人教新课标选修4名师导航（ 水的电离和溶液的酸碱性）
文档属性
| 名称 | 人教新课标选修4名师导航（ 水的电离和溶液的酸碱性） |  | |
| 格式 | zip | ||
| 文件大小 | 27.7KB | ||
| 资源类型 | 教案 | ||
| 版本资源 | 人教版（新课程标准） | ||
| 科目 | 化学 | ||
| 更新时间 | 2010-12-14 17:10:00 | ||
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文档简介
第二节 水的电离和溶液的酸碱性
名师导航
知识梳理
1.水的电离
（1）水是一种_________的电解质，其电离方程式为_________，常温下纯水中c（H+）
__________mol ·L-1，c（OH-）=mol ·L-1。
影响水的电离平衡的因素主要有____________。
①温度：水的电离是__________的过程，温度升高会使水的电离平衡向____________（选填“左”“右”或“不移动”）。②浓度：加酸，水的电离平衡向____________（选填“左”“右”或“不移动”）加碱，水的电离平衡向____________（选填“左”“右”或“不移动”）。
可见，加酸加酸都会____________（选填“促进”“抑制”或“不影响”）水的电离。但水的离子积不变。
（2）水的离子积可表达为KW=___________。KW与化学平衡一样其变化只受_________的影响，随温度____________而增大，在25 ℃时，c（H+）=c（OH-）=________mol ·L-1,故此温度下KW=_________。升温，KW____________（选填“增大”“减小”或“不变”），如100 ℃：c（H+）=1×10-6 mol ·L-1,KW=____________；pH＝____________，此时溶液呈______性（选填“中性”“酸性”或“碱性”）。降温，KW将___________（选填“增大”“减小”或“不变”）。
2.溶液的酸碱性与pH
(1)在中性溶液中，c(H+)________c(OH-)（选填“＞”“＜”或“＝”，下同）。在酸性溶液中，c（H+）________c(OH-)。在碱性溶液中，c(H+)_________c(OH-)。纯水、稀溶液中的c(H+)与c(OH-)的乘积总是定值，且在常温下KW=1×10-14。
(2)pH是用来表示溶液酸碱性的____________的，其表达式为pH＝____________。常温下pH=7的溶液为中性，pH越小，酸性_________，pH越大，碱性____________。pH的适用范围为____________。若已知溶液的pH，则溶液的c(H+)、c(OH-)用含pH的代数式表示为：
c(H+)=____________，c(OH-)=____________。
(3)溶液pH的测定方法有_____________________法、__________________法、pH计法。
用pH试纸测定溶液的pH的方法是_______________________________________________。
3.pH的应用
pH的测定和控制在________________________等方面都很重要。
疑难突破
1.怎样判断溶液酸碱性？
剖析：溶液呈酸性、碱性还是中性，应看c（H+）和c（OH-）的相对大小，判断溶液酸碱性的依据主要有三点。
依据1 在25 ℃时的溶液中：
c（H+）>1×10-7 mol ·L-1酸性
c（H+）=1×10-7 mol ·L-1中性
c（H+）<1×10-7 mol ·L-1碱性
常温下，c（H+）>10-7 mol ·L-1呈酸性，且c（H+）越大，酸性越强；c（OH-）越大，碱性越强。
依据2 在25 ℃时的溶液中：
pH<7 酸性
pH=7 中性
pH>7 碱性
依据3 在任意温度下的溶液中：
c（H+）>c(OH-) 酸性
c（H+）=c(OH-) 中性
c（H+）2.怎样计算溶液的pH？
剖析：(1)强酸、强碱溶液的pH
强酸：c（酸）c（H+）pH
强碱：c（碱）c（OH-）c（H+）pH
(2)弱酸、弱碱溶液的pH
弱酸：c（酸）c（H+）pH
弱碱：c（碱）c（OH-）c（H+）pH
