高三化學 1_9 水的電離及溶液酸堿性教學設計

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水的電離及溶液酸堿性 〖復習目標〗 （1）掌握水的電離過程以及離子積常數的定義。 （2）了解PH的定義，測定方法及簡單計算。 〖教學重點〗水的電離、pH的計算 〖教學難點〗pH的計算 〖教學過程〗 考點一 水的電離及離子積常數 【知識精講】 1、水的電離平衡 （1）水是極弱的電解質，能發(fā)生自電離： H2O+H2O H3O++ OH－ 簡寫為 H2O H++OH－ （正反應為吸熱反應） （2）影響水的電離平衡的因素 ①酸和堿：酸或堿的加入都會電離出 H+或OH-，均使水的電離逆向移動，從而抑制水的電離。 ②溫度：由于水的電離吸熱，若升高溫度，將促進水的電離， H+]與OH-]同時同等程度的增加，pH變小，但 H+]與OH-]始終相等，故仍呈中性。 ③能水解的鹽：不管水解后溶液呈什么性，均促進水的電離，使水的電離程度增大。 ④其它因素：如向水中加入活潑金屬，由于活潑金屬與水電離出來的 H+直接作用，使 H+]減少，因而促進了水的電離平衡正向移動。 2、水的離子積常數 （1）定義：Kw= c(H+)c(OH－) 250C 時 Kw =1.010-14 mol2L-2 。 【注意事項】 ①溶液中H2O電離產生的c(H+)=c(OH-) ②在溶液中，Kw中的c(OH-)、c(H+)指溶液中總的離子濃度。 酸溶液中c(H+)= c(H+)(酸)+c(H+)(水)≈c(H+)(酸)，c(H+)(水)=c(OH-)； 堿溶液中c(OH-)=c(OH-)(堿)+ c(OH-)(水) ≈c(OH-)(堿)，c(OH-)(水)=c(H+)； 鹽溶液顯中性時c(H+)=c(OH-)=c(H+)(水)=c(OH-)(水)，水解顯酸性時c(H+)=c(H+)(水)= c(OH-)(水)＞c(OH-)，水解顯堿性時c(OH-)=c(OH-)(水)=c(H+)(水)＞c(H+)。 （2）影響因素 ①在稀溶液中，Kw只受溫度影響，而與溶液的酸堿性和濃度大小無關。 ②在其它條件一定的情況下，溫度升高，KW增大，反之則減小。 如1000C 時Kw =1.010-12 mol2L-2 【方法精講】 1、溶液中的c(H+)和水電離出來的c(H+)不同 （1）常溫下水電離出的c(H+)=110-7 mol/L，若某溶液中水電離出的c(H+)<110-7 mol/L，則可判斷出該溶液中加入酸或堿抑制了水的電離；若某溶液中水電離出的c(H+)>110-7 mol/L，則可判斷出該溶液中加入可以水解的鹽或活潑金屬促進了水的電離。 （2）常溫下溶液中的c(H+)>110-7 mol/L，說明該溶液是酸溶液或水解顯酸性的鹽溶液；c(H+)<110-7 mol/L，說明是堿溶液或水解顯堿性的鹽溶液。 2、水的離子積常數的應用 水的離子積常數適用于純水和酸、堿、鹽的水溶液。水的離子積常數KW＝c（H＋）c（OH－），其實質是水溶液中的H＋和OH－濃度的乘積，不一定是水電離出的H＋和OH－濃度的乘積，所以與其說KW是水的離子積常數，不如說是水溶液中的H＋和OH－的離子積常數。 【典例精講】 【例1】水的電離平衡曲線如右圖所示，下列說法中，正確的 （ ） A．圖中A、B、D三點處KW間的關系： B>A>D B．100℃，向pH=2的稀硫酸中逐滴加入等體積pH=10的稀氨水，溶液中 c(NH4+)／c(NH3H2O)減小，充分反應后，溶液到達B點 C．溫度不變，在水中加入適量NH4Cl固體，可從A點變化到C點 D．