第三章 第二节 水的电离和溶液的酸碱性导学案

导学案

第三章 第二节 水的电离和溶液的酸碱性（第一课时）

一．学习目标：

1．巩固电离常数的知识。

2．理解水的电离和水的离子积，理解水的离子积和水的电离常数的关系。 3．理解影响水的电离平衡的因素。

4．掌握溶液的酸碱性和氢离子浓度、氢氧根浓度及PH值的关系。 二、【温故而知新】

1、 写出下列物质在水溶液中的电离方程式

KHCO3 KAl(SO4)2 H2SO4 H2S Ca(OH)2 NH3·H2O 2、[思考]

① 我们通常会说纯水不导电，那么水是不是电解质？它能电离吗？如能请写出水的电离方程式。

② 纯水中有哪些微粒？根据所学的弱电解质的电离平衡，请列举出可能会影响水的电离的因素。

一、水的离子积

1．水的电离定义：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

-7

2．[思考]： 实验测得，在室温下1L H2O（即 mol）中只有1×10 mol H2O电

+-离，则室温下C(H)和C(OH)分别为多少?

3．水的离子积 ：水的离子积表达式：KW= 。 阅读P46：

一定温度时，KW是个常数，KW只与 有关， 越高KW越 。

-12

25℃时，KW= ，100℃时，KW=10。

注意：（1）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)。（2）25℃时，任何水溶液中，H 离子浓度．．．．．

和OH 离子的浓度乘积都为 1×10

-- 14

[思考]：pH = 7 的溶液一定是酸性吗？ 二、溶液的酸碱性和pH

1

导学案

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。 例题1：

+-① 在0.01mol/LHCl溶液中, C(H)= ， C(OH)= ，

+-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] 根据上面的计算，填写下表（影响水的电离平衡的因素）

c（H） 条件变化 平衡移动方向 （mol/L） （mol/L） 升高温度 H2O加入NaCl 加入HCl 加入NaOH H＋OH ＋－+c（OH） 水的电离程度 KW － 结论：（1）升高温度，促进水的电离KW增大 （2）酸、碱抑制水的电离 ＋－13－1

例题2：（08上海）常温下，某溶液中由水电离的c(H)=1×10mol·L，该溶液可能是

① 二氧化硫水溶液 ② 氯化铵水溶液 ③ 硝酸钠水溶液 ④ 氢氧化钠水溶液

A．①④ B．①② C．②③ D．③④ 阅读P46：思考与交流

讨论：① 在酸性溶液中是否有OH，在碱性溶液中是否存在H，试说明原因。 ② 决定溶液酸碱性的因素是什么？

2

-+

导学案

小结：溶液的酸碱性： 常温（25℃）

+-+- 7

中性溶液：C(H) C(OH) C(H) 1×10mol/L

+-+-7

酸性溶液：C(H) C(OH) C(H) 1×10mol/L

+-+- 7

碱性溶液：C(H) C(OH) C(H) 1×10mol/L

++-3．溶液的pH： pH=－lgc(H) 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。 【轻松做答】

+-6+-3

（1）C(H)＝1×10mol/L pH=______；C(H)＝1×10mol/L pH=__ ___

+-m--6

C(H)＝1×10mol/L pH=______ ；C(OH)＝1×10mol/L pH=______

--10-- n

C(OH)＝1×10mol/L pH=______ ；C(OH)＝1×10mol/L pH=___ ___

++

（2）pH=2 C(H)＝________ ；pH=8 c(H)＝________

++

（3）c(H)＝1mol/L pH= ______ ；c(H)＝10mol/L pH= ______ 归纳：pH与溶液酸碱性的关系(25℃时)

pH pH<7 pH=7 pH>7 溶液的酸碱性 溶液呈 性，pH越小，溶液的酸性 溶液呈 性 溶液呈 性，pH越大，溶液的碱性 【知识拓展】 1、溶液的pOH = ________________ 2、证明：在25℃时，pH + pOH = 14

