第三章第一节水溶液(第2课时)(定稿)
第三章物质在水溶液中的行为第一节水溶液学案
第三章物质在水溶液中的行为第一节水溶液学案（第1课时）一、学习目标：1、了解水的电离，离子积常数。
2、了解电解质在水溶液中的电离，以及电解质溶液的导电性。
3、了解电解质的概念。
了解强电解质和弱电解质的概念。
二、自主学习学案：阅读课本P73~75，完成下面内容。
㈠、水的电离1、水的电离方程式：。
水的电离是一个过程，在一定条件下可以达到电离平衡，平衡常数为。
2、K c×[H2O]=[H+][OH-]，温度一定，K c与[H2O]都是常数；则在一定温度下也是一个常数，可以表示为，其中的K w称为常数，简称水的离子积。
3、K w的值与有关，温度升高，有利于水的电离，K w将。
在25℃时[H+]=[OH-]= ，K w= ，可见水的电离程度是很小的，水主要是以分子形式存在。
㈡、电解质在水溶液中的存在形态1、在稀的水溶液中的电解质称为强电解质，NaCl、HCl等是电解质。
强电解质溶于水后全部电离成。
2、在水溶液中的电解质称为弱电解质，弱酸、弱碱和水都是电解质。
3、强电解质在水溶液中全部以的形式存在；弱电解质主要以的形式存在。
4、电解质溶于水后并不是以离子或分子存在的，而是与水分子以_________或_________的形态存在，这种溶质离子或溶质分子与溶剂相互吸引的作用叫做__________作用。
三、课堂探究学案：1、水的电离的特点：2、影响水电离平衡的因素3、水的离子积对水的离子积的影响因素[例1]计算25℃ 0.1 mol·L－1的NaOH溶液的OH－离子浓度、H+离子浓度、由水电离的OH－离子浓度分别为多少？4、电离方程式的书写（1）强电解质完全电离，在写电离方程式时，用“=”H2SO4 = Ba(OH)2 = （2）弱电解质部分电离，在写电离方程式时用“”一元弱酸、弱碱一步电离 CH3COOH NH3•H2O多元弱酸分步电离，必须分步写出，不可合并（其中以第一步电离为主）H2CO3（主） HCO3-（次）（3）酸式盐的电离【巩固与应用】1、的电离过程为H2O H++OH-，在不同温度下其离子积为K w(25℃)=1.0×10-14mol2•L-2，K w(35℃)=2.1×10-14mol2•L-2，则下列叙述正确的是（）A [H+]随着温度的升高而降低B 在35℃时[H+]>[OH-]C 水的离子积K w(25℃)> K w(35℃)D 水的电离是一个吸热过程2、给蒸馏水中滴入少量盐酸后，下列说法中错误的是（）。
第3章 第1节 第2课时-2024-2025学年高中化学选择性必修1教学PPT
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第三章 水溶液中的离子反应与平衡
化学·选择性必修1 化学反应原理
【针对训练】 1．高氯酸、硫酸、硝酸和盐酸都是强酸，其酸性在水溶液中相差不大。以下是 某温度下这四种酸在冰醋酸中的电离平衡常数，根据下面表格中的数据判断以下说法 中不正确的是( )
酸
HClO4
H2SO4
HCl
HNO3
Ka
结合课本附录Ⅱ，以H3PO4为例，分析多元弱酸电离规律及其原因。 提示：H3PO4 是三元酸，其三级电离常数分别为 Ka1＝6.9×10－3、Ka2＝6.2×10－ 8、Ka3＝4.8×10－13，故多元弱酸逐级电离能力减弱。从电离平衡移动的角度分析， 前一步电离出的 H＋对后面的电离有抑制作用；从粒子的电荷情况分析，带电粒子 (H2PO－ 4 、HPO24－ )再电离出 H＋，需要克服这些阴离子对 H＋的吸引，所需的能量高， 故多元弱酸的分步电离一步比一步困难。
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第三章 水溶液中的离子反应与平衡
化学·选择性必修1 化学反应原理
3．在一定温度下，加水逐渐稀释 1 mol·L－1 氨水的过程中，随着水量的增加，请
说明溶液中下列含量的变化：
(1)n(OH－)______________(填“增大” “减小”或“不变”，下同)。
c（OH－） (2)c（NH3·H2O）
mol·L － 1 ， 溶 液 中 的 氢 离 子 浓 度 约 为
Ka·c（HClO4） ≈ 1.6×10－5×1 mol·L－1＝0.004 mol·L－1，则高氯酸的电离度
约为0.010m4 oml·ol·L－L1－1 ×100%＝0.4%，故 C 正确；题给四种酸在冰醋酸中的电离平衡
常数越大，酸性越强，由题表数据知，高氯酸的电离常数最大，酸性最强，故 D 错 误。]
高中化学 人教版选修4 课件：第三章 第一节 第2课时 弱电解质的电离(36张PPT)
五、设计实验验证时注意等物质的量浓度和等pH的两种 酸的性质差异。
实验设计思路：以证明某酸(HA) 是弱酸为例
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尝试
应用 2．常温下，下列有关酸HA的叙述中，不能说明HA是弱 酸的是( ) ②测0.01 mol/L
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①取0.1 mol/L HA溶液，其溶液pH为2 NaA溶液，其溶液pH大于7 泡发光很暗 HA酸加水量多
第三章
水溶液中的离子平衡第一节
第一节 弱电解质的电离
第2课时 弱电解质的电离
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1.掌握弱电解质的电离平衡。
2.了解影响电离平衡的因素。
3.了解电离常数的意义。
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要点一
1．概念
弱电解质的电离平衡
在一定条件(如温度、浓度一定)下，弱电解质在溶液中 电离成离子 __________的速率和 离子结合成分子 __________ 的速率相等，电离过程 就达到了平衡状态。 2．电离平衡的建立过程(用vt图象描述)