加熱濃縮A點所示溶液，可從A點變化到B點 【答案】D 【解析】A、溫度升高，水的電離平衡正向移動，則水的離子積增大，溫度不變，水的離子積不變，所以圖中A、B、D三點處KW間的關系： B>A=D，錯誤；B、100℃，KW=10-610-6=10-12，pH=10的稀氨水中氫氧根離子的濃度為0.01mol/L，因為氨水中存在未電離的一水合氨，所以等體積混合時，氨水過量，溶液呈堿性，而B點表示溶液呈中性，錯誤；C、溫度不變，則水的離子積不變，所以水中加入氯化銨后，促進水的電離，但離子積不變，不會達到C點，錯誤；D、A為中性，加熱會使水的電離平衡正向移動，水的離子積增大，則可能由A點變化到B點，正確，答案選D。 【例2】室溫下，水的電離達到平衡：H2O H+ + OH-。下列敘述正確的是 （ ） A．將水加熱，平衡向正反應方向移動，Kw不變 B．向水中加入少量鹽酸，平衡向逆反應方向移動，c（H+）增大 C．向水中加入少量NaOH固體，平衡向逆反應方向移動，c（OH-）降低 D．向水中加入少量CH3COONa固體，平衡向正反應方向移動，c（OH-）= c（H+） 【答案】B 【解析】影響水電離平衡的因素主要有：升溫促進電離；加酸、堿抑制電離；加入能水解的鹽促進電離；一定溫度下水的離子積為定值；A、將水加熱，平衡向正反應方向移動，促進水的電離，KW增大，錯誤；B、向水中加入少量鹽酸，平衡向逆反應方向移動，c（H+）增大，正確；C、向水中加入少量NaOH固體，平衡向逆反應方向移動，但溶液中c（OH-）增大，錯誤；D、向水中加入少量CH3COONa固體，醋酸根離子水解，平衡向正反應方向移動，c（OH-）＞c（H+），錯誤。 【考題精練】 1．25 ℃時，相同物質的量濃度的下列溶液：①NaCl?、贜aOH ③H2SO4?、?NH4)2SO4，其中水的電離程度按由大到小順序排列的一組是 （ ） A．④>③>②>① B．②>③>①>④ C．④>①>②>③ D．③>②>①>④ 【答案】C 【解析】從四種物質分析可知②NaOH、③H2SO4抑制水的電離，①NaCl不影響水的電離平衡，④(NH4)2SO4促進水的電離(NH水解)，在②③中H2SO4為二元強酸、產生的c(H＋)大于NaOH產生的c(OH－)，抑制程度更大，故順序為(由大→小)④>①>②>③。 2．下列四種溶液中，室溫下由水電離生成的H＋濃度之比(①∶②∶③∶④)是 （ ） ①pH＝0的鹽酸　②0.1 molL－1的鹽酸 ③0.01 molL－1的NaOH溶液?、躳H＝11的NaOH溶液 A．1∶10∶100∶1 000 B．0∶1∶12∶11 C．14∶13∶12∶11 D．14∶13∶2∶3 【答案】A 【解析】①中c(H＋)＝1 molL－1，由水電離出的c(H＋)與溶液中c(OH－)相等，等于1.010－14 molL－1； ②中c(H＋)＝0.1 molL－1，由水電離出的c(H＋)＝1.010－13 molL－1； ③中c(OH－)＝1.010－2 molL－1，由水電離出的c(H＋)與溶液中c(H＋)相等，等于1.010－12 molL－1； ④中c(OH－)＝1.010－3 molL－1，同③所述由水電離出的c(H＋)＝1.010－11 molL－1。 即(1.010－14)∶(1.010－13)∶(1.010－12)∶(1.010－11)＝1∶10∶100∶1 000。 考點二 溶液的酸堿性和pH 【知識精講】 1、溶液的酸堿性 溶液的酸堿性取決于溶液中c(H＋)和c(OH－)的相對大小。 