说明：如果题目中没有指明温度，则默认为常温（25℃） 水的电离和溶液的酸碱性同步试题

一、选择题：1、将纯水加热至较高温度，下列叙述正确的是

A．水的离子积变大、pH变小、呈酸性 B．水的离子积不变、pH不变、呈中性 C．水的离子积变小、pH变大、呈碱性 D．水的离子积变大、pH变小、呈中性

－

2、室温下，在pH＝12的某溶液中，由水电离的c(OH)为

－7－1－6－1

A．1.0×10 mol·Ｌ B．1.0×10 mol·Ｌ

－2－1－12－1

C．1.0×10 mol·Ｌ D．1.0×10 mol·Ｌ

＋－－14

3、水的电离过程为H2OH+OH，在不同温度下水的离子积常数为：K(25℃)＝1.0×10，

－14

K(35℃)＝2.1×10。则下列叙述正确的是

3

导学案

A．c(H)随着温度的升高而降低 B．在35℃时，c(H)＞c(OH) C．水的电离程度（25℃）＞（35℃） D．水的电离是吸热的

4、室温时，将x mL pH=a 的稀NaOH溶液与ymL pH=b的稀盐酸充分反应。下列关于反应

后溶液pH的判断，正确的是

A．若x＝y，且a+b＝14，则pH＞7 B．若10x＝y，且a+b＝13，则pH＝7

C．若ax＝by，且a+b＝13，则pH＝7 D．若x＝10y，且a+b＝14，则pH＞7

5、在一定体积pH＝12的Ba(OH)2溶液中，逐滴加入一定物质的量浓度的NaHSO4溶液，当

2+

溶液中的Ba恰好完全沉淀时，溶液pH＝11。若反应后溶液的体积等于Ba(OH)2溶液与NaHSO4溶液的体积之和，则Ba(OH)2溶液与NaHSO4溶液的体积比是 A．1∶9 B．1∶1 C．1∶2 D．1∶4 6、1体积pH＝2.5的盐酸与10体积某一元强碱溶液恰好完全反应，则该碱溶液的pH等于 A．9.0 B．9.5 C．10.5 D．11.0

7、若1体积硫酸恰好与10体积pH＝11的氢氧化钠溶液完全反应，则二者物质的量浓度

之比应为

A．10∶1 B．5∶1 C．1∶1 D．1∶10 8、下列叙述正确的是

A．反应Na2O2＋2HCl＝2NaCl＋H2O2为氧化还原反应 B．反应：HOCH2－

－CH(OH)CH2COOH＋HBr

BrCH2－－CH＝CHCOOH＋2H2O 仅涉及消去反应类型

C．10mL 0.02 mol/L AgNO3溶液与10mL 0.02 mol/L HCl溶液混合后，溶液的pH＝2（设溶液总体积不变）

D．10mL 0.04 mol/L HCl溶液与10mL 0.02 mol/L Na2CO3溶液混合后，溶液的pH＝7（设溶液总体积不变）

9、常温时，向pH＝2的硫酸中加入等体积的下列溶液后，滴入甲基橙试液，出现红色，

该溶液可能是

A．pH＝12的Ba(OH)2 B．pH＝12的氨水 C．0.005mol/L NaOH D．0.05mol/LBaCl2

10、室温下，0.01 mol·L－1的某一元弱酸溶液 c (OH－)＝1×10－10 mol·L－1，则它的pH为

A．2 B．3 C．4 D．10

答案：1、D 2、CD 3、D 4、D 5、D 6、C 7、B 8、C 9、CD 10、C

4

++－

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第三章 水溶液中的离子平衡

第二节 水的电离和溶液的酸碱性（第 2 课时）

一．学习目标：

1．巩固电离常数的知识。

2．理解水的电离和水的离子积，理解水的离子积和水的电离常数的关系。 3．理解影响水的电离平衡的因素。

4．掌握溶液的酸碱性和氢离子浓度、氢氧根浓度及PH值的关系。 二、【温故而知新，可以为师矣】

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℃）

+-+- 7

中性溶液：C(H) C(OH) C(H) 1×10mol/L pH 7

+-+-7

酸性溶液：C(H) C(OH) C(H) 1×10mol/L pH 7

+-+-7

碱性溶液：C(H) C(OH) C(H) 1×10mol/L pH 7 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以及对应的颜色 石蕊 甲基橙 酚酞 （2）ｐＨ试纸法：使用方法： （3）PH计法

二、有关pH的计算

（一）单一溶液的PH计算

[例1] 分别求0.05mol/LH2SO4溶液和0.05mol/L Ba(OH)2溶液的PH值。

[例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

[例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。 [例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。

