第七单元第2讲水的电离和溶液的酸碱性
考纲要求 权威解读
1 . 了解水的电离，离子积常数。
2．了解溶液pH的定义。
3．了解测定溶液pH的方法，能进行pH的简单计算。 常见的考查形式：①水的电离平衡的影响因素以及离子积常数的应用；②c(H＋)、c(OH－)、pH和溶液中酸碱性的关系及其计算。
梳理与整合
一、水的电离和水的离子积常数
导学诱思
25 ℃时，纯水的离子积KW＝1.0×10－14，那么25 ℃时盐酸、NaOH、CH3COONa溶液中KW是多少？
答：________________________________________________________________________。
教材回归
1．电离方程式
水是一种极弱的电解质，其电离方程式为________________。
2．室温下纯水的有关数据
(1)c(H＋)＝c(OH－)＝__________。
(2)KW＝__________＝________。
(3)pH＝____。
3．KW的影响因素
KW只与温度有关，温度升高，KW______。
水的离子积常数KW＝c(H＋)c(OH－)，其实质是水溶液中的H＋和OH－浓度的乘积，不一定是水电离出的H＋和OH－浓度的乘积，所以与其说KW是水的离子积常数，不如说是水溶液中的H＋和OH－的离子积常数。
二、溶液的酸碱性与pH
导学诱思
某溶液的pH＝7，该溶液是否一定为中性溶液？
答：________________________________________________________________________。
教材回归
1．溶液的酸碱性
溶液的酸碱性取决于溶液中________和________的相对大小。
c(H＋)、c(OH－)
的关系 室温/25 ℃
数值 pH
中性
溶液 c(H＋)__c(OH－) c(H＋)＝c(OH－)＝
__________ ____7
酸性
溶液 c(H＋)__c(OH－) c(H＋)__1×10－7 molL－1 ____7
碱性
溶液 c(H＋)__c(OH－) c(H＋)__1×10－7 molL－1 ____7
2．pH
(1)定义式：pH＝__________。
(2)意义
表示溶液酸碱性的强弱，pH越小，酸性______。
(3)pH试纸的使用
①方法：____________________________________________________________，试纸变色后，与标准比色卡对比即可确定溶液的pH。
②注意：
a．pH试纸使用前不能用蒸馏水润湿，否则待测液因被稀释可能产生误差；
b．用广泛pH试纸读出的pH只能是整数。
溶液酸碱性的判断与溶液的pH是否等于7没有直接的关系，而应比较溶液中c(H＋)与c(OH－)的大小。pH是否等于7只适用于室温下的溶液，而用c(H＋)与c(OH－)的大小判断酸碱性，不受条件限制适用于任何温度下的溶液。
三、酸碱中和滴定
导学诱思
1．滴定实验中高锰酸钾酸性溶液应该盛放在____式滴定管中，原因：________________________。
2．滴定管与量筒的读数有何区别？________________________________________。
教材回归
1．实验用品
(1)试剂：__________、__________、__________、蒸馏水。
(2)仪器：______滴定管(如图A)、______滴定管(如图B)、滴定管夹、铁架台、烧杯、________。
2．实验操作(以标准盐酸滴定待测NaOH溶液为例)
(1)滴定前的准备
①滴定管：______________→洗涤→______→装液→调液面→记录。
②锥形瓶：注碱液→记读数→加指示剂。
(2)滴定
左手__________，右手________________，眼睛注视________________变化，滴定至终点时，记录标准液的体积。
(3)终点判断
等到滴入最后一滴标准液，指示剂变色，且________________，视为达到滴定终点。
3．数据处理
按上述操作重复二至三次，求出用去标准盐酸体积的平均值，根据c(NaOH)＝______________计算。
理解与深化
一、影响水电离平衡的因素
1．实例(H2O H＋＋OH－)
改变条件 电离
平衡 溶液
中
c(H＋) 溶液
中
c(OH－) pH 溶液
的酸
碱性 KW
升高温度 右移 增大 增大 减小 中性 增大
加入
酸碱 加入酸，如稀硫酸、醋酸 左移 增大 减小 减小 酸性 不变
加入碱，如NaOH、氨水 左移 减小 增大 增大 碱性 不变
加入
盐 加入强碱弱酸盐，如Na2CO3溶液 右移 减小 增大 增大 碱性 不变
