小學(xué)語文的教學(xué)教案

溶液的酸堿性教學(xué)案。

第二單元溶液的酸堿性
　
　第1課時　溶液的酸堿性

[目標(biāo)要求]　1.了解溶液的酸堿性與c(H＋)、c(OH－)的關(guān)系?！?.了解pH的定義及簡單的計算。

一、溶液的酸堿性
1．一種溶液顯酸性、中性還是堿性，取決于溶液中c(H＋)和c(OH－)的相對大小。在一定溫度下，水溶液中氫離子和氫氧根離子的物質(zhì)的量濃度之積為常數(shù)。只要知道溶液中氫離子(或氫氧根離子)的濃度，就可以計算溶液中氫氧根離子(或氫離子)的濃度，并據(jù)此判斷酸堿性。例如室溫下測得某溶液中的c(H＋)為1.0×10－5molL－1，根據(jù)KW＝c(H＋)c(OH－)＝1.0×10－14mol2L－2可求得該酸溶液中c(OH－)＝1.0×10－9molL－1。
2．酸性溶液：c(H＋)c(OH－)，c(H＋)越大，酸性越強；
中性溶液：c(H＋)＝c(OH－)；
堿性溶液：c(H＋)c(OH－)，c(OH－)越大，堿性越強。
二、溶液的酸堿性與pH的關(guān)系
1．溶液pH的定義
(1)由于用c(H＋)及c(OH－)來表示溶液的酸堿性有時數(shù)值非常小，使用很不方便。
在實際應(yīng)用中，人們常用溶液中氫離子濃度的負(fù)對數(shù)(pH)來表示溶液的酸堿性。pH與氫離子濃度的關(guān)系式為pH＝－lg_c(H＋)。
(2)pH值與溶液酸堿性的關(guān)系
在25℃時，純水中c(H＋)＝c(OH－)＝10－7molL－1，所以在25℃時，pH＝7時，溶液中氫離子濃度和氫氧根離子濃度相等，溶液顯中性。pH7時，溶液中氫離子濃度小于氫氧根離子濃度，溶液顯堿性，且pH越大，溶液中c(OH－)越大，溶液的堿性越強。pH7時，溶液中氫離子濃度大于氫氧根離子濃度，溶液顯酸性，且pH越小，溶液中氫離子濃度越大，溶液的酸性越強。
2．強酸與強酸(或強堿與強堿)混合溶液pH的計算
(1)強酸與強酸混合液的pH
強酸Ⅰ：c1(酸)，V1(酸)――→電離n1(H＋)＝c1(H＋)V1，
強酸Ⅱ：c2(酸)，V2(酸)――→電離n2(H＋)＝c2(H＋)V2，
V混＝V1＋V2　n混(H＋)＝c1(H＋)V1＋c2(H＋)V2c混(H＋)＝c1H＋V1＋c2H＋V2V1＋V2pH。
(2)強堿與強堿混合液的pH
強堿Ⅰ：c1(堿)，V1(堿)――→電離n1(OH－)＝c1(OH－)V1
強堿Ⅱ：c2(堿)，V2(堿)――→電離n2(OH－)＝c2(OH－)V2
V混＝V1＋V2　n混(OH－)＝c1(OH－)V1＋c2(OH－)V2
c混(OH－)＝c1OH－V1＋c2OH－V2V1＋V2，再求c(H＋)＝KWcOH－pH。
三、溶液pH的測定方法
1．酸堿指示劑
酸堿指示劑一般是弱有機酸或弱有機堿，它們的顏色變化是在一定的pH范圍內(nèi)發(fā)生的，因此可以用這些指示劑粗略測出pH范圍，但不能準(zhǔn)確測定pH。
常用指示劑的變色范圍和顏色變化如下表：
指示劑甲基橙石蕊酚酞
變色范圍pH3.1～4.45～88.2～10.0
溶液顏色紅、橙、黃紅、紫、藍(lán)無色、粉紅、紅
2.pH試紙
粗略地測定溶液的pH可用pH試紙。pH試紙的使用方法是：取一小塊pH試紙放在玻璃片上(或表面皿上)，用潔凈的玻璃棒蘸取待測液點在試紙的中部，變色穩(wěn)定后與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對照確定溶液的pH。
3．pH計
通過儀器pH計來精確測定溶液的pH。

知識點一　溶液的酸堿性
1．下列溶液肯定呈酸性的是()
A．含H＋的溶液B．能使酚酞顯無色的溶液
C．pH7的溶液D．c(OH－)c(H＋)的溶液
答案　D
解析　任何水溶液中均含H＋和OH－，故A錯。酚酞顯無色的溶液，其pH8，該溶液可能顯酸性，也可能呈中性或堿性，B錯。以純水在100℃為例，KW＝1.0×10－12mol2L－2，c(H＋)＝1×10－6molL－1，pH＝6，但溶液為中性，故pH7的溶液可能是酸性，也可能呈中性或堿性。
2．判斷溶液的酸堿性有多種方法。下列溶液中，一定呈堿性的是()
A．能夠使甲基橙呈現(xiàn)黃色的溶液
B．溶液的pH＞7
C．溶液中：c(H＋)＜c(OH－)
D．溶液中：c(H＋)＞1×10－7molL－1
答案　C
解析　溶液酸堿性最本質(zhì)的判斷標(biāo)準(zhǔn)是看H＋和OH－濃度的相對大小，只有當(dāng)c(H＋)＞c(OH－)時，溶液才呈酸性；當(dāng)c(H＋)＝c(OH－)時，溶液呈中性；當(dāng)c(H＋)＜c(OH－)時，溶液呈堿性。甲基橙的變色范圍是3.1～4.4，即pH＜3.1時呈現(xiàn)紅色，3.1＜pH＜4.4時呈現(xiàn)橙色，pH＞4.4時呈現(xiàn)黃色。所以，使甲基橙呈現(xiàn)黃色的溶液不一定顯堿性。溶液的pH與溫度有關(guān)，常溫下pH＞7的溶液一定顯堿性，但在不是常溫的情況下就不一定了。
3．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、強堿以等物質(zhì)的量反應(yīng)所得到的溶液
D．非電解質(zhì)溶于水所得到的溶液
答案　B
知識點二　pH值計算
4．常溫下，某溶液中由水電離產(chǎn)生的c(H＋)＝1×10－11molL－1，則該溶液的pH可能是()
A．4B．7C．8D．11
答案　D
解析　由題意知由水電離產(chǎn)生的c(H＋)＝1×10－11molL－11×10－7molL－1，抑制了水的電離，可能是酸，也可能是堿，若是酸，c(H＋)＝1×10－3molL－1，pH＝3，若是堿，c(OH－)＝1×10－3molL－1，pH＝11。
5．25℃時，若pH＝a的10體積某強酸溶液與pH＝b的1體積某強堿溶液混合后溶液呈中性，則混合之前該強酸的pH與強堿的pH之間應(yīng)滿足的關(guān)系()
A．a(chǎn)＋b＝14B．a(chǎn)＋b＝13C．a(chǎn)＋b＝15D．a(chǎn)＋b＝7
答案　C
解析　酸中n(H＋)＝10－a×10，堿中n(OH－)＝10－1410－b×1＝10－14＋b，根據(jù)混合后溶液呈中性，故n(H＋)＝n(OH－)，即10－a×10＝10－14＋b，所以a＋b＝15。
知識點三　pH的測定方法
6．下列試紙中，在測溶液的性質(zhì)時，預(yù)先不能用蒸餾水潤濕的是()
A．石蕊試紙B．醋酸鉛試紙C．KI淀粉試紙D．pH試紙
答案　D
解析　pH試紙測溶液的酸堿性時是定量測定，加水潤濕后會導(dǎo)致溶液的濃度降低，使測得的pH產(chǎn)生偏差，所以不能潤濕。
7．有一學(xué)生甲在實驗室測某溶液的pH，實驗時，他先用蒸餾水潤濕pH試紙，然后用潔凈干燥的玻璃棒蘸取試樣進(jìn)行檢測。學(xué)生乙對學(xué)生甲的操作的評價為：操作錯誤，測定結(jié)果一定有誤差。學(xué)生丙對學(xué)生甲的操作的評價為：操作錯誤，但測定結(jié)果不一定有誤差。
(1)你支持________(填“乙”或“丙”)同學(xué)的觀點，原因是________________。
(2)若用此法分別測定c(H＋)相等的鹽酸和醋酸溶液的pH，誤差較大的是________，原因是________________________________________________________________________。
(3)只從下列試劑中選擇實驗所需的物品，你________(填“能”或“不能”)區(qū)分0.1molL－1的硫酸和0.01molL－1的硫酸。若能，簡述操作過程。
________________________________________________________________________
①紫色石蕊試液?、诜犹囈骸、奂谆仍囈?br> ④蒸餾水⑤BaCl2溶液⑥pH試紙
答案　(1)丙　當(dāng)溶液呈中性時，則不產(chǎn)生誤差；否則將產(chǎn)生誤差
(2)鹽酸　在稀釋過程中，醋酸繼續(xù)電離產(chǎn)生H＋，使得溶液中c(H＋)較鹽酸溶液中c(H＋)大，誤差較小
(3)能　用玻璃棒分別蘸取兩種溶液點在兩張pH試紙上，與標(biāo)準(zhǔn)比色卡比較其pH，pH較大的為0.01molL－1的硫酸
解析　本題考查pH試紙的使用，pH試紙使用不能用蒸餾水潤濕，若潤濕相當(dāng)于對待測液稀釋。對于不同性質(zhì)的溶液造成的影響不同：若溶液為中性，則測得結(jié)果無誤差；若為酸性，測得結(jié)果偏大；若為堿性，測得結(jié)果偏小。

練基礎(chǔ)落實

1．用pH試紙測定某無色溶液的pH時，規(guī)范的操作是()
A．將pH試紙放入溶液中，觀察其顏色變化，跟標(biāo)準(zhǔn)比色卡比較
B．將溶液倒在pH試紙上跟標(biāo)準(zhǔn)比色卡比較
C．用干燥的潔凈玻璃棒蘸取溶液，滴在pH試紙上，跟標(biāo)準(zhǔn)比色卡比較
D．在試管內(nèi)放入少量溶液，煮沸，把pH試紙放在管口，觀察顏色，跟標(biāo)準(zhǔn)比色卡比較
答案　C
2．常溫下，pH＝11的X、Y兩種堿溶液各1mL，分別稀釋至100mL，其pH與溶液體積(V)的關(guān)系如圖所示，下列說法正確的是()
A．X、Y兩種堿溶液中溶質(zhì)的物質(zhì)的量濃度一定相等
B．稀釋后，X溶液的堿性比Y溶液的堿性強
C．分別完全中和X、Y這兩種堿溶液時，消耗同濃度鹽酸的體積V(X)＞V(Y)
D．若9＜a＜11，則X、Y都是弱堿
答案　D
3．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．8.3B．8.7C．9D．9.7
答案　D
解析　本題考查有關(guān)混合溶液pH的計算。有關(guān)稀溶液混合，總體積近似等于兩種溶液體積之和。強堿溶液混合，應(yīng)按c(OH－)計算：c混(OH－)＝(1×10－6molL－1＋1×10－4molL－1)/2＝5.05×10－5molL－1，c混(H＋)＝KW/c(OH－)≈2×10－10molL－1，pH＝9.7。
4．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，在常溫下，其c(H＋)×c(OH－)＝1×10－14mol2L－2
B．c(H＋)等于1×10－7molL－1的溶液一定是中性溶液
C．0.2molL－1CH3COOH溶液中的c(H＋)是0.1molL－1CH3COOH溶液中的c(H＋)的2倍
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，其KW＝1×10－14mol2L－2；在溫度不確定時，中性溶液里的c(H＋)不一定等于1×10－7molL－1；0.2molL－1CH3COOH溶液中的CH3COOH電離程度比0.1molL－1CH3COOH溶液中的CH3COOH電離程度小，所以，0.2molL－1CH3COOH溶液中的c(H＋)小于0.1molL－1CH3COOH溶液中的c(H＋)的2倍；當(dāng)c(H＋)或c(OH－)大于1molL－1時，用pH表示溶液的酸堿性就不簡便了，所以，當(dāng)c(H＋)或c(OH－)大于1molL－1時，一般不用pH表示溶液的酸堿性，而是直接用c(H＋)或c(OH－)來表示。