(3)强酸与强酸混合液的pH
(4)强碱与强碱混合液的pH
(5)强酸与强碱混合液的pH
①强酸与强碱正好完全反应，溶液呈中性，pH=7。
②酸过量：pH=－lg［c余(H+)］。
③碱过量：c(H+)=；最后求pH=－lg［c(H+)］。
(6)酸碱溶液用水稀释后的pH
①强酸、强碱的稀释：酸溶液中的c（H+）每稀释10n倍，pH增大n个单位，增大后不超过7，“酸仍是酸”。
碱溶液中的c（OH-）每稀释10n倍，pH减小n个单位，减小后不小于7，“碱仍是碱”。
②弱酸、弱碱的稀释：一元弱酸溶液每稀释10n倍，pH的增大小于n个单位。
一元弱碱溶液每稀释10n倍，pH的减小也将小于n个单位。
注意：极稀的溶液中的计算要考虑到水电离产生的H+或OH-。
问题探究
问题1：已知：弱电解质的电离度的表达式为：α=×100%，请运用数据验证法和理论分析法说明向水中加入酸、碱对水的电离程度有何影响。
探究：（1）数据验证法
25 ℃的纯水中，c（H+）=c（OH-）=1×10-7 mol·L-1，均是由水电离产生的，则：
α纯水=×100%=1.8×10-7%
而在25 ℃时pH=2的盐酸中，c（H+）=1×10-2 mol ·L-1，c（OH-）=1×10-12 mol ·L-1，需要明确的是：在此溶液中由水电离出的H+应为：c（H+）=c（OH-）=1×10-12 mol ·L-1，而不是盐酸电离出的1×10-2 mol ·L-1，故此时：α水=×100%=1.8×10-12%，
显然变小了。同样的，25 ℃pH=12的NaOH溶液中水电离产生c（OH-）=c（H+）=1×10-12 mol ·L-1。
因此向水中加入酸、碱时，水的电离程度变小。
（2）理论分析法
在水的电离平衡体系中存在平衡 H2OH++OH-，当向其中加入酸时，会使得溶液中的c（H+）增大，水的电离平衡 H2OH++OH-左移，水的电离程度减小；同理，当向其中加入碱时，会使得溶液中的c（OH-）增大，水的电离平衡H2OH++OH-也会左移，水的电离程度也会减小。
问题2：某酸HA不知是否是弱酸，欲用实验的方法确定HA是弱电解质。如何设计实验方案？
探究：方案一：①称取一定质量的HA配制0.1 mol·L-1的溶液100 mL；
②用pH试纸测出该溶液的pH，即可证明HA是弱电解质。
如果是强酸的话，由于在溶液中完全电离，所以0.1 mol ·L-1的HA溶液的c(H+)=0.1 mol ·L-1，pH=1；如果是弱酸的话，由于弱酸不完全电离，所以溶液的pH肯定大于1。
方案二：①用已知物质的量浓度的HA溶液、盐酸，分别配制pH=1的两种酸溶液各100 mL；
②分别取这两种溶液各10 mL，加水稀释为100 mL；
③各取相同体积的两种稀释液装入两支试管，同时加入纯度相同的锌粒，观察现象，即可证明HA是弱电解质。
先配制pH相同的强酸和弱酸溶液，然后将两种酸稀释相同的倍数，因为稀释时弱酸能够继续电离，会使稀释以后的两种溶液的氢离子浓度不等，在与锌反应时，必然会出现下列什么现象：
①装HCl的试管中放出的H2速率慢；
②装HA的试管中放出的H2速率快。
此方案从原理上是可行的。其中有时放出的H2速率难以观察。
典题精讲
【例1】 下列四种溶液中，由水电离生成的氢离子浓度之比①∶②∶③∶④是( )
①pH=0的盐酸 ②0.1 mol ·L-1的盐酸 ③0.01 mol ·L-1的NaOH溶液 ④pH=14的NaOH溶液
A.1∶10∶100∶1 B.1∶10-1∶10-12∶10-14
C.14∶13∶12∶14 D.14∶13∶2∶1
思路解析：此题未指明温度，则按25 ℃时计算，KW=1×10-14。酸溶液中由水电离出的c(H+)等于该溶液中的c(OH-)，所以，①c(H+)=1 mol ·L-1，由水电离出的c(H+)与溶液中c(OH-)相等，等于10-4 mol ·L-1；②c(H+)=0.1 mol ·L-1，则由水电离出的c(H+)=10-13 mol ·L-1。碱溶液中由水电离出的c(H+)等于该溶液中的c(H+)，所以，③c(OH-)=0.01 mol ·L-1，由水电离出的c(H+)=10-12 mol ·L-1，④由水电离出的c(H+)=10-14 mol ·L-1。即四种溶液中由水电离出的c(H+)之比为10-14∶10-13∶10-12∶10-14=1∶10∶100∶1。