栏 目 链 接
多元弱酸各步电离常数大小的比较为K1≫K2≫K3，因此
多元弱酸的酸性主要由第一步电离所决定 (八字诀：分步进 行，一步定性)。
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四、一元强酸与一元弱酸的比较
♨ 特别提示：判断一种酸是强酸还是弱酸时，实质是 看它在水溶液中的电离程度，完全电离即为强酸，不完全电 离即为弱酸。
mol/L的NaA溶液，其溶液的pH大于7，说明NaA是强碱弱
酸盐，所以能说明HA是弱酸，故不选；③用HA溶液做导电 性实验，灯泡发光很暗，只能说明溶液中氢离子浓度较小，
栏 目 不能说明该酸的电离程度，所以不能说明该酸是弱酸，故选； 链 ④等体积pH＝4的盐酸和HA稀释到pH＝5，HA加水量多， 接
3.2.2《溶液pH的计算》教学设计(含解析)人教版高中化学选修4
（人教版选修4）第三章《水溶液中的离子平衡》教学设计第二节水的电离和溶液的酸碱性（第二课时溶液pH的计算）【答案】 B【解析】 pH 计算方法为：酸按酸，碱按碱，酸碱混合看过量，无限稀释7为限。
稀释后A 项pH ≈7；B 项pH ＝9；C 项pH ≈9.7；D 项pH ≈7。
【板书】活动二、酸、碱溶液混合后pH 的计算方法【问题探究1】（1常温下，pH ＝2的盐酸与pH ＝4的盐酸，若按1∶10的体积比混合后，求混合溶液的c (H ＋)及pH 。
【交流】c (H ＋)＝[1×10－2mol ·L －1+10×10－4mol ·L －1]/(1+10)L ＝1.0×10－3mol ·L －1,故溶液的pH ＝3。
【问题探究2】（2）常温下，将200 mL 5×10－3mol ·L －1NaOH 溶液与100 mL 2×10－2mol ·L－1NaOH 溶液混合后，求溶液的c (OH －)、c (H ＋)及pH 。
【交流】c (OH －)＝1.0×10－2mol ·L －1，c (H ＋)＝1.0×10－12mol ·L －1，pH ＝12。
【问题探究3】（3）常温下，pH ＝12的NaOH 溶液与pH ＝2的硫酸，若等体积混合后，求溶液的pH 为多少？若按9∶11的体积比混合后，溶液的pH 又为多少？【交流】先判断酸、碱谁过量，若酸过量，直接求c (H ＋)和pH ，若碱过量，则先求c (OH －)，再求c (H ＋)和pH 。
可得前者酸碱恰好完全反应，则pH ＝7，后者酸过量pH ＝3。
【方法探究】强酸碱混合后溶液pH 的计算基本思路是什么？【交流1】(1)强酸与强酸混合：c (H ＋)混＝c 1H ＋·V 1＋c 2H ＋·V 2V 1＋V 2，然后再求pH 。
鲁科版选修4-4高中化学第三章第一节水溶液(第2课时)导学案
高中化学第三章第一节水溶液（第2课时）导学案鲁科版选修4-4☆授予鱼不如授予渔☆学习目标：1. 学会有关PH的相关计算2. 掌握弱电解质电离平衡的影响因素学习重点：1.溶液中有关离子积常数和pH值的相关计算2. 影响电离平衡因素的认识学习难点：不同温度下，不同溶液中不同离子积常数和PH值之间的求算问题教学课时：共2课时本课时：第2课时▲导学提纲▼1.有关pH值的计算问题【知识链接】强、弱电解质的定义：●电解质在水溶液中的存在形态1.强电解质：特点：举例：2．弱电解质：特点：举例：3注意事项：（1）.强、弱电解质的本质区别：（2）.溶液的导电能力与强、弱电解质溶液，只与溶液中有关。
附：“无关”、“阴、阳离子的浓度”▲预习新知▼P154 交流研讨●溶液酸碱性强弱的判断标准①比较[H+]、[OH-]的相对大小如：[H+] [OH-] 则为酸性溶液，且[H+]越大酸性越强。
[H+] [OH-] 则为中性溶液[H+] [OH-] 则为碱性溶液，且[OH-]越大碱性越强。
②在确定温度（水的离子积常数即可确定）的前提下，比较PH的大小如何表示PH： pOH：如：在25℃时，Kw=1.0×10-14mol·L-1,纯水的[H+] 1.0×10-7 mol·L-1 PH 7，则溶液为性；酸性溶液的[H+] 1.0×10-7 mol·L-1 PH 7，则溶液为性；碱性溶液的[H+] 1.0×10-7 mol·L-1 PH 7，则溶液为性；在100℃时，Kw=5.5×10-13mol·L-1，纯水的[H+] 1.0×10-7 mol·L-1 PH 7，则溶液为性；③通过酸碱指示剂的颜色变化判断如：滴入紫色石蕊试液后显红色，则为，滴入无色酚酞显红色，则为。
●如何计算未知溶液的pH1.单一溶液：（1）.强酸溶液：求出[H+]的浓度，在结合PH的定义求出pH（2）.强碱溶液：求出[OH-]的浓度，再结合Kw求出[H+]，从而求出pH例：0.01 mol·L-1的HCl及0.01 mol·L-1NaOH溶液计算pH2.稀释溶液：一般稀释问题：对于酸性溶液，由于酸电离出大量的H+，所以可以忽略水电离出的H+；同理，对于碱性溶液，由于碱电离出大量的OH-，所以可以忽略水电离出的OH-。
3.1 水溶液 学案2
第一节水溶液（第二课时）学案编制：刘琪年级审核：使用时间：2014-11-20[学习目标] 1.了解溶液的酸碱性与溶液中[H＋]和[OH－]的关系。
2.知道pH的定义，了解溶液的酸碱性与pH的关系。
一、溶液的酸碱性（仔细阅读课本76-77页）【针对练习】1．下列溶液一定呈中性的是()A．pH＝7的溶液B．[H＋]＝[OH－]的溶液C．由强酸、强碱等物质的量反应得到的溶液D．非电解质溶于水得到的溶液2．下列溶液一定显酸性的是()A．溶液中[OH－]>[H＋] B．滴加紫色石蕊试液后变红色的溶液C．溶液中[H＋]＝10－6 mol·L－1 D．pH<7的溶液3．90℃时水的离子积K W＝3.8×10－13 mol2·L－2，该温度时纯水的pH是() A．等于7 B．小于7 C．大于7 D．无法确定4．下列说法正确的是()A．HCl溶液中无OH－B．NaOH溶液中无H＋C．KCl溶液中既无H＋也无OH－D．常温下，任何物质的水溶液中都有H＋和OH－，且K W＝1×10－14 mol2·L－2二、有关pH的计算1、单一溶液pH的计算:▲强酸溶液→［H+］→ pH例1：5.0×10—3mol/L的H2SO4溶液的pH=▲强碱溶液→［OH—］→［H+］→ pH例2：室温下测得强碱NaOH溶液的浓度为1.0×10—3mol/L，计算该溶液的PH。