練方法技巧

5．pH＝3的兩種一元酸HX和HY溶液，分別取50mL加入足量的鎂粉，充分反應(yīng)后，收集到H2的體積分別為V(HX)和V(HY)，若V(HX)V(HY)，則下列說法正確的是()
A．HX可能是強酸
B．HY一定是強酸
C．HX的酸性強于HY的酸性
D．反應(yīng)開始時二者生成H2的速率相等
答案　D
解析　解答該題應(yīng)注意以下三點：(1)強酸完全電離，弱酸部分電離。(2)酸性相同的溶液，弱酸的濃度大，等體積時，其物質(zhì)的量多。(3)產(chǎn)生H2的速率取決于c(H＋)的大小。本題考查了強、弱酸的判斷及溶液酸性大小的比較。據(jù)題意，Mg粉足量，酸不足，應(yīng)根據(jù)酸的物質(zhì)的量來計算H2的體積，由V(HX)V(HY)，知pH相等時，HX的物質(zhì)的量濃度比HY的大，即HX是比HY弱的弱酸，而無法判斷HY是強酸還是弱酸，故A、B、C錯誤；D項，反應(yīng)開始時的速率取決于c(H＋)，因為開始時c(H＋)相等，故D項正確。
6．某溫度下，相同pH值的鹽酸和醋酸溶液分別加水稀釋，平衡pH值隨溶液體積變化的曲線如右圖所示。據(jù)圖判斷正確的是()
A．Ⅱ為鹽酸稀釋時的pH值變化曲線
B．b點溶液的導(dǎo)電性比c點溶液的導(dǎo)電性強
C．a(chǎn)點KW的數(shù)值比c點KW的數(shù)值大
D．b點酸的總濃度大于a點酸的總濃度
答案　B
解析　本題考查了強酸和弱酸的稀釋規(guī)律，解題時要注意弱酸在稀釋時還會繼續(xù)電離。pH相同的鹽酸(強酸)和醋酸(弱酸)，稀釋相同的倍數(shù)時，因醋酸在稀釋時仍不斷地電離，故鹽酸的pH增大的多，故曲線Ⅰ代表鹽酸稀釋時pH的變化曲線，A錯誤；不斷加水稀釋時，溶液中c(H＋)不斷減小，導(dǎo)電性減弱，B正確；因為KW僅僅是溫度的函數(shù)，因為是在相同的溫度下，故a點KW與c點KW的數(shù)值相同，C錯誤；因鹽酸和醋酸的pH相同，則c(醋酸)c(鹽酸)，稀釋相同的倍數(shù)，由于醋酸存在電離平衡，故仍有c(醋酸)c(鹽酸)，D錯誤。
練綜合拓展

7．已知水在25℃和95℃時，其電離平衡曲線如右圖所示：
(1)則25℃時水的電離平衡曲線應(yīng)為________(填“A”或“B”)，請說明理由________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
(2)25℃時，將pH＝9的NaOH溶液與pH＝4的H2SO4溶液混合，若所得混合溶液的pH＝7，則NaOH溶液與H2SO4溶液的體積比為__________。
(3)95℃時，若100體積pH1＝a的某強酸溶液與1體積pH2＝b的某強堿溶液混合后溶液呈中性，則混合前，該強酸的pH1與強堿的pH2之間應(yīng)滿足的關(guān)系是________________________________________________________________________
__________________。
(1)曲線B對應(yīng)溫度下，pH＝2的某HA溶液和pH＝10的NaOH溶液等體積混合后，混合溶液的pH＝5。請分析其原因：
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
答案　(1)A　水的電離是吸熱過程，溫度低時，電離程度小，c(H＋)、c(OH－)小
(2)10∶1　(3)a＋b＝14或pH1＋pH2＝14
(4)曲線B對應(yīng)95℃，此時水的離子積為10－12mol2L－2，HA為弱酸，HA中和NaOH后，混合溶液中還剩余較多的HA分子，可繼續(xù)電離出H＋，使溶液pH＝5
解析　本題的關(guān)鍵是搞清楚溫度對水的電離平衡、水的離子積和溶液pH的影響。
(1)當(dāng)溫度升高時，促進(jìn)水的電離，水的離子積也增大，水中氫離子濃度、氫氧根離子濃度都增大，水的pH也增大，但溶液仍然呈中性。因此結(jié)合圖象中A、B曲線變化情況及氫離子濃度、氫氧根離子濃度可以判斷，25℃時水的電離平衡曲線應(yīng)為A，理由為水的電離是吸熱過程，升高溫度，水的電離程度增大。
(2)25℃時所得混合溶液的pH＝7，溶液呈中性即酸堿恰好中和，即n(OH－)＝n(H＋)，則V(NaOH)10－5molL－1＝V(H2SO4)10－4molL－1，得V(NaOH)∶V(H2SO4)＝10∶1。
(3)要注意的是95℃時，水的離子積為10－12mol2L－2，即c(H＋)c(OH－)＝10－12mol2L－2，即：等體積強酸、強堿反應(yīng)至中性時pH(酸)＋pH(堿)＝12。根據(jù)95℃時混合后溶液呈中性，pH2＝b的某強堿溶液中c(OH－)＝10b－12；有100×10－a＝1×10b－12，即：10－a＋2＝10b－12，所以，有以下關(guān)系：a＋b＝14或pH1＋pH2＝14。
(4)在曲線B對應(yīng)溫度下，因pH(酸)＋pH(堿)＝12，可得酸堿兩溶液中c(H＋)＝c(OH－)，若是強酸、強堿，兩溶液等體積混合后溶液應(yīng)呈中性；現(xiàn)混合溶液的pH＝5，即等體積混合后溶液顯酸性，說明H＋與OH－完全反應(yīng)后又有新的H＋產(chǎn)生，即酸過量，所以說酸HA是弱酸。
8．(1)pH＝2的某酸稀釋100倍，pH________4，pH＝12的某堿稀釋100倍，pH________10。
(2)室溫時，將pH＝5的H2SO4溶液稀釋10倍，c(H＋)∶c(SO2－4)＝________，將稀釋后的溶液再稀釋100倍，c(H＋)∶c(SO2－4)＝________。
(3)
MOH和ROH兩種一元堿的溶液分別加水稀釋時，pH變化如右圖所示。下列敘述中不正確的是()
A．MOH是一種弱堿
B．在x點，MOH完全電離
C．在x點，c(M＋)＝c(R＋)
D．稀釋前ROH溶液中c(OH－)是MOH溶液中c(OH－)的10倍
答案　(1)≤　≥　(2)2∶1　20∶1　(3)B
解析　(1)若某酸為強酸，則pH＝4，若為弱酸，則pH4；同理，對pH＝12的某堿稀釋100倍，pH≥10。
(2)pH＝5的H2SO4稀釋10倍，c(H＋)和c(SO2－4)同等倍數(shù)減小，所以c(H＋)∶c(SO2－4)＝2∶1，若將稀釋后的溶液再稀釋100倍，其pH≈7，而c(SO2－4)＝5×10－7102＝5×10－9molL－1，所以c(H＋)∶c(SO2－4)＝10－7∶5×10－9＝20∶1。
(3)由圖知，稀釋100倍后ROH的pH變化為2，為強堿，MOH的pH變化為1，為弱堿；x點時ROH與MOH的c(OH－)相等，故c(M＋)與c(R＋)相等；稀釋前ROH的c(OH－)＝0.1molL－1，MOH的c(OH－)＝0.01molL－1，故D項正確；MOH為弱堿，在任何點都不能完全電離，B項錯誤。

