2019版高考化学一轮精选教师用书苏教专用：专题82第二单元　溶液的酸碱性

第二单元　溶液的酸碱性

1．了解水的电离、离子积常数。　2.了解溶液pH的含义及其测定方法，能进行pH的简单计算。
　水的电离

[知识梳理]
1．水的电离
水是极弱的电解质，电离方程式为H2O＋H2OH3O＋＋OH－或H2OH＋＋OH－。
2．水的离子积常数
Kw＝c(H＋)·c(OH－)。
(1)室温下：Kw＝1×10－14。
(2)影响因素：只与温度有关，升高温度，Kw增大。
(3)适用范围：Kw不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质水溶液。
(4)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．影响水电离平衡的因素
(1)升高温度，水的电离程度增大，Kw增大。
(2)加入酸或碱，水的电离程度减小，Kw不变。
(3)加入可水解的盐(如FeCl3、Na2CO3)，水的电离程度增大，Kw不变。
[自我检测]
1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。
(1)在蒸馏水中滴加浓H2SO4，Kw不变。(　　)
(2)25 ℃与60 ℃时，水的pH相等。(　　)
(3)25 ℃时NH4Cl溶液的Kw小于100 ℃时NaCl溶液的Kw。(　　)
(4)室温下由水电离的c(H＋)＝1×10－14 mol·L－1的溶液中：Ca2＋、K＋、Cl－、HCO能大量共存。(　　)
答案：(1)×　(2)×　(3)√　(4)×
2．25 ℃时，相同物质的量浓度的下列溶液：①NaCl、②NaOH、③H2SO4、④(NH4)2SO4，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　　　　　 B．②>③>①>④
C．④>①>②>③ D．③>②>①>④
解析：选C。从四种物质分析可知②NaOH、③H2SO4抑制水的电离，①NaCl不影响水的电离平衡，④(NH4)2SO4促进水的电离(NH水解)，H2SO4为二元强酸，产生的c(H＋)大于NaOH产生的c(OH－)，抑制程度更大，故水的电离程度由大到小的顺序为④>①>②>③。

(1)Kw不仅适用于纯水，还适用于中性、酸性或碱性的稀溶液，不管哪种溶液均有c(H＋)H2O＝c(OH－)H2O。如酸性溶液中：[c(H＋)酸＋c(H＋)H2O]·c(OH－)H2O＝Kw；碱性溶液中：[c(OH－)碱＋c(OH－)H2O]·c(H＋)H2O＝Kw。
(2)室温下，由水电离出的c(H＋)＝1×10－14 mol·L－1的溶液可能呈强酸性或强碱性，故该溶液中HCO、HSO均不能大量共存。

　(2015·高考广东卷)一定温度下，水溶液中H＋和OH－的浓度变化曲线如图。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1.0×10－13
C．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
[解析]　A．c点溶液中c(OH－)＞c(H＋)，溶液呈碱性，升温，溶液中c(OH－)不可能减小。B.由b点对应c(H＋)与 c(OH－)可知，Kw＝c(H＋)·c(OH－)＝1.0×10－7×1.0×10－7＝1.0×10－14。C.FeCl3溶液水解显酸性，溶液中c(H＋)增大，因一定温度下水的离子积是常数，故溶液中c(OH－)减小，因此加入FeCl3溶液可能引起由b向a的变化。D.c点溶液呈碱性，稀释时c(OH－)减小，同时c(H＋)应增大，故稀释溶液时不可能引起由c向d的变化。
[答案]　C

(1)水中加入NaHSO4溶液，水的电离平衡__________，溶液中的c(H＋)________，Kw________。
(2)水中加入KAl(SO4)2溶液，水的电离平衡__________，溶液中的c(H＋)________，Kw________。
答案：(1)逆向移动　增大　不变　(2)正向移动　增大
不变