2、酸碱稀释后pH的计算原则：稀释前后，溶液中H+（或OH—）的物质的量不变。
无限稀释“7”为限。
①酸的稀释（关键：抓住氢离子进行计算！）例题1：在25℃时，pH值等于3的盐酸溶液稀释到原来的100倍，pH值等于多少？②碱的稀释（关键：抓住氢氧根离子进行计算！）例题2：在25℃时，pH值等于12的强碱溶液稀释到原来的100倍，pH 等于多少？3、酸碱混合液pH的计算▲两强酸混合：先求［H+］混例1：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。
(完整word版)水溶液中的离子平衡教案
课题：第三章水溶液中的离子平衡第一节弱电解质的电离教学目的知识与技能1、能描述弱电解质在水溶液中的电离平衡，了解酸碱电离理论2、了解电离平衡常数及其意义3、了解强电解质和弱电解质与结构的关系过程方法通过实验,培养学生观察、分析能力，掌握推理、归纳、演绎和类比等科学方法情感价值观通过本节课的学习，意识到整个自然界实际就是各类物种相互依存、各种变化相互制约的复杂的平衡体系重点强、弱电解质的概念和弱电解质的概念难点弱电解质的电离平衡知识结构与板书设计第三章水溶液中的离子平衡第一节弱电解质的电离一、强弱电解质电解质：在水溶液或熔化状态下能导电的化合物.强电解质：在水分子作用下，能完全电离为离子的化合物(如强酸、强碱和大多数盐）弱电解质：在水分子作用下，只有部分分子电离成为离子化合物(如弱酸、弱碱和水)二、弱电解质的电离1、CH3COOH CH3COO－+H＋2、在一定条件（如温度、浓度)下，当电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合生成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态，这叫电离平衡。
3、电离平衡的特征：（1) 逆--弱电解质的电离是可逆的（2）等-—V电离=V结合≠ 0(3）动-—电离平衡是一种动态平衡（4) 定—-条件不变，溶液中各分子、离子的浓度不变，溶液里既有离子又有分子(5）变--条件改变时，电离平衡发生移动。
4、影响因素：(1)内因:电解质本身的性质。
通常电解质越弱，电离程度越小。
(2) 外因：①浓度：温度升高，平衡向电离方向移动。
②浓度：溶液稀释有利于电离错误!同离子效应：在弱电解质溶液中加入同弱电解质具有相同离子的强电解质，使电离平衡向逆方向移动三、电离平衡常数1、定义：在一定条件下，弱电解质的电离达到平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积嗖溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数，这个常数叫做电离平衡常数，用K表示。
2、表示方法：AB A++B－3、同一弱电解质在同一温度下发生浓度变化时，其电离常数不变。
第三章 物质在水溶液中的行为
第三章物质在水溶液中的行为本章重点1．弱电解质的电离平衡和平衡的移动2．盐类水解的原理和水解平衡移动的规律3．离子反应、沉淀溶解平衡与中和滴定第一节水溶液一、学习点拨1．目标要求（1）了解水的电离和水的离子积（2）理解溶液的酸碱性和PH的关系（3）理解强弱电解质在水溶液中电离情况（4）进行简单的有关PH的计算2．知识要点（1）溶液的酸碱性和PH的关系（2）强弱电解质在水溶液中电离情况3．学习方法运用水的离子积知识计算出溶液中[H＋]或[OH－]，要多练习、讨论和相互启发达到强化和内化；理解[H＋]或[OH－]与溶液酸碱性关系、强弱电解质在水溶液中电离关系，要学会抓住关键词和知识中最核心的点。
二、学习训练材料第一课时[知识技能]1．纯水的电导值不为零，说明纯水中存在。
2．水中[H＋]和[OH－]同时存在，说明在水中存在，水的离子积常数可以表示为；在25℃时，水的离子积K W＝。
由于水的电离是吸热过程，所以温度升高时水的离子积K W会。
3．室温下水溶液的酸碱性：酸性时，[H＋] [OH－] （前后空选择填写“大于”、“小于”和“等于”），PH 7；中性时，[H] [OH－] （前后空选择填写“大于”、“小于”和“等于”），PH 7 ；碱性时，[H] [OH－] （前后空选择填写“大于”、“小于”和“等于”），PH 7。
4．根据电解质在水中的电离程度，可以将电解质分为和。
强酸、强碱和大多数的盐都是，它们在水中；弱酸、弱碱和水等都是，它们在水中，存在着。
5．下列液体pH＞7的是（）A．人体血液B．蔗糖溶液 C．橙汁 D．胃液6．常温下，在0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液中，水的离子积是（）A．1×10－14B．1×10－13. C．1.32×10－14 D．1.32×10－15.7．90℃时水的离子积K W＝3.8×10－13，该温度时纯水的pH （）A．等于7 B．介于6～7之间. C．大于7 D．无法确定8．能影响水的电离平衡，并使溶液中的c(H＋)＞c(OH－)的操作是（）A．向水中投入一小块金属钠. B．将水加热煮沸.C．向水中通入二氧化碳气体. D．向水中加食盐晶体9。
人教版高中化学选择性必修一 第三章 水溶液中的离子反应与平衡 第一节 第二课时 电离平衡
-
平衡移
n(H+)
影响因素
动方向
升温
右
增大
c(H+) c(CH3COO-) 电离度
增大
增大
温度： 升温向吸热方向即电离方向移动
增大
影响电离平衡的因素
新课探究
思考：CH3COOH⇌CH3COO-+H+ 完成下表中外界条件改变对各参数的影响
影响因素
平衡移动方向 n(H+) c(H+) c(CH3COO-) 电离度
分析：查阅资料知25℃时，1 mol/L的 次氯酸和氢氟酸溶液中c(H+)不同，
原因？
次氯酸
氢氟酸