加入强酸弱碱盐，如AlCl3溶液 右移 增大 减小 减小 酸性 不变
加入强酸强碱盐，如NaCl溶液 不移 不变 不变 不变 中性 不变
加入活泼金属，如Na 右移 减小 增大 增大 碱性 不变
2．总结
(1)降低温度、加入酸碱都能抑制水的电离，升高温度、加入能水解的盐等都能促进水的电离。
(2)KW也属于化学平衡常数，只随温度的变化而变化，加水稀释并不是溶液中的所有离子浓度均减小，如稀释HCl水溶液，OH－浓度却增大。
【例1】 (2011黑龙江四校联考)水的电离平衡曲线如图所示，下列说法不正确的是( )。
A．图中四点KW间的关系：A＝D＜C＜B
B．若从A点到D点，可采用：温度不变在水中加入少量酸
C．若从A点到C点，可采用：温度不变在水中加入少量NH4Cl固体
D．若从A点到D点，可采用：温度不变在水中加入少量NH4Cl固体
对点训练1(2011福建厦门质检)对H2O的电离平衡不产生影响的微粒是( )。
A．CH3CH2OH B．NH＋4
C．Cl2 D．S2－
二、水电离出的c(H＋)或c(OH－)的计算(25 ℃)
1．中性溶液
c(H＋)＝c(OH－)＝1.0×10－7 molL－1。
2．溶质为酸的溶液
H＋来源于酸电离和水电离，而OH－只来源于水电离。如计算pH＝2的盐酸中水电离出的c(H＋)：方法是先求出溶液中的c(OH－)，c(OH－)＝1×10－12 molL－1，即水电离出的c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－12 molL－1。
3．溶质为碱的溶液
OH－来源于碱电离和水电离，而H＋只来源于水电离。如pH＝12的NaOH溶液中，c(H＋)＝1×10－12 molL－1，即水电离产生的c(OH－)＝c(H＋)＝1×10－12 molL－1。
4．水解呈酸性或碱性的盐溶液
H＋和OH－均由水电离产生。如pH＝2的NH4Cl溶液中由水电离出的c(H＋)＝1×10－2 molL－1 [c(OH－)＝1×10－12 molL－1]；pH＝12的Na2CO3溶液中由水电离出的c(OH－)＝1×10－2 molL－1。
【例2】 ①pH＝1的盐酸 ②0.5 molL－1的盐酸
③0.1 molL－1的NH4Cl溶液 ④1 molL－1的NaOH溶液 ⑤pH＝1的NH4Cl溶液 ⑥1 molL－1的NaCl溶液，以上溶液中水电离的c(H＋)由大到小的`顺序为______________；①⑤的pH均为1，①中由水电离的c(H＋)＝____________，⑤中由水电离的c(H＋)＝____________。
注意区分溶液中的c(H＋)和由水电离的c(H＋)之间的差异，注意溶液中H＋的来源。
三、有关pH的计算
1．单一溶液的pH计算
(1)强酸溶液，如HA，设浓度为c molL－1，则c(H＋)＝c molL－1，pH＝－lg c。
(2)强碱溶液，如BOH，设浓度为c molL－1，则c(OH－)＝c molL－1，c(H＋)＝10－14c molL－1，pH＝14＋lg c。
2．溶液混合后的pH计算
(1)强酸与强酸溶液混合，先求c(H＋)，再求pH。
c(H＋)＝ n1H＋＋n2H＋V总
pH＝－lg[c(H＋)]
(2)强碱与强碱溶液混合，先求c(OH－)，通过KW求其c(H＋)和pH。
c(OH－)＝n1OH－＋n2OH－V总
c(H＋)＝KWcOH－
pH＝－lg[c(H＋)]＝－lg[KWcOH－]
3．强酸与强碱溶液混合
(1)若酸过量
c(H＋)＝nH＋－nOH－V总
pH＝－lg[c(H＋)]；
(2)若酸与碱正好完全反应，pH＝7；
(3)若碱过量，则先求c(OH－)，再求c(H＋)和pH。
4．未标明强弱的酸、碱混合
把pH＝2与pH＝12的溶液等体积混合后，其pH不一定等于7。若二者为强酸、强碱，则pH＝7；若为弱酸、强碱，则弱酸有余，pH<7；若为强酸、弱碱，则弱碱有余，pH＞7。
5．酸、碱加水稀释
【例3】 常温下，将pH＝13的NaOH溶液与pH＝3盐酸按体积比为1∶9混合，则混合后溶液的pH约为( )。
A．2 B．6 C．12 D．13
在做关于溶液的pH计算的题目时，要抓住“矛盾的主要方面”，溶液显酸性用溶液中的c(H＋)来计算；溶液显碱性先求溶液中的c(OH－)，再求溶液中的c(H＋)。
口诀：酸按酸(H＋)，碱按碱(OH－)，酸碱中和求过量，无限稀释7为限。
步骤：
对点训练2(2010海南高考)常温下，将0.1 molL－1氢氧化钠溶液与0.06 molL－1硫酸溶液等体积混合，该混合溶液的pH等于( )。
A．1.7 B．2.0 C．12.0 D．12.4