第2課時　酸堿中和滴定

[目標(biāo)要求]　1.理解酸堿中和滴定的原理。2.初步了解酸堿中和滴定的操作方法。3.掌握有關(guān)酸堿中和滴定的誤差分析。

酸堿中和滴定
1．酸堿中和滴定概念：用已知物質(zhì)的量濃度的酸(或堿)來測定未知物質(zhì)的量濃度的堿(或酸)的方法叫做酸堿中和滴定。滴定的原理：n元酸與n′元堿恰好完全中和時：nc酸V酸＝n′c堿V堿。如果用A代表一元酸，用B代表一元堿，可以利用下列關(guān)系式來計算未知堿(或酸)的物質(zhì)的量濃度：cB＝cAVAVB。
2．酸堿中和滴定的關(guān)鍵：準(zhǔn)確測定參加反應(yīng)的兩種溶液的體積，以及準(zhǔn)確判斷中和反應(yīng)是否恰好進(jìn)行完全。
3．酸堿中和滴定實驗
實驗儀器：pH計、酸式滴定管、堿式滴定管、錐形瓶、燒杯、滴定管夾、量筒、鐵架臺。
實驗藥品：標(biāo)準(zhǔn)液、待測液、指示劑。
實驗步驟：
(1)查：檢查兩滴定管是否漏水和堵塞；
(2)洗：先用蒸餾水洗滌兩滴定管，然后用所要盛裝的酸堿潤洗2～3遍；
(3)盛、調(diào)：分別將酸、堿溶液注入酸、堿滴定管中，使液面位于滴定管刻度“0”以上2～3厘米處，并將滴定管固定在滴定管夾上，然后趕走滴定管內(nèi)部氣泡，調(diào)節(jié)滴定管中液面高度處于某一刻度，并記下讀數(shù)。
(4)?。簭膲A式滴定管中放出25.00mL氫氧化鈉溶液于錐形瓶中，滴入2滴酚酞試液，將錐形瓶置于酸式滴定管下方，并在瓶底襯一張白紙。
(5)滴定：左手控制酸式滴定管活塞，右手拿住錐形瓶瓶頸，邊滴入鹽酸，邊不斷搖動錐形瓶，眼睛始終注意錐形瓶內(nèi)溶液顏色變化。
(6)記：當(dāng)看到加一滴鹽酸時，錐形瓶中溶液紅色突變?yōu)闊o色時，停止滴定，且半分鐘內(nèi)不恢復(fù)原來的顏色，準(zhǔn)確記下鹽酸讀數(shù)，并準(zhǔn)確求得滴定用去的鹽酸體積。
(7)算：整理數(shù)據(jù)進(jìn)行計算。
根據(jù)cB＝cAVAVB計算。
二、酸堿中和滴定誤差分析
中和滴定實驗中，產(chǎn)生誤差的途徑主要有操作不當(dāng)，讀數(shù)不準(zhǔn)等，分析誤差要根據(jù)計算式分析，c待測＝c標(biāo)準(zhǔn)V標(biāo)準(zhǔn)V待測，當(dāng)用標(biāo)準(zhǔn)酸溶液滴定待測堿溶液時，c標(biāo)準(zhǔn)、V待測均為定值，c待測的大小取決于V標(biāo)準(zhǔn)的大小。
下列為不正確操作導(dǎo)致的實驗結(jié)果偏差：
(1)儀器洗滌
①酸式滴定管水洗后，未潤洗(偏高)；②酸式滴定管水洗后，誤用待測液潤洗(偏高)；③堿式滴定管水洗后，未潤洗(偏低)；④錐形瓶水洗后，用待測液潤洗(偏高)。
(2)量器讀數(shù)
①滴定前俯視酸式滴定管，滴定后平視(偏高)；
②
滴定前仰視酸式滴定管，滴定后俯視(偏低)如圖所示；
③滴定完畢后，立即讀數(shù)，半分鐘后顏色又褪去(偏低)。
(3)操作不當(dāng)
①酸式滴定管漏液(偏高)；②滴定前酸式滴定管尖嘴部分有氣泡，滴定過程中氣泡變小(偏高)；③滴定過程中，振蕩錐形瓶時，不小心將溶液濺出(偏低)；④滴定過程中，錐形瓶內(nèi)加少量蒸餾水(無影響);⑤用甲基橙作指示劑進(jìn)行滴定時，溶液由橙色變紅色時停止滴定(偏高)；⑥用甲基橙作指示劑，溶液由黃色變橙色，5s后又褪去(偏低)。
知識點一　酸堿中和滴定
1．一只規(guī)格為amL的滴定管，其尖嘴部分充滿溶液，管內(nèi)液面在mmL處，當(dāng)液面降到nmL處時，下列判斷正確的是()
A．流出溶液的體積為(m－n)mL
B．流出溶液的體積為(n－m)mL
C．管內(nèi)溶液體積等于(a－n)mL
D．管內(nèi)溶液體積多于nmL
答案　B
解析　滴定管的“0”刻度在上方，越向下刻度越大，所以流出液體的體積為(n－m)mL；刻度線以下及尖嘴部分均充有溶液，所以管內(nèi)溶液體積大于(a－n)mL。
2．某學(xué)生用已知物質(zhì)的量濃度的鹽酸來測定未知物質(zhì)的量濃度的NaOH溶液時，選擇甲基橙作指示劑。請?zhí)顚懴铝锌瞻祝?br> (1)用標(biāo)準(zhǔn)的鹽酸滴定待測的NaOH溶液時，左手握酸式滴定管的活塞，右手搖動錐形瓶，眼睛注視________，直到因加入一滴鹽酸后，溶液由黃色變?yōu)槌壬_____為止。
(2)下列操作中可能使所測NaOH溶液的濃度數(shù)值偏低的是()
A．酸式滴定管未用標(biāo)準(zhǔn)鹽酸潤洗就直接注入標(biāo)準(zhǔn)鹽酸
B．滴定前盛放NaOH溶液的錐形瓶用蒸餾水洗凈后沒有干燥
C．酸式滴定管在滴定前有氣泡，滴定后氣泡消失
D．讀取鹽酸體積時，開始仰視讀數(shù)，滴定結(jié)束時俯視讀數(shù)
(3)若滴定開始和結(jié)束時，酸式滴定管中的液面如圖所示，則起始讀數(shù)為________mL，終點讀數(shù)為________mL，所用鹽酸溶液的體積為________mL。
(4)某學(xué)生根據(jù)3次實驗分別記錄有關(guān)數(shù)據(jù)如下表：
滴定次數(shù)待測NaOH溶液的體積/mL0.1000molL－1鹽酸的體積/mL
滴定前刻度滴定后刻度溶液體積/mL
第一次25.000.0026.1126.11
第二次25.001.5630.3028.74
第三次25.000.2226.3126.09
依據(jù)上表數(shù)據(jù)列式計算該NaOH溶液的物質(zhì)的量濃度。
答案　(1)錐形瓶中溶液顏色變化　在半分鐘內(nèi)不變色　(2)D　(3)0.00　26.10　26.10
(4)V＝26.11mL＋26.09mL2＝26.10mL，c(NaOH)＝0.1000molL－1×26.10mL25.00mL＝0.1044molL－1
解析　在求c(NaOH)和進(jìn)行誤差分析時應(yīng)依據(jù)公式：c(NaOH)＝cHClV[HClaq]V[NaOHaq]。欲求c(NaOH)，須先求V[(HCl)aq]再代入公式；進(jìn)行誤差分析時，要考慮實際操作對每一個量即V[(HCl)aq]和V[(NaOH)aq]的影響，進(jìn)而影響c(NaOH)。
(1)考查酸堿中和滴定實驗的規(guī)范操作。
(2)考查由于不正確操作引起的誤差分析。滴定管未用標(biāo)準(zhǔn)鹽酸潤洗，內(nèi)壁附著一層水，可將加入的鹽酸稀釋，消耗相同量的堿，所需鹽酸的體積偏大，結(jié)果偏高；用堿式滴定管取出的待測NaOH溶液的物質(zhì)的量一旦確定，倒入錐形瓶后，水的加入不影響OH－的物質(zhì)的量，也就不影響結(jié)果；若排出氣泡，液面會下降，故讀取V酸偏大，結(jié)果偏高；正確讀數(shù)(虛線部分)和錯誤讀數(shù)(實線部分)如圖所示。
(3)讀數(shù)時，以凹液面的最低點為基準(zhǔn)。
(4)先算出耗用標(biāo)準(zhǔn)酸液的平均值
V＝26.11mL＋26.09mL2＝26.10mL(第二次偏差太大，舍去)。c(NaOH)＝0.1000molL－1×26.10mL25.00mL＝0.1044molL－1。
知識點二　酸堿中和滴定誤差分析
3．用標(biāo)準(zhǔn)鹽酸溶液滴定待測濃度的堿溶液時，下列操作中會引起堿溶液濃度的測定值偏大的是()
A．錐形瓶中的溶液在滴定過程中濺出
B．滴定管裝液后尖嘴部位有氣泡，滴定后氣泡消失
C．指示劑變色15s后又恢復(fù)為原來的顏色便停止滴定
D．錐形瓶用蒸餾水沖洗后未用待測液潤洗
答案　B
解析　根據(jù)c(B)＝cAVAVB判斷，A項中，V(B)的實際量減少，導(dǎo)致V(A)減少，測定值偏小；B項使液體充滿氣泡，導(dǎo)致V(A)增大，測定值偏大；C項未到滴定終點，偏??；D項，不影響測定結(jié)果。
4．稱取一定質(zhì)量的NaOH來測定未知濃度的鹽酸時(NaOH放在錐形瓶內(nèi)，鹽酸放在滴定管中)。用A.偏高；B.偏低；C.無影響；D.無法判斷，填寫下列各項操作會給實驗造成的誤差。
(1)稱量固體NaOH時，未調(diào)節(jié)天平的零點()
(2)將NaOH放入錐形瓶中加水溶解時，加入水的體積不準(zhǔn)確()
(3)滴定管裝入鹽酸前未用鹽酸洗()
(4)開始滴定時，滴定管尖端處有氣泡，滴定完畢氣泡排出()
(5)滴定前未將液面調(diào)至刻度線“0”或“0”以下，結(jié)束時初讀數(shù)按0計算()
(6)在滴定過程中活塞處漏液()
(7)搖動錐形瓶時，因用力過猛，使少量溶液濺出()
(8)滴定前讀數(shù)時仰視，滴定完畢讀數(shù)時俯視()
答案　(1)D　(2)C　(3)B　(4)B　(5)A　(6)B　(7)A　(8)A
解析　(1)稱量固體NaOH時，未調(diào)節(jié)天平零點，不能確定稱量結(jié)果是偏大還是偏小，故選D。(2)錐形瓶內(nèi)是否含水或加多少水并不影響NaOH與HCl的中和反應(yīng)。(3)滴定管中裝鹽酸前未潤洗相當(dāng)于將待測液稀釋了，導(dǎo)致測定結(jié)果偏低。(4)滴定前有氣泡，滴定后無氣泡，相當(dāng)于待測液比實際用量多了，導(dǎo)致結(jié)果偏低。(5)讀出的數(shù)據(jù)比實際值小，導(dǎo)致結(jié)果偏大。(6)滴定過程中漏液使讀出的待測液的體積比實際消耗量多，導(dǎo)致結(jié)果偏低。(7)搖動錐形瓶時，用力過猛，使少量液體濺出，致使一部分NaOH未被中和，消耗待測液體積減小，使測定結(jié)果偏高。(8)讀出的數(shù)據(jù)比實際值偏小，使結(jié)果偏高。

練基礎(chǔ)落實
1．酸堿恰好完全中和時()
A．酸與堿的物質(zhì)的量一定相等
B．溶液呈現(xiàn)中性
C．酸與堿的物質(zhì)的量濃度相等
D．酸所能提供的H＋與堿所能提供的OH－的物質(zhì)的量相等
答案　D
2．用鹽酸滴定NaOH溶液的實驗中，以甲基橙為指示劑，滴定到終點時，溶液顏色的變化是()
A．由黃色變?yōu)榧t色B．由黃色變?yōu)槌壬?br> C．由橙色變?yōu)榧t色D．由紅色變?yōu)槌壬?br> 答案　B
3．用標(biāo)準(zhǔn)鹽酸測定未知濃度的氫氧化鈉溶液，下列操作導(dǎo)致結(jié)果偏低的是()
①錐形瓶用蒸餾水洗凈后，再用待測液潤洗2～3次
②滴定前滴定管尖嘴有氣泡，滴定后氣泡消失
③滴定前仰視讀數(shù)，滴定后平視讀數(shù)
④搖動錐形瓶時，有少量液體濺出
⑤滴定時，錐形瓶里加入少量蒸餾水稀釋溶液
A．③B．④⑤C．①②③D．③④
答案　D
解析　①中相當(dāng)于向錐形瓶中事先加入了一部分NaOH，會多耗用鹽酸，導(dǎo)致結(jié)果偏高；②中氣泡體積充當(dāng)了標(biāo)準(zhǔn)鹽酸，導(dǎo)致V(HCl)偏大，結(jié)果偏高；③中滴定前仰視使V(HCl)初偏大，則ΔV(HCl)＝V(HCl)末－V(HCl)初偏小，結(jié)果偏低；④中使NaOH濺出，則使V(HCl)偏小，結(jié)果偏低；⑤對結(jié)果無影響，綜合分析，選D。
4．下列指示劑的選擇不正確的是()
(已知：I2＋2Na2S2O3)2NaI＋Na2S4O6
標(biāo)準(zhǔn)溶液待測溶液指示劑
AHClNaOH甲基橙
BNaOHHCl酚酞
CI2Na2S2O3淀粉
DKMnO4Na2SO3酚酞
答案　D
解析　強酸與強堿滴定時，甲基橙或酚酞均可以，但一般強酸滴定強堿時用甲基橙，反之用酚酞，A、B均正確；據(jù)I2遇淀粉變藍(lán)可檢驗I2，C正確；D項中KMnO4本身有顏色，無需再用其他指示劑，D不正確。
5．下列儀器中使用前不需要檢驗是否漏水的是()
A．滴定管B．分液漏斗C．過濾漏斗D．容量瓶
答案　C
6．用0.1molL－1NaOH溶液滴定0.1molL－1的鹽酸，如果達(dá)到滴定終點時不慎多加了1滴NaOH溶液(1滴溶液體積約為0.05mL)繼續(xù)加水至50mL，所得溶液pH是()
A．4B．7.2C．10D．11.3
答案　C
解析　本題是以酸堿中和滴定為素材設(shè)計的題目，涉及到溶液中OH－、H＋、pH的計算，考查學(xué)生的計算能力。用0.1molL－1的NaOH溶液滴定0.1molL－1的鹽酸，滴定到終點時溶液呈中性。多加1滴NaOH溶液(1滴溶液體積為0.05mL)，加水至50mL，此時溶液中
c(OH－)＝0.1molL－1×0.05mL50mL＝1×10－4molL－1
c(H＋)＝1.0×10－14cOH－＝1.0×10－141×10－4＝1×10－10molL－1
pH＝10即選項C正確。
練方法技巧

7．下列實驗操作不會引起誤差的是()
A．酸堿中和滴定時，用待測液潤洗錐形瓶
B．酸堿中和滴定時，用沖洗干凈的滴定管盛裝標(biāo)準(zhǔn)溶液
C．用NaOH標(biāo)準(zhǔn)溶液測定未知濃度的鹽酸溶液時，選用酚酞作指示劑，實驗時不小心多加了幾滴
D．用標(biāo)準(zhǔn)鹽酸測定未知濃度NaOH結(jié)束實驗時，酸式滴定管尖嘴部分有氣泡，開始實驗時無氣泡
答案　C
解析　A：錐形瓶一定不要用待測液潤洗，否則使待測液的量偏大，消耗標(biāo)準(zhǔn)液的體積偏大從而使所測濃度偏大。
B：沖洗干凈的滴定管無論是盛裝標(biāo)準(zhǔn)溶液，還是量取待測溶液，都必須用待裝溶液潤洗2～3次，否則會使標(biāo)準(zhǔn)溶液或待測溶液比原來溶液的濃度偏小，影響結(jié)果。
C：在滴定過程中，指示劑略多加了幾滴，一般不影響實驗結(jié)果，因為指示劑不會改變反應(yīng)過程中酸和堿的物質(zhì)的量。
D：開始實驗時酸式滴定管中無氣泡，結(jié)束實驗時有氣泡，會導(dǎo)致所讀取的V(HCl)偏小，依據(jù)V(HCl)c(HCl)＝V(NaOH)c(NaOH)，使所測的c(NaOH)偏小。
8．用1.0molL－1的NaOH溶液中和某濃度的H2SO4溶液，其水溶液的pH和所用NaOH溶液的體積關(guān)系變化如圖所示，則原H2SO4溶液的物質(zhì)的量濃度和完全反應(yīng)后溶液的大致體積是()
A．1.0molL－1,20mLB．0.5molL－1,40mL
C．0.5molL－1,80mLD．1.0molL－1,80mL
答案　C
解析　滴定前稀H2SO4的pH＝0，c(H＋)＝1.0molL－1，則c(H2SO4)＝0.5molL－1，當(dāng)pH＝7時V(NaOH)＝40mL，通過計算原硫酸溶液的體積為40mL。本題考查中和滴定曲線，關(guān)鍵是把握滴定終點，pH＝7恰好完全反應(yīng)，即n(H＋)＝n(OH－)。
練綜合拓展

9．氧化還原滴定實驗與中和滴定類似(用已知濃度的氧化劑溶液滴定未知濃度的還原劑溶液或反之)。
現(xiàn)有0.001molL－1KMnO4酸性溶液和未知濃度的無色NaHSO3溶液。反應(yīng)離子方程式是2MnO－4＋5HSO－3＋H＋===2Mn2＋＋5SO2－4＋3H2O
填空完成問題：
(1)該滴定實驗所需儀器有下列中的________。
A．酸式滴定管(50mL)　B．堿式滴定管(50mL)　C．量筒(10mL)　D．錐形瓶　E．鐵架臺　F．滴定管夾　G．燒杯　H．白紙　I．膠頭滴管　J．漏斗
(2)不用________(酸、堿)式滴定管盛放高錳酸鉀溶液。試分析原因
________________________________________________________________________。
(3)選何種指示劑，說明理由______________________________________________。
(4)滴定前平視KMnO4液面，刻度為amL，滴定后俯視液面刻度為bmL，則(b－a)mL比實際消耗KMnO4溶液體積______(多、少)。根據(jù)(b－a)mL計算得到的待測濃度，比實際濃度______(大、小)。
答案　(1)A、B、D、E、F、G、H
(2)堿　KMnO4溶液能把橡膠管氧化
(3)不用指示劑，因為KMnO4被還原劑還原成Mn2＋，紫紅色褪去，所以不需要指示劑
(4)少　小
解析　(1)(2)酸性KMnO4具有強氧化劑，要放在酸式滴定管中，取用待測NaHSO3溶液要用堿式滴定管，再根據(jù)滴定所需的儀器可選出正確答案。
(3)酸性KMnO4被還原為Mn2＋后由紫色變?yōu)闊o色。
(4)俯視讀得的數(shù)值偏小。