答案：A
【例2】 常温下等体积混合0.1 mol ·L-1的盐酸和0.06 mol ·L-1的Ba(OH)2溶液后，溶液的pH等于（ ）
A.2.0 B.12.3 C.1.7 D.12.0
思路解析：该题是酸碱混合的计算，首先要判断哪种物质过量，盐酸溶液的c(H+)=0.1 mol ·L-1，Ba(OH)2溶液中c(OH-)=0.06 mol ·L-10×2=0.12 mol ·L-1，故碱过量，又因是等体积混合，故可以求出混合液中c(OH-)。
c（OH-）==0.01 mol
c(H+)mol·L-1=1×10-12 mol·L-1
pH=-lg[c（H+）]=-lg 10-12=12
答案：D
【例3】 有一学生在实验室测某溶液的pH，实验时，他先用蒸馏水润湿pH试纸，然后用洁净的玻璃棒蘸取试样进行检测。试回答：
(1)该生的操作方法是否正确
(2)如不正确请说明理由，并分析是否一定有误差产生。
(3)若用此法分别测定c(H+)相等的H2SO4和H3PO4溶液的pH，结果会怎样
思路解析：(1)pH试纸用于测定溶液的pH，不能将其润湿，否则，测得的是稀释后溶液的pH，引起误差。
(2)pH试纸润湿是否会引起测定误差，关键是取决于待测溶液的性质，若待测液为中性溶液，润湿后c(H+)不变，不会引起误差；若待测液为碱溶液或酸溶液，由于润湿会引起c(OH-)或c(H+)变化，从而引起pH变化，测定会有误差。
(3)由于在稀释过程中，H3PO4继续电离产生H+，使得该溶液中c(H+)较H2SO4溶液中的c(H+)大，故测H3PO4的pH较H2SO4小。
答案：(1)不正确。
(2)若溶液不显中性，则H+或OH-被稀释，测出的值不为原溶液的pH；不一定有误差，当溶液为中性时则不产生误差。
(3)测得H3PO4的pH较H2SO4小。
知识导学
学习本部分内容，可首先回顾前面学习的知识，复习什么是电解质，什么是强、弱电解质，电离平衡及特点，电离平衡常数等相关知识。
水是极弱的电解质，根据已掌握的知识写出水的电离方程式以及电离平衡常数表达式。
注意：KW反映了溶液中c（H+）和c（OH-）相互依存的关系，任何水溶液中都同时存在着H+和OH-，而KW=c（H+）·c（OH-）中的c（H+）、c（OH-）是指总浓度，包括水电离出的H+和OH-，也包括酸、碱电离出的H+和OH-。在酸溶液中的c（H+）主要是由酸电离出来的，在碱溶液中的c（OH-）主要是由碱电离出来的。在计算中如果酸碱浓度大，水电离出来的c水（H+）或c水（OH-）可忽略不计，但不论是酸溶液还是碱溶液，水电离出的c水（H+）=c水（OH-）。
对于溶液酸碱性的学习，可结合平衡移动原理来解释。只要是水溶液就存在H+和OH-，因其浓度大小不一样，从而显示不同的酸碱性。溶液呈酸性、碱性还是中性，应看c（H+）和c（OH-）的相对大小。
对于pH的学习，首先要弄清什么是pH，理解其表达式含义。为什么要采用pH，常见指示剂的变色范围，应如何计算等。
指示剂法测溶液的pH：
熟记常用酸碱性指示剂的变色范围和颜色变化，以便正确使用有关指示剂和正确判断溶液的酸碱性。
指示剂的颜色变化：
指示剂 变色范围的pH
石蕊：＜5红色 5.0—8.0紫色 ＞8.0蓝色
甲基橙：＜3.1红色 3.1—4.4橙色 ＞4.4黄色
酚酞：＜8.2无色 8.2—10.0浅红色 ＞10.0红色
疑难导析
首先要明确无论在酸性、中性还是在碱性溶液中是否都有H+和OH-，溶液中H+和OH-的大小与温度等因素是否有关。
还要清楚溶液呈酸性、碱性还是中性，能否单独看c（H+）或c（OH-）的绝对大小，能否看pH是比7大还是比7小。最可靠的判断依据是什么。在应用时要注意。
要弄清c（H+）与1×10-7 mol ·L-1是什么关系可决定溶液酸碱性；溶液酸碱性与pH的关系：c（H+）和c(OH-)的关系可决定溶液酸碱性。
还要弄清c（H+）的大小与溶液酸碱性的关系；c（OH-）的大小与溶液酸碱性的关系。
在pH的计算过程中要明确溶液pH的计算的关键，要理解计算公式：pH＝－lgc(H+)，无论是酸溶液还是碱溶液是否都要先求出溶液中的H+浓度然后再结合求溶液的pH，要注意溶液的温度是否只有在常温下KW才等于10-14。
