高考化学专题复习 专题八　水溶液中的离子平衡_第2讲　水的电离及溶液的酸碱性学案

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第2讲　水的电离及溶液的酸碱性
一、水的电离
1.水的电离水是极弱的电解质,水的电离方程式为H2O+H2O  H3O++OH-或　H2O  H++OH-    。
2.水的离子积常数(1)表达式:KW=c(H+)·c(OH-)。(2)室温下:KW=　1×10-14    ,纯水中:c(H+)=c(OH-)=　10-7 mol·L-1    。(3)影响因素:只与　温度    有关,升高温度,KW　增大    。(4)适用范围:纯水和稀的电解质水溶液。(5)意义:KW揭示了在任何水溶液中均存在H+和OH-,只要温度不变,KW不变。
3.外界条件对水电离平衡的影响
二、溶液的酸碱性和pH
1.溶液的酸碱性(1)酸性溶液:c(H+)　>    c(OH-),常温下,pH　<    7。(2)中性溶液:c(H+)　=    c(OH-),常温下,pH　=    7。(3)碱性溶液:c(H+)　<    c(OH-),常温下,pH　>    7。
2.溶液的pH(1)计算公式:pH=　-lg c(H+)    。(2)适用范围:通常应用于c(H+)、c(OH-)都较小的稀溶液,小于　1    mol/L。(3)表示意义:溶液酸性越强,c(H+)越　大    ,pH越小;溶液碱性越强,c(H+)越    小    ,pH越大。(4)室温下,溶液的酸碱性与pH的关系
3.pH的测定(1)用pH试纸测定:用镊子夹取一小片pH试纸放在洁净的表面皿或玻璃片上,用　干燥洁净的玻璃棒    蘸取待测液点在pH试纸上,试纸变色后,与　标准比色卡    对比即可确定溶液的pH。(2)用pH计测定:可精确测量溶液的pH。
4.常用酸碱指示剂及其变色范围
5.溶液pH的计算(1)单一溶液pH的计算强酸溶液:如HnA溶液,设溶液浓度为c mol·L-1,c(H+)=nc mol·L-1,pH=-lg c(H+)=-lg nc。
(3)酸溶液、碱溶液稀释时pH的变化
1.易错易混辨析(正确的画“√”,错误的画“✕”)。(1)95 ℃纯水的pH<7,说明加热可导致水呈酸性 (　　)(2)pH=3的醋酸溶液,稀释10倍后pH=4 (　　)(3)t ℃时,某溶液pH=6,则该溶液一定呈酸性 (　　)(4)常温下,将pH=11的氨水稀释后,溶液中所有离子的浓度均降低 (　　)(5)25 ℃时NH4Cl溶液的KW大于100 ℃时NaCl溶液的KW (　　)(6)用润湿的试纸测溶液的pH,一定会使结果偏低 (　　)
✕
✕
✕
✕
✕
✕
(7)25 ℃时,某溶液中水电离出的c(H+)=10-13,则该溶液的pH一定为13 (　　)(8)常温下,pH=3的盐酸和pH=12的NaOH溶液等体积混合所得溶液呈碱性 (　　)(9)25 ℃时,pH=2的盐酸和pH=12的氨水等体积混合所得溶液呈酸性 (　　)(10)25 ℃时有甲、乙两杯醋酸稀溶液,甲的pH=2,乙的pH=3,中和等物质的量的NaOH,需甲、乙两杯酸溶液的体积(V)之间的关系为10V(甲)>V(乙) (    　)
✕
√
✕
✕
2.某温度下纯水中c(H+)=2×10-7 mol·L-1,则此时c(OH-)为　2×10-7mol·L-1   ;若温度不变,滴入稀盐酸使c(H+)=5×10-4 mol·L-1,则溶液中c(OH-)为　8×10-11 mol·L-1  ,由水电离产生的c(H+)为　8×10-11 mol·L-1    ,此时温度　高于    (填“高于”“低于”或“等于”)25 ℃。
3.计算下列溶液的pH(25 ℃)。(1)0.1 mol·L-1的盐酸的pH=　1    ;(2)0.005 mol·L-1的稀硫酸的pH=　2    ;(3)0.1 mol·L-1的NaOH溶液的pH=　13    ;(4)0.005 mol·L-1的Ba(OH)2溶液的pH=　12    ;(5)0.15 mol·L-1的盐酸与0.35 mol·L-1的NaOH溶液等体积混合后溶液的pH=    13    。
