鲁科版2015-2016学年高中化学选修4同步导学案 第三章 第1节 水溶液（含答案+解析）

第3章 物质在水溶液中的行为
第1节 水溶液
第1课时 水的电离和溶液的酸碱性
★【课前学案导学】
■精准定位——学习目标导航
1.理解水的电离过程以及水的离子积常数的含义，并能应用水的离子积常数进行相关的计算。
2.了解溶液的酸碱性与溶液中的[H+]和[OH—]的关系。
3.知道pH的定义，了解溶液的酸碱性与pH的关系。
4.能够进行有关pH的简单计算。
■自主梳理—基础知识导航
一、水的电离
1.水的电离
水是一种________的电解质。电离方程式为____________________，也可以简写为_________________。
2.水的离子积常数
（1）水的电离常数：K电离=________________。
（2）水的离子积常数
KW=______________=__________，随着温度的升高，水的离子积_________增大，在室温下，KW ==__________。
3.影响水的电离平衡的因素
（1）温度：水的电离是__________的过程，温度升高会使水的电离平衡向____移动（选填“左”“右”“不”）
（2）浓度：加酸，水的电离平衡向_______移动（选填“左”“右”“不”）；加碱，水的电离平衡向______移动（选填“左”“右”“不”）。
可见，加酸、加碱都会________（选填“促进”“抑制”“不影响”）水的电离，但水的离子积_____。
二、溶液的酸碱性与pH
1.溶液的酸碱性与c（H+）和c（OH—）的关系
酸性溶液：c（H+）_______c（OH—）；
中性溶液：c（H+）________c（OH—）；
碱性溶液：c（H+）________c（OH—）。
2.溶液的酸碱性与pH的关系
（1）溶液的pH的定义
pH = ________
如：0.01mol/L的盐酸的pH=_______；c（H+）=mol/L的NaOH溶液，pH=______。
（2）pH与溶液酸碱性的关系
室温下，酸性溶液：c（H+）_________mol/L，pH____7；
中性溶液：c（H+）______mol/L，pH______7；
碱性溶液：c（H+）________mol/L，pH__7。
★【课堂探究导学】
■合作探究-名师保驾护航
探究一：水的电离
1.水的电离
水是一种极弱的电解质，能发生微弱电离，其电离方程式为H2O+H2OH3O++OH—，也可以简写为H2O H++OH—。
2.水的离子积常数
水的电离过程也是一个可逆过程，因此也存在电离常数：K电离=，则= K电离cH2O。从实验可知，在25℃时1L纯水中只有 H2O电离，而c（H2O）=55.6mol/L可视为一常数，K电离也为一常数，所以K电离cH2O必然也为常数，用Kw表示，因此有=KW。KW为水的离子积常数，简称为水的离子积。
在25℃时，水电离的c（H+）= c（OH—）=mol/L，所以KW ==。
3.水的离子积常数与温度的关系
KW随着温度的升高而增大，但是在室温下，可忽略温度的影响，KW 为，即KW ==。
『特别提醒』（1）在任何水溶液中均存在水的电离平衡，H+和OH—共存，只是相对含量不同而已；
（2）KW只与温度有关。
（3）KW不仅适用于纯水，还适用于酸碱的稀溶液，且由水电离的，此时水溶液中水的离子积常数不变。在实际运算时，通常忽略算碱溶液中水电离产生的H+，碱溶液中忽略水电离产生的OH—。
探究二：溶液的酸碱性与pH
1.水的电离平衡与溶液的酸碱性关系