精選閱讀

水的電離和溶液酸堿性

作為杰出的教學(xué)工作者，能夠保證教課的順利開展，作為高中教師就需要提前準(zhǔn)備好適合自己的教案。教案可以讓學(xué)生們能夠在上課時充分理解所教內(nèi)容，幫助高中教師能夠井然有序的進(jìn)行教學(xué)。我們要如何寫好一份值得稱贊的高中教案呢？下面是小編為大家整理的“水的電離和溶液酸堿性”，歡迎大家與身邊的朋友分享吧！

水的電離和溶液酸堿性

【考試說明要求】

1.了解水的電離和水的離子積常數(shù)；

2.了解溶液PH的定義，能進(jìn)行PH的簡單計算。

【基礎(chǔ)知識梳理】

一、水的電離

1、水是一種電解質(zhì)，其電離方程式為，

水的離子積Kw＝

Kw只隨溫度變化而不隨濃度變化，水的電離是熱過程，25℃時，Kw=

2、影響水的電離平衡的因素

⑴溫度⑵酸、堿

⑶易水解的鹽

【思考】分析下列條件的改變對水的電離平衡的影響：

項目

條件平衡移

動方向C(H+)

變化C(OH－)

變化C(H+)與C(OH－)

大小比較Kw溶液

酸堿性

升溫

加入少量H2SO4

加入少量NaOH

加入少量Na2CO3

加入少量FeCl3

【例1】純水在25℃和80℃時的H+濃度，前后兩個量的大小關(guān)系為()

A.大于B.等于C.小于D.不能確定

二、溶液的酸堿性和pH

1、溶液的酸堿性取決于溶液中_________和__________的相對大小。

酸性溶液：C(H+)_____C(OH－)，中性溶液：C(H+)___C(OH－)，堿性溶液：C(H+)__C(OH－)

2．（1）pH＝_______________，pH大小反映了溶液中__________濃度大小，即反映溶液的_______性強弱。

（2）25℃時，酸性溶液：pH_____，中性溶液：pH_____，堿性溶液：pH_____。

（3）同種溶質(zhì)的稀溶液：c(酸)越大，酸性越_____，pH越_____；c(堿)越大，堿性越_____，pH越_____。

（4）相同pH的酸(或堿)，若酸(或堿)越弱，其物質(zhì)的量濃度越____。

【思考】判斷下列說法是否正確？(對的打√，錯誤打×)

⑴pH=0的溶液中C(H+)＝0()

⑵pH相同鹽酸和硫酸分別中和一定量氫氧化鈉溶液，消耗兩種酸體積比為2∶1（）

⑶pH相同的氨水和NaOH溶液中和等量的鹽酸時，消耗兩種堿體積比為1∶1()

⑷pH=5的鹽酸10mL加水稀釋至1000mL后pH=7()

⑸100℃時純水的pH=6，則100℃時純水顯酸性()

⑹pH=4.3的硫酸和pH=9.7的氫氧化鈉溶液中水的電離程度近似相等()

3.pH的計算

①已知酸堿濃度求pH②稀釋計算③混合計算

【例2】⑴求pH=4的鹽酸與水等體積混合后溶液的pH

⑵求pH=12的Ba(OH)2溶液與水以體積比2∶3混合后溶液的pH

⑶常溫下，重水離子積常數(shù)為1.6×10－15，則0.001mol/LNaOD重水溶液1mL加重水稀釋至10L后溶液的pD

⑷求pH=4、pH=6的兩種強酸溶液混合后溶液的pH=5時的體積比

⑸求pH=8的強堿溶液100mL和pH=9的強堿溶液300mL混合后溶液的pH

⑹求0.1mol/LHCl800mL和0.1mol/LNaOH200mL混合后溶液的pH

⑺等體積的pH=4的鹽酸與醋酸加水稀釋到pH=5，加水體積：前者_(dá)______后者。

4.pH的測定方法：①pH試紙；②酸堿指示劑；③pH計等。

【注意】使用pH試紙的方法：。

【思考】若用濕潤的pH試紙測定下列溶液的pH，與實際相比，結(jié)果如何變化？

①鹽酸溶液②乙酸溶液③氯化鈉溶液④氫氧化鈉溶液

若原鹽酸和乙酸的pH相同，則產(chǎn)生的誤差更大。

【例3】某溫度（t℃）時，水的離子積為Kw=1×10-13，則該溫度（選填大于、小于或等于）25℃，其理由是

若將此溫度下pH=11的苛性鈉溶液aL與pH=1的稀硫酸bL混合（設(shè)混合后溶液體積的微小變化忽略不計），試通過計算填寫以下不同情況時兩溶液的體積比：

（1）若所得混合液為中性，則a：b=：；此溶液中各種離子的濃度由大到小排列順序是。

（2）若所得混合液的pH=2，則a：b=：；此溶液中各種離子的濃度由大到小排列順序是。

水的電離和溶液的酸堿性

第二節(jié)水的電離和溶液的酸堿性(第2課時)
【教學(xué)目標(biāo)】⒈了解溶液的酸堿性和pH的關(guān)系
⒉掌握有關(guān)溶液ｐＨ值的簡單計算
⒊了解常用的酸堿指示劑
【教學(xué)重點】⒈水的離子積，Ｈ＋濃度、ＯＨ－濃度、ｐＨ值與溶液酸堿性的關(guān)系
⒉有關(guān)溶液ｐＨ值的簡單計算
【教學(xué)難點】ｐＨ值的計算
【教學(xué)過程】
二、溶液的酸堿性和pH
⒈定義：PH=，廣泛pH的范圍為0～14。
注意：當(dāng)溶液中[H+]或[OH-]大于1mol/L時，不用pH表示溶液的酸堿性。
⒉意義：
溶液的酸堿性常溫（25℃）
中性溶液：C(H+)C(OH-)C(H+)1×10-7mol/LpH7
酸性溶液：C(H+)C(OH-)C(H+)1×10-7mol/LpH7
堿性溶液：C(H+)C(OH-)C(H+)1×10-7mol/LpH7
⒊溶液PH的測定方法
（1）酸堿指示劑法
　說明：常用的酸堿指示劑有石蕊、甲基橙、酚酞試液。
常用酸堿指示劑的ｐＨ變色范圍
指示劑變色范圍的ｐＨ
石蕊５紅色5－8紫色8藍(lán)色
甲基橙3.1紅色3.1－4.4橙色4.4黃色
酚酞8無色8－10淺紅色10紅色
（2）ｐＨ試紙法
使用方法：
（3）PH計法
三、PH的應(yīng)用
閱讀教材P49-50
四、有關(guān)pH的計算
（一）單一溶液的PH計算
1、分別求0.05mol/LH2SO4溶液和0.05mol/LBa(OH)2溶液的PH值。

2、已知常溫下濃度為0.01mol/L的CH3COOH溶液的電離度為1%，求該溶液的PH值。

（二）酸堿混合溶液的PH計算
3、將PH=2的H2SO4溶液與PH=4的H2SO4溶液等體積混合后,求溶液的PH值。

4、將PH=8的NaOH溶液與PH=10的NaOH溶液等體積混合后,求溶液的PH值。

5、常溫下PH=4的HCl和PH=10的NaOH分別按體積比為1：1，11：9，9：11混合，分別求三種情況下溶液的PH值。

（三）酸、堿加水稀釋后溶液的PH值
6、常溫下，將PH=1的H2SO4溶液和PH=13的NaOH溶液分別稀釋1000倍，求所得溶液的PH值。

思考：若在常溫下，將PH=1的CH3COOH溶液和PH=13的NH3H2O溶液分別稀釋1000倍，則所得溶液的PH值在什么范圍之內(nèi)。

[反饋練習(xí)]
1．求下列溶液混合后的pH：
(1)把pH＝2和pH=4的兩種強酸溶液等體積混合，其pH＝。
(2)把pH＝12和pH＝14的兩種強堿溶液等體積混合，其pH=。
(3)把pH＝5的H2SO4溶液和pH＝8的NaOH溶液等體積混合，其pH＝。
2．室溫時，將PH=5的H2SO4溶液稀釋10倍，則C（H+）：C（SO42-）=；
若再將稀釋后的溶液再稀釋100倍,則C（H+）：C（SO42-）=。
2．20mL0.01mol／LKOH溶液的pH為；30mL0.005mol／LH2SO4溶液的pH為；兩溶液混合后，溶液的pH為。
3．設(shè)水的電離平衡線如右圖所示。
（1）若以A點表示25°時水在電離平衡時的粒子濃度，當(dāng)溫
度升高到100°時，水的電離平衡狀態(tài)到B點，則此時水的離子10-6
積從_________增加到____________；10-7
（2）將PH=8的Ba(OH)2溶液與PH=5的稀鹽酸混合，并保持
在100°的恒溫，欲使混合溶液的PH=7，則Ba(OH)2溶液和鹽
酸的體積比為__________。

學(xué)校臨清一中學(xué)科化學(xué)編寫人于梁森審稿人唐祖華
第二節(jié)水的電離和溶液的酸堿性(第2課時)
課前預(yù)習(xí)學(xué)案
一．預(yù)習(xí)目標(biāo)
⒈了解溶液的酸堿性和pH的關(guān)系
2.了解常用的酸堿指示劑
二，預(yù)習(xí)內(nèi)容
溶液的酸堿性和pH
⒈定義：PH=，廣泛pH的范圍為0～14。
注意：當(dāng)溶液中[H+]或[OH-]大于1mol/L時，不用pH表示溶液的酸堿性。
⒉意義：
溶液的酸堿性常溫（25℃）
中性溶液：C(H+)C(OH-)C(H+)1×10-7mol/LpH7
酸性溶液：C(H+)C(OH-)C(H+)1×10-7mol/LpH7
堿性溶液：C(H+)C(OH-)C(H+)1×10-7mol/LpH7
⒊溶液PH的測定方法
（1）酸堿指示劑法
　說明：常用的酸堿指示劑有石蕊、甲基橙、酚酞試液。
常用酸堿指示劑的ｐＨ變色范圍
指示劑變色范圍的ｐＨ
石蕊５紅色5－8紫色8藍(lán)色
甲基橙3.1紅色3.1－4.4橙色4.4黃色
酚酞8無色8－10淺紅色10紅色
（2）ｐＨ試紙法
使用方法：
（3）PH計法
PH的應(yīng)用
閱讀教材P49-50
課內(nèi)探究學(xué)案

【學(xué)習(xí)目標(biāo)】
掌握有關(guān)溶液ｐＨ值的簡單計算

【學(xué)習(xí)重點】有關(guān)溶液ｐＨ值的簡單計算
【學(xué)習(xí)難點】ｐＨ值的計算
有關(guān)pH的計算
（一）單一溶液的PH計算
1、分別求0.05mol/LH2SO4溶液和0.05mol/LBa(OH)2溶液的PH值。

2、已知常溫下濃度為0.01mol/L的CH3COOH溶液的電離度為1%，求該溶液的PH值。

（二）酸堿混合溶液的PH計算
3、將PH=2的H2SO4溶液與PH=4的H2SO4溶液等體積混合后,求溶液的PH值。

4、將PH=8的NaOH溶液與PH=10的NaOH溶液等體積混合后,求溶液的PH值。

5、常溫下PH=4的HCl和PH=10的NaOH分別按體積比為1：1，11：9，9：11混合，分別求三種情況下溶液的PH值。

（三）酸、堿加水稀釋后溶液的PH值
6、常溫下，將PH=1的H2SO4溶液和PH=13的NaOH溶液分別稀釋1000倍，求所得溶液的PH值。

思考：若在常溫下，將PH=1的CH3COOH溶液和PH=13的NH3H2O溶液分別稀釋1000倍，則所得溶液的PH值在什么范圍之內(nèi)。

[反饋練習(xí)]
1．求下列溶液混合后的pH：
(1)把pH＝2和pH=4的兩種強酸溶液等體積混合，其pH＝。
(2)把pH＝12和pH＝14的兩種強堿溶液等體積混合，其pH=。
(3)把pH＝5的H2SO4溶液和pH＝8的NaOH溶液等體積混合，其pH＝。
2．室溫時，將PH=5的H2SO4溶液稀釋10倍，則C（H+）：C（SO42-）=；
若再將稀釋后的溶液再稀釋100倍,則C（H+）：C（SO42-）=。
2．20mL0.01mol／LKOH溶液的pH為；30mL0.005mol／LH2SO4溶液的pH為；兩溶液混合后，溶液的pH為。
3．設(shè)水的電離平衡線如右圖所示。
（1）若以A點表示25°時水在電離平衡時的粒子濃度，當(dāng)溫
度升高到100°時，水的電離平衡狀態(tài)到B點，則此時水的離子10-6
積從_________增加到____________；10-7
（2）將PH=8的Ba(OH)2溶液與PH=5的稀鹽酸混合，并保持
在100°的恒溫，欲使混合溶液的PH=7，則Ba(OH)2溶液和鹽
酸的體積比為__________。
w.w.w.k.s.5.u.c.o.m

