《水的电离和溶液的PH》复习学案.doc

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 ）=1 10 7 mol/L100C（H ）=C（OH ） = 1 10 6 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 K w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 ×107mol/L ，则 C（OH ）为（）A2.4 ×107mol/L B0.1 ×107mol/LC 1.0 10 14 mol/LD C（OH ）无法确定2.4 10 72水的电离过程为 H2O HOH ，不同温度下其离子积常数为kw（35） =2.1×1014。则下列叙述正确的是A C（H ）随温度升高而降低BC水的电离过程是吸热的D 3室温下，在 PH=12 的某溶液中，由水电离的 7A 1.0 ×107mol/LB 2C1.0 1×0 mol/LD （）35时， C（H ）C（OH ）25时的水的电离程度比35时的大C（OH ）为（）61.0 ×106mol/Lkw（25）=1.0 ×10141.0 1×0 12mol/L、溶液的 PH值 1溶液的 PH值（1）定义 pH =-lgc （H+）（2）PH适用范围 稀溶液， 0C（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14 之间。室温时 完成下表）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：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。 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： pH 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。 pH 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。 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氯化铵解的盐碳酸钠小结 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/LH 2SO4(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定要先判断溶液酸碱性 碱性 先求 OH- 再根据 Kw求H + pHnI(H ) nII (H )nI(OH ) nII(OH )1)酸 I+酸 II H+ =VI VII(2)碱 I+碱 II OH- =VI VII3)酸 I+碱 II(3)酸 I+碱II 完全中和： H+ = OH- = 1 10 7 mol/LnI(H ) nII (OH )nI(OH ) nII (H )酸过量： H+=VI VII碱过量： OH- =VI VII3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 求此溶液的 pH用水稀释到原来体积的 100 倍 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+)=2.0107mol/L ，则此时 C(OH -)为多少？若温度不变，滴入稀H2SO4，使 C(H+)=5.0104mol/L ，则由水电离产生的 C(H +)为多少？3、常温下，将 pH 8 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( )B.(1 10 8 1 10 10 ) mol L1 (1 10 8 1 10 10 )molA. 2 L(1 10 14 5 10 5)molL2 10 10 mol L4、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、 1:95、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 7 D、大于 7 而小于 87、有 PH 相等的盐酸和醋酸（ pH 5 ），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 pH = 2 某酸与 pH = 12 某碱混合 pH 难定pH = 4 某酸与 pH = 10 NaOH 混合 pH7pH = 4 H 2SO4与pH = 10 某碱混合 pH70.01mol/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。