要弄清对于酸溶液，在稀释或混合时是否要先根据溶液中的c（H+）的变化来计算；而对于碱溶液在稀释或混合时是否要先根据溶液中的c（OH-）的变化来计算。如pH=10的NaOH溶液加水稀释10倍后pH的计算，是否直接根据c（H+）计算，得出=11。这当然是不可能的，即“酸按酸，碱按碱”。
如果已知两种强酸或两种强碱的pH，要知道如下近似规律：
①两强酸等体积混合，是否有混合液pH=pH+0.3;
②两强碱等体积混合，是否有混合液pH=pH－0.3;
可简记为“等强相混弱点3”。
要明确酸与碱混合时的pH是否要看是酸过量还是碱过量，是否要根据参加反应的酸与碱的量的相对多少，判断出是哪一过量，然后再作计算“酸碱中和看过量”。
还要明确酸碱溶液用水稀释时是否要看稀释的倍数，是否要注意的是酸无论稀释多少倍都仍将是酸，碱无论稀释多少倍都仍将是碱。最终pH可接近于7但不可超过7，可记为“无限稀释7为限”。
综合以上，可得到如下口诀：
酸按酸，碱按碱，
等强相混弱点3。
酸碱中和看过量，
无限稀释7为限。
问题导思
对化学理论的学习时通常采用事实和理论相结合的方法。
向水中加入酸、碱对水的电离程度的影响可运用数据验证法和理论分析法说明。
要清楚数据验证法是否可用比较纯水、同浓度的盐酸和氢氧化钠溶液中水的电离程度来验证。
分别计算出25 ℃纯水、0.01 mol ·L-1的盐酸、NaOH溶液中水的电离程度即可得出酸、碱对水的电离程度的影响。
理论分析法应采用平衡移动原理推出在纯水中加酸、碱时，水的电离平衡的移动方向——逆向移动。
可见，无论加酸加碱都会使水的电离度变小。
要明确由于水的电离平衡的存在，酸溶液中是否仍有少量的OH-，碱溶液中是否仍有少量的H+，酸溶液中起决定作用的是否是H+，这就可看出计算时是否按c(H+)计算。
还要明确碱溶液中起决定作用是否是OH-，因此在碱溶液稀释或混合的计算中，是否要考虑到水电离产生的H+和OH-的影响，不能忽略。
在进行有关探究方案的设计时，要遵循简便、易行、现象明显等原则。
围绕某酸或某碱是否弱电解质的证明问题，可以出现多种方案：
可以从电离程度方面探究，看是否能完全电离，若不完全电离，则是弱电解质；这可以通过检测准确物质的量浓度的酸溶液或碱溶液的pH来判断。
可以从有无电离平衡方面入手，若有则是弱电解质；具体地说，可以有如下一些措施：
分析稀释前后离子浓度的变化，即是否存在电离平衡的移动，弱电解质在稀释的过程中会继续电离，电离平衡正向移动。
分析升温或降温对电离平衡的影响，因为弱电解质的电离程度会随着温度的升高而增大，溶液中离子浓度升高，这会从导电能力或pH等方面体现出来。
典题导考
绿色通道：解决此类题的关键是审准题目中由水电离生成的氢离子，弄清楚水溶液中的H+和OH-哪一部分是水电离产生的，哪一部分是电解质电离提供的，在此基础上才能作出判断。
黑色陷阱：没有理解题目中所要求的氢离子是指哪一部分，而直接按溶液中现存的氢离子浓度来计算，而得错误答案B。
【典题变式1】 下列四种溶液中，表示水电离程度的关系正确的是( )
①pH=0的盐酸
②0.1 mol ·L-1的盐酸
③0.01 mol ·L-1的NaOH溶液
④pH=14的NaOH溶液
A.①=②=③=④ B.①>②>③>④
C.①<②<③<④ D.①=④<②<③
答案：D
绿色通道：酸与碱混合后的pH求算，应根据题目所提供的酸与碱的量的关系，判断出混合后溶液应呈酸性、碱性还是中性，但必须注意酸或碱的元数。
【典题变式2】1.x mL 0.5 mol ·L-1氢氧化钠溶液和y mL0.4 mol ·L-1硫酸相混合后，溶液的恰好pH=7，则x与y关系正确的是（ ）
A.x=y B. 5x=4y C.4x=5y D. 5x=8y
答案：D
2.常温下将V mL0.1 mol ·L-1的盐酸和0.06 mol ·L-1的Ba(OH)2溶液混合后，溶液的pH等于12.0，则所用的Ba(OH)2溶液的体积应是
（ ）
A.2VmL B.1.25VmL C.VmL D.0.6VmL
答案：C
绿色通道：用pH试纸测定某溶液的pH的注意点：①要用干燥的试纸，并放在洁净干燥的表面皿上；②要用洁净干燥的玻璃棒蘸取试样点在表面皿；③立即与标准比色卡相比较得出pH；④用普通pH试纸测得的pH只能是整数。
另外，需要明确：用酸碱指示剂如酚酞、石蕊、甲基橙等只能测量溶液大致呈酸性、碱性还是中性，而不能测得pH。
【典题变式3】 用pH试纸测定某无色溶液的pH时，规范的操作是（ ）