水的电离是一种动态平衡，在纯水中加入酸，则抑制了水的电离平衡，使c（H+）>c（OH—），溶液显酸性。同理，向纯水中加碱，溶液中的c（OH—）> c（H+） ，溶液显碱性。
2.溶液中的pH
（1）pH与溶液的酸碱性关系。对于酸碱性较弱的溶液，用c（H+）或c（OH—）的浓度大小表示溶液的酸碱性强弱很不方便，化学上常用pH来表示溶液酸碱性的强弱。pH = —lg[H+]。溶液的酸碱性与c（OH—）和c（H+）相对大小、c（H+）和pH的关系如下表所示：
一般
25℃
25℃
中性溶液
c（H+）=c（OH—）
c（H+）=110-7
pH=7
酸性溶液
c（H+）>c（OH—）
c（H+）>110-7
pH<7
碱性溶液
c（H+）c（H+）<110-7
pH>7
(2)溶液的pH测定方法
①pH试纸：常用的pH试纸有广泛pH试纸（pH范围1—14或0—10，可识别的差值为1）和精密pH试纸（pH范围较窄，可以判别的pH差值为0.2或0.3）。
pH试纸的使用方法：取一片pH试纸，放在洁净的表面皿或玻璃片上，用玻璃棒蘸取待测液点于试纸中央，然后与标准比色卡对照。
②pH计法
精确测量溶液的pH的方法。
探究三：pH的应用
1.医疗山：当体内的酸碱平衡失调时，血液的pH是诊断疾病的一个重要的参数，而利用药物调控pH则是辅助治疗的重要手段之一。
2.生活中：人们洗发时用的护发素，其主要功能就是调节头皮的pH使之达到适宜的酸碱度。
3.在环保领域中，酸性或碱性废水处理常常利用中和反应，在中和反应处理的过程中可用pH自动测定仪进行检测和控制。
4.农业生产中，因土壤的pH影响植物对不同形态养分的吸收及养分的有效性，各种植物的生长都对土壤的pH范围有一定的要求。
5.在科学实验和工业生产中，溶液的pH的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。
探究四：溶液的pH的计算
1.基本思路
根据pH的定义：pH = —lg[H+]，溶液的pH计算的核心是确定溶液中的[H+]的大小。具体地，酸性溶液必先确定溶液中的[H+]；碱性溶液必先确定[OH—]，再由[OH—] [H+]=Kw换算成[H+]，然后进行pH的计算。
2.计算类型及方法
（1）单一溶液pH的计算
①强酸溶液
强酸溶液的pH计算方法是：根据酸的浓度选求出强酸溶液中的c(H+)然后对其取负对数就可求得pH。
②强碱溶液
强酸溶液的pH计算方法是：根据碱的浓度先求出强碱溶液中的c(OH-)然后利用该温度下的Kw求出c(H+)然后求pH。
③其它溶液
其它溶液的pH计算方法是：想办法求出溶液中的c(H+)然后取负对数
（2）稀释型（指单一溶质加水稀释或相当于水的稀释作用）
实质：稀释前后酸或碱的物质的量不变。一般计算公式：C1V1＝C2V2，据此求出稀释后酸或碱的物质的量的浓度。
特殊结论：
①若为酸：
强酸，pH＝a，稀释10n倍，PH＝a+n ；
若为弱酸，pH＝a，稀释10n倍，a＜ PH＜a+n；
②若为碱：
强碱，PH＝a，稀释10n倍，pH＝a－n；
弱碱，PH＝a，稀释10n倍， a－n＜ pH＜a；
（3）混合型（多种溶液混合）
①强酸混合
强酸混合后溶液的pH求算的方法是：先求出混合后的c(H+)混，即：c(H+)混＝[c(H+)1V1＋c(H+)2V2]÷(V1+V2)再根据公式pH=-lg｛c(H+)｝求pH。
②强碱溶液混合
强碱混合后溶液的pH求算的方法是：先求出混合后的c(OH-)混，即：c(OH-)混＝[c(OH-)1V1＋c(OH-)2V2]÷(V1+V2)，再通过KW求出c(H+),最后求pH。
