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《水的电离 溶液的酸碱性》复习学案 姓名 班级
复习目标
1、使学生了解水的电离和水的离子积，2、了解溶液的酸碱性与pH的关系，
3、学会计算酸碱的pH值以及氢离子浓度和pH值的互算，
4、掌握pH相同的强酸与弱酸的几个规律，
5、了解指示剂的变色范围，学会用pH试纸测定溶液的pH值
一、水的电离与溶液的PH值
1．水的电离
H2O + H2O H3O+ + OH— 简写为：H2O H+ + OH—
实验测定：25℃纯水中 C(H＋)=C(OH－)=1mol/L
100℃ C(H＋)=C(OH－) = 1 mol/L
2．水的离子积常数 kw= C(H＋)·C(OH－ 常温下： kw=
3．影响Kw大小的因素是：
提问：当温度升高时，Kw如何变化？（电离过程是吸热过程）
1000C时，Kw = c（H+）·c（OH—）=1×10-12
影响因素：温度越高，Kw越大，水的电离程度越大。对于中性水，尽管Kw,电离度增大，但仍是中性水，[H+]=[OH-].（注：温度升高时Kw增大，所以说Kw时要强调温度。）
〖针对性训练〗1．某温度时，测得纯水中的C(H＋)=2.4×10－7mol/L，则C(OH－)为（ ）
A．2.4×10－7mol/L B．0.1×10－7mol/L C． mol/L D．C(OH－)无法确定
2．水的电离过程为H2OH＋＋OH－，不同温度下其离子积常数为kw（25℃）=1.0×10－14，kw（35℃）=2.1×10－14。则下列叙述正确的是 （ ）
A．C(H＋)随温度升高而降低 B．35℃时，C(H＋)>C(OH－)
C．水的电离过程是吸热的 D．25℃时的水的电离程度比35℃时的大
3．室温下，在PH=12的某溶液中，由水电离的C(OH－)为 （ ）
A．1.0×10－7mol/L B．1.0×10－6mol/L
C．1.0 ×10－2mol/L D．1.0 ×10－12mol/L
二、溶液的PH值1．溶液的PH值（1）定义pH =-lg{c（H+）（2）PH适用范围 稀溶液，0～14之间。 （室温时 完成下表）
C(H＋)、 C(OH－)的相对大小关系 C(H＋)的值 PH C(H＋)·C(OH－)
中性溶液
酸性溶液
碱性溶液
判据适用条件 无条件的，任何温度、浓度均适用 是有条件的，适用温度为常温
注：①水中加酸或碱均 抑 制水的电离，但由水电离出的c（H+）与c（OH—）总是相等。
②任何电解质溶液中，H+与OH—总是共存，但不能大量共存。溶液的酸、碱性主要在于c（H+）与c（OH—）的相对大小。c（H+）与c（OH—）此增彼长，且温度不变Kw = c（H+）·c（OH—）不变。
（3）溶液PH的测定方法：
粗略测定： 精确测定：
用 pH试纸来测定溶液的pH值的方法：用洁净干燥的玻璃棒直接蘸取少许待测液，滴在pH试纸上（注意不能将pH试纸先用水沾湿或用湿的玻璃棒，因为这样做，实际上已将溶液稀释，导致所测定的pH不准确）将pH试纸显示的颜色随即（半分钟内）与标准比色卡对照，确定溶液的pH值（因为时间长了，试纸所显示的颜色会改变，致使测得的pH不准。）
小结 ：有关溶液的pH值的几个注意问题：
①pH值是溶液酸碱性的量度。常温下，pH=7溶液呈中性；pH值减小，溶液的酸性增强；pH值增大，溶液的碱性增强。
②pH值范围在0-14之间。pH=0的溶液C(H+)=1mol/L；pH=14的溶液C(OH-)=1mol/L。pH改变一个单位，C(H+)就改变10倍，即pH每增大一个单位，C(H+)就减小到原来的1/10；pH每减小一个单位，C(H+)就增大到原来的10倍。
③当C(H+)>1mol/L时，pH值为负数，当C(OH-)>1mol/L时，pH>14。对于C(H+)或C(OH-)大于1mol/L的溶液，用pH值表示反而不方便，所以pH值仅适用于C(H+)或C(OH )小于等于1mol/L的稀溶液。
〖思考〗1．相同温度下，PH值相同的盐酸、醋酸和硫酸溶液中水的电离程度大小关系如何？
2．下列说法是否正确
（1）pH=6的溶液一定是酸溶液 （2）pH=7溶液一定是中性溶液（3）pH越大，酸性越强
3，．思考：向25℃时的纯水中分别加入盐酸、氢氧化钠、氯化铵、碳酸钠、金属钠或升温时，kw、水的电离程度、C(H＋)、 C(OH－)、PH 变化情况分别如何？并完成下表
影响因素 条件改变 平衡移动 溶液中的c(H+) 溶液中的c(OH-) Kw PH
温度 升高温度
降低温度
酸碱性 加入酸
加入碱
加入可水解的盐 氯化铵
碳酸钠