考点一　水的电离典例探究例　下图表示水中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-)=KWB.M区域内任意点均有c(H+)D
解析　同一温度下c(H+)与c(OH-)的乘积为常数,A项正确;XZ线上任意点都有c(H+)=c(OH-),M区域位于直线XZ的左上侧,则M区域内任意点均有c(H+)名师点拨电离平衡曲线的含义(1)曲线上的任意点的KW都相同,即温度相同,c(H+)·c(OH-)相同。(2)曲线外的任意点与曲线上任意点的KW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的转化一定得改变温度。
题组训练题组一　外界条件对水的电离的影响
D
解析　A项,向水中滴入少量稀盐酸,平衡逆向移动,温度不变,KW不变,错误;B项,升高温度,促进水的电离,KW增大,c(H+)增大,pH减小,错误;C项,向水中加入少量金属钠,反应消耗H+,使水的电离平衡正向移动,c(H+)减小,错误。
2.某温度下,有pH相同的H2SO4溶液和Al2(SO4)3溶液,在H2SO4溶液中由水电离的H+浓度为10-a mol·L-1,在Al2(SO4)3溶液中由水电离的H+浓度为10-b mol·L-1,则此温度下的KW为 (　　)A.10-14　　　　 B.10-2aC.10-(a+b)　　　　D.10-(7+a)
解析　设该温度下KW=10-x,则H2SO4溶液中c(H+)=10a-x mol·L-1,pH=-(a-x),在Al2(SO4)3溶液中由水电离的H+浓度为10-b mol·L-1,pH=b,则a-x=-b,即x=a+b,KW=10-x=10-(a+b)。
C
题组二　水的离子积及电离平衡曲线分析
3.一定温度下,水溶液中H+和OH-的浓度变化曲线如图所示,下列说法正确的是 (　　)A.升高温度,可能引起由c向b的变化B.该温度下,水的离子积常数为1.0×10-13C.该温度下,加入FeCl3可能引起由b向a的变化D.该温度下,稀释溶液可能引起由c向d的变化
C
解析　升高温度时,水的电离平衡右移,c(H+)和c(OH-)均增大,KW随之增大,而c和b对应的KW相等,A项不正确;由题图中数据可计算出题给温度下,水的离子积常数KW =c(H+)·c(OH-)=1.0×10-14,B项不正确;加入FeCl3后,Fe3+水解促进水的电离,使c(H+)增大,c(OH-)减小,但KW不变,可能引起由b向a的变化,C项正确;题给温度下,稀释溶液,KW不变,而c和d对应的KW不相等,D项不正确。
4.水的电离平衡曲线如图所示,下列说法正确的是 (　　)A.图中五个点的KW:B>C>A=D=EB.若从A点到D点,可采用在水中加入少量NaOH的方法C.若从A点到C点,可采用温度不变时在水中加入适量H2SO4的方法D.若处在B点时,将pH=2的硫酸与pH=12的KOH等体积混合后,溶液显中性
A
解析　从题图中可看出:A、D、E是在25 ℃时水的电离平衡曲线上,它们的KW相同,B点是在100 ℃时水的电离平衡曲线上,C点在A点、B点的连线上,由于水是弱电解质,升高温度,促进水的电离,水的离子积常数增大,则图中五个点的KW:B>C>A=D=E,故A正确;从A点到D点[温度不变,溶液中c(H+)增大,c(OH-)减小],可采用在水中加入少量酸的方法,故B错误;若从A点到C点,水的离子积常数增大,可采用升高温度的方法,故C错误;处在B点时,KW=10-12,pH=2的硫酸中c(H+)=10-2 mol·L-1,pH=12的KOH中c(OH-)=1 mol·L-1,若二者等体积混合,n(OH-)>n(H+),所以溶液显碱性,故D错误。
考点二　溶液的酸碱性和pH的计算典例探究例　(1)下列溶液一定呈中性的是　D    。A.pH=7的溶液B.c(H+)=10-7 mol·L-1的溶液C.c(H+)/c(OH-)=10-14的溶液D.氨水和氯化铵溶液的混合液,其中c(N )=c(Cl-)
名师点拨混合溶液酸、碱性的判断方法(1)等浓度、等体积的一元酸与一元碱混合所得的溶液
(2)室温下,已知酸和碱pH之和,等体积混合后溶液酸、碱性的判断。①强酸与强碱溶液混合:
