2019高考化学一轮复习 水的电离和溶液的酸碱性学案

水的电离和溶液的酸碱性

李仕才

专题一水的电离

夯实基础知识

1．水的电离

水是极弱的电解质，水的电离方程式为H

2

O＋H

2

O??H

3

O＋＋OH－或H

2

O??H＋＋OH－。2．水的离子积常数

K

w

＝c(H＋)·c(OH－)。

(1)室温下：K

w

＝1×10－14。

(2)影响因素：只与温度有关，升高温度，K

w

增大。

(3)适用范围：K

w

不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质水溶液。

(4)K

w

揭示了在任何水溶液中均存在H＋和OH－，只要温度不变，K

w

不变。

3．影响水电离平衡的因素

(1)升高温度，水的电离程度增大，K

w

增大。

(2)加入酸或碱，水的电离程度减小，K

w

不变。

(3)加入可水解的盐(如FeCl

3

、Na

2

CO

3

)，水的电离程度增大，K

w

不变。

(1)温度一定时，水的电离常数与水的离子积常数相等(×)

(2)水的电离平衡移动符合勒夏特列原理(√)

(3)100℃的纯水中c(H＋)＝1×10－6mol·L－1，此时水呈酸性(×)

(4)在蒸馏水中滴加浓H

2

SO

4

，K

w

不变(×)

(5)NaCl溶液和CH

3

COONH

4

溶液均显中性，两溶液中水的电离程度相同(×)

(6)室温下，0.1mol·L－1的HCl溶液与0.1mol·L－1的NaOH溶液中水的电离程度相等(√)

(7)任何水溶液中均存在H＋和OH－，且水电离出的c(H＋)和c(OH－)相等(√)

深度思考

填写外界条件对水电离平衡的具体影响

条件

体系变化

HCl

NaOH

平衡移动方向

逆

逆

K

w

不变

不变

水的电离程度

减小

减小

c(OH－)

减小

增大

c(H＋)

增大

减小可水解

的盐

Na

2

CO

3

NH

4

Cl

正

正

不变

不变

增大

增大

增大

减小

减小

增大

4

温度

升温

降温

其他：如加入Na

正

逆

正

增大

减小

不变

增大

减小

增大

增大

减小

增大

增大

减小

减小

典型题组训练

题组一影响水电离平衡的因素及结果判断

1．25℃时，相同物质的量浓度的下列溶液：①NaCl②NaOH③H

2

SO

4

④(NH

4

)

2

SO

4

，其中水的电离程度按由大到小顺序排列的一组是()

A．④＞③＞②＞①

C．④＞①＞②＞③

B．②＞③＞①＞④

D．③＞②＞①＞④

答案C

解析②③分别为碱、酸，抑制水的电离；④中NH＋水解促进水的电离，①NaCl不影响水的电离。

2．25℃时，某溶液中由水电离产生的c(H＋)和c(OH－)的乘积为1×10－18，下列说法正确的

是()

A．该溶液的pH可能是5

C．该溶液的pH一定是9

B．此溶液不存在

D．该溶液的pH可能为7

答案A

3．(2018·北京东城区质检)如图表示水中c(H＋)和c(OH－)的关系，下列判断错误的是()

A．两条曲线间任意点均有c(H＋)·c(OH－)＝K

w

B．M区域内任意点均有c(H＋)＜c(OH－)

C．图中T

1

＜T

2

D．XZ线上任意点均有pH＝7

答案D

反思总结

正确理解水的电离平衡曲线

(1)曲线上的任意点的K

w

都相同，即c(H＋)·c(OH－)相同，温度相同。

(2)曲线外的任意点与曲线上任意点的K

w

不同，温度不同。

(3)实现曲线上点之间的转化需保持温度不变，改变酸碱性；实现曲线上点与曲线外点之间

2

4 c

的转化一定得改变温度。

题组二 水电离出的 c (H ＋)或 c (OH －)的定量计算

4．(2017·韶关模拟)已知 NaHSO 4 在水中的电离方程式为 NaHSO 4===Na ＋＋H ＋＋SO 2－。某温度 下，向 c (H ＋)＝1×10－6 mol·L －1 的蒸馏水中加入 NaHSO 4 晶体，保持温度不变，测得溶液的 c (H ＋)＝1×10－2 mol·L －1。下列对该溶液的叙述不正确的是(

)