实验与探究
酸碱中和滴定
1．酸碱中和滴定原理
H＋＋OH－===H2O，即c标V标＝c待V待。
2．酸碱中和滴定的关键
(1)用酸式或碱式滴定管准确测定V标和V待。
(2)准确判断中和反应是否恰好完全进行，借助酸碱指示剂判断滴定终点。
酸碱中和滴定属于中学化学教材中定量测量方法之一，另外，还有氧化还原反应滴定法，在高考中经常出现，其原理就是利用得失电子守恒定律。
实验典例
某同学欲用已知物质的量浓度为0.100 0 molL－1的盐酸测定未知物质的量浓度的氢氧化钠溶液时，选择酚酞作指示剂。请填写下列空白：
(1)用标准的盐酸滴定待测的氢氧化钠溶液时，左手把握酸式滴定管的活塞，右手摇动锥形瓶，眼睛注视______。直到因加入一滴盐酸，溶液的颜色由______色变为______色，且半分钟不恢复原色，立即停止滴定。
(2)下列操作中可能使所测氢氧化钠溶液的浓度数值偏低的是______(填序号)。
A．酸式滴定管未用标准盐酸溶液润洗就直接注入标准盐酸
B．滴定前盛放氢氧化钠溶液的锥形瓶用蒸馏水洗净后没有干燥
C．酸式滴定管在滴定前有气泡，滴定后气泡消失
D．读取盐酸体积时，开始仰视读数，滴定结束时俯视读数
E．滴定过程中，锥形瓶的振荡过于激烈，使少量溶液溅出
(3)若第一次滴定开始和结束时，酸式滴定管中的液面如下页图所示。则起始读数为V1＝______ mL，终点读数V2＝______ mL。
(4)再结合下表数据，计算被测氢氧化钠溶液的物质的量浓度是______ molL－1。
滴定
次数 待测溶液
体积/mL 标准酸体积
滴定前的刻度/mL 滴定后的刻度/mL
第一次 10.00 V1 V2
第二次 10.00 4.10 21.10
第三次 10.00 0.40 17.60
答案与解析
梳理与整合
一、
导学诱思
KW也是1.0×10－14，因为KW是温度的函数
教材回归
1．H2O H＋＋OH－
2．(1)1×10－7 molL－1 (2)c(OH－)c(H＋) 1×10－14 (3)7
3．增大
二、
导学诱思
否，只有在25 ℃时，pH＝7的溶液才为中性溶液
教材回归
1．c(H＋) c(OH－) ＝ 1×10－7 molL－1 ＝ ＞ ＞ < < < ＞
2．(1)－lgc(H＋) (2)越强 (3)取一小块试纸放在表面皿或玻璃片上，用蘸有待测液的玻璃棒点于试纸的中部
三、
导学诱思
①酸 高锰酸钾酸性溶液腐蚀橡胶管
②二者的区别主要有两点：滴定管0刻度在上方，量筒无0刻度，且最小刻度在下方；精确度不同，滴定管读数应记录到小数点后两位，量筒读数记录到小数点后一位
教材回归
1．(1)标准溶液 待测溶液 酸碱指示剂
(2)酸式 碱式 锥形瓶
2．(1)检查是否漏水 润洗
(2)控制活塞 不断振荡锥形瓶 锥形瓶内溶液颜色
(3)半分钟内不褪色
3．cHClVHCl/VNaOH
理解与深化
【例1】C 解析：KW是温度的函数，随温度升高而增大，A、D点温度相同，B点温度高于C点温度，所以A正确；从A点到D点，温度不变，酸性增强，所以B选项、D选项正确；A、C点温度不同，所以C选项错误。
对点训练1 A 解析：NH＋4、S2－水解促进了水的电离，Cl2与H2O反应生成HCl、HClO抑制水的电离，所以只有A符合。
【例2】答案：⑤＞③＞⑥＞①＞②＞④ 10－13 molL－1 10－1 molL－1
解析：酸、碱抑制水的电离，浓度越大抑制程度越大，所以水的电离程度①＞②＞④，盐水解促进水的电离，浓度越大促进的程度越大，水的电离程度⑤＞③，⑥对水的电离程度无影响；①溶液中H＋主要是由盐酸提供，溶液中的OH－全部是由水电离出的，所以由水电离的c(H＋)等于由水电离的c(OH－)＝10－1410－1 molL－1；⑤溶液中的H＋全部是由水电离出的，所以由水电离的c(H＋)＝10－1 molL－1。
【例3】C 解析：假设NaOH溶液体积为1 L，则n(OH－)＝0.1 molL－1×1 L＝0.1 mol、n(H＋)＝0.001 molL－1×9 L＝0.009 mol，碱过量，反应后溶液中c(OH－)＝0.1 mol－0.009 mol10 L≈0.01 molL－1，c(H＋)＝10－140.01 molL－1＝10－12 molL－1，pH＝－lg[c(H＋)]＝12。
对点训练2 B 解析：假设溶液为1 L，n(H＋)＝0.12 mol、n(OH－)＝0.1 mol，酸过量反应后溶液中c(H＋)＝0.12 mol－0.1 mol2 L＝0.01 molL－1，pH＝2.0。
实验与探究
答案：(1)锥形瓶内溶液颜色的变化 红 无
(2)DE (3)9.00 26.10 (4)0.171 0
书香门第