③强酸和强碱溶液混合
这里的混合，实为中和，要发生反应：H+＋OH-＝H2O,中和后溶液的pH有三种情况：
若恰好中和，pH＝7 ；若酸有剩，根据中和后剩余的c(H+)即C(H+)（过）＝[C(H+)1V1－C(OH-)2V2）]/(V1+V2)再求pH。此时pH＜7；若碱有剩，根据中和后剩余的c(OH-),即C(OH-) (过)＝[C(OH-)1V1－C(H+)2V2）]/(V1+V2)，然后通过KW求出c(H+)，最后求pH。此时pH＞7
『特别提醒』（1）若酸的溶液无限稀释，则无论酸的强弱，PH一律接近于7；若碱的溶液无限稀释，则无论碱的强弱，PH一律接近于7。
（2）若两强酸等体积混合，可采用速算法：混合后溶液的pH等于混合前溶液pH小的加上0.3；若两强碱溶液等体积混合，可采用速算法：混合后溶液的pH等于混合前溶液pH大的减去0.3。
■典例剖析-名师释疑助航
例1.溶液的pH定义为pH＝－lg[H＋]，pOH定义为pOH＝－lg[OH－]，Kw表示25℃时水的离子积常数，则弱酸性溶液中[H＋]可表示为（）
A..Kw/pOH mol·L－１ B.10 pOH－１４　mol·L－１
C. 10１４－p OH　mol·L－１ D. 10－pOH　mol·L－１
『答案』B
『解析』因为pH＝－lg[H＋]，故[H＋]＝10－pH；又因为pH＝14－pOH，则－pH＝pOH－１４，故[H＋]＝10pOH－１４mol·L－１。
【变式训练1】某地酸雨经检验其主要成分除含H＋外，还有Na＋、SO4２－、NO3－、NH4＋，其浓度依次为：7.0×10－6mol?L－１，2.5×10－6mol?L－１，3.5×10－6mol?L－１，2.3×10－6mol?L－１，则该水样的pH约为（）
A.4 B.4.7 C.5 D.5.7
【例2】往一定体积的Ba(NO3)2溶液中逐滴加入pH＝１的稀硫酸，至溶液中Ba2＋恰好完全沉淀，测得溶液的pH＝２，则H2SO4与Ba(NO3)2溶液体积比为（忽略混合时液体体积的变化）（）
A.1：１０　　　　　B.1：９　　　　　　C.１０：１　　　　D.９：１
『答案』B
『解析』当H2SO4与Ba(NO3)2溶液混合发生反应时，只有Ba２＋与SO4２－结合生成BaSO4沉淀，H＋并不参加反应，对于变化实际上是溶液稀释问题。根据稀释定律，pH改变１个单位，[H＋]改变10倍，那么应该符合下列关系：[H＋]1V1＝[H＋]2(V1+V2)，即10－１V1＝10－２(V1＋V2)，V1：V2＝１：９。
【变式训练2】某强酸溶液的pH＝a，强碱溶液的pH＝b，且a－b＝13，酸、碱溶液混合后混合溶液的pH＝７，则酸溶液的体积V１与碱溶液的体积V２之间的正确关系是（）
A. V１＝102 V2 　 B. V2＝10 V1 　　　
C. V１＝2V2 　　 D. V2＝2V1
【例3】求25℃时，0.005mol/L的H2SO4溶液的pH。
『答案』2
『解析』0.005mol/L的H2SO4溶液中c(H+)=1×10-2故pH=-lg110-2=2
【变式训练3】求25℃时，10-5mol/L的NaOH溶液的pH。
变式训练解析及答案
【变式训练1】
答案：C
解析：由于为“酸雨”，因而[OH－]可忽略不计，依据离子电子电荷守恒有下列关系：［H＋］＋［Na＋］＋［NH4＋］≈２［SO4２－］＋［NO3－］。将已知的离子浓度代入，则［H＋］≈１×10－５mol?L－１，pH＝－lg[H＋]＝lg10－５＝５。
【变式训练2】