c(H＋)>c(OH－)，溶液呈酸性 c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈中性 c(H＋)c(OH－)的溶液；酸堿指示劑都是在酸性溶液或堿性溶液中表現不同顏色的有機弱酸或弱堿。紫色石蕊試液呈紅色，說明溶液中c(H＋)>c(OH－)；由于未指明溫度，不能依據c(H＋)＝10－6mol/L或pH<7來判斷溶液的酸堿性。 【例2】常溫下，關于1L PH=3的H2SO4溶液說法正確的是 （ ） A．與等體積PH=11氨水混合后所得溶液PH小于7 B．與等濃度的CH3COONa溶液混合后所得溶液PH一定小于7 C．與PH=3的CH3COOH溶液混合后所得溶液PH小于3 D．與10L Ba(OH)2溶液恰好完成反應，則Ba(OH)2溶液的PH等于10 【答案】D 【解析】A、氨水中氫氧根離子濃度與硫酸中氫離子濃度相等，等體積混合時，由于氨水中存在未電離的一水合氨，所以氨水過量，則溶液呈堿性，pH>7，錯誤；B、醋酸鈉與硫酸的濃度相等，但醋酸鈉溶液的體積未知，所以混合后溶液有可能呈堿性或中性，錯誤；C、醋酸與等pH的硫酸混合時，pH不變，錯誤；D、硫酸中氫離子的物質的量是10-3mol，設氫氧化鋇溶液的氫氧根離子濃度為x，則硫酸與氫氧化鋇恰好完全反應時，氫離子與氫氧根離子的物質的量相等，所以10-3mol=10Lx，則x=10-4mol/L，所以氫氧化鋇溶液的pH=10，正確，答案選D。 【考題精練】 1．下列敘述正確的是 （ ） A．在醋酸溶液的pH=a，將此溶液稀釋1倍后，溶液的pH=b，則a>b B．在滴有酚酞溶液的氨水里，加入NH4Cl至溶液恰好無色，則此時溶液的pH<7 C．1.010-3mol/L鹽酸的pH=3.0，1.010-8mol/L鹽酸的pH=8.0 D．若1mLpH=1的鹽酸與100mL溶液混合后，溶液的pH=7則溶液的pH=11 【答案】D 【解析】A若是稀醋酸溶液稀釋則C(H+)減小，pH增大，b＞a，故A錯誤；B酚酞的變色范圍是pH= 8.0～10.0（無色→紅色），現在使紅色褪去，pH不一定小于7，可能在7~8之間，故B錯誤；C常溫下酸的pH不可能大于7，只能無限的接近7；D正確，直接代入計算可得是正確，也可用更一般的式子：設強酸pH=a，體積為V1；強堿的pH=b，體積為V2，則有10-aV1=10-(14-b)V2→=10a+b-14，現在=10-2，又知a=1，所以b=11 2．在某溫度時，測得0.01 molL－1的NaOH溶液的pH＝11。 （1）該溫度下水的離子積常數Kw＝______________。 （2）在此溫度下，將pH＝a的NaOH溶液Va L與pH＝b的硫酸Vb L混合。 ①若所得混合液為中性，且a＝12，b＝2，則Va∶Vb＝________________________。 ②若所得混合液為中性，且a＋b＝12，則Va∶Vb＝_______________________。 【答案】（1）10－13　（2）①1∶10?、?0∶1 【解析】（1）由題意知，溶液中c(H＋)＝10－11 molL－1，c(OH－)＝0.01 molL－1，故Kw＝c(H＋)c(OH－)＝10-13。 （2）①根據中和反應：H＋＋OH－===H2O。 c(H＋)V酸＝c(OH－)V堿 10－2Vb＝10－13/10－12Va ＝＝1∶10。 ②根據中和反應H＋＋OH－===H2O c(H＋)Vb＝c(OH－)Va 10－bVb＝10－13/10－aVa ＝＝1013－(a＋b)＝10，即Va∶Vb＝10∶1。