A.用pH试纸放入溶液中，观察其颜色变化，跟标准比色卡比较
B.将溶液倒在pH试纸上跟标准比色卡比较
C.用干燥的洁净玻璃棒蘸取溶液，滴在pH试纸上，跟标准比色卡比较
D.在试管内放入少量溶液，煮沸，把pH试纸放在管口，观察颜色，跟标准比色卡比较
答案：C
名师导航
知识梳理
1.水的电离
（1）水是一种_________的电解质，其电离方程式为_________，常温下纯水中c（H+）
__________mol ·L-1，c（OH-）=mol ·L-1。
影响水的电离平衡的因素主要有____________。
①温度：水的电离是__________的过程，温度升高会使水的电离平衡向____________（选填“左”“右”或“不移动”）。②浓度：加酸，水的电离平衡向____________（选填“左”“右”或“不移动”）加碱，水的电离平衡向____________（选填“左”“右”或“不移动”）。
可见，加酸加酸都会____________（选填“促进”“抑制”或“不影响”）水的电离。但水的离子积不变。
（2）水的离子积可表达为KW=___________。KW与化学平衡一样其变化只受_________的影响，随温度____________而增大，在25 ℃时，c（H+）=c（OH-）=________mol ·L-1,故此温度下KW=_________。升温，KW____________（选填“增大”“减小”或“不变”），如100 ℃：c（H+）=1×10-6 mol ·L-1,KW=____________；pH＝____________，此时溶液呈______性（选填“中性”“酸性”或“碱性”）。降温，KW将___________（选填“增大”“减小”或“不变”）。
2.溶液的酸碱性与pH
(1)在中性溶液中，c(H+)________c(OH-)（选填“＞”“＜”或“＝”，下同）。在酸性溶液中，c（H+）________c(OH-)。在碱性溶液中，c(H+)_________c(OH-)。纯水、稀溶液中的c(H+)与c(OH-)的乘积总是定值，且在常温下KW=1×10-14。
(2)pH是用来表示溶液酸碱性的____________的，其表达式为pH＝____________。常温下pH=7的溶液为中性，pH越小，酸性_________，pH越大，碱性____________。pH的适用范围为____________。若已知溶液的pH，则溶液的c(H+)、c(OH-)用含pH的代数式表示为：
c(H+)=____________，c(OH-)=____________。
(3)溶液pH的测定方法有_____________________法、__________________法、pH计法。
用pH试纸测定溶液的pH的方法是_______________________________________________。
3.pH的应用
pH的测定和控制在________________________等方面都很重要。
疑难突破
1.怎样判断溶液酸碱性？
剖析：溶液呈酸性、碱性还是中性，应看c（H+）和c（OH-）的相对大小，判断溶液酸碱性的依据主要有三点。
依据1 在25 ℃时的溶液中：
c（H+）>1×10-7 mol ·L-1酸性
c（H+）=1×10-7 mol ·L-1中性
c（H+）<1×10-7 mol ·L-1碱性
常温下，c（H+）>10-7 mol ·L-1呈酸性，且c（H+）越大，酸性越强；c（OH-）越大，碱性越强。
依据2 在25 ℃时的溶液中：
pH<7 酸性
pH=7 中性
pH>7 碱性
依据3 在任意温度下的溶液中：
c（H+）>c(OH-) 酸性
c（H+）=c(OH-) 中性
c（H+）
剖析：(1)强酸、强碱溶液的pH
强酸：c（酸）c（H+）pH
强碱：c（碱）c（OH-）c（H+）pH
(2)弱酸、弱碱溶液的pH
弱酸：c（酸）c（H+）pH
弱碱：c（碱）c（OH-）c（H+）pH
(3)强酸与强酸混合液的pH
(4)强碱与强碱混合液的pH
(5)强酸与强碱混合液的pH
①强酸与强碱正好完全反应，溶液呈中性，pH=7。
②酸过量：pH=－lg［c余(H+)］。
③碱过量：c(H+)=；最后求pH=－lg［c(H+)］。
(6)酸碱溶液用水稀释后的pH
