人教版选修四化学学案(第三章第二节水的电离和溶液酸碱性).doc

第二节 水的电离和溶液的酸碱性
学习目标
⒈了解水的电离平衡及其“离子积”
⒉了解溶液的酸碱性和pH的关系
。
第一课时

知识回顾

1. 在水溶液或熔化状态下能导电的 叫电解质，电解质可分为 和 。
2. 在水溶液中能 称为强电解质， 和绝大多数盐属于强电解质。在水溶液中 称为弱电解质，弱酸、弱碱属于 。
3. 电解质___________导电（如NaCl固体），导电的物质_________是电解质（如Fe、石墨等）。强电解质溶液的导电能力________强，在溶液的物质的量浓度相同的情况下，强电解质的导电能力与弱电解质溶液的导电能力相比，__________更强。
4. 下列物质是电解质的是（ ）
A. 硫酸溶液 B. 醋酸 C. 酒精 D. 铜
5. 下列电离方程式中正确的是（ ）
A. NH3·H2O==NH4++OH－ B. NaHCO3== Na++HCO3－
C. H2S2H++S2－ D. KClO3==K++Cl-+3O2－
6. 关于强弱电解质的导电性的正确说法是（ ）
A. 由离子浓度决定
B. 没有本质区别
C. 强电解质溶液导电能力强，弱电解质溶液导电能力弱；
D. 导电性强的溶液里自由移动的离子数目一定比导电性弱的溶液里自由移动的离子数目多
7. 下列关于弱电解质的说法中正确的是
A. 弱电解质需要通电才能发生电离
B. 磷酸溶液中只存在一种电离平衡H3PO4H++H2PO4－
C. H2SO4是共价化合物，所以它是弱电解质；NaOH是离子化合物，所以它是强电解质
D. 弱电解质溶液中，既有溶质分子，又有溶质电离出来的离子
新知要点

一、水的电离
[思考]水是不是电解质？它能电离吗？写出水的电离方程式.
1．水的电离：水是 电解质，发生 电离，电离过程
水的电离平衡常数的表达式为 　　
思考：实验测得，在室温下1L H2O（即 mol）中只有1×10-7 mol H2O电离，则室温下C(H+)和C(OH-)分别为多少? 纯水中水的电离度α(H2O)= 。
2．水的离子积
水的离子积：KW= 。
注：(1)一定温度时，KW是个常数，KW只与 有关， 越高KW越 。
25℃时，KW= ，100℃时，KW=10-12。
(2)KW不仅适用于纯水，也适用于酸、碱、盐的稀溶液。 任何水溶液中，由水所电离而生成的C(H+) C(OH-)。
二、溶液的酸碱性和pH
1．影响水的电离平衡的因素
　（1）温度：温度升高，水的电离度 ，水的电离平衡向 方向移动，C(H+)和C(OH-) ，KW 。
　（2）溶液的酸、碱度：改变溶液的酸、碱度均可使水的电离平衡发生移动。
讨论：改变下列条件水的电离平衡是否移动？向哪个方向移动？水的离子积常数是否改变？是增大还是减小？
①升高温度 ②加入NaCl ③加入NaOH ④加入HCl
练习：①在0.01mol/LHCl溶液中, C(OH-)= ， C(H+)= ，
由水电离出的H+浓度= ，由水电离出的OH-浓度= 。,
②在0.01mol/LNaOH溶液中，C(OH-)= ，C(H+)= ，
由水电离出的H+浓度= ，由水电离出的OH-浓度= 。
③在0.01mol/LNaCl溶液中， C(OH-)= ，C(H+)= ，
由水电离出的H+浓度= ，由水电离出的OH-浓度= 。
小结：（1）升高温度，促进水的电离KW增大
　 （2）酸、碱抑制水的电离
2．溶液的酸碱性
溶液的酸碱性 常温（25℃）
中性溶液：C(H+) C(OH-) C(H+) 1×10- 7mol/L
酸性溶液：C(H+) C(OH-) C(H+) 1×10-7mol/L
碱性溶液：C(H+) C(OH-) C(H+) 1×10- 7mol/L
二、溶液的酸碱性和pH
⒈定义：PH= ，广泛pH的范围为0～14。
注意：当溶液中[H+]或[OH-]大于1mol/L时，不用pH表示溶液的酸碱性。
⒉意义：
溶液的酸碱性 常温（25℃）
中性溶液：C(H+) C(OH-) C(H+) 1×10- 7mol/L pH 7
酸性溶液：C(H+) C(OH-) C(H+) 1×10-7mol/L pH 7
碱性溶液：C(H+) C(OH-) C(H+) 1×10-7mol/L pH 7
课堂检测