第二節(jié)水的電離和溶液的酸堿性(第2課時)
【課標(biāo)要求】⒈了解溶液的酸堿性和pH的關(guān)系
⒉掌握有關(guān)溶液ｐＨ值的簡單計算
⒊了解常用的酸堿指示劑
【學(xué)習(xí)重點】⒈水的離子積，Ｈ＋濃度、ＯＨ－濃度、ｐＨ值與溶液酸堿性的關(guān)系
⒉有關(guān)溶液ｐＨ值的簡單計算
【學(xué)習(xí)難點】ｐＨ值的計算
【學(xué)習(xí)過程】
【情景創(chuàng)設(shè)】
二、溶液的酸堿性和pH
⒈定義：PH=，廣泛pH的范圍為0～14。
注意：當(dāng)溶液中[H+]或[OH-]大于1mol/L時，不用pH表示溶液的酸堿性。
⒉意義：
溶液的酸堿性常溫（25℃）
中性溶液：C(H+)C(OH-)C(H+)1×10-7mol/LpH7
酸性溶液：C(H+)C(OH-)C(H+)1×10-7mol/LpH7
堿性溶液：C(H+)C(OH-)C(H+)1×10-7mol/LpH7
⒊溶液PH的測定方法
（1）酸堿指示劑法
　說明：常用的酸堿指示劑有石蕊、甲基橙、酚酞試液。
常用酸堿指示劑的ｐＨ變色范圍
指示劑變色范圍的ｐＨ
石蕊５紅色5－8紫色8藍(lán)色
甲基橙3.1紅色3.1－4.4橙色4.4黃色
酚酞8無色8－10淺紅色10紅色
（2）ｐＨ試紙法
使用方法：
（3）PH計法
三、PH的應(yīng)用
閱讀教材P49-50
四、有關(guān)pH的計算
（一）單一溶液的PH計算
1、分別求0.05mol/LH2SO4溶液和0.05mol/LBa(OH)2溶液的PH值。

2、已知常溫下濃度為0.01mol/L的CH3COOH溶液的電離度為1%，求該溶液的PH值。

（二）酸堿混合溶液的PH計算
3、將PH=2的H2SO4溶液與PH=4的H2SO4溶液等體積混合后,求溶液的PH值。

4、將PH=8的NaOH溶液與PH=10的NaOH溶液等體積混合后,求溶液的PH值。

5、常溫下PH=4的HCl和PH=10的NaOH分別按體積比為1：1，11：9，9：11混合，分別求三種情況下溶液的PH值。

（三）酸、堿加水稀釋后溶液的PH值
6、常溫下，將PH=1的H2SO4溶液和PH=13的NaOH溶液分別稀釋1000倍，求所得溶液的PH值。

思考：若在常溫下，將PH=1的CH3COOH溶液和PH=13的NH3H2O溶液分別稀釋1000倍，則所得溶液的PH值在什么范圍之內(nèi)。

[反饋練習(xí)]
1．求下列溶液混合后的pH：
(1)把pH＝2和pH=4的兩種強酸溶液等體積混合，其pH＝。
(2)把pH＝12和pH＝14的兩種強堿溶液等體積混合，其pH=。
(3)把pH＝5的H2SO4溶液和pH＝8的NaOH溶液等體積混合，其pH＝。
2．室溫時，將PH=5的H2SO4溶液稀釋10倍，則C（H+）：C（SO42-）=；
若再將稀釋后的溶液再稀釋100倍,則C（H+）：C（SO42-）=。
2．20mL0.01mol／LKOH溶液的pH為；30mL0.005mol／LH2SO4溶液的pH為；兩溶液混合后，溶液的pH為。
3．設(shè)水的電離平衡線如右圖所示。
（1）若以A點表示25°時水在電離平衡時的粒子濃度，當(dāng)溫
度升高到100°時，水的電離平衡狀態(tài)到B點，則此時水的離子10-6
積從_________增加到____________；10-7
（2）將PH=8的Ba(OH)2溶液與PH=5的稀鹽酸混合，并保持
在100°的恒溫，欲使混合溶液的PH=7，則Ba(OH)2溶液和鹽
酸的體積比為__________。
w.w.w.k.s.5.u.c.o.m

第二節(jié)水的電離和溶液的酸堿性(第2課時)學(xué)案
【課標(biāo)要求】⒈了解溶液的酸堿性和pH的關(guān)系
⒉掌握有關(guān)溶液ｐＨ值的簡單計算
⒊了解常用的酸堿指示劑
【學(xué)習(xí)重點】⒈水的離子積，Ｈ＋濃度、ＯＨ－濃度、ｐＨ值與溶液酸堿性的關(guān)系
⒉有關(guān)溶液ｐＨ值的簡單計算
【學(xué)習(xí)難點】ｐＨ值的計算
【學(xué)習(xí)過程】
【情景創(chuàng)設(shè)】
二、溶液的酸堿性和pH
⒈定義：PH=，廣泛pH的范圍為0～14。
注意：當(dāng)溶液中[H+]或[OH-]大于1mol/L時，不用pH表示溶液的酸堿性。
⒉意義：
溶液的酸堿性常溫（25℃）
中性溶液：C(H+)C(OH-)C(H+)1×10-7mol/LpH7
酸性溶液：C(H+)C(OH-)C(H+)1×10-7mol/LpH7
堿性溶液：C(H+)C(OH-)C(H+)1×10-7mol/LpH7
⒊溶液PH的測定方法
（1）酸堿指示劑法
　說明：常用的酸堿指示劑有石蕊、甲基橙、酚酞試液。
常用酸堿指示劑的ｐＨ變色范圍
指示劑變色范圍的ｐＨ
石蕊５紅色5－8紫色8藍(lán)色
甲基橙3.1紅色3.1－4.4橙色4.4黃色
酚酞8無色8－10淺紅色10紅色
（2）ｐＨ試紙法
使用方法：
（3）PH計法
三、PH的應(yīng)用
閱讀教材P49-50
四、有關(guān)pH的計算
（一）單一溶液的PH計算
1、分別求0.05mol/LH2SO4溶液和0.05mol/LBa(OH)2溶液的PH值。

2、已知常溫下濃度為0.01mol/L的CH3COOH溶液的電離度為1%，求該溶液的PH值。

（二）酸堿混合溶液的PH計算
3、將PH=2的H2SO4溶液與PH=4的H2SO4溶液等體積混合后,求溶液的PH值。

4、將PH=8的NaOH溶液與PH=10的NaOH溶液等體積混合后,求溶液的PH值。

5、常溫下PH=4的HCl和PH=10的NaOH分別按體積比為1：1，11：9，9：11混合，分別求三種情況下溶液的PH值。

（三）酸、堿加水稀釋后溶液的PH值
6、常溫下，將PH=1的H2SO4溶液和PH=13的NaOH溶液分別稀釋1000倍，求所得溶液的PH值。

思考：若在常溫下，將PH=1的CH3COOH溶液和PH=13的NH3H2O溶液分別稀釋1000倍，則所得溶液的PH值在什么范圍之內(nèi)。

[反饋練習(xí)]
1．求下列溶液混合后的pH：
(1)把pH＝2和pH=4的兩種強酸溶液等體積混合，其pH＝。
(2)把pH＝12和pH＝14的兩種強堿溶液等體積混合，其pH=。
(3)把pH＝5的H2SO4溶液和pH＝8的NaOH溶液等體積混合，其pH＝。
2．室溫時，將PH=5的H2SO4溶液稀釋10倍，則C（H+）：C（SO42-）=；
若再將稀釋后的溶液再稀釋100倍,則C（H+）：C（SO42-）=。
2．20mL0.01mol／LKOH溶液的pH為；30mL0.005mol／LH2SO4溶液的pH為；兩溶液混合后，溶液的pH為。
3．設(shè)水的電離平衡線如右圖所示。
（1）若以A點表示25°時水在電離平衡時的粒子濃度，當(dāng)溫
度升高到100°時，水的電離平衡狀態(tài)到B點，則此時水的離子10-6
積從_________增加到____________；10-7
（2）將PH=8的Ba(OH)2溶液與PH=5的稀鹽酸混合，并保持
在100°的恒溫，欲使混合溶液的PH=7，則Ba(OH)2溶液和鹽
酸的體積比為__________。

高二化學(xué)教案：《溶液的酸堿性教學(xué)案》教學(xué)設(shè)計

本文題目：高二化學(xué)教案：溶液的酸堿性教學(xué)案

第1課時　溶液的酸堿性

[目標(biāo)要求]　1.了解溶液的酸堿性與c(H+)、c(OH-)的關(guān)系。　2.了解pH的定義及簡單的計算。

一、溶液的酸堿性

1.一種溶液顯酸性、中性還是堿性，取決于溶液中c(H+)和c(OH-)的相對大小。在一定溫度下，水溶液中氫離子和氫氧根離子的物質(zhì)的量濃度之積為常數(shù)。只要知道溶液中氫離子(或氫氧根離子)的濃度，就可以計算溶液中氫氧根離子(或氫離子)的濃度，并據(jù)此判斷酸堿性。例如室溫下測得某溶液中的c(H+)為1.0×10-5mol?L-1，根據(jù)KW=c(H+)?c(OH-)=1.0×10-14mol2?L-2可求得該酸溶液中c(OH-)=1.0×10-9mol?L-1 。

2.酸性溶液：c(H+)>c(OH-)，c(H+)越大，酸性越強;

中性溶液：c(H+)=c(OH-);

堿性溶液：c(H+)

二、溶液的酸堿性與pH的關(guān)系

1.溶液pH的定義

(1)由于用c(H+)及c(OH-)來表示溶液的酸堿性有時數(shù)值非常小，使用很不方便。

在實際應(yīng)用中，人們常用溶液中氫離子濃度的負(fù)對數(shù)(pH)來表示溶液的酸堿性。pH與氫離子濃度的關(guān)系式為pH=-lg_c(H+)。

(2)pH值與溶液酸堿性的關(guān)系

在25 ℃時，純水中c(H+)=c(OH-)=10-7mol?L-1，所以在25 ℃時，pH=7時，溶液中氫離子濃度和氫氧根離子濃度相等，溶液顯中性。pH>7時，溶液中氫離子濃度小于氫氧根離子濃度，溶液顯堿性，且pH越大，溶液中c(OH-)越大，溶液的堿性越強。pH

2.強酸與強酸(或強堿與強堿)混合溶液pH的計算

(1)強酸與強酸混合液的pH

強酸 Ⅰ：c1(酸)，V1(酸)――→電離n1(H+)=c1(H+)?V1，

強酸 Ⅱ：c2(酸)，V2(酸)――→電離n2(H+)=c2(H+)?V2，

?V混=V1+V2　n混(H+)=c1(H+)?V1+c2(H+)?V2?c混(H+)=c1?H+??V1+c2?H+??V2V1+V2?pH。

(2)強堿與強堿混合液的pH

強堿Ⅰ：c1(堿)，V1(堿)――→電離n1(OH-)=c1(OH-)?V1

強堿Ⅱ：c2(堿)，V2(堿)――→電離n2(OH-)=c2(OH-)?V2

?V混=V1+V2　n混(OH-)=c1(OH-)?V1+c2(OH-)?V2

?c混(OH-)=c1?OH-??V1+c2?OH-??V2V1+V2，再求c(H+)=KWc?OH-??pH。

三、溶液pH的測定方法

1.酸堿指示劑

酸堿指示劑一般是弱有機酸或弱有機堿，它們的顏色變化是在一定的pH范圍內(nèi)發(fā)生的，因此可以用這些指示劑粗略測出pH范圍，但不能準(zhǔn)確測定pH。

常用指示劑的變色范圍和顏色變化如下表：

指示劑 甲基橙 石蕊 酚酞

變色范圍pH 3.1～4.4 5～8 8.2～10.0

溶液顏色 紅、橙、黃 紅、紫、藍(lán) 無色、粉紅、紅

2.pH試紙

粗略地測定溶液的pH可用pH試紙。pH試紙的使用方法是：取一小塊pH試紙放在玻璃片上(或表面皿上)，用潔凈的玻璃棒蘸取待測液點在試紙的中部，變色穩(wěn)定后與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對照確定溶液的pH。

