高三化学《溶液的酸碱性》复习.doc

《溶液的酸碱性复习》教学设计（第一课时）
三明一中 严业安
一、《2014年全国统一考试大纲（理科）》中的要求
7．电解质溶液
（3）了解弱电解质在水溶液中的电离平衡。
（4）了解水的电离，离子积常数。
（5）了解溶液pH的定义。了解测定溶液pH的方法，能进行pH的简单计算。
二、本节内容的实际应用价值
溶液的酸碱性对工农业生产、科学研究以及日常生活和医疗保健都有重要意义。例如：
1．在工业生产和科学实验中，溶液的pH常常是影响实验结果或产品质量、产量的一个关键因素，人们经常利用酸碱中和反应来调节溶液的pH。
2．在农业生产中，不同农作物对土壤酸碱性的要求不同，有不同的最适宜生长的pH范围，人们常用酸碱中和反应来改良土壤。
3．在环保领域，酸性（或碱性）废水的处理常常利用中和反应，如向酸性废水中加碱性废渣或通过碱性滤料层使之中和等。中和处理过程中可用pH自动测定仪进行监测和控制。
4．酸碱中和滴定中，溶液的pH变化是判断滴定终点的依据。
5．人体各种体液都有一定的pH，以保证正常的生理活动。血液的pH是诊断疾病的重要参数，而药物调控pH则是辅助治疗的重要手段。
6．生活中，人们洗发时使用的护发素，主要功能是调节头发的pH使之达到适宜的酸碱度。
三、本节内容的知识点分析
1．水的电离和水的离子积
精确的导电性试验表明，水是一种极弱的电解质。实验测得25℃时，1 L H2O（即）中只有1×10-7 mol H2O电离，电离出H3O+（通常简写为H+）和OH-，故c(H+)＝c(OH-)＝1×10-7 mol·L-1。其电离方程式为：H2O + H2O H3O+ + OH-，可简写为H2O H+ + OH- 。
水达到电离平衡时，电离出的c(H+)和c(OH-)之积与未电离的c(H2O)之比是一个常数，即水的电离平衡常数。因为水的电离极其微弱，电离前后n(H2O)几乎不变，在一定温度下，纯水和稀溶液中c(H2O)可视为一定值，则，其中这一新的常数称为水的离子积常数，简称水的离子积，符号为Kw，即。
在大学教科书中Kw为一量纲为1的量（无单位）。像其他热力学平衡常数一样，Kw是温度的函数，只要温度一定，无论是纯水还是酸性、碱性或盐的稀水溶液中，c(H+)和c(OH-)之积总是常数，而与H+和OH-的初始浓度无关。式中c(H+)和c(OH-)均只表示整个溶液中的c(H+)和c(OH-)的总物质的量浓度。只有在25℃时，Kw 才等于1.0×10-14。如图1所示，温度变化对Kw的影响很大。
水的电离是吸热反应，因此，随温度升高，Kw显著增大。例如：当温度从25℃升高到50℃，Kw增大4倍多；而当温度从25℃升高到100℃，Kw增大53倍多。但无论温度怎样变化，水电离反应达平衡时，总是电离出等浓度的H+和OH-。因此，不同温度下的纯水溶液总是呈中性，但pH不再是25℃下的7.0。
其实，不仅温度对Kw有大的影响，而且离子强度（溶液中有强电解质存在时）和压强均对Kw有较大的影响。因此经常用到的Kw= 1. 0×10-14数据，仅适用于25℃，100 kPa下的稀的水溶液。
2．影响水的电离平衡的因素
水的电离平衡：H2O H+ + OH- 。常温下，水电离的热效应为△H＝+57 kJ·mol-1。外界条件改变时，对水的电离平衡有较大影响。常见的影响因素有：（1）温度；（2）酸、碱；（3）能水解的盐；（4）其他因素，如往水中加入活泼金属。
【思考题1】 往蒸馏水中加酸一定是抑制水的电离吗？
【解答】蒸馏水中存在水的电离平衡：H2O H+ + OH-，若往其中加入醋酸等质子酸，由于醋酸的电离能力远强于水的电离能力，醋酸电离出较多的H+，促使水的电离平衡向结合成水分子的方向移动，抑制了水的电离。
硼酸（H3BO3）是一个一元弱酸，Ka＝5.8×10-10，它在水中表现出来的弱酸性，并不是H3BO3本身电离出H+离子所致，而是水分子中氧原子的孤对电子填入中心B原子的2p空轨道，加合而生成B(OH)4-离子，给出H+的结果。这种结合方式充分体现了硼化合物的缺电子特征，因此硼酸为路易斯酸。