c(H+)
1.73×10-4
1.87×102
电离平衡常数究
表达式：
CH3COOH⇌CH3COO- +H+
(1)CH3COOH的电离常数Ka=
(2)NH3·H2O的电离常数Kb=
H2CO3⇋H +
+
HCO
0.1 mol·L-1CH3COOH溶液 中 ,经测定溶液中c(CH3COO-)为1.4×10-3
mol·L-1,求此温度下醋酸的电离常数Ka
+
−
CH3COOH
H + CH3COO
−1
起始(mol·L )： 0.1 mol·L-1
0
0
−1
转化(mol·L )：
−1
平衡(mol·L )：
x
0.1 −x
酸(碱)性相对强弱时,通常只考虑 第一步 电离。
电离平衡常数
应 用 2 ： 回顾84消毒液的作用原理，(即少量的CO2通入次氯酸钠溶液中
初中化学(人教版)教资面试备课3章第一节-溶液的形成
溶液的形成知识点一：溶解的过程一、教学目标：知识与技能：1、知道溶液剂溶液的基本特征，能分辨出典型溶液的溶质和溶剂2、了解物质溶解过程中能量的变化3、知道饱和溶液和不饱和溶液的概念及其相互转化过程与方法：实验的方法，通过实验去理解溶液的概念及其性质情感、态度与价值观：1、了解乳化现象以及溶液和乳化现象在生活中的应用。
二、教学重点：1、知道溶液剂溶液的基本特征，能分辨出典型溶液的溶质和溶液2、了解物质溶解过程中能量的变化三、教学难点：饱和溶液和不饱和溶液的概念及其相互转化四、教学准备：①、观察食盐的溶解（烧杯、蒸馏水、食盐、药匙、玻璃棒）；②小烧杯2个、温度计、玻璃棒、氢氧化钠、硝酸铵、蒸馏水。
五、教学过程：1、导入新课：好，同学们开始上课，学习本节课前，我们先做一个实验，这是一个烧杯，我先往里加50ml的蒸馏水，再加入一药匙的食盐，用玻璃棒进行搅拌，大家仔细观察发生的变化，食盐颗粒在水中慢慢的消失了。
大家想一下，第一，食盐颗粒为什么不见了？第二，这杯食盐水的上部、中部和下部，任一处，是否都一样咸？第三、如果把这杯食盐水密封，保存一个月、一年、两年...食盐颗粒会不会析出？要想解答以上问题，就需要我们学习本节课--溶液的形成（板书）2、新课教学：（突出重点、突破难点）当把食盐颗粒加入水中充分搅拌后，看起来食盐颗粒好像是消失了一般，其实，那是在水分子的作用下，氯化钠解离成了钠离子和氯离子，扩散到水中，形成了氯化钠溶液。
氯化钠溶液就是由钠离子、氯离子和水分子组成的混合物。
（板书）：氯化钠溶液（混合物）＝钠离子＋氯离子＋水分子在此混合物中，各粒子的体积和质量都很小，彼此之间存在着相互作用，并且在不断运动。
取出氯化钠溶液的任意一部分进行比较，他的组成都是一样的。
并且不论放置多久，只要水分不蒸发，外界条件不改变，氯化钠不会从溶液中分离出来。
所以氯化钠溶液是均一、稳定的。
溶液共同特点：均一、稳定。
均一是均匀一致的意识。
第三章 第一节 第2课时 电离平衡常数
C．2NaClO＋CO2＋H2O===2HClO＋Na2CO3
D．NaClO＋CO2＋H2O===HClO＋NaHCO3
Ka1＝_____c_（__H_2_C_O__3_）_______＝4.5×10－7 c（H＋）·c（CO23－ ）
Ka2＝_____c_（__H__C_O__3－__）______＝4.7×10－11
第三章 水溶液中的离子反应与平衡
必备知识·自主预习
关键能力·新知探究
课时作业
2．同一种多元弱酸或多元弱碱的电离常数比较 比较多元弱酸的各步电离常数可以发现，Ka1>Ka2>Ka3>……当 Ka1 ≫Ka2 时，计算多元弱酸中的 c(H＋)，或比较多元弱酸酸性的相对强弱 时，通常只考虑_第__一__步_电离。多元弱碱的情况与多元弱酸类似。
必备知识·自主预习
关键能力·新知探究
课时作业
2．表达式(以 AB
A＋＋B－为例)
c（A＋）·c（B－） K＝_____c_（__A_B__）______。通常用__K_a__、__K_b__分别表示弱酸、弱
碱的电离常数。
3．K 的意义：它能表示弱电解质的电离能力。 温度一定时，K 越大，弱电解质的电离程度越__大__，K 越小，弱电解 质的电离程度_越__小_。
答案 1×10－5
第三章 水溶液中的离子反应与平衡
必备知识·自主预习
关键能力·新知探究
课时作业
新知探究(二) 电离常数的应用
情景探究
下表是几种弱酸在常温下的电离常数：
CH3COOH
H2CO3
H2S
1.75×10－5
K1＝4.5×10－7 K2＝4.7×10－11
K1＝1.3×10－7 K2＝7.1×10－15
第三章第1节电离平衡第2课时弱电解质的电离平衡 课件—2021-2022学年人教版
增大
不变
12.(1)某浓度的氨水中存在平衡：NH3·H2O NH＋ 4 ＋OH－。如想增大 NH＋ 4
的浓度而不增大 OH－的浓度，应采取的措施是____b_d___(填字母)。
a.适当升高温度 c.通入NH3
b.加入NH4Cl固体 d.加入少量浓盐酸
随堂巩固
6.下列曲线中，可以描述乙酸(甲，Ka＝1.8×10－5)和一氯乙酸(乙，Ka＝1.4×10－3)在
【学习任务一】弱电解质的电离平衡
CH3COOH
CH3COO- + H+
3. 电离平衡特点 弱、等、定、动、变
ΔH ＞0
当浓度、温度等条件改变时，电离平衡会发生移动。
4. 电离平衡移动 （1）浓度的影响： 越稀越电离
对同一弱电解质，通常溶液中弱电解质的 结合成分子的机会越少，
，离子间通过碰撞
（2）温度的影响： 越热越电离 电离是吸热反应，温度升高平衡向右移动，平衡常数和电离度均增大
小
少
大
多
相同
随堂巩固
B 7.下列关于盐酸与醋酸两种稀溶液的说法正确的是
A.相同浓度的两溶液中c(H＋)相同 B.100 mL 0.1 mol·L－1的两溶液能中和等物质的量的氢氧化钠 C.c(H＋)＝10－3 mol·L－1的两溶液稀释100倍，c(H＋)均为10－5 mol·L－1 D.向两溶液中分别加入少量对应的钠盐，c(H＋)均明显减小
【学习任务一】弱电解质的电离平衡
CH3COOH
CH3COO- + H+
2. 电离平衡常数、电离度
（2）电离度