[例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。

5

导学案

[小结] 有关pH计算的解题规律 （1）单一溶液的pH计算

－1

① 强酸溶液，如HnA，设浓度为c mol·L，则

+－1+

c（H）= nc mol·L，pH= —lg{c（H）}= —lg nc

－1

② 强碱溶液，如B(OH)n，设浓度为c mol·L，则

+—14－1+

c（H）= 10/nc mol·L，pH= —lg{c（H）}=14+lg nc （2）酸碱混合pH计算

+++

① 适用于两种强酸混合 c(H)混 = [c(H)1V1+ c(H)2V2] /（V1+ V2）。

———

② 适用于两种强碱混合 c(OH)混 = [c(OH)1V1+ c(OH)2V2] /（V1+ V2） ③ 适用于酸碱混合，一者过量时：

—+—

c(OH)混 | c(H)酸V酸 — c(OH)碱V碱|

= +

c(H)混 V酸 + V碱

说明： ①若两种强酸（pH之差大于2）等体积混合，混合液pH = pH小 + 0.3

②若两种强碱（pH之差大于2）等体积混合，混合液pH = pH大 — 0.3

+—

④ 恰好完全反应，则c(H)酸V酸 = c(OH)碱V碱 （三）酸、碱加水稀释后溶液的PH值

[例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。 [小结] 稀释后溶液pH的变化规律

（1） 酸碱溶液无限稀释，pH只能无限接近于7，不可能大于或小于7

n

（2） 对于pH = a 的强酸和弱酸溶液，每稀释10 倍，强酸的pH就增大n个单位，

即

pH = a + n ( a + n ＜ 7 ) ，弱酸的pH范围是：a ＜ pH ＜ a + n 。

n

（3） 对于pH = b的强碱和弱碱溶液，每稀释10 倍，强碱的pH就减小n个单位，

即

pH =b - n ( b - n ＞ 7 ) ，弱碱的pH范围是：b - n ＜ pH ＜ b 。

[练习] 画出碱溶液在稀释过程中pH的变化图

（4） 对于物质的量浓度相同的强酸和弱酸稀释相同倍数，强酸pH变化程度比弱酸的大

（强碱和弱碱类似）

说明：弱酸、弱碱在稀释过程中有浓度的变化，又有电离平衡的移动，不能求得具体的数值，只能确定其pH范围。

6

导学案

第三章 水溶液中的离子平衡

第二节 水的电离和溶液的酸碱性（第3课时： 酸碱中和滴定）

一．学习目标：

1．巩固电离常数的知识。

2．理解水的电离和水的离子积，理解水的离子积和水的电离常数的关系。 3．理解影响水的电离平衡的因素。

4．掌握溶液的酸碱性和氢离子浓度、氢氧根浓度及PH值的关系。 二、【温故而知新，可以为师矣】 测定溶液酸碱性的方法有哪些？ 一、酸碱中和滴定的原理

+-1、实质：H+OH＝H2O

酸、碱有强弱之分，但酸、碱中和反应的实质不变。

例：HCl+NaOH＝NaCl+H2O CH3COOH+NaOH＝CH3COONa+H2O H2SO4+2NH3·H2O＝(NH4)2SO4+2H2O

反应中，起反应的酸、碱物质的量之比等于它们的化学计量数之比。 例如：2NaOH+H2SO4＝Na2SO4+2H2O

由 H2SO4---------NaOH

1mol 2mol

C酸·V酸 C碱·V碱

则C碱=

2C酸V酸V碱

2、概念：___________________叫“中和滴定”。 二、中和滴定操作

1、仪器：酸式滴定管、碱式滴定管、烧杯、滴定管夹、锥形瓶、铁架台。

酸式滴定管可盛装_________________________

碱式滴定管不能盛装_____________________________ 2、试剂：标准浓度的溶液，待测浓度的溶液，指示剂。 3、滴定前准备

（1）检查滴定管是否漏液

（2）玻璃仪器洗涤：① 水洗 ② 用标准液润洗装标准液的滴定管 ③ 用待测液润洗装待测液的滴定管

（3）向用标准液润洗过的滴定管中装入标准液。调整液面到0刻度或0刻度以下（注意O

7

导学案

刻度在上方），排除滴定管尖嘴部分气泡，记下刻度读数。 （4）往锥形瓶中加入一定体积(一般为20.00mL)的待测液

注意：锥形瓶只能用蒸馏水洗 ，一定不能用待测液润洗，否则结果会偏高，锥形瓶取液

时要用滴定管（或用相应体积规格的移液管），不能用量筒。 （5）向锥形瓶中加入2-3滴指示剂。

[指示剂的选择]指示剂的颜色变化要灵敏，变色范围最好接近等当点，且在滴定终点由浅色变深色，即：碱滴定酸宜用酚酞作指示剂，酸滴定碱宜用甲基橙作指示剂（滴定过程中一般不能用石蕊作指示剂）。

