V碱)若碱过量 c(OH-)=(c(OH-)碱V碱 c(H+)酸V酸)(V碱+V酸)当酸过量时，必须以剩余的氢离子浓度来计算溶液的 PH 值；当碱过量时，必须以剩余的氢氧根离子浓度来计算溶液的POH值,再求pH值。4. 有关酸、碱溶液的稀释强酸溶液每稀释10倍，pH增大一个单位，弱酸溶液每稀释10倍，pH增大不到一个单位；强碱溶液每稀释10倍，pH减小一个单位。弱碱溶液每稀释10倍，pH减小不到一个单位。特别提醒：混
7、和后溶液呈酸性时，一定用c(H+)计算pH；呈碱性时，一定用c(OH-)计算pH值。例3 求下列溶液的pH：（1）某H2SO4溶液的浓度是0.005mol/L：求此溶液的pH；用水稀释到原来体积的100倍；再继续稀释至104倍（2）pH=3的盐酸与pH=5的硫酸等体积混合（3）pH=10和pH=12的两种NaOH溶液等体积混合（4）pH=12的NaOH和pH =4的HCl等体积混合解析（1） c（H+）=0.005mol/L2=0.01 mol/L ， pH=-lg10-2=2 c（H+）=0.01mol/L100=10-4 mol/L ， pH=-lg10-4=4 pH=7（强调酸稀释后不会
8、变成碱！）（2）c（H+）=510-4, pH=-lg(510-4)=4-lg5=3.3(强调10-3是10-5的100倍，所以10-5可以忽略不计)（3）因为溶液呈碱性c（OH）=510-3c（H+）=210-12pH=-lg(210-12)=12-lg2=11.7（4）NaOH中c（OH）=10-2 mol/L,HCl中c（H+）=10-4 mol/L 二者等体积反应，碱过量，反应后溶液呈碱性。所以反应后c（OH）=510-3 c（H+）=210-12 pH=-lg(210-12)=12-lg2=11.7规律总结 （1）两强酸等体积混合 混合后的pH=小的+0.3(2)两强碱等体积混合 混
9、合后的pH=大的0.3(3)当按所给反应物质的量之比计算时，酸碱不论强弱，谁大谁过剩，溶液呈谁性。(4)酸碱等体积混合pH = 2 某酸与pH = 12 某碱混合pH难定；pH = 4 某酸与pH = 10 NaOH混合 pH7；pH = 4 H2SO4与pH = 10 某碱混合pH7；0.01mol/L pH = 2 一元酸与0.1mol/L pH = 12一元碱混合pH = 7(5) pH 减小一个单位，c(H+)扩大为原来的10倍。 pH增大2个单位，c(H+)减为原来的1/100(6)稀释规律：分别加水稀释m倍时，溶液的物质的量的浓度均变为原来的 1/m , 强酸中c（H+）变为原来的1/m ,但弱酸中c（H+）减小 小于m倍，故稀释后弱酸酸性强于强酸。参考答案考点1 1. c(H+)c(OH-) 增大 2. 极弱 3. （1）增大 （2）逆 减小 逆 减小 增大 减小考点2 1. c(H+) c(OH-) 酸性 中性 碱性 2. lg c（H+） lg c（OH-）考点3 1.（c(H+)1V1+c(H+)2V2）（V1+V2） 2. Kw （c(OH-)1V1+c(OH-)2V2）（V1+V2）考点4 （1）双水解 （2）氧化还原 （3）络合 （4）复分解