①列出醋酸的电离平衡的“三段式” 【问题3】
②写出醋酸的电离度的表达式
化学：3..1《水溶液》教案
第一节水溶液[教学目地]1、使学生了解水地电离和水地离子积2、使学生了解溶液地酸碱性与pH地关系3、通过水地离子积和溶液酸碱性等内容地教学，对学生进行矛盾地对立统一、事物间地相互关系和相互制约等辨证唯物主义观点地教育4、了解电解质在水溶液中地存在形态[教学重点]水地离子积，溶液酸碱性和溶液pH值地关系[教学难点]水地离子积[教学过程][引入]水是不是电解质？研究电解质溶液时往往涉及溶液地酸碱性，而酸碱性与水地电离有密切地关系.那么水是如何电离地呢？精确地实验证明，水是一种极弱地电解质，它能微弱地电离，生成H3O+和OH—：一、水地电离1、水地电离 H 2O + H2O H3O+ + OH—简写为：H2O H++ OH—实验测定：25℃ [H+]=[OH-]=1mol/L 100℃ [H+] = [OH-] = 1mol/L水地电离与其它弱电解质地电离有何异同？不同点：水是“自身”作用下发生地极微弱地电离.相同点：均是部分电离，存在电离平衡[提问]请学生计算水地浓度，1L纯水地物质地量是55·6mol，经实验测得250C 时，发生电离地水只有1×10-7mol，二者相比，水地电离部分太小，可以忽略不计.因此电离前后水地物质地量几乎不变，可以视为常数，常数乘以常数必然为一个新地常数，用K w表示，即为水地离子积常数，简称水地离子积.2、水地离子积 K w = c<H+）·c<OH—）由于250C时，c<H+）= c<OH—）= 1×10-7mol/L所以250C时，K w = c<H+）·c<OH—）=1×10-14<定值）<省去单位）[提问]当温度升高时，K w如何变化？影响K w地因素是什么？<电离过程是吸热过程）1000C时，K w = c<H+）·c<OH—）=1×10-123 、影响因素：温度越高，Kw越大，水地电离度越大.对于中性水，尽管Kw,电离度增大，但仍是中性水，[H+]=[OH-].注：温度升高时Kw w增大，所以说K w时要强调温度.过渡：在常温时，由于水地电离平衡地存在，不仅是纯水，就是在酸性或碱性地稀溶液里，H+ 浓度和OH—浓度地乘积总是一个常数——1×10-14，请考虑一下，当纯水中加入盐酸或氢氧化钠时，c<H+）和c<OH—）如何变化？二、溶液地酸碱度1、溶液地酸碱性与c<H+）和c<OH—）地关系：完成76页交流研讨教师引导填写，然后推出结论.中性溶液c<H+）= c<OH—）= 1×10-7mol/L酸性溶液c<H+）> c<OH—），c<H+）> 1×10-7mol/L碱性溶液c<H+）< c<OH—），c<H+）< 1×10-7mol/L注：①水中加酸或碱均抑制水地电离，但由水电离出地c<H+）与c<OH—）总是相等.②任何电解质溶液中，H+与OH—总是共存，但不能大量共存.溶液地酸、碱性主要在c<H+）与c<OH—）地相对大小.c<H+）与c<OH—）此增彼长，且K w = c<H+）·c<OH —）不变.[讲述]酸性溶液中c<H+）越大，酸性越强，碱性溶液中c<OH—）越大，碱性越强.我们经常用到一些c<H+）很小地溶液，如c<H+）=1×10-7 mol/L地溶液，用这样地量来表示溶液地酸碱性地强弱很不方便.为此，化学上常采用pH来表示溶液酸碱性地强弱.2、溶液地pH：<1）定义：pH =-lg{c<H+）}(2>适应范围：稀溶液，0～14之间.有关溶液地pH值地几个注意问题：①pH值是溶液酸碱性地量度.常温下，pH=7溶液呈中性；pH值减小，溶液地酸性增强；pH值增大，溶液地碱性增强.②pH值范围在0-14之间.pH=0地溶液并非没有H+，而是C(H+>=1mol/L；pH=14地溶液并非没有OH-，而是C(OH->=1mol/L.pH改变一个单位，C(H+>就改变10倍，即pH每增大一个单位，C(H+>就减小到原来地1/10；pH每减小一个单位，C(H+>就增大到原来地10倍.③当C(H+>>1mol/L时，pH值为负数，当C(OH->>1mol/L时，pH>14.对于C(H+>或C(OH->大于1mol/L地溶液，用pH值表示反而不方便，所以pH值仅适用于C(H+>或C(OH>小于等于1mol/L地稀溶液.④可用pH试纸来测定溶液地pH值.方法：用洁净地干玻璃棒直接蘸取少许待测液，滴在pH试纸上<注意不能将pH试纸先用水沾湿或用湿地玻璃棒，因为这样做，实际上已将溶液稀释，导致所测定地pH不准确）将pH试纸显示地颜色随即<半分钟内）与标准比色卡对照，确定溶液地pH值<因为时间长了，试纸所显示地颜色会改变，致使测得地pH不准.）三、1．电解质，非电解质(1>定义：在水溶液中或熔融状态下，能导电地化合物叫电解质.［思考］①，在水溶液中，不导电，它属于非电解质吗？为什么？②溶于水能导电，则氨气是电解质吗？为什么？③共价化合物在液态时，能否导电？为什么？(2>电解质导电实质，电解质溶液导电能力强弱地原因是什么？2. 强电解质，弱电解质(1>区分电解质强弱地依据：电解质在溶液中“电离能力”地大小.2．电离方程式：电离方程式书写也不同<1）强电解质：<2）弱电解质：CH 3COOH CH3OO-- + H+小结：申明：所有资料为本人收集整理，仅限个人学习使用，勿做商业用途.。
高中化学选修课件 ：第3章第一节第2课时
自主体验 1．(原创题)将纯水加热至较高温度，下列叙述 正确的是( ) A．[H＋]增大，[OH－]减小，KW不变，呈酸性 B．[H＋]增大，[OH－]增大，KW增大，呈酸性 C．[H＋]增大，[OH－]增大，KW增大，呈中性 D．[H＋]减小，[OH－]增大，KW不变，呈碱性 解析：选C。水的电离为吸热过程，升温水的电 离平衡：H2OH ＋ ＋OH － 正向移动，[H ＋ ]和 [OH － ]同时增大，KW 增大；新平衡体系中[H ＋ ] 和[OH－]仍相等，呈中性。
＋
－
特别提醒：将pH相同的强酸和弱酸稀释相同倍 数后，强酸的pH大，弱酸的pH小。将pH相同 的强碱和弱碱稀释相同倍数后，强碱的pH小，
弱碱的pH大。
