（浙江專用）2022-2023版高中化學 專題5 溶液中的離子反應 第二單元 溶液的酸堿性學案 蘇教版必修2

（浙江專用）2022-2023版高中化學 專題5 溶液中的離子反應 第二單元 溶液的酸堿性學案 蘇教版必修2 一、水的電離及溶液的酸堿性與c(H＋)、c(OH－)的關(guān)系 1．水的電離 水是一種極弱的電解質(zhì)，能微弱地發(fā)生電離，其電離方程式為H2O＋H2OH3O＋＋OH－；可簡寫為H2OH＋＋OH－，經(jīng)實驗測定無論純水中，還是稀的電解質(zhì)溶液中c(H＋)·c(OH－)在一定溫度下都是一個常數(shù)，稱為水的離子積常數(shù)，用Kw表示。由于水的電離是吸熱反應，故溫度越高電離程度越大，Kw也越大，溫度越低電離程度越小，Kw也越小。其中常溫下： Kw＝c(H＋)·c(OH－)＝1.0×10－14。 2．溶液的酸堿性與c(H＋)、c(OH－)的關(guān)系 (1)c(H＋)＞c(OH－)，溶液呈酸性，c(H＋)越大，酸性越強。常溫下，c(H＋)＞1.0×10－7mol·L－1＞c(OH－)。 (2)c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈中性。常溫下，c(H＋)＝c(OH－)＝1.0×10－7mol·L－1。 (3)c(H＋)＜c(OH－)，溶液呈堿性，c(OH－)越大，堿性越強。常溫下，c(OH－)＞1.0×10－7mol·L－1＞c(H＋)。 (1)溫度越高，水越易電離，c(H＋)·c(OH－)的值越大。 (2)溶液的酸堿性只取決于c(H＋)和c(OH－)的相對大小。 例1　下列溶液一定呈中性的是(　　) A．pH＝7的溶液 B．c(H＋)＝c(OH－)的溶液 C．由強酸、強堿等物質(zhì)的量反應得到的溶液 D．非電解質(zhì)溶于水得到的溶液 答案　B 解析　根據(jù)c(OH－)與c(H＋)大小判斷溶液酸堿性，不受任何限制；由c(H＋)與10－7mol·L－1、pH與7大小推斷溶液的酸堿性，只適用在常溫下。pH＝7的溶液未明確為常溫，不一定為中性，A錯誤；等物質(zhì)的量的強酸與強堿所含的n(H＋)和n(OH－)不一定相等，如硫酸與燒堿，無法判斷混合后溶液的酸堿性，C錯誤；非電解質(zhì)本身雖不能直接電離產(chǎn)生離子，但與水反應生成能電離的物質(zhì)也能使溶液顯酸性或堿性，如SO2溶于水生成H2SO3，溶液呈酸性，如NH3溶于水生成NH3·H2O，溶液呈堿性，D錯誤。 例2　(2018·寧波諾丁漢大學附中期中)下列溶液肯定呈酸性的是(　　) A．含H＋的溶液 B．加酚酞顯無色的溶液 C．pH＜7的溶液 D．c(OH－)＜c(H＋)的溶液 答案　D 解析　酸、堿、鹽溶液中同時存在氫離子和氫氧根離子，故A錯誤；酚酞遇酸性和中性溶液都不變色，遇堿性溶液變紅，故B錯誤；溶液的酸堿性是由氫離子和氫氧根離子濃度的相對大小決定的，故C錯誤；如果氫離子濃度大于氫氧根離子濃度，該溶液一定呈酸性，故D正確。 二、溶液的pH及其與溶液酸堿性的關(guān)系 1．溶液的pH (1)定義：pH是c(H＋)的負對數(shù)，其表達式是pH＝－lg_c(H＋)。 (2)意義：pH的大小能反映出溶液中c(H＋)的大小，即能表示溶液酸堿性的強弱。 在25 ℃時，pH>7，表示溶液呈堿性，pH越大，溶液的堿性越強；pH＝7，溶液呈中性；pH<7，表示溶液呈酸性，pH越小，溶液酸性越強。 (3)適用范圍：pH的取值范圍為0～14，即只適用于c(H＋)≤1 mol·L－1或c(OH－)≤1 mol·L－1的電解質(zhì)溶液，當c(H＋)或c(OH－)≥1 mol·L－1時，直接用c(H＋)或c(OH－)表示溶液的酸堿性。 2．測定溶液酸、堿性的方法 (1)pH試紙法 常用的pH試紙有廣范pH試紙和精密pH試紙。前者可以精確到1，后者可以精確到0.1，其測定方法：把小片試紙放在潔凈的表面皿或玻璃片上，用玻璃棒蘸取待測液滴在干燥的pH試紙上，試紙變色后，與標準比色卡對比，即可確定溶液的pH。 (2)pH計測量法：pH計的精確度較高，可以精確到0.01，測量時可以從儀器上直接讀出溶液的pH。 注意　對于HClO、HNO3等具有強氧化性的酸，測定pH只能用pH計而不能用pH試紙，因為會因強氧化性而使試紙褪色。 常溫下(25 ℃) 例3　下列有關(guān)溶液的酸堿性與pH的說法錯誤的是(　　) A．溶液pH越小，酸性越強，反之，堿性越強 B．pH<7的溶液，可能呈酸性 C．當溶液中的c(H＋)或c(OH－)較小時，用pH表示其酸堿性更為方便 D．把pH試紙直接插入待測溶液中，測其pH 答案　D 解析　因pH＝－lg c(H＋)，所以pH越小，c(H＋)越大，酸性越強，pH越大，c(OH－)越大，堿性越強，A項正確；在室溫下，pH<7的溶液呈酸性，B項正確；當c(H＋)或c(OH－)小于1 mol·L－1時，使用pH表示其酸堿性更為方便，故C項正確；用pH試紙測溶液pH時，不能把pH試紙直接插入待測溶液中，正確的做法為取一小片pH試紙，放在潔凈的表面皿或玻璃片上，用玻璃棒蘸取待測液點于試紙中央，然后與標準比色卡對照讀取數(shù)據(jù)，D項錯誤。 三、pH的簡單計算 (1)強酸、強堿溶液的pH計算方法 先求出強酸、強堿溶液中的c(H＋)，強酸直接由酸的濃度求出，強堿先由堿的濃度求出c(OH－)，再根據(jù)水的離子積換算出c(H＋)，然后用公式pH＝－lg_c(H＋)求出pH。 (2)酸、堿溶液混合后pH計算方法 ①強酸與強酸混合 c(H＋)混＝，然后再求pH。 ②強堿與強堿混合 先計算：c(OH－)混＝ 再求c(H＋)混＝，最后求pH。 ③強酸與強堿混合 a．恰好完全反應，溶液呈中性，pH＝7(常溫下)。 b．酸過量： 先求c(H＋)余＝，再求pH。 c．堿過量： 先求c(OH－)余＝， 再求c(H＋)＝，然后求pH。 　pH的計算原則 例4　在常溫下，將pH＝8的NaOH溶液與pH＝10的NaOH溶液等體積混合后，溶液的pH最接近于(　　) A．8.3 B．8.7 C．9 D．9.7 答案　D 解析　稀溶液混合體積近似等于兩種溶液體積之和。強堿溶液混合，應按c(OH－)計算： c(OH－)混＝(1×10－6 mol·L－1＋1×10－4 mol·L－1)/2＝5.05×10－5 mol·L－1，c(H＋)混＝Kw/c(OH－)混≈2×10－10 mol·L－1，pH≈9.7。 例5　常溫下，pH＝13的強堿溶液與pH＝2的強酸溶液混合，所得混合液的pH＝11，則強堿溶液與強酸溶液的體積比是(　　) A．11∶1 B．9∶1 C．1∶11 D．1∶9 答案　D 解析　可設(shè)堿溶液與酸溶液的體積分別為V堿和V酸，由題意可知，混合后堿過量，可列等式：＝10－(14－11)，解之可得V堿∶V酸＝1∶9。 1．下列溶液一定顯酸性的是(　　) A．溶液中c(OH－)>c(H＋) B．滴加紫色石蕊溶液后變紅色的溶液 C．