从这个角度分析，往蒸馏水中加入少量硼酸晶体，由于H3BO3加合了水电离的OH-，生成B(OH)4-离子，促使水的电离平衡向电离的方向移动，促进了水的电离。

3．溶液酸碱性的实质和用pH表示溶液的酸碱性
水溶液酸碱性判据：当溶液中H+和OH-的平衡浓度相等时【c(H+)＝c(OH-)】，呈中性；当c(H+)＞c(OH-)时，溶液呈酸性；当c(H+)＜c(OH-)时，溶液呈碱性。
当溶液中c(H+)和c(OH-)较小时，直接用c(H+)和c(OH-)的大小关系表示溶液酸碱性强弱很不方便，于是引进pH概念【pH＝－lg c(H+)】。当溶液H+和OH-浓度相等时，则有Kw＝c(H+)·c(OH-)＝c2(H+)，即c(H+)＝(Kw)1/2，此时，pH＝－lg c(H+) ＝－lg(Kw)1/2 ＝ pKw/2。溶液酸碱性的pH判据为：当pH＝pKw/2呈中性；pH＜pKw/2呈酸性；pH＞pKw/2呈碱性。

不同温度下的Kw和溶液呈中性时pH数据表示于表1。例如：在25℃时，Kw=1.0×10-14。溶液呈中性的pH＝pKw(25℃)/2＝7.00，此时c(H+)＝c(OH-)＝Kw1/2 (25℃)＝1.0×10-7 mol·L-1。而在0℃时，溶液呈中性的pH＝pKw(0℃)/2＝7.47，此时c(H+)＝c(OH-)＝3.39×10-8 mol·L-1，即如果当溶液pH＝7.30时，溶液呈酸性而不是碱性。50℃溶液呈中性的pH＝pKw(50℃)/2＝6.64，此时c(H+)＝c(OH-)＝Kw1/2 (50℃)＝2.34×10-7 mol·L-1，即如果当溶液pH = 6.80时，溶液呈碱性而不是酸性。
需注意的是，当c(H+)或c(OH-)≥1 mol·L-1时，一般不用pH表示溶液的酸碱性，用物质的量浓度直接表示溶液的酸碱性更方便。
4．溶液pH的测定（定性→半定量→定量）
测定溶液的酸碱性有多种方法。我们可以使用酸碱指示剂（石蕊5～8、酚酞8～10、甲基橙3.1～4.4等）测出溶液pH的范围，粗略判断溶液的酸碱性，还可以用pH试纸粗略地测定溶液的酸碱性。常用的pH试纸有广泛pH试纸（pH范围1～14，可识别的差值为1）和精密pH试纸（pH范围较窄，可以判断的pH差值为0.5）。
pH试纸在用于测定溶液pH时不能预先用水润湿，否则非中性溶液的pH测定值比实际pH或大或小。使用pH试纸测定溶液pH时，通常方法是：取一片pH试纸，用剪刀剪成2～3段，放在洁净干燥的表面皿或玻璃片上，用洁净的玻璃棒蘸取待测液点在pH试纸中部，静置片刻后与标准比色卡对照，即可读出溶液的pH。
精确测定溶液的pH应使用pH计（酸度计）。