1．pH=2的强酸溶液，加水稀释，若溶液体积扩大10倍，则C(H+)或C(OH-)的变化（　 ）
A、C(H+)和C(OH-)都减少　　B、C(H+)增大 C、C(OH-)增大　　　D、C(H+)减小
2．向纯水中加入少量的KHSO4固体（温度不变），则溶液的 （　 ）
A、pH值升高　　B、C(H+)和C(OH-)的乘积增大 C、酸性增强　D、OH-离子浓度减小
3．100℃时，KW=1×10-12，对纯水的叙述正确的是 （　 ）
　A、pH=6显弱酸性　　　　　　　B、C(H+)=10-6mol/L，溶液为中性
　C、KW是常温时的10-2倍　　　　D、温度不变冲稀10倍pH=7
归纳总结

pH与溶液酸碱性的关系(25℃时)
pH
溶液的酸碱性
pH<7
溶液呈 性，pH越小，溶液的酸性
pH=7
溶液呈 性
pH>7
溶液呈 性，pH越大，溶液的碱性

第二节 水的电离和溶液的酸碱性
学习目标
1掌握有关溶液ｐＨ值的简单计算
2了解常用的酸碱指示剂

第二课时

知识回顾

练习题：
1. 常温时，水的离子积为Kw，当温度升高时，水的Kw___________。
2. 溶液呈酸碱性的本质是________________________。
3. 向纯水中加入金属钠时，平衡向___________移动，c（H＋）__________。
4. 某温度下，纯水中的c（H+）=2.0×10-7 mol/L，则此时溶液中的c（OH-）= mol/L。
5. 下列关于水的离子积常数的叙述中，正确的是( )
A. 因为水的离子积常数的表达式是KW=c（H+）c（OH-），所以KW随溶液c（H+）与c（OH-）的变化而变化；
B. 水的离子积常数KW 与水的电离平衡常数K是同一物理量；
C. 水的离子积常数仅仅与温度有关，随温度的变化而变化；
D. 水的离子积常数KW 与水的电离平衡常数K是两个没有任何关系的物理量；
6. 液氨与水的电离相似，存在着微弱的电离：2NH3≒NH4++NH2-。对该体系的说法中错误的是( )
A. 一定温度下，液氨中c（NH4+）与c（NH2-）的乘积为一常数；
B. 液氨的电离达到平衡时，c（NH3）=c（NH2-）=c（NH4+）；
C. 只要不加入其他物质，液氨中c（NH4+）总是与c（NH2-）相等；
D. 液氨中含有NH3、NH4+和NH2-等微粒。
7. 在6份0.01mol/L氨水中分别加入下列各物质：A．浓氨水B．纯水 C．少量K2CO3；D．少量H2SO4；E．少量NaOH固体；F．少量Al2(SO4)3固体；
（1）能使c（OH-）减小、c（NH4+）增大的是____ 。
（2）能使c（OH-）增大、c（NH4+）减小的是___ ____。
（3）能使c（OH-）和c（NH4+）都增大的是_____ ____。
（4）能使c（OH-）和c（NH4+）都减小的是____ _____。新知要点

一 溶液PH的测定方法
（1）酸碱指示剂法
　说明：常用的酸碱指示剂有石蕊、甲基橙、酚酞试液。
　　　　　　　　　　　　常用酸碱指示剂的ｐＨ变色范围
指示剂
　　　　变色范围的ｐＨ
石蕊
<５红色
5－8紫色
>8蓝色
甲基橙
<3.1红色
3.1－4.4橙色
>4.4黄色
酚酞
<8无色
8－10浅红色
>10红色
（2）ｐＨ试纸法
使用方法：
（3）PH计法
二 PH的应用
阅读教材P49-50
三 有关pH的计算
（一）单一溶液的PH计算
1、分别求0.05mol/LH2SO4溶液和0.05mol/L Ba(OH)2溶液的PH值。