　水的电离平衡及其影响因素
1．25 ℃时，水的电离达到平衡：H2OH＋＋OH－　ΔH＞0，下列叙述正确的是(　　)
A．向水中加入稀氨水，平衡逆向移动，c(OH－)降低
B．向水中加入少量固体NaHSO4，c(H＋)增大，Kw不变
C．向水中加入少量固体CH3COONa，平衡逆向移动，c(H＋)降低
D．将水加热，Kw增大，pH不变
解析：选B。根据平衡体系H2OH＋＋OH－，对各选项的分析如下：
选项
分析
结论
A
稀氨水是弱碱，加入水中后水溶液中c(OH－)增大，平衡逆向移动
错误
B
NaHSO4溶于水后发生电离：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO，使c(H＋)增大，由于温度不变，故Kw不变
正确
C
水中加入固体CH3COONa，CH3COO－发生水解，促进水的电离，平衡正向移动，使溶液呈碱性，c(H＋)降低
错误
D
升高温度，水的电离程度增大，Kw增大，pH变小
错误
2.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－)＝Kw
B．M区域内任意点均有c(H＋)＜c(OH－)
C．图中T1＜T2
D．XZ线上任意点均有pH＝7
解析：选D。A.水中c(H＋)与c(OH－)的乘积为一常数。B.由图看出M区域内c(H＋)T1。D.pH＝－lg c(H＋)，XZ线上任意点的c(H＋)＝c(OH－)，但pH不一定为7。
　水电离出的c(H＋)或c(OH－)的计算
3．(2018·泉州高三检测)求算常温下下列溶液中由H2O电离出的c(H＋)和 c(OH－)。
(1)pH＝2的H2SO4溶液，c(H＋)＝__________，c(OH－)＝__________。
(2)pH＝10的NaOH溶液，c(H＋)＝__________，c(OH－)＝__________。
(3)pH＝2的NH4Cl溶液，c(H＋)＝__________。
(4)pH＝10的Na2CO3溶液，c(OH－)＝__________。
解析：(1)pH＝2的H2SO4溶液，H＋来源有两个：H2SO4的电离和H2O的电离，而OH－只来源于水。应先求算溶液中c(OH－)，即为水电离出的c(H＋)或c(OH－)。　
(2)pH＝10的NaOH溶液中，OH－有两个来源：H2O的电离和NaOH的电离，H＋只来源于水。应先求出溶液中c(H＋)，即为水电离出的c(OH－)或c(H＋)，溶液中c(OH－)＝10－4 mol·L－1，c(H＋)＝10－10 mol·L－1，则水电离出的 c(H＋)＝c(OH－)＝10－10 mol·L－1。
(3)～(4)水解的盐溶液中的H＋或OH－均由水电离产生，水解显酸性的盐应计算其c(H＋)，水解显碱性的盐应计算其c(OH－)。pH＝2的NH4Cl溶液中由水电离产生的c(H＋)＝10－2 mol·L－1；pH＝10的Na2CO3溶液中由水电离产生的c(OH－)＝10－4 mol·L－1。
答案：(1)10－12 mol·L－1　10－12 mol·L－1
(2)10－10 mol·L－1　10－10 mol·L－1
(3)10－2 mol·L－1
(4)10－4 mol·L－1

理清溶液中H＋或OH－的来源
(1)常温下，中性溶液
c(OH－)＝c(H＋)＝10－7 mol·L－1。
(2)溶质为酸的溶液
①OH－全部来自水的电离，水电离产生的c(H＋)＝c(OH－)。
②实例
计算常温下pH＝2的盐酸中水电离出的c(H＋)，方法是先求出溶液中的c(OH－)＝ mol·L－1＝10－12 mol·L－1，即水电离出的c(H＋)＝c(OH－)＝10－12 mol·L－1。
(3)溶质为碱的溶液
①H＋全部来自水的电离，水电离产生的c(OH－)＝c(H＋)。
②实例
计算常温下pH＝12的NaOH溶液中水电离出的c(OH－)，方法是先求出溶液中的c(H＋)＝10－12 mol·L－1，即水电离出的c(OH－)＝c(H＋)＝10－12 mol·L－1。
(4)水解呈酸性或碱性的盐溶液
①常温下pH＝5的NH4Cl溶液中H＋全部来自水的电离，由水电离出的c(H＋)＝10－5 mol·L－1，因为部分OH－与NH结合，c(OH－)＝ mol·L－1＝10－9 mol·L－1。
②常温下pH＝12的Na2CO3溶液中OH－全部来自水的电离，由水电离出的c(OH－)＝ mol·L－1＝10－2 mol·L－1。
　溶液的酸碱性与pH