5．关于溶液pH的计算
（1）单一溶液的pH计算
①强酸溶液：c(强酸) →c(H+) → pH
②强碱溶液：c(强碱) →c(OH-)c(H+) → pH
③弱酸或弱碱溶液（拓展视野，不做要求）
（2）溶液混合后的pH计算
①强酸与强酸溶液混合，先求c(H+)混，再求pH。
②强碱与强碱溶液混合，先求c(OH-)混，然后通过Kw求c(H+)混和pH。
③强酸与强碱溶液混合，要先判断谁过量，后求c(H+)或c(OH-)，
④未标明酸、碱的强弱，等体积混合pH之和为14的酸碱溶液时，谁弱谁过量，混合液则显谁性。（见教辅100页）
【思考题2】常温下pH=11和pH=12的两种强碱溶液等体积混合，溶液pH为多少？（ ） （A）11.50 （B）11.70 （C）11.26 （D）11.74
思路：先分别求出两种溶液的c(OH-) 浓度，利用[c(OH-)1 + c(OH-)2] / 2求出混合溶液的c(OH-)混浓度，再利用公式c(H+)混 = Kw / c(OH-)混算出溶液的c(H+)混 浓度，最后利用公式pH =－lg c(H+)混 求出混合溶液的pH为11.74。
若直接利用[H+]浓度来计算溶液的pH，得到的答案为11.26。
错误解法：c(H+)混＝（10-11 +10-12）/ 2 = 5.5×10-12，
pH = －lg c(H+)混 = －lg (5.5×10-12) = 11.26
问题所在：此时未考虑溶液中水自身电离出来的c(H+)浓度
原因分析：不论在什么情况下，水的电离平衡总是存在的。上述两种强碱溶液等体积混合，改变了溶液的pH，水的电离平衡会发生移动。我们可通过简单的计算来加以说明。
假设两种强碱溶液等体积混合后，水的电离平衡不发生移动
则：pH＝11的强碱溶液，c(H+)1＝10-11 mol·L-1，c(OH-)1＝Kw/ c(H+)1＝10-3 mol·L-1
pH＝12的强碱溶液，c(H+)2＝10-12 mol·L-1，c(OH-)2＝Kw / c(H+)2＝10-2 mol·L-1
混合后：c(H+)混＝（10-11 +10-12）/ 2 = 5.5×10-12 mol·L-1
c(OH-)混＝（10-2 +10-3）/ 2 = 5.5×10-3 mol·L-1
Q = c(H+)混·c(OH-)混＝5.5×10-3×5.5×10-12 = 3.0×10-14 > Kw
可见，混合后溶液处于非平衡状态，水的电离平衡要向生成H2O的方向移动。平衡移动结果所消耗的c(H+)和c(OH-)浓度可计算如下：
设平衡移动所消耗的c(H+)或c(OH-)浓度为x（mol·L-1），
则（5.5×10-3－x）（5.5×10-12－x）= 1.0×10-14。
由于x << 5.5×10-3 ，所以5.5×10-3－x ≈ 5.5×10-3，
代入上式可得：5.5×10-3×（5.5×10-12－x）= 1.0×10-14，x ≈ 3.7×10-12。
可见，混合后有3.7×10-12 mol·L-1的c(H+)和3.7×10-12 mol·L-1 c(OH-)结合生成H2O。
若对“pH=2和pH=3的两种强酸溶液等体积混合后，溶液pH为多少”进行同样计算，发现混合后也有3.7×10-12 mol·L-1的c(H+)和3.7×10-12 mol·L-1 c(OH-)结合生成H2O。由于此值很小，对c(H+)浓度较大的溶液影响完全可以忽略。但对c(H+)浓度很小的溶液，平衡移动消耗的c(H+)浓度对它的影响不可忽略，此时不能用求c(H+)浓度的算术平均值的方法来计算混合液的c(H+)浓度。当然，由于两种强碱溶液混合时c(OH-)浓度较大，用两溶液的c(OH-)浓度的算术平均值作为混合液的c(OH-)浓度，显然是合理的。
6．稀释后溶液pH的变化规律
（1）对于pH＝a 的强酸和弱酸溶液，每稀释10n倍，强酸的pH增大n个单位，即pH＝a＋n（a＋n＜7）, 弱酸的pH范围：a＜pH＜a＋n。
（2）对于pH＝b 的强碱和弱碱溶液，每稀释10n倍，强碱的pH减小n个单位，即pH＝b－n（b－n＞7）, 弱碱的pH范围：b－n＜pH＜b。
（3）酸碱溶液无限稀释，pH只能无限接近7，不可能大于或小于7 。
（4）对于等物质的量浓度的强酸和弱酸稀释相同倍数，强酸pH变化程度比弱酸大；同理，等物质的量浓度的强碱和弱碱稀释相同倍数，强碱pH变化程度较大。
【思考题3】当pH=5的强酸溶液稀释1000倍，其pH为多少？此题等同于“求10-8 mol·L-1的盐酸的pH？”
（定性）此溶液的pH≈7；
（定量）利用电荷守衡：[H+]=[Cl-]+[OH-]
∴ [H+]=10-8 + Kw / [H+]
[H+]=10-8 + 10-14 / [H+]
即[H+]2 －10-8[H+]－10-14 = 0
利用求根公式可得
[H+]= ≈ 1.05×10-7 (mol·L-1)
pH = - lg [H+]= - lg (1.05×10-7) ≈ 6.98
7．有关中和滴定的内容（下节课内容）
【练习巩固】
1．25℃时，某一元强碱溶液的pH为a，某一元酸HA的pH为b，电离度为1.0%。若将1体积的此强碱溶液与10体积的HA溶液混合，恰好完全反应，则a与b之和为（ ）
A．14 B．15 C．16 D．17