A ．该温度高于 25 ℃

B ．由水电离出来的 H ＋的浓度为 1×10－10 mol·L －1

C ．加入 NaHSO 4 晶体抑制水的电离

D ．取该溶液加水稀释 100 倍，溶液中的 c (OH －)减小

答案 D

5．(2017·长沙市雅礼中学检测)25 ℃时，在等体积的①pH ＝0 的 H 2SO 4 溶液、②0.05 mol·L

－1 的 Ba(OH)2 溶液、③pH ＝10 的 Na 2S 溶液、④pH ＝5 的 NH 4NO 3 溶液中，发生电离的水的物质

的量之比是(

)

A ．1∶10∶1010∶109

B ．1∶5∶(5×109)∶(5×108)

C ．1∶20∶1010∶109

D ．1∶10∶104∶109

答案 A

总结规律

水电离的 c (H ＋)或 c (OH －)的计算技巧(25 ℃时)

(1)中性溶液：c (H ＋)＝c (OH －)＝1.0×10－7 mol·L －1。

(2)酸或碱抑制水的电离，水电离出的(H ＋)＝c (OH －)＜10－7 mol·L －1，当溶液中的c (H ＋)＜10

－7 mol·L －1 时就是水电离出的c (H ＋)；当溶液中的c (H ＋)＞10－7 mol·L －1 时，就用10－14 除以这

个浓度即得到水电离的c (H ＋)。

(3)可水解的盐促进水的电离，水电离的 c (H ＋)或 c (OH －)均大于 10－7 mol·L －1。若给出的

c (H ＋)＞10－7 mol·L －1，即为水电离的 c (H ＋)；若给出的 c (H ＋)＜10－7 mol·L －1，就用 10－14

除以这个浓度即得水电离的 c (H ＋)。

专题二 溶液的酸碱性和 pH

夯实基础知识

1．溶液的酸碱性

溶液的酸碱性取决于溶液中 c (H ＋)和 c (OH －)的相对大小。

(1)酸性溶液：c (H ＋)>c (OH －)，常温下，pH<7。

3

①两种强酸混合：直接求出c(H＋)

混

，再据此求pH。c(H＋)

混

＝。

c OH－

1

V

1

＋c OH－

2

V

2

V

1

＋V

2

c(H＋)

混

或c(OH－)

混

＝。

(2)中性溶液：c(H＋)＝c(OH－)，常温下，pH＝7。

(3)碱性溶液：c(H＋)7。

2．pH及其测量

(1)计算公式：pH＝－lg c(H＋)。

(2)测量方法

①pH试纸法

用镊子夹取一小块试纸放在洁净的玻璃片或表面皿上，用玻璃棒蘸取待测液点在试纸的中央，变色后与标准比色卡对照，即可确定溶液的pH。

②pH计测量法。

(3)溶液的酸碱性与pH的关系

常温下：

3．溶液pH的计算

(1)单一溶液的pH计算

强酸溶液：如H

n

A，设浓度为c mol·L－1，c(H＋)＝nc mol·L－1，pH＝－lg c(H＋)＝－lg(nc)。

10－14

强碱溶液(25℃)：如B(OH)

n

，设浓度为c mol·L－1，c(H＋)＝nc mol·L－1，pH＝－lg c(H ＋)＝14＋lg(nc)。

(2)混合溶液pH的计算类型

c H＋

1

V

1

＋c H＋

2

V

2

V

1

＋V

2

②两种强碱混合：先求出c(OH－)

混

，再据K

w

求出c(H＋)

混

，最后求pH。c(OH－)

混

＝。

③强酸、强碱混合：先判断哪种物质过量，再由下式求出溶液中H＋或OH－的浓度，最后求pH。

|c H＋

酸

V

酸

－c OH－

碱

V

碱

|

V

酸

＋V

碱

溶液酸碱性及pH概念选项判断

(1)任何温度下，利用H＋和OH－浓度的相对大小均可判断溶液的酸碱性(√)

(2)某溶液的c(H＋)＞10－7mol·L－1，则该溶液呈酸性(×)

(3)某溶液的pH＝7，该溶液一定显中性(×)

4

。

(4)100 ℃时 K w ＝1.0×10－12,0.01 mol·L －1 盐酸的 pH ＝2,0.01 mol·L －1 的 NaOH 溶液的 pH

＝10(√)

(5)用蒸馏水润湿的 pH 试纸测溶液的 pH ，一定会使结果偏低(×)

(6)用广范 pH 试纸测得某溶液的 pH 为 3.4(×)

(7)用 pH 计测得某溶液的 pH 为 7.45(√)

(8)一定温度下，pH ＝a 的氨水，稀释 10 倍后，其 pH ＝b ，则 a ＝b ＋1(×)