①强酸、强碱的稀释：酸溶液中的c（H+）每稀释10n倍，pH增大n个单位，增大后不超过7，“酸仍是酸”。
碱溶液中的c（OH-）每稀释10n倍，pH减小n个单位，减小后不小于7，“碱仍是碱”。
②弱酸、弱碱的稀释：一元弱酸溶液每稀释10n倍，pH的增大小于n个单位。
一元弱碱溶液每稀释10n倍，pH的减小也将小于n个单位。
注意：极稀的溶液中的计算要考虑到水电离产生的H+或OH-。
问题探究
问题1：已知：弱电解质的电离度的表达式为：α=×100%，请运用数据验证法和理论分析法说明向水中加入酸、碱对水的电离程度有何影响。
探究：（1）数据验证法
25 ℃的纯水中，c（H+）=c（OH-）=1×10-7 mol·L-1，均是由水电离产生的，则：
α纯水=×100%=1.8×10-7%
而在25 ℃时pH=2的盐酸中，c（H+）=1×10-2 mol ·L-1，c（OH-）=1×10-12 mol ·L-1，需要明确的是：在此溶液中由水电离出的H+应为：c（H+）=c（OH-）=1×10-12 mol ·L-1，而不是盐酸电离出的1×10-2 mol ·L-1，故此时：α水=×100%=1.8×10-12%，
显然变小了。同样的，25 ℃pH=12的NaOH溶液中水电离产生c（OH-）=c（H+）=1×10-12 mol ·L-1。
因此向水中加入酸、碱时，水的电离程度变小。
（2）理论分析法
在水的电离平衡体系中存在平衡 H2OH++OH-，当向其中加入酸时，会使得溶液中的c（H+）增大，水的电离平衡 H2OH++OH-左移，水的电离程度减小；同理，当向其中加入碱时，会使得溶液中的c（OH-）增大，水的电离平衡H2OH++OH-也会左移，水的电离程度也会减小。
问题2：某酸HA不知是否是弱酸，欲用实验的方法确定HA是弱电解质。如何设计实验方案？
探究：方案一：①称取一定质量的HA配制0.1 mol·L-1的溶液100 mL；
②用pH试纸测出该溶液的pH，即可证明HA是弱电解质。
如果是强酸的话，由于在溶液中完全电离，所以0.1 mol ·L-1的HA溶液的c(H+)=0.1 mol ·L-1，pH=1；如果是弱酸的话，由于弱酸不完全电离，所以溶液的pH肯定大于1。
方案二：①用已知物质的量浓度的HA溶液、盐酸，分别配制pH=1的两种酸溶液各100 mL；
②分别取这两种溶液各10 mL，加水稀释为100 mL；
③各取相同体积的两种稀释液装入两支试管，同时加入纯度相同的锌粒，观察现象，即可证明HA是弱电解质。
先配制pH相同的强酸和弱酸溶液，然后将两种酸稀释相同的倍数，因为稀释时弱酸能够继续电离，会使稀释以后的两种溶液的氢离子浓度不等，在与锌反应时，必然会出现下列什么现象：
①装HCl的试管中放出的H2速率慢；
②装HA的试管中放出的H2速率快。
此方案从原理上是可行的。其中有时放出的H2速率难以观察。
典题精讲
【例1】 下列四种溶液中，由水电离生成的氢离子浓度之比①∶②∶③∶④是( )
①pH=0的盐酸 ②0.1 mol ·L-1的盐酸 ③0.01 mol ·L-1的NaOH溶液 ④pH=14的NaOH溶液
A.1∶10∶100∶1 B.1∶10-1∶10-12∶10-14
C.14∶13∶12∶14 D.14∶13∶2∶1
思路解析：此题未指明温度，则按25 ℃时计算，KW=1×10-14。酸溶液中由水电离出的c(H+)等于该溶液中的c(OH-)，所以，①c(H+)=1 mol ·L-1，由水电离出的c(H+)与溶液中c(OH-)相等，等于10-4 mol ·L-1；②c(H+)=0.1 mol ·L-1，则由水电离出的c(H+)=10-13 mol ·L-1。碱溶液中由水电离出的c(H+)等于该溶液中的c(H+)，所以，③c(OH-)=0.01 mol ·L-1，由水电离出的c(H+)=10-12 mol ·L-1，④由水电离出的c(H+)=10-14 mol ·L-1。即四种溶液中由水电离出的c(H+)之比为10-14∶10-13∶10-12∶10-14=1∶10∶100∶1。
答案：A
【例2】 常温下等体积混合0.1 mol ·L-1的盐酸和0.06 mol ·L-1的Ba(OH)2溶液后，溶液的pH等于（ ）
A.2.0 B.12.3 C.1.7 D.12.0