题组训练1.(2020北京西城二模)室温时,下列说法正确的是 (　　)A.pH=11的氨水和pH=11的Na2CO3溶液中,由水电离产生的c(OH-)均为1×10-11 mol·L-1B.分别把100 mL pH=11的NaOH溶液和100 mL pH=11的氨水加水稀释至1 L,所得溶液pH均为10C.分别向等体积的0.1 mol·L-1 HCl溶液和0.1 mol·L-1 CH3COOH溶液中加入等浓度的NaOH溶液,溶液恰好为中性时,消耗NaOH溶液的体积相等D.分别向1 mL pH=3的盐酸和1 mL pH=3的CH3COOH溶液中加入少量CH3COONa固体,两溶液的pH均增大
D
解析　A项,酸、碱均会抑制水的电离,可以水解的盐能促进水的电离。pH=11的氨水,由水电离出的c(OH-)=1×10-11 mol·L-1,pH=11的Na2CO3溶液中,由水电离出的c(OH-)=1×10-3 mol·L-1,错误。B项,100 mL pH=11的NaOH溶液加水稀释至1 L,所得溶液pH为10;氨水是弱电解质,存在电离平衡,100 mL pH=11的氨水加水稀释至1 L,所得溶液pH>10,错误。C项,向等浓度等体积的HCl溶液和CH3COOH溶液中分别加入等物质的量浓度的NaOH溶液,溶液恰好为中性时,消耗NaOH溶液的体积:CH3COOH2.下列说法中正确的是 (　　)A.25 ℃时FeCl3溶液的KW大于100 ℃时NaCl的KWB.常温下,pH均为5的HF溶液和硫酸铵溶液两种溶液中,由水电离出的氢离子浓度之比为1∶104C.pH=6的溶液一定显酸性D.100 ℃时,将pH=3的盐酸与pH=11的NaOH溶液等体积混合,溶液显中性
B
解析　水的离子积常数只与温度有关,温度越高,KW越大,A错误;HF溶液中水电离出的c(H+)=溶液中的c(OH-)=10-9 mol·L-1,硫酸铵溶液中水电离出的c(H+)等于溶液中的c(H+)=10-5 mol·L-1,B正确;不知温度,无法判断溶液的酸碱性,C错误;100 ℃时KW>1×10-14,所以将pH=3的盐酸与pH=11的NaOH溶液等体积混合后,溶液显碱性,D错误。
3.(1)在温度t ℃时,某溶液中c(H+)=10-a mol·L-1,c(OH-)=10-b mol·L-1,已知a+b=12,则t　大于    (填“大于”“小于”或“等于”)25 ℃。(2)常温下,向某Ba(OH)2溶液中逐滴加入pH=x的盐酸,测得混合溶液的部分pH如下表所示:
x=　2    ,Ba(OH)2溶液的物质的量浓度为　5×10-3 mol·L-1    。(3)常温下,向100 mL pH=2的硫酸与硫酸钠的混合溶液中,加入300 mL上述Ba(OH)2溶液,沉淀正好达最大量,此时溶液的pH　大于    (填“大于”“小于”或“等于”)7;原混合溶液中硫酸钠的物质的量浓度为　0.01 mol·L-1    。
BC
B
解析　NH3·H2O为弱电解质, NaOH为强电解质,则等体积和等pH的两溶液,NH3·H2O的物质的量大于NaOH的物质的量,故消耗HCl的物质的量前者多,B错误;在25 ℃时, pH>7的溶液一定呈碱性,此题未明确温度, 所以溶液不一定呈碱性,A正确;相同温度下,pH相同的盐酸和醋酸溶液中氢氧根离子浓度相等,C正确;若氨水和盐酸反应后的溶液呈中性,根据电荷守恒知,氯离子和铵根离子的物质的量浓度相等,D正确。
3.(2020浙江7月选考,17,2分)下列说法不正确的是 (　　)A.2.0×10-7 mol·L-1的盐酸中c(H+)=2.0×10-7 mol·L-1B.将KCl溶液从常温加热至80 ℃,溶液的pH变小但仍保持中性C.常温下,NaCN溶液呈碱性,说明HCN是弱电解质D.常温下,pH为3的醋酸溶液中加入醋酸钠固体,溶液pH增大
A
解析　A项,盐酸是一元强酸,可以完全电离,但在2.0×10-7 mol·L-1的盐酸中要考虑水的电离,故c(H+)不是2.0×10-7 mol·L-1,错误;B项,KCl是强酸强碱盐,不会发生水解,故KCl溶液显中性,加热时,水的电离平衡正向移动,溶液的pH变小,但仍显中性,正确;C项,常温下NaCN溶液显碱性,说明CN-水解,HCN是弱酸,正确;D项,常温下,在醋酸溶液中加入醋酸钠固体,增大了c(CH3COO-),使醋酸的电离平衡逆向移动,溶液pH增大,正确。