3.pH計

通過儀器pH計來精確測定溶液的pH。

知識點一　溶液的酸堿性

1.下列溶液肯定呈酸性的是()

A.含H+的溶液 B.能使酚酞顯無色的溶液

C.pH

答案　D

解析　任何水溶液中均含H+和OH-，故A錯。酚酞顯無色的溶液，其pH

2.判斷溶液的酸堿性有多種方法。下列溶液中，一定呈堿性的是()

A.能夠使甲基橙呈現(xiàn)黃色的溶液

B.溶液的pH>7

C.溶液中：c(H+)

D.溶液中：c(H+)>1×10-7 mol?L-1

答案　C

解析　溶液酸堿性最本質(zhì)的判斷標(biāo)準(zhǔn)是看H+和OH-濃度的相對大小，只有當(dāng)c(H+)>c(OH-)時，溶液才呈酸性;當(dāng)c(H+)=c(OH-)時，溶液呈中性;當(dāng)c(H+)4.4時呈現(xiàn)黃色。所以，使甲基橙呈現(xiàn)黃色的溶液不一定顯堿性。溶液的pH與溫度有關(guān)，常溫下pH>7的溶液一定顯堿性，但在不是常溫的情況下就不一定了。

3.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、強堿以等物質(zhì)的量反應(yīng)所得到的溶液

D.非電解質(zhì)溶于水所得到的溶液

答案　B

知識點二　pH值計算

4.常溫下，某溶液中由水電離產(chǎn)生的c(H+)=1×10-11 mol?L-1，則該溶液的pH可能是()

A.4 B.7 C.8 D.11

答案　D

解析　由題意知由水電離產(chǎn)生的c(H+)=1×10-11 mol?L-1

5.25℃時，若pH=a的10體積某強酸溶液與pH=b的1體積某強堿溶液混合后溶液呈中性，則混合之前該強酸的pH與強堿的pH之間應(yīng)滿足的關(guān)系()

A.a+b=14 B.a+b=13 C.a+b=15 D.a+b=7

答案　C

解析　酸中n(H+)=10-a×10，堿中n(OH-)=10-1410-b×1=10-14+b，根據(jù)混合后溶液呈中性，故n(H+)=n(OH-)，即10-a×10=10-14+b，所以a+b=15。

知識點三　pH的測定方法

6.下列試紙中，在測溶液的性質(zhì)時，預(yù)先不能用蒸餾水潤濕的是()

A.石蕊試紙 B.醋酸鉛試紙 C.KI淀粉試紙 D.pH試紙

答案　D

解析　pH試紙測溶液的酸堿性時是定量測定，加水潤濕后會導(dǎo)致溶液的濃度降低，使測得的pH產(chǎn)生偏差，所以不能潤濕。

7.有一學(xué)生甲在實驗室測某溶液的pH，實驗時，他先用蒸餾水潤濕pH試紙，然后用潔凈干燥的玻璃棒蘸取試樣進(jìn)行檢測。學(xué)生乙對學(xué)生甲的操作的評價為：操作錯誤，測定結(jié)果一定有誤差。學(xué)生丙對學(xué)生甲的操作的評價為：操作錯誤，但測定結(jié)果不一定有誤差。

(1)你支持________(填“乙”或“丙”)同學(xué)的觀點，原因是________________。

(2)若用此法分別測定c(H+)相等的鹽酸和醋酸溶液的pH，誤差較大的是________，原因是________________________________________________________________________。

(3)只從下列試劑中選擇實驗所需的物品，你________(填“能”或“不能”)區(qū)分0.1 mol?L-1的硫酸和0.01 mol?L-1的硫酸。若能，簡述操作過程。

________________________________________________________________________

①紫色石蕊試液?、诜犹囈骸、奂谆仍囈?/p>

④蒸餾水 ⑤BaCl2溶液 ⑥pH試紙

答案　(1)丙　當(dāng)溶液呈中性時，則不產(chǎn)生誤差;否則將產(chǎn)生誤差

(2)鹽酸　在稀釋過程中，醋酸繼續(xù)電離產(chǎn)生H+，使得溶液中c(H+)較鹽酸溶液中c(H+)大，誤差較小

(3)能　用玻璃棒分別蘸取兩種溶液點在兩張pH試紙上，與標(biāo)準(zhǔn)比色卡比較其pH，pH較大的為0.01 mol?L-1的硫酸

解析　本題考查pH試紙的使用，pH試紙使用不能用蒸餾水潤濕，若潤濕相當(dāng)于對待測液稀釋。對于不同性質(zhì)的溶液造成的影響不同：若溶液為中性，則測得結(jié)果無誤差;若為酸性，測得結(jié)果偏大;若為堿性，測得結(jié)果偏小。

練基礎(chǔ)落實

1.用pH試紙測定某無色溶液的pH時，規(guī)范的操作是()

A.將pH試紙放入溶液中，觀察其顏色變化，跟標(biāo)準(zhǔn)比色卡比較

B.將溶液倒在pH試紙上跟標(biāo)準(zhǔn)比色卡比較

C.用干燥的潔凈玻璃棒蘸取溶液，滴在pH試紙上，跟標(biāo)準(zhǔn)比色卡比較

D.在試管內(nèi)放入少量溶液，煮沸，把pH試紙放在管口，觀察顏色，跟標(biāo)準(zhǔn)比色卡比較

答案　C

2.常溫下，pH=11的X、Y兩種堿溶液各1 mL，分別稀釋至100 mL，其pH與溶液體積(V)的關(guān)系如圖所示，下列說法正確的是()

A.X、Y兩種堿溶液中溶質(zhì)的物質(zhì)的量濃度一定相等

B.稀釋后，X溶液的堿性比Y溶液的堿性強

C.分別完全中和X、Y這兩種堿溶液時，消耗同濃度鹽酸的體積V(X)>V(Y)

D.若9

答案　D

3.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　本題考查有關(guān)混合溶液pH的計算。有關(guān)稀溶液混合，總體積近似等于兩種溶液體積之和。強堿溶液混合，應(yīng)按c(OH-)計算：c混(OH-)=(1×10-6 mol?L-1+1×10-4 mol?L-1)/2=5.05×10-5 mol?L-1，c混(H+)=KW/c(OH-)≈2×10-10 mol?L-1，pH=9.7。

4.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，在常溫下，其c(H+)×c(OH-)=1×10-14 mol2?L-2

B.c(H+)等于1×10-7 mol?L-1的溶液一定是中性溶液

C.0.2 mol?L-1 CH3COOH溶液中的c(H+)是0.1 mol?L-1 CH3COOH溶液中的c(H+)的2倍

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，其KW=1×10-14mol2?L-2;在溫度不確定時，中性溶液里的c(H+)不一定等于1×10-7 mol?L-1;0.2 mol?L-1 CH3COOH溶液中的CH3COOH電離程度比0.1 mol?L-1 CH3COOH溶液中的CH3COOH電離程度小，所以，0.2 mol?L-1 CH3COOH溶液中的c(H+)小于0.1 mol?L-1 CH3COOH溶液中的c(H+)的2倍;當(dāng)c(H+)或c(OH-)大于1 mol?L-1時，用pH表示溶液的酸堿性就不簡便了，所以，當(dāng)c(H+)或c(OH-)大于1 mol?L-1時，一般不用pH表示溶液的酸堿性，而是直接用c(H+)或c(OH-)來表示。

練方法技巧

5.pH=3的兩種一元酸HX和HY溶液，分別取50 mL加入足量的鎂粉，充分反應(yīng)后，收集到H2的體積分別為V(HX)和V(HY)，若V(HX)>V(HY)，則下列說法正確的是()

A.HX可能是強酸

B.HY一定是強酸

C.HX的酸性強于HY的酸性

D.反應(yīng)開始時二者生成H2的速率相等

答案　D

解析　解答該題應(yīng)注意以下三點：(1)強酸完全電離，弱酸部分電離。(2)酸性相同的溶液，弱酸的濃度大，等體積時，其物質(zhì)的量多。(3)產(chǎn)生H2的速率取決于c(H+)的大小。本題考查了強、弱酸的判斷及溶液酸性大小的比較。據(jù)題意，Mg粉足量，酸不足，應(yīng)根據(jù)酸的物質(zhì)的量來計算H2的體積，由V(HX)>V(HY)，知pH相等時，HX的物質(zhì)的量濃度比HY的大，即HX是比HY弱的弱酸，而無法判斷HY是強酸還是弱酸，故A、B、C錯誤;D項，反應(yīng)開始時的速率取決于c(H+)，因為開始時c(H+)相等，故D項正確。

6.某溫度下，相同pH值的鹽酸和醋酸溶液分別加水稀釋，平衡pH值隨溶液體積變化的曲線如右圖所示。據(jù)圖判斷正確的是()

A.Ⅱ為鹽酸稀釋時的pH值變化曲線

B.b點溶液的導(dǎo)電性比c點溶液的導(dǎo)電性強

C.a點KW的數(shù)值比c點KW的數(shù)值大

D.b點酸的總濃度大于a點酸的總濃度

答案　B

解析　本題考查了強酸和弱酸的稀釋規(guī)律，解題時要注意弱酸在稀釋時還會繼續(xù)電離。pH相同的鹽酸(強酸)和醋酸(弱酸)，稀釋相同的倍數(shù)時，因醋酸在稀釋時仍不斷地電離，故鹽酸的pH增大的多，故曲線Ⅰ代表鹽酸稀釋時pH的變化曲線，A錯誤;不斷加水稀釋時，溶液中c(H+)不斷減小，導(dǎo)電性減弱，B正確;因為KW僅僅是溫度的函數(shù)，因為是在相同的溫度下，故a點KW與c點KW的數(shù)值相同，C錯誤;因鹽酸和醋酸的pH相同，則c(醋酸)>c(鹽酸)，稀釋相同的倍數(shù)，由于醋酸存在電離平衡，故仍有c(醋酸)>c(鹽酸)，D錯誤。

練綜合拓展

7.已知水在25 ℃和95 ℃時，其電離平衡曲線如右圖所示：

(1)則25 ℃時水的電離平衡曲線應(yīng)為________(填“A”或“B”)，請說明理由________________________________________________________________________

________________________________________________________________________。

(2)25 ℃時，將pH=9的NaOH溶液與pH=4的H2SO4溶液混合，若所得混合溶液的pH=7，則NaOH溶液與H2SO4溶液的體積比為__________。

(3)95 ℃時，若100體積pH1=a的某強酸溶液與1體積pH2=b的某強堿溶液混合后溶液呈中性，則混合前，該強酸的pH1與強堿的pH2之間應(yīng)滿足的關(guān)系是________________________________________________________________________

__________________。

(1) 曲線B對應(yīng)溫度下，pH=2的某HA溶液和pH=10的NaOH溶液等體積混合后，混合溶液的pH=5。請分析其原因：

________________________________________________________________________

________________________________________________________________________。

答案　(1)A　水的電離是吸熱過程，溫度低時，電離程度小，c(H+)、c(OH-)小

(2)10∶1　(3)a+b=14或pH1+pH2=14

(4)曲線B對應(yīng)95 ℃，此時水的離子積為10-12mol2?L-2，HA為弱酸，HA中和NaOH后，混合溶液中還剩余較多的HA分子，可繼續(xù)電離出H+，使溶液pH=5

解析　本題的關(guān)鍵是搞清楚溫度對水的電離平衡、水的離子積和溶液pH的影響。

(1)當(dāng)溫度升高時，促進(jìn)水的電離，水的離子積也增大，水中氫離子濃度、氫氧根離子濃度都增大，水的pH也增大，但溶液仍然呈中性。因此結(jié)合圖象中A、B曲線變化情況及氫離子濃度、氫氧根離子濃度可以判斷，25 ℃時水的電離平衡曲線應(yīng)為A，理由為水的電離是吸熱過程，升高溫度，水的電離程度增大。

(2)25 ℃時所得混合溶液的pH=7，溶液呈中性即酸堿恰好中和，即n(OH-)=n(H+)，則V(NaOH)?10-5 mol?L-1=V(H2SO4)?10-4 mol?L-1，得V(NaOH)∶V(H2SO4)=10∶1。

(3)要注意的是95 ℃時，水的離子積為10-12mol2?L-2，即c(H+)?c(OH-)=10-12mol2?L-2，即：等體積強酸、強堿反應(yīng)至中性時pH(酸)+pH(堿)=12。根據(jù)95 ℃時混合后溶液呈中性，pH2=b的某強堿溶液中c(OH-)=10b-12;有100×10-a=1×10b-12，即：10-a+2=10b-12，所以，有以下關(guān)系：a+b=14或pH1+pH2=14。