思路解析：该题是酸碱混合的计算，首先要判断哪种物质过量，盐酸溶液的c(H+)=0.1 mol ·L-1，Ba(OH)2溶液中c(OH-)=0.06 mol ·L-10×2=0.12 mol ·L-1，故碱过量，又因是等体积混合，故可以求出混合液中c(OH-)。
c（OH-）==0.01 mol
c(H+)mol·L-1=1×10-12 mol·L-1
pH=-lg[c（H+）]=-lg 10-12=12
答案：D
【例3】 有一学生在实验室测某溶液的pH，实验时，他先用蒸馏水润湿pH试纸，然后用洁净的玻璃棒蘸取试样进行检测。试回答：
(1)该生的操作方法是否正确
(2)如不正确请说明理由，并分析是否一定有误差产生。
(3)若用此法分别测定c(H+)相等的H2SO4和H3PO4溶液的pH，结果会怎样
思路解析：(1)pH试纸用于测定溶液的pH，不能将其润湿，否则，测得的是稀释后溶液的pH，引起误差。
(2)pH试纸润湿是否会引起测定误差，关键是取决于待测溶液的性质，若待测液为中性溶液，润湿后c(H+)不变，不会引起误差；若待测液为碱溶液或酸溶液，由于润湿会引起c(OH-)或c(H+)变化，从而引起pH变化，测定会有误差。
(3)由于在稀释过程中，H3PO4继续电离产生H+，使得该溶液中c(H+)较H2SO4溶液中的c(H+)大，故测H3PO4的pH较H2SO4小。
答案：(1)不正确。
(2)若溶液不显中性，则H+或OH-被稀释，测出的值不为原溶液的pH；不一定有误差，当溶液为中性时则不产生误差。
(3)测得H3PO4的pH较H2SO4小。
知识导学
学习本部分内容，可首先回顾前面学习的知识，复习什么是电解质，什么是强、弱电解质，电离平衡及特点，电离平衡常数等相关知识。
水是极弱的电解质，根据已掌握的知识写出水的电离方程式以及电离平衡常数表达式。
注意：KW反映了溶液中c（H+）和c（OH-）相互依存的关系，任何水溶液中都同时存在着H+和OH-，而KW=c（H+）·c（OH-）中的c（H+）、c（OH-）是指总浓度，包括水电离出的H+和OH-，也包括酸、碱电离出的H+和OH-。在酸溶液中的c（H+）主要是由酸电离出来的，在碱溶液中的c（OH-）主要是由碱电离出来的。在计算中如果酸碱浓度大，水电离出来的c水（H+）或c水（OH-）可忽略不计，但不论是酸溶液还是碱溶液，水电离出的c水（H+）=c水（OH-）。
对于溶液酸碱性的学习，可结合平衡移动原理来解释。只要是水溶液就存在H+和OH-，因其浓度大小不一样，从而显示不同的酸碱性。溶液呈酸性、碱性还是中性，应看c（H+）和c（OH-）的相对大小。
对于pH的学习，首先要弄清什么是pH，理解其表达式含义。为什么要采用pH，常见指示剂的变色范围，应如何计算等。
指示剂法测溶液的pH：
熟记常用酸碱性指示剂的变色范围和颜色变化，以便正确使用有关指示剂和正确判断溶液的酸碱性。
指示剂的颜色变化：
指示剂 变色范围的pH
石蕊：＜5红色 5.0—8.0紫色 ＞8.0蓝色
甲基橙：＜3.1红色 3.1—4.4橙色 ＞4.4黄色
酚酞：＜8.2无色 8.2—10.0浅红色 ＞10.0红色
疑难导析
首先要明确无论在酸性、中性还是在碱性溶液中是否都有H+和OH-，溶液中H+和OH-的大小与温度等因素是否有关。
还要清楚溶液呈酸性、碱性还是中性，能否单独看c（H+）或c（OH-）的绝对大小，能否看pH是比7大还是比7小。最可靠的判断依据是什么。在应用时要注意。
要弄清c（H+）与1×10-7 mol ·L-1是什么关系可决定溶液酸碱性；溶液酸碱性与pH的关系：c（H+）和c(OH-)的关系可决定溶液酸碱性。
还要弄清c（H+）的大小与溶液酸碱性的关系；c（OH-）的大小与溶液酸碱性的关系。
在pH的计算过程中要明确溶液pH的计算的关键，要理解计算公式：pH＝－lgc(H+)，无论是酸溶液还是碱溶液是否都要先求出溶液中的H+浓度然后再结合求溶液的pH，要注意溶液的温度是否只有在常温下KW才等于10-14。
要弄清对于酸溶液，在稀释或混合时是否要先根据溶液中的c（H+）的变化来计算；而对于碱溶液在稀释或混合时是否要先根据溶液中的c（OH-）的变化来计算。如pH=10的NaOH溶液加水稀释10倍后pH的计算，是否直接根据c（H+）计算，得出=11。这当然是不可能的，即“酸按酸，碱按碱”。
如果已知两种强酸或两种强碱的pH，要知道如下近似规律：
