《水的电离和溶液的PH》复习学案

-1-《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+H2OH3O++OH—简写为：H2OH++OH—实验测定：25℃纯水中C(H＋)=C(OH－)=1710mol/L100℃C(H＋)=C(OH－)=1610mol/L2．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/LB．0.1×10－7mol/LC．714104.2100.1mol/LD．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/LB．1.0×10－6mol/LC．1.0×10－2mol/LD．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PHC(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-2-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，pH14。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-)KwPH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-3-〖练习〗求室温时的PH(1)0.1mol/LH2SO4(2)0.0005mol/LCa(OH)22．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+]=IIIIIIVVHnHn)()((2)碱I+碱II[OH-]=IIIIIIVVOHnOHn)()(（3）酸I+碱II（3）酸I+碱II完全中和：[H+]=[OH-]=1710mol/L酸过量：[H+]=IIIIIIVVOHnHn)()(碱过量：[OH-]=IIIIIIVVHnOHn)()(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/L①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pH8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.Lmol)101101(21108B.Lmol)101101(108C.Lmol)105101(514D.Lmol10102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、11:1B、9:1C、1:11D、1:95、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8B、等于7C、接近7又小于7D、大于7而小于8-4-7、有PH相等的盐酸和醋酸（5pH），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=10NaOH混合pH≤7③pH=4H2SO4与pH=10某碱混合pH≥7④0.01mol/LpH=2一元酸与0.1mol/LpH=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。