[知识梳理]
一、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”“25 ℃；NaOH溶液中n(OH－)＝0.01a mol，硫酸中n(H＋)＝0.1b mol，根据混合后溶液pH＝10，得10－3＝，解得a∶b＝101∶9。
(3)若两溶液完全中和，则溶液中n(H＋)＝n(OH－)，即10－xa＝10y－14b，①整理得a/b＝10x＋y－14；②若x＋y＝14，则a/b＝1；③若x＋y＝13，则a/b＝0.1。
[答案]　(1)D　(2)>　101∶9
(3)①10x＋y－14　②1　③0.1

(1)上述例题的第(2)小题中，若将T ℃改为常温，则a∶b为________。
(2)上述例题的第(3)小题中，该盐酸与该氢氧化钠完全中和，则两溶液的pH(x、y)的关系式x＋y为________________(用a、b表示)。
(3)由水电离出的c(H＋)＝10－7 mol·L－1的溶液________(填“一定”或“不一定”)呈中性。
解析：(1)NaOH溶液中n(OH－)＝0.001a mol，硫酸中n(H＋)＝0.1b mol，根据混合后溶液pH＝10，得10－4＝，解得a∶b＝1 001∶9。
(2)两溶液完全中和时，则有＝10x＋y－14，即lg＝x＋y－14，解得x＋y＝14＋lg。
(3)水的电离受温度、酸、碱等因素的影响，25 ℃时，水电离出的c(H＋)＝10－7mol·L－1，溶液呈中性；若温度大于25 ℃，水电离出的c(H＋)＝10－7 mol·L－1，则说明水的电离受到抑制，溶液可能呈酸性或碱性。
答案：(1)1 001∶9　(2)14＋lg　(3)不一定

　多角度计算溶液的pH
1．已知在100 ℃下，水的离子积Kw＝1×10－12，下列说法正确的是(　　)
A．0.05 mol·L－1的H2SO4 溶液pH＝1
B．0.001 mol·L－1的NaOH溶液pH＝11
C．0.005 mol·L－1的H2SO4 溶液与0.01 mol·L－1的NaOH 溶液等体积混合，混合后溶液pH为6，溶液显酸性
D．完全中和pH＝3的H2SO4 溶液50 mL，需要pH＝11的 NaOH溶液50 mL
解析：选A。A中，c(H＋)＝0.05 mol·L－1×2＝0.1 mol·L－1，pH＝－lg c(H＋)＝－lg 0.1＝1，正确。B中，c(OH－)＝10－3 mol·L－1，则100 ℃时，c(H＋)＝＝ mol·L－1＝10－9 mol·L－1，pH＝9，错误。C中，c(H＋)＝2×0.005 mol·L－1＝0.01 mol·L－1，c(OH－)＝0.01 mol·L－1，等体积混合后c(H＋)＝c(OH－)＝10－6 mol·L－1，pH＝6，溶液呈中性，错误。D中，pH＝3的硫酸溶液中c(H＋)＝10－3 mol·L－1，pH＝11的氢氧化钠溶液中c(H＋)＝10－11 mol·L－1，c(OH－)＝ mol·L－1＝0.1 mol·L－1，等体积混合时，NaOH过量，错误。
2．求室温下下列溶液的pH，已知lg 2＝0.3。
(1)将pH＝8的NaOH溶液与pH＝10的NaOH溶液等体积混合。
(2)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H2SO4等体积混合。
(4)0.001 mol·L－1的NaOH溶液。
解析：(1)pH＝8的NaOH溶液中：c(H＋)＝10－8 mol·L－1，c(OH－)＝10－6 mol·L－1；pH＝10的NaOH溶液中：c(H＋)＝10－10 mol·L－1，c(OH－)＝10－4 mol·L－1；混合后溶液中：c(OH－)＝ mol·L－1≈5×10－5 mol·L－1，c(H＋)＝ mol·L－1＝2×10－10 mol·L－1，pH＝10－lg 2＝9.7。
(2)pH＝5的盐酸中c(H＋)＝10－5 mol·L－1，pH＝9的NaOH溶液中c(OH－)＝10－5 mol·L－1，根据题意知二者混合后盐酸过量，剩余的c(H＋)＝＝10－6 mol·L－1，pH＝6。
(3)pH相同的强酸溶液等体积混合后pH不变。
(4)c(H＋)＝ mol·L－1＝10－11 mol·L－1，pH＝11。
答案：(1)9.7　(2)6　(3)3　(4)11
3．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，其中a、b、c、d的关系正确的是(　　)
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
A．b>a＝d>c　　　　　　　 B．a＝b>c>d
C．a＝b>d>c D．c>a＝d>b
解析：选A。pH＝3的盐酸中c(H＋)＝1×10－3mol·L－1，与c(OH－)＝1×10－3 mol·L－1的Ba(OH)2溶液混合，混合液呈中性时二者的体积相等，故a＝d；NH3·H2O为弱碱，若1×10－3mol·L－1的氨水与pH＝3的盐酸等体积混合，则正好完全反应生成NH4Cl，NH水解使溶液呈酸性，故若要使溶液呈中性则应使b>a；c(OH－)＝1×10－3mol·L－1的氨水中c(NH3·H2O)>1×10－3mol·L－1，故与pH＝3的盐酸混合，若要使溶液呈中性，则应使a>c，故有b>a＝d>c。