2、已知常温下浓度为0.01mol/L的CH3COOH溶液的电离度为1%，求该溶液的PH值。

（二）酸碱混合溶液的PH计算
3、将PH=2的H2SO4溶液与PH=4的H2SO4溶液等体积混合后,求溶液的PH值。

4、将PH=8的NaOH溶液与PH=10的NaOH溶液等体积混合后,求溶液的PH值。

5、常温下PH=4的HCl和PH=10的NaOH分别按体积比为1：1，11：9，9：11混合，分别求三种情况下溶液的PH值。

（三）酸、碱加水稀释后溶液的PH值
6、常温下，将PH=1的H2SO4溶液和PH=13的NaOH溶液分别稀释1000倍，求所得溶液的PH值。

思考：若在常温下，将PH=1的CH3COOH溶液和PH=13的NH3·H2O溶液分别稀释1000倍，则所得溶液的PH值在什么范围之内。

课堂检测

1. 溶液的pH是指用c（H+）的负常用对数来表示溶液的酸碱性强弱，即为____________________________________
2. 溶液的酸性时，c（H+）_________c（OH－）（填“大于”、“小于”或“=”）
3. pH的表示意义：表示溶液酸碱性的强弱，pH越小，___________。
4. 下列物质pH大于7的是（ ）
A. 食醋 B. 胃酸 C. 桔子 D. 海水
5. 常温下，0.1mol/L某一元弱碱的电离度为1％，此时该碱溶液的pH为（ ）
A. 3 B. 10 C. 11 D. 13
6. 用pH试纸测定某无色溶液的pH值时，规范的操作是（ ）
A. 将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
7. pH=13的强碱溶液pH=2的强酸溶液混合，所得混合液的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
8．求下列溶液混合后的pH：
(1) 把pH＝2和pH=4的两种强酸溶液等体积混合，其pH＝ 。
(2) 把pH＝12和pH＝14的两种强碱溶液等体积混合，其pH= 。
(3) 把pH＝5的H2SO4溶液和pH＝8的NaOH溶液等体积混合，其pH＝ 。
9．室温时，将PH=5的H2SO4溶液稀释10倍，则C（H+）：C（SO42-）= ；
若再将稀释后的溶液再稀释100倍,则C（H+）：C（SO42-）= 。
C(OH-)
10．20mL0.01mol／LKOH溶液的pH为 ；30mL0.005mol／LH2SO4溶液的pH为 ；两溶液混合后，溶液的pH为 。
11．设水的电离平衡线如右图所示。
（1）若以A点表示25°时水在电离平衡时的粒子浓度，当温
度升高到100°时，水的电离平衡状态到B点，则此时水的离子 10-6
积从_________增加到____________； 10-7
（2）将PH=8的Ba(OH)2溶液与PH=5的稀盐酸混合，并保持
10-7 10-6 C(H+)
在100°的恒温，欲使混合溶液的PH=7，则Ba(OH)2溶液和盐
酸的体积比为__________ 。

归纳总结

一 强酸、强碱溶液混合时pH的计算
c（OH－）混［或c（H+）混］=c（H+）混V酸－c（OH－）混V碱/V酸+V碱，分式上为绝对值

混合物质
两种溶液pH关系
等体积混合后溶液pH
A、B均为强酸
pHA<pHB（pH相差两个单位以上）
pHA+0.3
A、B均为强碱
pHA<pHB（pH相差两个单位以上）
pHB－0.3
A是强酸、B是强碱
pHA+pHB=14
7
pHA+pHB<14(酸剩余)
若pHA+pHB≤12则pHA+0.3
pHA+pHB>14(碱剩余)
若pHA+pHB≥16则pHB－0.3
二、稀释的简单估算
1. 强酸 pH=a，加水稀释10n倍，则pH=a+n
2. 弱酸 pH=a，加水稀释10n倍，则pH<a+n
3. 强碱 pH=b，加水稀释10n倍，则pH=b-n
4. 弱碱 pH=b，加水稀释10n倍，则pH>b-n