2．某温度下，向一定体积0.1mol/L醋酸溶液中逐滴加入等浓度的NaOH溶液，溶液中pOH(pOH =－lg c(OH-))与pH的变化关系如图所示，则（ ）
A．M点所示溶液导电能力强于Q点
B．N点所示溶液中c(CH3COO-)＞c(Na+)
C．M点和N点所示溶液中水的电离程度相同
D．Q点消耗NaOH溶液的体积等于醋酸溶液的体积

【思考题4】如何计算醋酸溶液的pH ? （拓展视野，不做要求）

变化浓度 x x x

四、变式迁移
变式一：水的电离及影响因素
这类试题往往以选择题的形式考查水的电离、离子积常数和外界条件的改变对电离平衡的影响等。很多学生受思维定式影响而错误作答，要引起注意。可应用平衡移动原理（或Q、K）分析外界条件的改变对水的电离平衡的影响。
变式二：溶液酸碱性的判断
有关溶液酸碱性的考查主要以选择题的形式给出，或结合无机推断考查。确定溶液的酸碱性时不要受温度和pH影响而主观臆断溶液的酸碱性，要根据溶液中c(H+)和c(OH-)的相对大小进行比较。有时需根据题中信息或其他条件间接转化为c(H+)和c(OH-)，然后再确定溶液的酸碱性。
变式三：溶液pH的计算
单独考查溶液pH计算的试题比较少，往往结合弱电解质的电离、水的电离和溶液的酸碱性等多个知识点考查关于pH的计算。试题中涉及酸碱混合计算的试题较多，解答这类试题需求出过量的c(H+)或c(OH-)，然后再求pH。溶液稀释问题需注意酸碱性的强弱，无限稀释的临界值为7（常温时）。
五、综合交汇点
本部分知识综合性非常强，在近几年的高考中考查得比较频繁，单独以本部分知识考查的选择题或非选择题都比较少，通常结合其他知识考查本考点知识的综合应用。例如，可与离子共存问题“联手”考查溶液的酸碱性，还能与电化学知识“握手”综合考查溶液pH的变化或简单计算等，以酸碱中和滴定实验为基础，过渡到氧化还原反应滴定和计算等，考查考生灵活运用所学知识的能力；有的化学实验操作也能与本部分知识“衔接”起来。总的来看，试题综合性都比较强，能够从多角度考查考生灵活运用所学知识的能力。
交汇一：水的电离和溶液酸碱性与离子共存问题的“联手”
离子共存试题往往结合多个限定条件从不同角度考查离子间的反应等，试题的综合性较强。如有时根据溶液的pH、溶液中水电离出的H+或OH-浓度、c(H+)/c(OH-)等考查离子共存问题。
交汇二：水的电离和溶液酸碱性与电化学基础的“握手”
电化学试题往往结合电极反应的书写，考查溶液酸碱性变化或增大或减小等。解答这类试题首先要确定是原电池还是电解池，然后再结合电解质溶液和电极材料确定电极反应式，若H+参与反应，溶液的pH增大；若OH-参与反应，溶液的pH将减小；二者若等量参加反应，pH需根据电池具体分析。
交汇三：水的电离和溶液酸碱性与氧化还原反应和化学计量的“结合”
酸碱中和滴定是中学化学中重要的定量实验，很多试题往往以中和滴定实验为基础在化学实验或化学计算中考查氧化还原反应的滴定实验，这类滴定和酸碱中和滴定的操作原理基本相同，往往题中给出具体的氧化还原反应，渗透简单的化学计算，试题综合性较强，具有一定难度。
交汇四：水的电离和溶液酸碱性与化学实验基本操作的“衔接”
近几年的高考实验题很多内容都源于课本，往往借助某些载体信息将课本基本实验和基本操作重组、加工得到。实验题往往渗透新课改的理念和思想，从多角度考查考生分析评价和设计实验的思维能力。如很多实验能将本考点与化学实验基本操作等知识有机地“衔接”起来。注意滴定操作、pH试纸使用等操作的规范。