小结1．影响水电离平衡的因素（1）酸、碱（2）温度（3）易水解的盐（4）其它
三．关于pH值的计算类型及计算方法
1．强酸或强碱溶液的PH值
〖练习〗求室温时的PH (1)0.1mol/LH2SO4
(2)0.0005mol/LCa(OH)2
2．酸碱混合(一般稀溶液密度相近，体积可简单加和)
酸性求[H+]pH
一定要先判断溶液酸碱性 碱性先求[OH-]再根据Kw求[H+]pH
（1）酸I+酸II [H+] = (2)碱I+碱II [OH-] =
（3）酸I+碱II（3）酸I+碱II 完全中和：[H+] = [OH-] = 1mol/L
酸过量： [H+]= 碱过量：[OH-] =
3．溶液的稀释例（1）0.0001mol/LHCl加水稀释10 倍求PH，稀释104倍呢？(pH近似值)
例题1、求下列溶液的pH：
（1）某H2SO4溶液的浓度是0·005mol/L ①求此溶液的pH②用水稀释到原来体积的100倍
③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
2、某温度下纯水的C(H+)=2.0╳10—7mol/L，则此时C(OH )为多少？若温度不变，滴入稀H2SO4，使C(H+)=5.0╳10—4mol/L，则由水电离产生的C(H+)为多少？
3、 常温下，将pH的NaOH与pH=10的NaOH溶液等体积混合后，溶液中氢离子浓度最接近（ ）
A. B.
C. D.
4、pH=13的强碱溶液与pH=2的强酸溶液混合，所得溶液的pH=11，则强碱与强酸的体积比是（ ）A、11:1 B、9:1 C、1:11 D、1:9
5、常温时某溶液中，测得由水电离出的C(H+)为10-11mol/L，则对此溶液的下列叙述中，正确的是（ ）A、一定是酸溶液 B、一定是碱溶液 C、可能是pH=3的酸溶液 D、可能是pH=11的碱溶液
6、将pH=5的盐酸溶液稀释1000倍后，溶液的pH为（ ）
A、等于8 B、等于7 C、接近7又小于7 D、大于7而小于8
7、有PH相等的盐酸和醋酸（），如何通过实验的方法证明。
小结 1 溶液酸碱性pH计算经验规律
（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①pH = 2 某酸与pH = 12 某碱混合pH难定②pH = 4 某酸与pH = 10 NaOH混合 pH≤7③pH = 4 H2SO4与pH = 10 某碱混合pH≥7④0.01mol/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，[H+]扩大为原来的10倍。 PH增大2个单位，[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。
2．关于pH相同的酸（含强酸和弱酸）
（1）溶液中c（H+）相等 （填“相等”或“不等”）。
（2）溶液中溶质的物质的量的浓度：强酸 < 弱酸（填“>”或“<”）。
（3）耗碱规律：pH和溶液体积均相同的HCl、H2SO4、CH3COOH与碱完全反应时，消耗碱物质的量最多的是 CH3COOH 。
（4）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（填“大于”或“小于”）m倍，故稀释后弱酸酸性强于强酸。
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答案与解析：例题1 （1）① c（H+）=0·005mol/L×2=0·01 mol/L ， pH=-lg10-2=2
② c（H+）=0·01mol/L÷100=10-4 mol/L ， pH=-lg10-4=4
③ pH=7（强调酸稀释后不会变成碱！）
（2）c（H+）==5×10-4, pH=-lg(5×10-4)=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—）==5×10-3 c（H+）==2×10-12
pH=-lg(2×10-12)=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—）==5×10-3 c（H+）==2×10-12 pH=-lg(2×10-12)=12-lg2=11·7
例2：；。3。D 4 。D
5．CD 6 C 7。取相同体积的两种酸，加水稀释10倍，用玻璃棒分别蘸取稀释后两种酸，点在PH试纸上，稍后与比色卡比较，其中PH较小的为醋酸，另一为盐酸。
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