(4)在曲線B對應(yīng)溫度下，因pH(酸)+pH(堿)=12，可得酸堿兩溶液中c(H+)=c(OH-)，若是強酸、強堿，兩溶液等體積混合后溶液應(yīng)呈中性;現(xiàn)混合溶液的pH=5，即等體積混合后溶液顯酸性，說明H+與OH-完全反應(yīng)后又有新的H+產(chǎn)生，即酸過量，所以說酸HA是弱酸。

8.(1)pH=2的某酸稀釋100倍，pH________4，pH=12的某堿稀釋100倍，pH________10。

(2)室溫時，將pH=5的H2SO4溶液稀釋10倍，c(H+)∶c(SO2-4)=________，將稀釋后的溶液再稀釋100倍，c(H+)∶c(SO2-4)=________。

(3)

MOH和ROH兩種一元堿的溶液分別加水稀釋時，pH變化如右圖所示。下列敘述中不正確的是()

A.MOH是一種弱堿

B.在x點，MOH完全電離

C.在x點，c(M+)=c(R+)

D.稀釋前ROH溶液中c(OH-)是MOH溶液中c(OH-)的10倍

答案　(1)≤　≥　(2)2∶1　20∶1　(3)B

解析　(1)若某酸為強酸，則pH=4，若為弱酸，則pH

(2)pH=5的H2SO4稀釋10倍，c(H+)和c(SO2-4)同等倍數(shù)減小，所以c(H+)∶c(SO2-4)=2∶1，若將稀釋后的溶液再稀釋100倍，其pH≈7，而c(SO2-4)=5×10-7102=5×10-9 mol?L-1，所以c(H+)∶c(SO2-4)=10-7∶5×10-9=20∶1。

(3)由圖知，稀釋100倍后ROH的pH變化為2，為強堿，MOH的pH變化為1，為弱堿;x點時ROH與MOH的c(OH-)相等，故c(M+)與c(R+)相等;稀釋前ROH的c(OH-)=0.1 mol?L-1，MOH的c(OH-)=0.01 mol?L-1，故D項正確;MOH為弱堿，在任何點都不能完全電離，B項錯誤。

第2課時　酸堿中和滴定

[目標(biāo)要求]　1.理解酸堿中和滴定的原理。2.初步了解酸堿中和滴定的操作方法。3.掌握有關(guān)酸堿中和滴定的誤差分析。

酸堿中和滴定

1.酸堿中和滴定概念：用已知物質(zhì)的量濃度的酸(或堿)來測定未知物質(zhì)的量濃度的堿(或酸)的方法叫做酸堿中和滴定。滴定的原理：n元酸與n′元堿恰好完全中和時：nc酸V酸=n′c堿V堿。如果用A代表一元酸，用B代表一元堿，可以利用下列關(guān)系式來計算未知堿(或酸)的物質(zhì)的量濃度：cB=cAVAVB。

2.酸堿中和滴定的關(guān)鍵：準(zhǔn)確測定參加反應(yīng)的兩種溶液的體積，以及準(zhǔn)確判斷中和反應(yīng)是否恰好進(jìn)行完全。

3.酸堿中和滴定實驗

實驗儀器：pH計、酸式滴定管、堿式滴定管、錐形瓶、燒杯、滴定管夾、量筒、鐵架臺。

實驗藥品：標(biāo)準(zhǔn)液、待測液、指示劑。

實驗步驟：

(1)查：檢查兩滴定管是否漏水和堵塞;

(2)洗：先用蒸餾水洗滌兩滴定管，然后用所要盛裝的酸堿潤洗2～3遍;

(3)盛、調(diào)：分別將酸、堿溶液注入酸、堿滴定管中，使液面位于滴定管刻度“0”以上2～3厘米處，并將滴定管固定在滴定管夾上，然后趕走滴定管內(nèi)部氣泡，調(diào)節(jié)滴定管中液面高度處于某一刻度，并記下讀數(shù)。

(4)取：從堿式滴定管中放出25.00 mL氫氧化鈉溶液于錐形瓶中，滴入2滴酚酞試液，將錐形瓶置于酸式滴定管下方，并在瓶底襯一張白紙。

(5)滴定：左手控制酸式滴定管活塞，右手拿住錐形瓶瓶頸，邊滴入鹽酸，邊不斷搖動錐形瓶，眼睛始終注意錐形瓶內(nèi)溶液顏色變化。

(6)記：當(dāng)看到加一滴鹽酸時，錐形瓶中溶液紅色突變?yōu)闊o色時，停止滴定，且半分鐘內(nèi)不恢復(fù)原來的顏色，準(zhǔn)確記下鹽酸讀數(shù)，并準(zhǔn)確求得滴定用去的鹽酸體積。

(7)算：整理數(shù)據(jù)進(jìn)行計算。

根據(jù)cB=cAVAVB計算。

二、酸堿中和滴定誤差分析

中和滴定實驗中，產(chǎn)生誤差的途徑主要有操作不當(dāng)，讀數(shù)不準(zhǔn)等，分析誤差要根據(jù)計算式分析，c待測=c標(biāo)準(zhǔn)?V標(biāo)準(zhǔn)V待測，當(dāng)用標(biāo)準(zhǔn)酸溶液滴定待測堿溶液時，c標(biāo)準(zhǔn)、V待測均為定值，c待測的大小取決于V標(biāo)準(zhǔn)的大小。

下列為不正確操作導(dǎo)致的實驗結(jié)果偏差：

(1)儀器洗滌

①酸式滴定管水洗后，未潤洗(偏高);②酸式滴定管水洗后，誤用待測液潤洗(偏高);③堿式滴定管水洗后，未潤洗(偏低);④錐形瓶水洗后，用待測液潤洗(偏高)。

(2)量器讀數(shù)

①滴定前俯視酸式滴定管，滴定后平視(偏高);

②

滴定前仰視酸式滴定管，滴定后俯視(偏低)如圖所示;

③滴定完畢后，立即讀數(shù)，半分鐘后顏色又褪去(偏低)。

(3)操作不當(dāng)

①酸式滴定管漏液(偏高);②滴定前酸式滴定管尖嘴部分有氣泡，滴定過程中氣泡變小(偏高);③滴定過程中，振蕩錐形瓶時，不小心將溶液濺出(偏低);④滴定過程中，錐形瓶內(nèi)加少量蒸餾水(無影響); ⑤用甲基橙作指示劑進(jìn)行滴定時，溶液由橙色變紅色時停止滴定(偏高);⑥用甲基橙作指示劑，溶液由黃色變橙色，5 s后又褪去(偏低)。

知識點一　酸堿中和滴定

1.一只規(guī)格為a mL的滴定管，其尖嘴部分充滿溶液，管內(nèi)液面在m mL處，當(dāng)液面降到n mL處時，下列判斷正確的是()

A.流出溶液的體積為(m-n) mL

B.流出溶液的體積為(n-m) mL

C.管內(nèi)溶液體積等于(a-n) mL

D.管內(nèi)溶液體積多于n mL

答案　B

解析　滴定管的“0”刻度在上方，越向下刻度越大，所以流出液體的體積為(n-m) mL;刻度線以下及尖嘴部分均充有溶液，所以管內(nèi)溶液體積大于(a-n) mL。

2.某學(xué)生用已知物質(zhì)的量濃度的鹽酸來測定未知物質(zhì)的量濃度的NaOH溶液時，選擇甲基橙作指示劑。請?zhí)顚懴铝锌瞻祝?/p>

(1)用標(biāo)準(zhǔn)的鹽酸滴定待測的NaOH溶液時，左手握酸式滴定管的活塞，右手搖動錐形瓶，眼睛注視________，直到因加入一滴鹽酸后，溶液由黃色變?yōu)槌壬?，并______為止。

(2)下列操作中可能使所測NaOH溶液的濃度數(shù)值偏低的是()

A.酸式滴定管未用標(biāo)準(zhǔn)鹽酸潤洗就直接注入標(biāo)準(zhǔn)鹽酸

B.滴定前盛放NaOH溶液的錐形瓶用蒸餾水洗凈后沒有干燥

C.酸式滴定管在滴定前有氣泡，滴定后氣泡消失

D.讀取鹽酸體積時，開始仰視讀數(shù)，滴定結(jié)束時俯視讀數(shù)

(3)若滴定開始和結(jié)束時，酸式滴定管中的液面如圖所示，則起始讀數(shù)為________mL，終點讀數(shù)為________mL，所用鹽酸溶液的體積為________mL。

(4)某學(xué)生根據(jù)3次實驗分別記錄有關(guān)數(shù)據(jù)如下表：

滴定次數(shù) 待測NaOH溶液的體積/mL 0.100 0 mol?L-1鹽酸的體積/mL

滴定前刻度 滴定后刻度 溶液體積/mL

第一次 25.00 0.00 26.11 26.11

第二次 25.00 1.56 30.30 28.74

第三次 25.00 0.22 26.31 26.09

依據(jù)上表數(shù)據(jù)列式計算該NaOH溶液的物質(zhì)的量濃度。

答案　(1)錐形瓶中溶液顏色變化　在半分鐘內(nèi)不變色　(2)D　(3)0.00　26.10　26.10

(4)V=26.11 mL+26.09 mL2=26.10 mL，c(NaOH)=0.100 0 mol?L-1×26.10 mL25.00 mL=0.104 4 mol?L-1

解析　在求c(NaOH)和進(jìn)行誤差分析時應(yīng)依據(jù)公式：c(NaOH)=c?HCl??V[?HCl?aq]V[?NaOH?aq]。欲求c(NaOH)，須先求V[(HCl)aq]再代入公式;進(jìn)行誤差分析時，要考慮實際操作對每一個量即V[(HCl)aq]和V[(NaOH)aq]的影響，進(jìn)而影響c(NaOH)。

(1)考查酸堿中和滴定實驗的規(guī)范操作。

(2)考查由于不正確操作引起的誤差分析。滴定管未用標(biāo)準(zhǔn)鹽酸潤洗，內(nèi)壁附著一層水，可將加入的鹽酸稀釋，消耗相同量的堿，所需鹽酸的體積偏大，結(jié)果偏高;用堿式滴定管取出的待測NaOH溶液的物質(zhì)的量一旦確定，倒入錐形瓶后，水的加入不影響OH-的物質(zhì)的量，也就不影響結(jié)果;若排出氣泡，液面會下降，故讀取V酸偏大，結(jié)果偏高;正確讀數(shù)(虛線部分)和錯誤讀數(shù)(實線部分)如圖所示。

(3)讀數(shù)時，以凹液面的最低點為基準(zhǔn)。

(4)先算出耗用標(biāo)準(zhǔn)酸液的平均值

V=26.11 mL+26.09 mL2=26.10 mL(第二次偏差太大，舍去)。c(NaOH)=0.1000 mol?L-1×26.10 mL25.00 mL=0.104 4 mol?L-1。

知識點二　酸堿中和滴定誤差分析

3.用標(biāo)準(zhǔn)鹽酸溶液滴定待測濃度的堿溶液時，下列操作中會引起堿溶液濃度的測定值偏大的是()

A.錐形瓶中的溶液在滴定過程中濺出

B.滴定管裝液后尖嘴部位有氣泡，滴定后氣泡消失

C.指示劑變色15 s后又恢復(fù)為原來的顏色便停止滴定

D.錐形瓶用蒸餾水沖洗后未用待測液潤洗

答案　B

解析　根據(jù)c(B)=c?A??V?A?V?B?判斷，A項中，V(B)的實際量減少，導(dǎo)致V(A)減少，測定值偏小;B項使液體充滿氣泡，導(dǎo)致V(A)增大，測定值偏大;C項未到滴定終點，偏小;D項，不影響測定結(jié)果。

4.稱取一定質(zhì)量的NaOH來測定未知濃度的鹽酸時(NaOH放在錐形瓶內(nèi)，鹽酸放在滴定管中)。用A.偏高;B.偏低;C.無影響;D.無法判斷，填寫下列各項操作會給實驗造成的誤差。

(1)稱量固體NaOH時，未調(diào)節(jié)天平的零點()

(2)將NaOH放入錐形瓶中加水溶解時，加入水的體積不準(zhǔn)確()

(3)滴定管裝入鹽酸前未用鹽酸洗()

(4)開始滴定時，滴定管尖端處有氣泡，滴定完畢氣泡排出()

(5)滴定前未將液面調(diào)至刻度線“0”或“0”以下，結(jié)束時初讀數(shù)按0計算()

(6)在滴定過程中活塞處漏液()

(7)搖動錐形瓶時，因用力過猛，使少量溶液濺出()

(8)滴定前讀數(shù)時仰視，滴定完畢讀數(shù)時俯視()