《溶液的酸碱性》练习
1．（2013·新课标卷I·9）短周期元素W、X、Y、Z的原子序数依次增大，其简单离子都能破坏水的电离平衡的是（ ）
A． W2-、X+ B． X+、 Y3+
C． Y3+、 Z2- D. X+、 Z2-
2．（2013·广西理综·12）右图表示溶液中c(H+)和c(OH－)的关系，下列判断错误的是（ ）
A．两条曲线间任意点均有c(H+)×c(OH－)＝Kw
B．M区域内任意点均有c(H+)＜c(OH－)
C．图中T1＜T2
D．XZ线上任意点均有pH＝7
3．（2013·四川理综化学·5）室温下，将一元酸HA的溶液和KOH溶液等体积混合（忽略体积变化），实验数据如下表：
实验编号
起始浓度/（mol·L-1）
反应后溶液的pH
c (HA)
c(KOH)
①
0.1
0.1
9
②
x
0.2
7

下列判断不正确的是（ ）
A．实验①反应后的溶液中：c(K+)>c(A－)>c(OH－)>c(H+)
B．实验①反应后的溶液中：c(OH－) = c(K+)－c(A－) = mol·L-1
C．实验②反应后的溶液中：c(A－) + c(HA) > 0.1 mol·L-1
D．实验②反应后的溶液中：c(K+) = c(A－) > c(OH－) = c(H+)
4．[2014·广东卷] 常温下，0.2 mol·L－1的一元酸HA与等浓度NaOH溶液等体积混合后，所得溶液中部分微粒组分及浓度如图所示，下列说法正确的是(　　)
A．HA为强酸
B．该混合溶液pH＝7.0
C．该混合溶液中：c(A－)＋c(Y)＝c(Na＋)
D．图中X表示HA，Y表示OH－，Z表示H＋
5．[2014·山东卷] 已知某温度下CH3COOH和NH3·H2O的电离常数相等，现向10 mL浓度为0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液中滴加相同浓度的氨水，在滴加过程中(　　)
A．水的电离程度始终增大 B．先增大再减小
C．c(CH3COOH)与c(CH3COO－)之和始终保持不变
D．当加入氨水的体积为10 mL时，c(NH)＝c(CH3COO－)
6．[2014·福建卷] 下列关于0.10 mol·L－1 NaHCO3溶液的说法正确的是(　　)
A．溶质的电离方程式为NaHCO3===Na＋＋H＋＋CO
B．25 ℃时，加水稀释后，n(H＋)与n(OH－)的乘积变大
C．离子浓度关系：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HCO)＋c(CO)
D. 温度升高，c(HCO)增大
7．[2014·新课标全国卷Ⅱ] 一定温度下，下列溶液的离子浓度关系式正确的是(　　)
A．pH＝5的H2S溶液中，c(H＋)＝c(HS－)＝1×10-5 mol·L-1
B．pH＝a的氨水溶液，稀释10倍后，其pH＝b，则a＝b＋1
C．pH＝2的H2C2O4溶液与pH＝12的NaOH溶液任意比例混合：
c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HC2O)
D．pH相同的①CH3COONa、②NaHCO3、③NaClO三种溶液的c(Na＋)：①＞②＞③

【思考题】如何计算醋酸溶液的pH ?

变化浓度 x x x

10