甲、乙两同学分别计算 pH＝10 和 pH＝ 13 的 NaOH 溶液等体积混合后溶液的 pH。 甲同学的做法是： 混合后[H＋] 10－10 mol· －1×1 L＋10－13 mol· －1×1 L L L ＝ 1 L＋1 L －11 －1 ＝5×10 mol· L pH＝11－lg5 乙同学的做法是： － 混合后[OH ]＝
变式训练1 (原创题)下列溶液一定呈中性的是 ( ) ①将pH＝5的盐酸稀释100倍所得到的溶液 ②等物质的量的强酸和强碱反应后所得到的混 合溶液 ③[H＋]＝[OH－]＝1 ×10－6mol· －1的溶液 L ④非电解质溶于水得到的溶液 ⑤pH＝7的溶液
⑥使酚酞试液呈无色的溶液 ⑦某溶液中
[H
例2
10－4mol· －1×1 L＋10－1mol· －1×1 L L L 1 L＋1 L ＝5×10－2mol· －1 L pOH＝2－lg5 pH＝14－pOH＝12＋lg5
甲、乙两同学的做法中，正确的是__________。
初三化学第三章水2B
水有极强的溶解和分散其他物质的能力，这种良好的分散性对人们的生活、工农业生产具有极其重要的意义，但任何事物都有它的两面性，也正是因为水的良好的分散性，水质才容易受到污染，而且涉及面很广，所以我们要尽量防止水遭到污染。
(4)蓝色的晶体CuSO4▪5H2O不稳定，受热又会分解成白色粉末CuSO4和液态水发生分解反应。
4．水通电能分解生成氢气和氧气
2H2O 2H2↑+O2↑
二、典型例题
【例1】我国的内陆地区有“围着火炉吃西瓜”的说法，即昼夜温差很大，而沿海地区昼夜温差不大，请说明理由。
【思路点拨】从沿海地区与内陆地区存在的地理差异着手，结合水的比热容大进行分析。
(2)水的比热容大起到调节气温作用。医院里用冰袋给高烧病人降低温度，用大块冰块降低室内温度，就是利用水的比热容大来调节室内温度和体温。工厂里常用冷水来降低反应的温度，又用温水去预热反应的物质，也是利用水的比热容大这一特性来节约能源的。
3．水有极高的溶解和分散其他物质的能力
(1)水特有的性质——分散性
【解析】用药匙各取少量粉末至试管中，在试管中各滴入少量水，白色粉末变蓝的是硫酸铜，另一个则为氧化钙。
发生反应的化学方程式为CuSO4+5H2O→CuSO4·5H2O，CaO+H2O→Ca(OH)2
【点评】每1mol无水硫酸铜跟5mol水正好完全反应，可生成1mol蓝色水合硫酸铜晶体，故在操作过程中强调少量水，使之发生化学反应。而每1mol氧化钙跟1mol水也正
4．下列有关水的叙述中，正确的是( )
第三章 第一节 第2课时 电离平衡常数 强酸与弱酸的比较 学案 (含答案)—2023-2024学年
第三章第一节第2课时电离平衡常数强酸与弱酸的比较学案（含答案）—2023-2024学年（人教版2023）高中化学选择性必修1第2课时电离平衡常数强酸与弱酸的比较[核心素养发展目标] 1.构建电离平衡常数模型，并能应用模型解释弱电解质在水中发生的变化。
2.利用电离平衡常数相对大小关系，建立判断强弱电解质和“强酸制弱酸”的思维模型。
一、电离平衡常数1．概念在一定条件下，当弱电解质的电离达到平衡时，溶液里各组分的浓度之间存在一定的关系。
对于一元弱酸或一元弱碱来说，溶液中弱电解质电离所生成的________________，与溶液中________________之比是一个常数，这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数，通常用Ka、Kb分别表示弱酸、弱碱的电离平衡常数。
2．电离平衡常数的表示方法(1)一元弱酸、一元弱碱的电离平衡常数例如：CH3COOHCH3COO－＋H＋Ka＝________________；NH3·H2ONH＋OH－Kb＝________________。
(2)多元弱酸、多元弱碱的电离平衡常数多元弱酸的电离是分步进行的，每一步电离都有电离平衡常数，通常用Ka1、Ka2等来分别表示。
例如，H2CO3H＋＋HCOKa1＝________________；HCOH＋＋COKa2＝________________。
多元弱酸各步电离常数的大小比较：Ka1 Ka2，因此，多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定。
注意一般多元弱碱为难溶碱，不用电离平衡常数，以后要学到难溶物的溶度积常数。
3．意义表示弱电解质的电离能力。
一定温度下，K越大，弱电解质的电离程度越______，酸(或碱)性越______。
4．电离常数的影响因素(1)内因：同一温度下，不同弱电解质的电离常数________，说明电离常数首先由弱电解质的________所决定。
(2)外因：对于同一弱电解质，电离平衡常数只与________有关，由于电离为________过程，所以电离平衡常数随温度________而增大。
水溶液教案
单元主题：水溶液【第2－2节】❖水溶液1.水溶液：（1）意义：物质在水中，形成的混合物⇨如：糖水、食盐水等。
（2）组成：溶液＝＋。
①：被溶解的物质，物质的三态均可作为溶质。
②：溶解溶质的物质，通常是。
❶无水的溶液中，量较多的成份叫做，量较少的成份称为；有水的溶液中，不论水量多少，水均视为。
❷若以水以外的物质当作溶剂（如酒精、丙酮、去渍油），其溶液称为。
2.水溶液的性质：（1）是混合物，溶质，能以方法（溶解、过滤、蒸发、结晶…）分离（2）成分物质各保有其原有本性（3）性质（熔点、沸点、密度）不固定，随成分而定（4）以下示例不属于水溶液：油加入水、液中的沉淀（或结晶）（5）现象：①意义：物质粒子由浓度区域往浓度区域运动，直到均匀分布（浓度）的现象。
②分布均匀后，粒子仍不停地运动，高温时，扩散更。
溶质溶质状态水溶液实例糖水、食盐水酒汽水100%⨯=❖水溶液的浓度1.分率概念与浓度：某一部份占全体中的比率⇨是与的比值2.浓度：占的比率⇨是的分率（1）用比较： 重量百分浓度（） 百万分浓度（） （2）用比较：体积百分浓度百分⇨比值的分母为100 时，是假设全部为。
百万分⇨比值的分母为106时，是假设全部为。