答案　(1)D　(2)C　(3)B　(4)B　(5)A　(6)B　(7)A　(8)A

解析　(1)稱量固體NaOH時，未調(diào)節(jié)天平零點，不能確定稱量結(jié)果是偏大還是偏小，故選D。(2)錐形瓶內(nèi)是否含水或加多少水并不影響NaOH與HCl的中和反應(yīng)。(3)滴定管中裝鹽酸前未潤洗相當(dāng)于將待測液稀釋了，導(dǎo)致測定結(jié)果偏低。(4)滴定前有氣泡，滴定后無氣泡，相當(dāng)于待測液比實際用量多了，導(dǎo)致結(jié)果偏低。(5)讀出的數(shù)據(jù)比實際值小，導(dǎo)致結(jié)果偏大。(6)滴定過程中漏液使讀出的待測液的體積比實際消耗量多，導(dǎo)致結(jié)果偏低。(7)搖動錐形瓶時，用力過猛，使少量液體濺出，致使一部分NaOH未被中和，消耗待測液體積減小，使測定結(jié)果偏高。(8)讀出的數(shù)據(jù)比實際值偏小，使結(jié)果偏高。

練基礎(chǔ)落實

1.酸堿恰好完全中和時()

A.酸與堿的物質(zhì)的量一定相等

B.溶液呈現(xiàn)中性

C.酸與堿的物質(zhì)的量濃度相等

D.酸所能提供的H+與堿所能提供的OH-的物質(zhì)的量相等

答案　D

2.用鹽酸滴定NaOH溶液的實驗中，以甲基橙為指示劑，滴定到終點時，溶液顏色的變化是()

A.由黃色變?yōu)榧t色 B.由黃色變?yōu)槌壬?/p>

C.由橙色變?yōu)榧t色 D.由紅色變?yōu)槌壬?/p>

答案　B

3.用標(biāo)準(zhǔn)鹽酸測定未知濃度的氫氧化鈉溶液，下列操作導(dǎo)致結(jié)果偏低的是()

①錐形瓶用蒸餾水洗凈后，再用待測液潤洗2～3次

②滴定前滴定管尖嘴有氣泡，滴定后氣泡消失

③滴定前仰視讀數(shù)，滴定后平視讀數(shù)

④搖動錐形瓶時，有少量液體濺出

⑤滴定時，錐形瓶里加入少量蒸餾水稀釋溶液

A.③ B.④⑤ C.①②③ D.③④

答案　D

解析?、僦邢喈?dāng)于向錐形瓶中事先加入了一部分NaOH，會多耗用鹽酸，導(dǎo)致結(jié)果偏高;②中氣泡體積充當(dāng)了標(biāo)準(zhǔn)鹽酸，導(dǎo)致V(HCl)偏大，結(jié)果偏高;③中滴定前仰視使V(HCl)初偏大，則ΔV(HCl)=V(HCl)末-V(HCl)初偏小，結(jié)果偏低;④中使NaOH濺出，則使V(HCl)偏小，結(jié)果偏低;⑤對結(jié)果無影響，綜合分析，選D。

4.下列指示劑的選擇不正確的是()

(已知：I2+2Na2S2O3) 2NaI+Na2S4O6

標(biāo)準(zhǔn)溶液 待測溶液 指示劑

A HCl NaOH 甲基橙

B NaOH HCl 酚酞

C I2 Na2S2O3 淀粉

D KMnO4 Na2SO3 酚酞

答案　D

解析　強酸與強堿滴定時，甲基橙或酚酞均可以，但一般強酸滴定強堿時用甲基橙，反之用酚酞，A、B均正確;據(jù)I2遇淀粉變藍(lán)可檢驗I2，C正確;D項中KMnO4本身有顏色，無需再用其他指示劑，D不正確。

5.下列儀器中使用前不需要檢驗是否漏水的是()

A.滴定管 B.分液漏斗 C.過濾漏斗 D.容量瓶

答案　C

6.用0.1 mol?L-1 NaOH溶液滴定0.1 mol?L-1的鹽酸，如果達(dá)到滴定終點時不慎多加了1滴NaOH溶液(1滴溶液體積約為0.05 mL)繼續(xù)加水至50 mL，所得溶液pH是()

A.4 B.7.2 C.10 D.11.3

答案　C

解析　本題是以酸堿中和滴定為素材設(shè)計的題目，涉及到溶液中OH-、H+、pH的計算，考查學(xué)生的計算能力。用0.1 mol?L-1的NaOH溶液滴定0.1 mol?L-1的鹽酸，滴定到終點時溶液呈中性。多加1滴NaOH溶液(1滴溶液體積為0.05 mL)，加水至50 mL，此時溶液中

c(OH-)=0.1 mol?L-1×0.05 mL50 mL=1×10-4 mol?L-1

c(H+)=1.0×10-14c?OH-?=1.0×10-141×10-4=1×10-10 mol?L-1

pH=10即選項C正確。

練方法技巧

7.下列實驗操作不會引起誤差的是()

A.酸堿中和滴定時，用待測液潤洗錐形瓶

B.酸堿中和滴定時，用沖洗干凈的滴定管盛裝標(biāo)準(zhǔn)溶液

C.用NaOH標(biāo)準(zhǔn)溶液測定未知濃度的鹽酸溶液時，選用酚酞作指示劑，實驗時不小心多加了幾滴

D.用標(biāo)準(zhǔn)鹽酸測定未知濃度NaOH結(jié)束實驗時，酸式滴定管尖嘴部分有氣泡，開始實驗時無氣泡

答案　C

解析　A：錐形瓶一定不要用待測液潤洗，否則使待測液的量偏大，消耗標(biāo)準(zhǔn)液的體積偏大從而使所測濃度偏大。

B：沖洗干凈的滴定管無論是盛裝標(biāo)準(zhǔn)溶液，還是量取待測溶液，都必須用待裝溶液潤洗2～3次，否則會使標(biāo)準(zhǔn)溶液或待測溶液比原來溶液的濃度偏小，影響結(jié)果。

C：在滴定過程中，指示劑略多加了幾滴，一般不影響實驗結(jié)果，因為指示劑不會改變反應(yīng)過程中酸和堿的物質(zhì)的量。

D：開始實驗時酸式滴定管中無氣泡，結(jié)束實驗時有氣泡，會導(dǎo)致所讀取的V(HCl)偏小，依據(jù)V(HCl)?c(HCl)=V(NaOH)?c(NaOH)，使所測的c(NaOH)偏小。

8.用1.0 mol?L-1的NaOH溶液中和某濃度的H2SO4溶液，其水溶液的pH和所用NaOH溶液的體積關(guān)系變化如圖所示，則原H2SO4溶液的物質(zhì)的量濃度和完全反應(yīng)后溶液的大致體積是()

A.1.0 mol?L-1,20 mL B.0.5 mol?L-1,40 mL

C.0.5 mol?L-1,80 mL D.1.0 mol?L-1,80 mL

答案　C

解析　滴定前稀H2SO4的pH=0，c(H+)=1.0 mol?L-1，則c(H2SO4)=0.5 mol?L-1，當(dāng)pH=7時V(NaOH)=40 mL，通過計算原硫酸溶液的體積為40 mL。本題考查中和滴定曲線，關(guān)鍵是把握滴定終點，pH=7恰好完全反應(yīng)，即n(H+)=n(OH-)。

練綜合拓展

9.氧化還原滴定實驗與中和滴定類似(用已知濃度的氧化劑溶液滴定未知濃度的還原劑溶液或反之)。

現(xiàn)有0.001 mol?L-1KMnO4酸性溶液和未知濃度的無色NaHSO3溶液。反應(yīng)離子方程式是2MnO-4+5HSO-3+H+===2Mn2++5SO2-4+3H2O

填空完成問題：

(1)該滴定實驗所需儀器有下列中的________。

A.酸式滴定管(50 mL)　B.堿式滴定管(50 mL)　C.量筒(10 mL)　D.錐形瓶　E.鐵架臺　F.滴定管夾　G.燒杯　H.白紙　I.膠頭滴管　J.漏斗

(2)不用________(酸、堿)式滴定管盛放高錳酸鉀溶液。試分析原因

________________________________________________________________________。

(3)選何種指示劑，說明理由______________________________________________。

(4)滴定前平視KMnO4液面，刻度為a mL，滴定后俯視液面刻度為b mL，則(b-a) mL比實際消耗KMnO4溶液體積______(多、少)。根據(jù)(b-a)mL計算得到的待測濃度，比實際濃度______(大、小)。

答案　(1)A、B、D、E、F、G、H

(2)堿　KMnO4溶液能把橡膠管氧化

(3)不用指示劑，因為KMnO4被還原劑還原成Mn2+，紫紅色褪去，所以不需要指示劑

(4)少　小

解析　(1)(2)酸性KMnO4具有強氧化劑，要放在酸式滴定管中，取用待測NaHSO3溶液要用堿式滴定管，再根據(jù)滴定所需的儀器可選出正確答案。

(3)酸性KMnO4被還原為Mn2+后由紫色變?yōu)闊o色。

(4)俯視讀得的數(shù)值偏小。

水的電離和溶液的酸堿性學(xué)案（3課時）

制作人：寶雞石油中學(xué)高二化學(xué)組審核人：寶雞石油中學(xué)高二化學(xué)組
授課時間：班級：姓名：組名：
3.2《水的電離和溶液的酸堿性》導(dǎo)學(xué)案（第1課時）
學(xué)習(xí)目標(biāo):
1、知道水是一種極弱的電解質(zhì)，在一定溫度下，水的離子積是常數(shù)。
2、了解溶液的酸堿性和pH的關(guān)系。
3、掌握水的電離平衡/
學(xué)習(xí)過程
一、知識鏈接
1．水的電離：水是電解質(zhì)，發(fā)生電離，電離過程
水的電離平衡常數(shù)的表達(dá)式為
思考：實驗測得，在室溫下1LH2O（即mol）中只有1×10-7molH2O電離，則室溫下C(H+)和C(OH-)分別為多少?純水中水的電離度α(H2O)=。
2．水的離子積
水的離子積：KW=。
注：(1)一定溫度時，KW是個常數(shù)，KW只與有關(guān)，越高KW越。
25℃時，KW=，100℃時，KW=10-12。
(2)KW不僅適用于純水，也適用于酸、堿、鹽的稀溶液。任何水溶液中，由水所電離而生成的C(H+)C(OH-)。
二、自主探究
溶液的酸堿性和pH
1．影響水的電離平衡的因素
（1）溫度：溫度升高，水的電離度，水的電離平衡向方向移動，
C(H+)和C(OH-)，KW。
（2）溶液的酸、堿度：改變?nèi)芤旱乃帷A度均可使水的電離平衡發(fā)生移動。
三：合作探究
討論：改變下列條件水的電離平衡是否移動？向哪個方向移動？水的離子積常數(shù)是否改變？是增大還是減小？
①升高溫度②加入NaCl③加入NaOH④加入HCl
練習(xí)：①在0.01mol/LHCl溶液中,C(OH-)=，C(H+)=，
由水電離出的H+濃度=，由水電離出的OH-濃度=。,
②在0.01mol/LNaOH溶液中，C(OH-)=，C(H+)=，
由水電離出的H+濃度=，由水電離出的OH-濃度=。
③在0.01mol/LNaCl溶液中，C(OH-)=，C(H+)=，
由水電離出的H+濃度=，由水電離出的OH-濃度=。
小結(jié)：（1）升高溫度，促進(jìn)水的電離KW增大
（2）酸、堿抑制水的電離
2．溶液的酸堿性
溶液的酸堿性常溫（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
堿性溶液：C(H+)C(OH-)C(H+)1×10-7mol/L
3．溶液的pH：pH=－lgc(H+)
輕松做答：
（1）C(H+)＝1×10-6mol/LpH=______；C(H+)＝1×10-3mol/LpH=_____
C(H+)＝1×10-mmol/LpH=______；C(OH-)＝1×10-6mol/LpH=______
C(OH-)＝1×10-10mol/LpH=______；C(OH-)＝1×10-nmol/LpH=______
（2）pH=2C(H+)＝________；pH=8c(H+)＝________
（3）c(H+)＝1mol/LpH=______；c(H+)＝10mol/LpH=_____

歸納：pH與溶液酸堿性的關(guān)系(25℃時)
pH溶液的酸堿性
pH7溶液呈性，pH越小，溶液的酸性
pH=7溶液呈性

pH7溶液呈性，pH越大，溶液的堿性
四：學(xué)習(xí)評價

1．pH=2的強酸溶液，加水稀釋，若溶液體積擴(kuò)大10倍，則C(H+)或C(OH-)的變化（）
A、C(H+)和C(OH-)都減少B、C(H+)增大
C、C(OH-)增大D、C(H+)減小
2．向純水中加入少量的KHSO4固體（溫度不變），則溶液的（?。?br> A、pH值升高B、C(H+)和C(OH-)的乘積增大
C、酸性增強　D、OH-離子濃度減小
3．100℃時，KW=1×10-12，對純水的敘述正確的是（　）
　A、pH=6顯弱酸性B、C(H+)=10-6mol/L，溶液為中性
　C、KW是常溫時的10-2倍D、溫度不變沖稀10倍pH=7五：總結(jié)與反思