溶液中c(H＋)＝1×10－6 mol·L－1 D．pH<7的溶液 答案　B 解析　判斷溶液酸堿性的關(guān)鍵是看c(H＋)和c(OH－)的相對大小，若c(H＋)>c(OH－)，溶液呈酸性；而pH<7或c(H＋)>1×10－7 mol·L－1顯酸性，僅適用于常溫時，若溫度不確定，就不能用來判斷溶液的酸堿性；而B項中可使紫色石蕊溶液變紅，則該溶液顯酸性。 2．下列說法正確的是(　　) A．pH＝7的溶液一定顯中性 B．pH＝6的溶液一定顯酸性 C．c(H＋)＜c(OH－)的溶液一定顯堿性 D．c(OH－)＝10－6的溶液一定顯酸性 答案　C 解析　根據(jù)c(OH－)與c(H＋)大小判斷溶液酸堿性，不受任何限制；由c(H＋)與10－7mol·L－1、pH與7大小推斷溶液的酸堿性，只適用在常溫下， 只有C正確。 3．下列敘述正確的是(　　) A．無論是純水，還是酸性、堿性或中性稀溶液，在室溫下，其c(H＋)·c(OH－)＝1×10－14 B．c(H＋)等于1×10－7 mol·L－1的溶液一定是中性溶液 C．0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液的pH＝1 D．任何濃度的溶液都可以用pH來表示其酸性的強弱 答案　A 解析　Kw＝c(H＋)·c(OH－) ，且Kw只與溫度有關(guān)，所以，在常溫下，純水、酸性、堿性或中性稀溶液中均有Kw＝1×10－14；在溫度不確定時，中性溶液中的c(H＋)不一定等于1× 10－7mol·L－1；CH3COOH是弱酸，部分發(fā)生電離，則c(H＋)＜0.1 mol·L－1，pH＞1；當c(H＋)或c(OH－)大于1 mol·L－1時，用pH表示溶液的酸堿性就不方便了，而是直接用c(H＋)或c(OH－) 來表示。 4．常溫下，下列溶液等體積混合后，所得溶液的pH一定大于7的是(　　) A．0.1 mol·L－1的鹽酸和0.1 mol·L－1的氫氧化鈉溶液 B．0.1 mol·L－1的鹽酸和0.05 mol·L－1的氫氧化鋇溶液 C．pH＝4的醋酸溶液和pH＝10的氫氧化鈉溶液 D．pH＝4的鹽酸和pH＝10的氨水 答案　D 解析　本題考查了酸堿反應后溶液pH的計算及判斷。HCl為一元強酸，NaOH為一元強堿，Ba(OH)2為二元強堿，故等體積等物質(zhì)的量濃度的HCl與NaOH恰好中和，pH＝7，與Ba(OH)2反應時，c(H＋)＝c(OH－)＝2c[Ba(OH)2]，pH＝7，故A、B錯誤；pH＝4的醋酸溶液中電離出的c(H＋)＝1×10－4 mol·L－1，pH＝10的NaOH溶液電離出的c(OH－)＝1×10－4 mol·L－1，因此僅CH3COOH電離出的H＋恰好與NaOH中和，還有大量的CH3COOH分子未電離，故pH<7，同理，D項中氨水過量較多，溶液顯堿性，pH>7，故C錯誤、D正確。 5．根據(jù)強、弱電解質(zhì)概念的不同，完成下列填空： (1)體積相同、濃度均為0.2 mol·L－1的鹽酸和CH3COOH溶液，分別加水稀釋10倍，溶液的pH分別變成m和n，則m與n的關(guān)系為______________。 (2)體積相同、pH均等于1的鹽酸和CH3COOH溶液，分別加水稀釋m倍、n倍，溶液的pH都變成3，則m與n的關(guān)系為______________。 (3)體積相同、pH均等于13的氨水和NaOH溶液，分別加水稀釋m倍、n倍，溶液的pH都變成9，則m與n的關(guān)系為______________。 