①两强酸等体积混合，是否有混合液pH=pH+0.3;
②两强碱等体积混合，是否有混合液pH=pH－0.3;
可简记为“等强相混弱点3”。
要明确酸与碱混合时的pH是否要看是酸过量还是碱过量，是否要根据参加反应的酸与碱的量的相对多少，判断出是哪一过量，然后再作计算“酸碱中和看过量”。
还要明确酸碱溶液用水稀释时是否要看稀释的倍数，是否要注意的是酸无论稀释多少倍都仍将是酸，碱无论稀释多少倍都仍将是碱。最终pH可接近于7但不可超过7，可记为“无限稀释7为限”。
综合以上，可得到如下口诀：
酸按酸，碱按碱，
等强相混弱点3。
酸碱中和看过量，
无限稀释7为限。
问题导思
对化学理论的学习时通常采用事实和理论相结合的方法。
向水中加入酸、碱对水的电离程度的影响可运用数据验证法和理论分析法说明。
要清楚数据验证法是否可用比较纯水、同浓度的盐酸和氢氧化钠溶液中水的电离程度来验证。
分别计算出25 ℃纯水、0.01 mol ·L-1的盐酸、NaOH溶液中水的电离程度即可得出酸、碱对水的电离程度的影响。
理论分析法应采用平衡移动原理推出在纯水中加酸、碱时，水的电离平衡的移动方向——逆向移动。
可见，无论加酸加碱都会使水的电离度变小。
要明确由于水的电离平衡的存在，酸溶液中是否仍有少量的OH-，碱溶液中是否仍有少量的H+，酸溶液中起决定作用的是否是H+，这就可看出计算时是否按c(H+)计算。
还要明确碱溶液中起决定作用是否是OH-，因此在碱溶液稀释或混合的计算中，是否要考虑到水电离产生的H+和OH-的影响，不能忽略。
在进行有关探究方案的设计时，要遵循简便、易行、现象明显等原则。
围绕某酸或某碱是否弱电解质的证明问题，可以出现多种方案：
可以从电离程度方面探究，看是否能完全电离，若不完全电离，则是弱电解质；这可以通过检测准确物质的量浓度的酸溶液或碱溶液的pH来判断。
可以从有无电离平衡方面入手，若有则是弱电解质；具体地说，可以有如下一些措施：
分析稀释前后离子浓度的变化，即是否存在电离平衡的移动，弱电解质在稀释的过程中会继续电离，电离平衡正向移动。
分析升温或降温对电离平衡的影响，因为弱电解质的电离程度会随着温度的升高而增大，溶液中离子浓度升高，这会从导电能力或pH等方面体现出来。
典题导考
绿色通道：解决此类题的关键是审准题目中由水电离生成的氢离子，弄清楚水溶液中的H+和OH-哪一部分是水电离产生的，哪一部分是电解质电离提供的，在此基础上才能作出判断。
黑色陷阱：没有理解题目中所要求的氢离子是指哪一部分，而直接按溶液中现存的氢离子浓度来计算，而得错误答案B。
【典题变式1】 下列四种溶液中，表示水电离程度的关系正确的是( )
①pH=0的盐酸
②0.1 mol ·L-1的盐酸
③0.01 mol ·L-1的NaOH溶液
④pH=14的NaOH溶液
A.①=②=③=④ B.①>②>③>④
C.①<②<③<④ D.①=④<②<③
答案：D
绿色通道：酸与碱混合后的pH求算，应根据题目所提供的酸与碱的量的关系，判断出混合后溶液应呈酸性、碱性还是中性，但必须注意酸或碱的元数。
【典题变式2】1.x mL 0.5 mol ·L-1氢氧化钠溶液和y mL0.4 mol ·L-1硫酸相混合后，溶液的恰好pH=7，则x与y关系正确的是（ ）
A.x=y B. 5x=4y C.4x=5y D. 5x=8y
答案：D
2.常温下将V mL0.1 mol ·L-1的盐酸和0.06 mol ·L-1的Ba(OH)2溶液混合后，溶液的pH等于12.0，则所用的Ba(OH)2溶液的体积应是
（ ）
A.2VmL B.1.25VmL C.VmL D.0.6VmL
答案：C
绿色通道：用pH试纸测定某溶液的pH的注意点：①要用干燥的试纸，并放在洁净干燥的表面皿上；②要用洁净干燥的玻璃棒蘸取试样点在表面皿；③立即与标准比色卡相比较得出pH；④用普通pH试纸测得的pH只能是整数。
另外，需要明确：用酸碱指示剂如酚酞、石蕊、甲基橙等只能测量溶液大致呈酸性、碱性还是中性，而不能测得pH。
【典题变式3】 用pH试纸测定某无色溶液的pH时，规范的操作是（ ）
A.用pH试纸放入溶液中，观察其颜色变化，跟标准比色卡比较
B.将溶液倒在pH试纸上跟标准比色卡比较
C.用干燥的洁净玻璃棒蘸取溶液，滴在pH试纸上，跟标准比色卡比较
D.在试管内放入少量溶液，煮沸，把pH试纸放在管口，观察颜色，跟标准比色卡比较
答案：C