溶液pH计算的方法
(1)单一溶液的pH计算
①强酸溶液：如HnA，设浓度为c mol·L－1，c(H＋)＝nc mol·L－1，pH＝－lg c(H＋)＝－lg(nc)。
②强碱溶液(25 ℃)：如B(OH)n，设浓度为c mol·L－1，c(H＋)＝ mol·L－1，pH＝－lg c(H＋)＝14＋lg(nc)。
(2)混合溶液的pH计算
①两种强酸混合：直接求出c混(H＋)，再据此求pH。c混(H＋)＝。
②两种强碱混合：先求出c混(OH－)，再据Kw求出c混(H＋)，最后求pH。
c混(OH－)＝。
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混(H＋)或c混(OH－)
＝。
　溶液稀释后的pH计算
4．(1)1 mL pH＝5的盐酸，加水稀释到10 mL, pH＝______；加水稀释到100 mL，pH________7。
(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。
(3)pH＝5的H2SO4溶液，加水稀释到500倍，则稀释后c(SO)与c(H＋)的比值为________。
解析：(1)1 mL pH＝5的盐酸，加水稀释到10 mL，pH增大1，变为6；加水稀释到100 mL，pH接近7。
(2)1 mL pH＝9的NaOH溶液，加水稀释到10 mL，pH减小1，变为8；加水稀释到100 mL，pH接近7。
(3)稀释前c(SO)＝ mol/L；稀释后c(SO)＝＝10－8 mol/L；c(H＋)接近10－7 mol/L，所以＝＝。
答案：(1)6　接近　(2)8　接近　(3)
5．(1)体积相同，浓度均为0.2 mol·L－1的盐酸和CH3COOH溶液，分别加水稀释10倍，溶液的pH分别变成m和n，则m与n的关系为______________________________。
(2)体积相同，浓度均为0.2 mol·L－1的盐酸和CH3COOH溶液，分别加水稀释m倍、n倍，溶液的pH都变成3，则m与n的关系为________________。
(3)体积相同，pH均等于1的盐酸和CH3COOH溶液，分别加水稀释m倍、n倍，溶液的pH都变成3，则m与n的关系为______________。
(4)体积相同，pH均等于13的氨水和NaOH溶液，分别加水稀释m倍、n倍，溶液的pH都变成9，则m与n的关系为________________。
答案：(1)m＜n　(2)m＞n　(3)m＜n　(4)m＞n

(1)弱酸、弱碱的稀释规律
溶液
稀释前
溶液pH
加水稀释到体积为原来的10n倍
稀释后溶液
pH
酸
强酸
pH＝a
pH＝a＋n
弱酸
aC>A＝D＝E　(2)bc　(3)10∶1
(4)a＋b＝14(或pH1＋pH2＝14)
14．中华人民共和国国家标准(GB 2760­2011)规定葡萄酒中SO2最大使用量为0.25 g·L－1。某兴趣小组用图1装置(夹持装置略)收集某葡萄酒中SO2，并对其含量进行测定。