答案　(1)m＜n　(2)m＜n　(3)m＞n 解析　(1)加水稀釋10倍后，兩者的濃度仍相同。但醋酸是弱電解質(zhì)，鹽酸是強電解質(zhì)，鹽酸中c(H＋)大于醋酸中c(H＋)，故m＜n。 (2)原鹽酸和醋酸溶液中n(H＋)相同，加水稀釋促進醋酸電離，導致醋酸中n(H＋)增大，鹽酸中n(H＋)不變，要使稀釋后兩種溶液的pH相同，則兩溶液加水稀釋倍數(shù)關(guān)系為m＜n。 (3)原氨水和NaOH溶液中n(OH－)相同，加水稀釋促進NH3·H2O電離，導致氨水中n(OH－)增大，NaOH溶液中n(OH－)不變，要使稀釋后兩種溶液的pH相同，則兩溶液加水稀釋倍數(shù)關(guān)系為m＞n。 [對點訓練] 題組一　水的離子積 1．下列說法正確的是(　　) A．水的電離方程式：H2O===H＋＋OH－ B．pH＝7的溶液一定是中性溶液 C．升高溫度，水的電離程度增大 D．將稀醋酸加水稀釋時，c(H＋)減小，c(OH－)也減小 答案　C 解析　H2O是弱電解質(zhì)，不能完全電離；溫度不一定是常溫，pH＝7的溶液不一定是中性溶液；將稀醋酸加水稀釋，c(H＋)減小，但c(OH－)增大。 2．關(guān)于水的離子積常數(shù)，下列說法不正確的是(　　) A．蒸餾水中，c(H＋)·c(OH－)＝1×10－14 B．純水中，25 ℃時，c(H＋)·c(OH－)＝1×10－14 C．25 ℃時，任何以水為溶劑的稀溶液中，c(H＋)·c(OH－)＝1×10－14 D．Kw值隨溫度升高而增大 答案　A 3．常溫下，0.1 mol·L－1的NaOH溶液中由水電離出的OH－的物質(zhì)的量濃度為(　　) A．0.1 mol·L－1 B．1.0×10－13 mol·L－1 C．1.0×10－7 mol·L－1 D．無法確定 答案　B 題組二　溶液的酸堿性及測定 4．下列溶液一定呈酸性的是(　　) A．pH＝6.8的溶液 B．常溫下，由水電離出的c(OH－)＝1×10－13 mol·L－1 C．加入酚酞，不顯紅色的溶液 D．常溫下，溶液中的H＋濃度為5×10－7 mol·L－1 答案　D 5．(2018·曙光中學高一段考)某學習小組研究某酸性工業(yè)廢水樣品，以下實驗操作或分析結(jié)論中，正確的是(　　) A．用玻璃棒蘸取廢水樣品，沾在用蒸餾水潤濕的pH試紙上測定其pH B．將無色酚酞溶液滴入廢水樣品中驗驗證其酸性 C．該工業(yè)廢水中c(H＋)＞c(OH－) D．測得廢水樣品的pH＝4，說明該廢水樣品中c(H＋)＝4.0 mol·L－1 答案　C 解析　用pH試紙測溶液的酸堿性，pH試紙不能用水潤濕，A錯誤；無色酚酞遇酸不變色，B錯誤；pH＝4，則c(H＋)＝10－4 mol·L－1，D錯誤。 6．下列說法正確的是(　　) A．強酸的水溶液中不存在OH－ B．pH＝0的溶液是酸性最強的溶液 C．在溫度不變時，水溶液中c(H＋)和c(OH－)不能同時增大 D．某溫度下，純水中c(H＋)＝2×10－7 mol·L－1，其呈酸性 答案　C 解析　在酸性或堿性水溶液中均存在H＋和OH－，所以A錯；pH＝0的溶液中c(H＋)＝1.0 mol·L－1，并不是酸性最強的溶液，只是c(H＋)>1.0 mol·L－1的溶液用pH表示酸性強弱不再方便，所以B錯；在溫度一定時，c(H＋)·c(OH－)＝Kw是一個定值，故二者不能同時增大，所以C對；純水中，c(H＋)＝c(OH－)，呈中性，所以D錯誤。 