3.常见的浓度表示法：（1）重量百分浓度：符号，又称『百分浓度』 ⇨ P ％：表示每100 公克溶液中，含有溶质克（2）体积百分浓度：符号，常用于类。
⇨ P ％vol ：表示每100 毫升溶液中，含有溶质毫升⇨说明例：酒40%vol ＝度酒（1度＝%vol ） ⇨公式运用： 全部部分分率=⇒6510105.2...100025010025505.12....8241⨯=========⇒全部部分分率100P===溶液克數溶質克數全部部分分率()100100%⨯+=⨯=⇒克數溶質溶劑溶質克數溶液克數溶質克數P 100P ===溶液毫升數溶質毫升數全部部分分率100%⨯=⇒溶液毫升數溶質毫升數P❖范例解说：1.一杯重量百分浓度为8 ％的250公克糖水中：含有糖克。
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第三章物质在水溶液中的行为第一节水溶液第二课时：溶液的酸碱性与pH【学习目标】1.了解溶液的酸碱性与溶液中[H＋]和[OH－]的关系。
2.知道pH的定义，了解溶液的酸碱性与pH的关系。
3.能进行溶液pH的简单计算。
【重点、难点】1.溶液的酸碱性与溶液中[H＋]和[OH－]的关系2.溶液pH的计算【课前自主预习】一、溶液的酸碱性1．溶液的酸碱性溶液酸碱性的判断标准是。
2．溶液酸碱性与溶液中[H＋]和[OH－]的关系[H＋] [OH－]，溶液呈中性；[H＋] [OH－]，溶液呈酸性；且[H＋]越大酸性；[H＋] [OH－]，溶液呈碱性；且[OH－]越大，碱性；3．溶液酸碱性的表示方法(1)当[H＋]或[OH－]大于1 mol/L时，通常用直接表示。
(2)当[H＋]或[OH－]小于或等于1 mol/L时，通常用表示。
【互动探究1】在某溶液中，[H＋]为1×10－7mol·L－1，此溶液一定呈中性吗？1．pH的表达式：pH＝。
2．物理意义pH用来表示溶液；(1)pH越大，溶液的越强；(2)pH越小，溶液的越强。
3．pH与溶液酸碱性、溶液中[H＋]的关系(室温时)(1)中性溶液中[H＋] ，pH ；(2)酸性溶液中[H＋] ，pH ；(3)碱性溶液中[H＋] ，pH 。
4．pH的测定方法(1)粗略测定：酸碱指示剂，pH试纸。
(2)精确测定：。
【互动探究2】.能否用pH试纸测氯水的pH？应如何正确使用pH试纸？【课堂互动探究】知识要点一：溶液酸碱性的判断典例1．(2014·唐山高二模拟)将pH＝3的盐酸a L分别与下列三种溶液混合后，混合液均呈中性①b L 1×10－3mol·L－1的氨水②c L c(OH－)＝1×10－3mol·L－1的氨水③d L c(OH－)＝1×10－3mol·L－1的Ba(OH)2溶液，其中a、b、c、d的关系正确的是()。
A．b>a＝d>c B．a＝b>c>dC．a＝b>d>c D．c>a＝d>b题组训练：1.下列溶液一定显酸性的是()A．溶液中[OH－]>[H＋]B．滴加紫色石蕊试液后变红色的溶液C．溶液中[H＋]＝10－6 mol·L－1D．pH<7的溶液2.下列说法中正确的是()A．某溶液中[H＋]＝[OH－]＝10－8 mol·L－1，该溶液呈中性B．溶液中若[H＋]>10－7 mol·L－1，则[H＋]>[OH－]，溶液显酸性一分耕耘一份收获！！ 1 一份努力一份惊喜一分耕耘 一份收获！！ 2 一份努力一份惊喜 C ．[H ＋]越大，则pH 越大，溶液的酸性越强D ．pH 为0的溶液，其中只有H ＋，无OH －3.下列说法正确的是( )A ．pH<7的溶液不一定是酸溶液B ．常温下，pH ＝5的溶液和pH ＝3的溶液相比，前者[OH －]不一定是后者的100倍C ．室温下，每1×107个水分子中只有一个水分子发生电离D ．在1 mol ·L －1的氨水中，改变外界条件使[NH 4+]增大，则溶液的pH 一定增大 知识要点二：溶液pH 的计算典例2．求下列溶液的pH(常温条件下，混合溶液忽略体积的变化)(已知lg2＝0.3)。
(1)0.005 mol·L－1的H 2SO 4溶液(2)常温下，将pH ＝5的盐酸与pH ＝9的NaOH 溶液以体积比11∶9混合 (3)将pH ＝3的HCl 与pH ＝3的H 2SO 4等体积混合 (4)pH ＝2的盐酸加水稀释到1 000倍题组训练：1.pH ＝2和pH ＝4的两种稀硫酸，等体积混合后，下列结论正确的是( )A ．c (H ＋)＝1×10－3 mol·L －1B ．c (OH －)＝2×10－12 mol·L －1 C ．pH ＝2.3 D ．pH ＝32.两种不同浓度的NaOH 溶液，c (H ＋)分别为1×10－14 mol·L －1和1×10－10 mol·L －1。
将此两溶液等体积混合后，所得溶液中的c (H ＋)是( )A ．1×(10－14＋10－10) mol·L －1 B.1×(10－14＋10－10)2mol·L －1C ．2×10－10 mol·L －1D ．2×10－14 mol·L －13．常温下，某溶液中由水电离产生的[H ＋]＝1×10－11 mol ·L －1，则该溶液的pH 可能是( )A ．4B ．7C ．8D ．114.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KHSO 4溶液。
当溶液中的Ba 2＋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KHSO 4溶液的体积之和，则Ba(OH)2溶液与KHSO 4溶液的体积比是( ) A ．1∶9 B ．1∶1 C ．1∶2 D ．1∶45.(1)pH ＝2的某酸稀释100倍，pH________4，pH ＝12的某碱稀释100倍，pH________10。
(2)室温时，将pH ＝5的H 2SO 4溶液稀释10倍，c (H ＋)∶c (SO 2－4)＝________，将稀释后的溶液再稀释100倍，c (H ＋)∶c (SO 2－4)＝________。