答案：B
解析：最终溶液的pH＝７，恰好中和，10－aV1＝10b－14V2，则V1/V2＝10a＋b－１４，所以V2＝10 V1。
【变式训练3】
答案：9
解析：10-5mol/L的NaOH溶液中c(OH-)=1×10-5mol/L,则
c(H+)=Kw/c(OH-)=(1×10-14)/1×10-5mol/L=1×10-9mol/L,故pH=9
■备选例题
1. 在甲烧杯中放入盐酸，乙烧杯中放入醋酸，两种溶液的体积和pH都相等，向两烧杯中同时加入质量不等的锌粒，反应结束后得到等量的氢气。下列说法正确的是（）
A、甲比乙放入的锌的质量大
B、甲中的酸过量
C、两烧杯中参加反应的锌等量
D、反应开始后乙中的H+浓度始终比甲中H+浓度小
【答案】AC
【解析】乙烧杯中CH3COOH的物质的量大于甲烧杯中盐酸的物质的量，完全反应时产生的氢气必然是乙烧杯中多，因此，若乙烧杯中锌有剩余，就不可能出现氢气体积相等的情况。所以，只能是甲烧杯中锌有剩余，而根据氢气相等，实际消耗的锌相等，现在甲还有锌剩余，故甲中放入的锌要多，A正确；由于甲中有锌剩余，故酸不足，B错误；据“反应结束后得到等量的氢气”说明两个烧杯中实际反应的锌质量相等，C正确；乙中的氢离子浓度不变，因为随着氢离子的消耗，醋酸电离出新的氢离子。而盐酸的氢离子是一只消耗的，所以D错误。
2．求25℃时，某浓度的HAC溶液中，由水电离的c(H+)=1×10-12mol/L,求该溶液的 pH
【答案】2
【解析】由题中水电离的c(H+)=1×10-12mol/L可得c(OH-)=1×10-12mol/L，则溶液中的c(H+)=1×10-14/1×10-12mol/L=1×10-2mol/L，故pH=2
3．甲、乙两种溶液，已知甲溶液的pH是乙溶液pH的２倍，甲溶液中[H＋]一定是乙溶液中[H＋]的（）
A.1/2 　　　 B.1/10 　　　　 C.1/100 　　　　 D.无法确定
【答案】D
【解析】因为pH＝－lg[H＋]，故[H＋]＝10－pH；pH甲＝２pH乙，则[H＋]甲／[H＋]乙＝10－pH乙。
■常用教学素材
酸碱指示剂的变色原理
酸碱指示剂是一些有机弱酸或弱碱，这些弱酸或弱碱与其共轭碱或共轭酸具有不同的颜色。
现以酚酞指示剂为例加以说明。
　　酚酞是一有机弱酸，其Ka=6×10-10，它在溶液中的离解平衡可用下式表示：
　　从离解平衡式可以看出，当溶液由酸性变化到碱性，平衡向右方移动，酚酞由酸式色转变为碱色，溶液由无色变为红色；反之，由红色变为无色。
　　以HIn代表弱酸性指示剂，其离解平衡可用下式表示：　　
　　由此可见，酸碱指示剂的变色和溶液的pH值相关。现以弱酸性指示剂为例来讨论指示剂的变色与溶液pH值之间的数量关系。已知弱酸性指示剂在溶液中的离解平衡为：

式中KIn为指示剂的离解平衡常数，通常称为指示剂常数。
在一定温度下，酸碱指示剂KIn是一个常数。因此，溶液的颜色就完全决定于溶液的pH值。
溶液中指示剂颜色是两种不同颜色的混合色。当两种颜色的浓度之比是10倍或10倍以上时，我们只能看到浓度较大的那种颜色。一般认为，能够看到颜色变化的指示剂浓度比[In-]／[HIn]的范围是1／10～10。如果用溶液的pH值表示，则可表示为：
当pH值在pKIn-1以下时，溶液只显指示剂的酸式色；
　　pH值在pKIn+1以上时，只显其碱式色。
　　当pH在pKIn-1到pKIn+1之间时，才能看到指示剂的颜色变化情况，故指示剂的变色范围为： pH=pKIn±1
　　因此，根据理论上推算，指示剂的变色范围是两个pH单位。