題組三　pH的簡單計算 7．10 mL 0.1 mol·L－1 NaOH溶液與10 mL 0.15 mol·L－1 H2SO4溶液混合(混合前后溶液體積變化忽略不計)，所得溶液的pH為(　　) A．1 B．13 C．3 D．11 答案　A 解析　先分別根據(jù)n＝cV計算出兩溶液中氫離子、氫氧根離子濃度，顯然氫離子過量，然后計算出混合液中氫離子濃度，最后根據(jù)pH＝－lgc(H＋)計算出混合液的pH。 8．科學家曾提議用酸度(AG)來表示溶液酸堿性，酸度的計算公式是AG＝lg，下列敘述正確的是(　　) A．中性溶液的AG＝1 B．酸性溶液的AG＜0 C．常溫下0.1 mol·L－1NaOH溶液的AG＝12 D．常溫下0.1 mol·L－1鹽酸溶液的AG＝12 答案　D 解析　中性溶液中＝1，AG＝0，A錯誤；酸性溶液中，＞1，AG＞0，B錯誤；0.1 mol·L－1NaOH溶液中，＝10－12，AG＝－12，C錯誤；0.1 mol·L－1鹽酸溶液中，＝1012，AG＝12，D正確。 [綜合強化] 9．現(xiàn)有下列物質(zhì)①100 ℃純水；②25 ℃ 0.1 mol·L－1 HCl溶液；③25 ℃ 0.1 mol·L－1 KOH溶液；④25 ℃ 0.1 mol·L－1Ba(OH)2溶液。 (1)這些物質(zhì)與25 ℃純水相比，能促進水電離的是________(填序號)，能抑制水的電離的是________，水電離出的c(OH－)等于溶液中c(OH－)的是________，水電離出的c(H＋)等于溶液中c(H＋)的是________。 (2)從②和③溶液中水的電離度相等，進而可推出結(jié)論：同一溫度下，________時，水的電離度相等。 答案　(1)①?、冖邰堋、佗凇、佗邰? (2)酸溶液中的c(H＋)等于堿溶液中的c(OH－) 10．下表是不同溫度下水的離子積數(shù)據(jù)： 溫度/℃ 25 t1 t2 水的離子積 1×10－14 a 1×10－12 試回答下列問題： (1)若25<t1<t2，則a________(填“>”“<”或“＝”)1×10－14，作出此判斷的理由是 ________________________________________________________________________。 (2)在t1時，測得純水中的c(H＋)＝2.4×10－7 mol·L－1，則c(OH－)為________。該溫度下，測得某H2SO4溶液中c(SO)＝5×10－6 mol·L－1，該溶液中c(OH－)＝________mol·L－1。 答案　(1)>　溫度升高，水的電離程度增大，離子積增大　(2)2.4×10－7 mol·L－1　5.76×10－9 解析　(1)水是弱電解質(zhì)，存在電離平衡，電離時吸熱。所以溫度升高，水的電離程度增大，離子積增大。 (2)依據(jù)純水中存在電離平衡，水電離出的氫離子濃度和氫氧根離子濃度相等，某溫度下純水中的c(H＋)＝2.4×10－7 mol·L－1，則此時溶液中的c(OH－)＝2.4×10－7 mol·L－1，Kw＝c(H＋) ·c(OH－)＝2.4×10－7×2.4×10－7＝5.76×10－14，該溫度下，某H2SO4溶液中c(SO)＝5× 10－6 mol·L－1，則溶液中氫離子濃度c(H＋)＝2c(SO)＝1×10－5 mol·L－1，c(OH－)＝5.76× 10－14÷10－5 mol·L－1＝5.76×10－9 mol·L－1。