图1

图2
(1)仪器A的名称是____________，水通入A的进口为______。
(2)B中加入300.00 mL葡萄酒和适量盐酸，加热使SO2全部逸出并与C中H2O2完全反应，其化学方程式为__________________________________。
(3)除去C中过量的H2O2，然后用0.090 0 mol·L－1NaOH标准溶液进行滴定，滴定前排气泡时，应选择图2中的________；若滴定终点时溶液的pH＝8.8，则选择的指示剂为________；若用50 mL滴定管进行实验，当滴定管中的液面在刻度“10”处，则管内液体的体积(填序号)________(①＝10 mL，②＝40 mL，③＜10 mL，④＞40 mL)。
(4)滴定至终点时，消耗NaOH溶液25.00 mL，该葡萄酒中SO2含量为________g·L－1。
(5)该测定结果比实际值偏高，分析原因并利用现有装置提出改进措施：________________________________________________________________________
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
解析：(1)A仪器的名称为冷凝管或冷凝器；为使冷却效果好，应将冷却水从处于低处的b口通入。
(2)SO2具有强还原性，H2O2具有强氧化性，二者发生氧化还原反应：SO2＋H2O2===H2SO4。
(3)NaOH盛装在碱式滴定管中，应将橡皮管向上弯曲以排出气泡，选③。滴定至终点时溶液的pH＝8.8，在酚酞的变色范围内，故可选用酚酞作指示剂。液面在10 mL时滴定管中有刻度的液体为40 mL，因滴定管的下端有一段无刻度，故管内液体的体积大于40 mL。
(4)SO2与NaOH存在如下关系：
SO2　～　H2SO4　～　2NaOH
64 g 2 mol
m(SO2) 0.090 0 mol·L－1×0.025 L
解得：m(SO2)＝＝0.072 g，故葡萄酒中SO2的含量为＝0.24 g·L－1。
(5)盐酸为挥发性酸，挥发出的HCl消耗NaOH，使测量值偏大。可以用难挥发的稀硫酸代替盐酸进行该实验。
答案：(1)冷凝管(或冷凝器)　b
(2)SO2＋H2O2===H2SO4
(3)③　酚酞　④　(4)0.24
(5)原因：盐酸的挥发；改进措施：用不挥发的强酸如硫酸代替盐酸(或用蒸馏水代替葡萄酒进行对比实验，扣除盐酸挥发的影响)
15．KMnO4溶液常用作氧化还原反应滴定的标准液，由于KMnO4 的强氧化性，它的溶液很容易被空气中或水中的某些少量还原性物质还原，生成难溶性物质MnO(OH)2，因此配制KMnO4标准溶液的操作如下所示：
①称取稍多于所需量的KMnO4固体溶于水中，将溶液加热并保持微沸1 h；
②用微孔玻璃漏斗过滤除去难溶的MnO(OH)2；
③过滤得到的KMnO4溶液贮存于棕色试剂瓶中并放在暗处；
④利用氧化还原滴定法，在70～80 ℃条件下用基准试剂(纯度高、相对分子质量较大、稳定性较好的物质)溶液标定其浓度。
请回答下列问题：
(1)准确量取一定体积的KMnO4溶液使用的仪器是________________。
(2)在下列物质中，用于标定KMnO4溶液的基准试剂最好选用______(填序号)。
A．H2C2O4·2H2O　　　　　 B．FeSO4
C．浓盐酸 D．Na2SO3
(3)若准确称取W g你选的基准试剂溶于水配成500 mL溶液，取25.00 mL置于锥形瓶中，用KMnO4溶液滴定至终点，消耗KMnO4溶液V mL。KMnO4溶液的物质的量浓度为________mol·L－1。
(4)若用放置两周的KMnO4标准溶液去测定水样中Fe2＋的含量，测得的浓度值将________(填“偏高”“偏低”或“无影响”)。
解析：(1)KMnO4溶液具有强氧化性，能将碱式滴定管下端的橡胶管腐蚀，所以不能用碱式滴定管量取，可以用酸式滴定管量取。
(2)H2C2O4·2H2O在常温常压下是稳定的结晶水合物；FeSO4在空气中不稳定易被氧化；浓盐酸易挥发；Na2SO3在空气中不稳定易被氧化成Na2SO4。
(3)根据得失电子守恒原理有关系式：5(H2C2O4·2H2O)～2KMnO4，则KMnO4溶液的浓度为c(KMnO4)
＝＝ mol·L－1。
(4)在放置过程中，由于空气中还原性物质的作用，使KMnO4 溶液的浓度变小了，再去滴定水样中的Fe2＋时，消耗KMnO4溶液(标准溶液)的体积会增大，导致计算出来的c(Fe2＋)会增大，测定的结果偏高。
答案：(1)酸式滴定管　(2)A　(3)　(4)偏高