附：
解读中和滴定
一、中和滴定的原理
1. 定义：用已知浓度的酸或碱来测定未知浓度的碱或酸的实验方法。
2. 原理：在酸碱中和反应中，使用一种已知物质的量浓度的酸或碱溶液跟未知浓度的碱或酸溶液完全中和，测出二者所用的体积，根据化学方程式中酸和碱完全中和时的物质的量的比值，从而求得求知浓度的碱或酸溶液的物质的量浓度。

C(B)==
3. 关键点：(1) 准确地测定两种溶液的体积
(2) 准确地判断滴定终点
酸碱中和滴定的关键有两个：其一是要准确测定出参加中和反应的酸、碱溶液的体积，这需要选用精确度较高的实验仪器，并正确使用，其二是要准确判断中和反应是否恰好完全反应，这需要选用适当的酸碱指示剂，并通过颜色变化来准确判断
中和情况
指示剂
变色情况
强碱滴定酸
酚酞
无色—粉红色
酸滴定强碱
粉红色—无色
碱滴定强酸
甲基橙
红色—橙色
强酸滴定碱
黄色—红色
4. 酸碱指示剂的选择
酸碱恰好完全中和的时刻叫滴定终点，为准确判定滴定终点，须选用变色明显，变色范围的pH与恰好中和时的pH吻合的酸碱指示剂。通常是甲基橙或酚酞指示剂而不能选用石蕊试液。指示剂的用量一般是2-3滴。当指示剂刚好变色，并在半分钟内不褪色，即认为已达到滴定终点。
二、实验仪器
1、滴定管的结构
酸式滴定管有一玻璃活塞，因碱溶液与玻璃反应生成硅酸盐，是一种矿物胶，具有粘性，故不能把碱溶液装入酸式滴定管。而碱式滴定管有一段橡皮胶管，因此，不能装酸液，酸会腐蚀橡皮管；碱式滴定管也不能装有氧化性的溶液，氧化剂会把橡皮管氧化。
2、滴定管的使用：(1) 检漏 （2）润洗仪器 (3) 装液
从滴定管上口倒入3～5mL盛装的溶液，倾斜着转动滴定管，使液体湿润全部滴定管内壁，然后用手控制活塞，将液体放入预置的烧杯中。在加入酸、碱反应液之前，洁净的酸式滴定管和碱式滴定管还要分别用所要盛装的酸、碱溶液润洗2-3次。
三、中和滴定操作
中和滴定前，必须用滴定液多次润洗滴定管，以确保溶液的浓度不被剩余在滴定管中的水稀释变小；加入指示剂的量控制在2滴～3滴，以避免指示剂消耗酸或碱；临近终点时，滴液要慢，至指示剂变色“不立即”褪去或变为原色即为终点，避免过量。重视测定结果的复核。即重复实验测定2次以上，取实验平均值。根据计算公式，求出计算值。
四、数据处理
此题有两种方法，一是教材所给出的，先求出三次滴定时消耗的盐酸的中，并求出其耗用盐酸的体积的平均值。本法适用于每次所取待测液体积相同时的数据处理。二是分别未别求出NaOH溶液待测溶液的体积，再求平均值。本法适用于每次所取待测注的体积不同时的数据处理，若计算出的三个浓度的数据相差较大，表明实验失败，应重做。
注意：滴定法测定待测液的浓度时，消耗标准溶液偏多，则结果偏高；消耗标准溶液偏少，则结果偏纸。其误差可从计算式分析，以用已知浓度的酸滴定未知浓度的碱为例。
五、产生误差的来源
(1) 操作不当
1. 滴定管的洗涤不当 2. 锥形瓶的洗涤
3. 滴定管尖嘴部分留有气泡 4. 读数不规范
(2) 终点判断不当。
终点判断是中和滴定的关键。以指示剂的变色，且半分钟不褪色为标准。
A、过早地估计终点(未完全中和，V标偏小，结果偏小)
B、用HCl滴定NaOH，以甲基橙做指标剂，溶液由黄—橙---红作为终点(HCl 过量，V标读数偏大，结果偏大)
(3)标准溶液配制不当
定管用水先后未用标准液润洗就直接注入标准液(实际消耗V标偏大，结果偏大)。
滴定管用水洗后未用待测液润洗就直接注入锥形瓶(实际滴定的V测减小，消耗V标减小，结果偏小)。
邢台一中2010-2011年度高二年级化学学案 第 页