深度思考

1．常温下，两种溶液混合后酸碱性的判断(在括号中填“酸性”“碱性”或“中性”)。

(1)相同浓度的 HCl 和 NaOH 溶液等体积混合(

) (2)相同浓度的 CH 3COOH 和 NaOH 溶液等体积混合( )

(3)相同浓度的 NH 3·H 2O 和 HCl 溶液等体积混合(

)

(4)pH ＝2 的 HCl 和 pH ＝12 的 NaOH 溶液等体积混合( )

(5)pH ＝3 的 HCl 和 pH ＝10 的 NaOH 溶液等体积混合( )

(6)pH ＝3 的 HCl 和 pH ＝12 的 NaOH 溶液等体积混合(

) (7)pH ＝2 的 CH 3COOH 和 pH ＝12 的 NaOH 溶液等体积混合( )

(8)pH ＝2 的 HCl 和 pH ＝12 的 NH 3·H 2O 等体积混合(

)

答案 (1)中性

(2)碱性 (3)酸性 (4)中性 (5)酸性 (6)碱性 (7)酸性 (8)碱性

2．1 mL pH ＝9 的 NaOH 溶液，加水稀释到 10 mL ，pH ＝ ；加水稀释到 100 mL ，pH

7。 答案 8 接近

练后总结

1．稀释规律

酸、碱溶液稀释相同倍数时，强电解质溶液比弱电解质溶液的 pH 变化幅度大，但不管稀释

多少倍，最终都无限接近中性。

2．酸碱混合规律

(1)等浓度等体积一元酸与一元碱混合的溶液——“谁强显谁性，同强显中性”

(2)25 ℃时，pH 之和等于 14 时，一元强酸和一元弱碱等体积混合呈碱性；一元弱酸和一元

强碱等体积混合呈酸性。即谁弱谁过量，显谁性。

(3)强酸、强碱等体积混合(25 ℃时)

①pH 之和等于 14 呈中性；②pH 之和小于 14 呈酸性；③pH 之和大于 14 呈碱性。

典型题组训练

题组一 有关 pH 的简单计算

1．计算下列溶液的 pH 或浓度(常温下，忽略溶液混合时体积的变化)：

(1)0.1 mol·L －1 的 CH 3COOH 溶液(已知 CH 3COOH 的电离常数 K a ＝1.8×10－5)。

5

答案(1)(2)1∶4

4

c NH

＋4

c NH

3

·H

2

O

变小

c OH－

4

已电离的弱电解质浓度(2)0.1mol·L－1NH

3

·H

2

O溶液(NH

3

·H

2

O的电离度α＝1%，电离度＝

弱电解质的初始浓度

×100%)。

(3)pH＝2的盐酸与等体积的水混合。

(4)常温下，将0.1mol·L－1氢氧化钠溶液与0.06mol·L－1硫酸溶液等体积混合。

(5)取浓度相同的NaOH和HCl溶液，以3∶2体积比相混合，所得溶液的pH等于12，求原溶液的浓度。

答案(1)2.9(2)11(3)2.3(4)2.0(5)0.05mol·L－1

2．(1)pH＝5的H

2

SO

4

溶液，加水稀释到500倍，则稀释后c(SO2－)与c(H＋)的比值为。

(2)常温下，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NaHSO

4溶液，当溶液中的Ba2＋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NaHSO

4

溶液的体积之和，则Ba(OH)

2

溶液与NaHSO

4

溶液的体积比是。

1

10

题组二pH概念的拓展应用

3．(2018·南阳等六市联考)某温度下，向一定体积0.1mol·L－1的氨水中逐滴加入等浓度

的盐酸，溶液中pOH[pOH＝－lg c(OH－)]与pH的变化关系如下图所示。下列说法不正确的是()

A．M点和N点溶液中H

2

O的电离程度相同

B．Q点溶液中，c(NH＋)＋c(NH

3

·H

2

O)＝c(Cl－)

C．M点溶液的导电性小于Q点溶液的导电性

D．N点溶液加水稀释，

答案B

c H＋4．(2017·邯郸一中一模)若用AG表示溶液的酸度，AG的定义为AG＝lg。室温下实

验室中用0.01mol·L－1的氢氧化钠溶液滴定20.00mL0.01mol·L－1醋酸，滴定过程如图

所示，下列叙述正确的是()

6

A ．室温下，醋酸的电离常数约为 10－5

B ．A 点时加入氢氧化钠溶液的体积为 20.00 mL

C ．若 B 点为 40 mL ，所得溶液中： c (Na ＋)＝c (CH 3COO －)＋c (CH 3COOH)

D ．从 A 到 B ，水的电离程度逐渐变大

答案 A

7

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