注意：指示剂用量不能过多，因指示剂本身也具有弱酸性或弱碱性，会使滴定中耗标准液量增大或减小，造成滴定误差。

4、滴定操作：左手操作滴定管，右手摇动锥形瓶，眼睛注意观察锥形瓶中溶液颜色变化，到最后一滴刚好使指示剂颜色发生改变，且半分钟不再变化为止，记下刻度读数。 再重复上述操作一次或两次。（定量分析的基本要求）

终点的判断方法：最后一滴刚好使指示剂颜色发生改变，半分钟不再变化。滴定终点不是酸碱恰好完全反应，但是由于在酸碱恰好完全反应前后，少加一点标准液或多加一滴标准液，会使pH发生很大的变化，可以使酸碱指示剂变色，对于结果影响不大。 5、数据的处理：取两次操作或叁次操作所耗实际试液体积的平均值进行计算。（如果有偏差太大的要舍去） 注意：用滴定管的精确度为0.01mL，故无论用滴定管取待测液或用标准液滴定达终点计数时，待测液和标准液体积都必须精确到小数点后第二位数。

三、中和滴定误差分析：① 标准液浓度是否准确 ② 待测液体积 ③ 滴定时耗标准液的体积。 注意：（1）酸式滴定管可以盛装酸性或强氧化性等液体，但一定不能盛装碱液，碱式滴定管只能盛装碱性或对橡胶无腐蚀性液体，一定不能盛装酸性或强氧化性液体。 （2）滴定管使用时，下端没有刻度部分液体不能用于滴定。 （3）滴定管规格常有25.00mL和50.00mL两种。

（4）滴定完成后，应即时排除滴定管中废液，用水洗净，倒夹在滴定管架上。

（5）中和滴定的终点是指示剂变色点，故溶液一定不是中性。而酸、碱恰刚巧完全中和

时，溶液不一定呈中性。

8

导学案

【课后练习】

1、下列仪器中，没有“0”刻度线的是（ ）

A、温度计 B、量筒 C、滴定管 D、容量瓶

2、一支25mL滴定管，内盛溶液液面在15.00mL刻度处，当将滴定管内液体全部排出时，所得液体的体积是

A、10.00mL B、15.00mL C、小于10.00mL D、大于10.00mL

－1－1

3、用0.1mol·L NaOH溶液滴定100mL 0.1mol·L盐酸，若滴定误差在±0.1%以内，反应完毕后，溶液pH的范围为（ ）

A、3.3～10.7 B、4.3～9.7 C、5.3～8.7 D、6～8

－1

4、将含有杂质的4.0g NaOH配成1000mL溶液，取20mL置于锥形瓶中，用0.1mol·L的盐酸滴定。用甲基橙作指示剂，滴定达终点时，耗酸19.0mL，则NaOH中含有的杂质不可能为

A、NaCl B、Na2CO3 C、NaHCO3 D、Ca(OH)2

5、已知常温常压下，饱和CO2的水溶液pH=3.9，则可推断用标准盐酸滴定NaHCO3溶液时，适量选择的指示剂及终点颜色变化的情况是（ ）

A、石蕊，由蓝变红 B、甲基橙，由橙变黄 C、酚酞，由红变浅红 D、甲基橙，由黄变橙 6、用0.01mol/L NaOH溶液滴定0.01mol/L的H2SO4溶液中和后加水到100mL。若滴定时终点判断有误差：

-①多加了一滴NaOH，②少加了一滴NaOH。（设1滴为0.05mL），则①和②溶液中C（OH）之比值是（ ）

-4 44

A、1 B、10 C、10 D、4×10

7、两人用同一瓶标准盐酸滴定同一瓶NaOH溶液，甲将锥形瓶用NaOH待测液清洗后，使用水洗后后的移液管移取碱液于锥形瓶中；乙则用甲用过的移液管取碱液于刚用蒸馏水洗过的尚残留有蒸馏水的锥形瓶中，其它操作及读数全部正确，你的判断是（ ）

A、甲操作有错 B、乙操作有错

C、甲测得的数值一定比乙小 D、乙测得的值较准确。 8、A同学用10mL量筒量取某液体，读数时视线偏高（如下图），该同学所得读数是 ， B同学向50mL滴定管中加入某种液体，在调整液面高度后，读数时视线偏低（如下图），该同学所得读数是 。

A5.05.00B10ml量筒 50ml滴定管

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