方法总结：一、单一溶液pH 的计算 1．计算方法酸：c (酸)――→电离c (H ＋)―→pH碱：c (碱)――→电离c (OH －)――→K W c (H ＋)―→pH 2．强酸和强碱溶液的pH 计算(1)强酸(以c mol·L －1的H n A 为例)c (H ＋)＝nc mol·L －1pH ＝－lg c (H ＋)＝－lg_nc(2)强碱(以c mol·L －1的B(OH)n 为例)c (OH －)＝nc mol·L －1c (H ＋)＝K W /n c ―→pH ＝－lg c (H ＋)＝14＋lg nc 二、混合溶液pH 的计算 1．两强酸混合c (H ＋)混合＝c 1(H ＋)·V 1＋c 2(H ＋)·V 2V 1＋V 2―→pH2．两强碱混合c (OH －)混合＝c 1(OH －)·V 1＋c 2(OH －)·V 2V 1＋V 2――→K W c (H ＋)―→pH3．强酸强碱混合(1)强酸与强碱正好完全反应，溶液呈中性，c (H ＋)＝c (OH －)。
如室温下，中性溶液的c (H ＋)＝10－7 mol·L －1，pH ＝7。
(2)强酸与强碱混合时，若酸过量，则求c (H ＋)过量，若碱过量，则求c (OH －)过量，继而计算pH 。
【思维建模】有关pH 计算的一般思维模型【限时检测】1．313 K时，水的K W＝3.0×10－14，则在313 K时，c(H＋)＝1.0×10－7mol·L－1的溶液( ) A．呈酸性B．呈中性 C．呈碱性D．无法判断2、用pH试纸测定某无色溶液的pH时，规范的操作是( )A.将pH试纸放入溶液中观察其颜色的变化，跟标准比色卡比较B.将溶液倒在pH试纸上，跟标准比色卡比较C.用干燥的洁净玻璃棒蘸取溶液，滴到pH试纸上，跟标准比色卡比较D.在试管内放入少量溶液，煮沸，把pH试纸放在管口，观察颜色变化，跟标准比色卡比较3．下列说法正确的是( )A．pH＝7的溶液一定显中性 B．pH＝6的溶液一定显酸性C．c(H＋)＜c(OH－)的溶液一定显碱性 D．c(OH－)＝1×10－6 mol/L的溶液一定显酸性4．喷墨打印机墨汁的pH为7.5～9.0。
当墨汁喷在纸上时，与酸性物质作用产生不溶于水的固体。
由此可知( )①墨汁偏碱性②墨汁偏酸性③纸张偏酸性④纸张偏碱性A．①③B．②④ C．①④ D．②③5．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6．关于溶液的酸碱性说法正确的是( )A.[H+]很小的溶液一定呈碱性B.PH=7的溶液一定呈中性C.C(OH-)= [H+]的溶液一定呈中性D.不能使酚酞试液变红的溶液一定呈酸性7. 25℃的下列溶液中，碱性最强的是( )A．pH = 11的溶液 B．[OH-] = 0.12 mol/L的溶液C．1L中含有4 g NaOH的溶液 D．[H+] = 1×10－10 mol/L的溶液8．下列说法正确的是（）A. 温度升高水的电离程度增大，pH值增大B. 纯水中[H+]与[OH-]的乘积一定等于1×10-14C. 某水溶液中只要[H+]＝[OH-]，则一定是中性的D．某水溶液中只要[H+]＝10-6，则一定是酸性的9．pH＝13的强碱溶液与pH＝2的强酸溶液混合，所得混合液的pH＝11，则强碱与强酸的体积比是( )A．11∶1 B．9∶1 C．1∶11 D．1∶910．25℃时，某溶液由水电离出的c(H＋)＝1×10－12 mol/L，则该溶液的pH可能为( ) A．13 B．7 C．6 D．2或1211．现有常温时pH＝1的某强酸溶液10 mL，下列操作能使溶液的pH变成2的是( ) A．加水稀释成100 mL B．加入10 mL的水进行稀释C．加入10 mL 0.01 mol/L的NaOH溶液 D．加入10 mL 0.01 mol/L的HCl溶液12．在25℃某稀溶液中，由水电离产生的c(H＋)＝10－13mol·L－1，下列有关溶、液的叙述不正确的是( )A．该溶液一定呈酸性 B．该溶液可能呈碱性C．该溶液的pH可能约为1 D．该溶液的pH可能约为1313.pH=5的盐酸和pH=9的氢氧化钠溶液以体积比11∶9混合，则混合液的pH（）A 7.2 B、 8 C 、6 D、无法判断14．下列说法正确的是( )A．水的电离方程式：H2O===H＋＋OH－B．升高温度，水的电离程度增大C．在NaOH溶液中没有H＋D．在HCl溶液中没有OH－15．(2014·安阳高二模拟)水的电离过程为H2O===H＋＋OH－，在不同温度下其离子积为K W(25℃)＝1.0×10－14，K W(35℃)＝2.1×10－14，则下列叙述中正确的是( )A．c(H＋)随温度的升高而降低B．35℃时，c(H＋)>c(OH－)C．溶液pH：pH(35℃)>pH(25℃)D．35℃时已电离的水的浓度约为1.45×10－7 mol/L16．向蒸馏水中滴入少量盐酸后，下列说法中错误的是( )A．c(H＋)·c(OH－)不变 B．pH增大了C．c(OH－)降低了 D．水电离出的c(H＋)减小了17、25℃时，pH=2的HCl溶液中，由水电离出的H＋浓度是（）.A．1×10－7mol·L－1B．1×10－12mol·L－1.C．1×10－2mol·L－1D．1×10－14mol·L－1.18、pH和体积都相同的醋酸和硫酸，分别与足量的Na2CO3溶液反应，在相同条件下一分耕耘一份收获！！ 3 一份努力一份惊喜一分耕耘 一份收获！！ 4 一份努力一份惊喜放出二氧化碳气体的体积是 （ ） A ．一样多 B ．醋酸比硫酸多. C ．硫酸比醋酸多 D ．无法比较19．95℃时，水中的H +的物质的量浓度为10－6 mol·L －1，若把0.01 mol 的NaOH 固体溶 解于95℃水中配成1 L 溶液，则溶液的pH 为 （ ） A ．4 B ．10 C ．2 D ．1220．某温度下，纯水中的c (H ＋)＝2.0×10－7mol·L －1，则此时溶液的 c (OH －)是______mol·L －1，这种水显______(填“酸”、“碱”或“中”)性，其理由是______；若温度不变，滴入稀盐酸使c (H ＋)＝5.0×10－6mol·L －1，则c (OH －)＝________mol·L －1。