高中化學(xué) 專題3 溶液中的離子反應(yīng) 第一單元 弱電解質(zhì)的電離平衡 3 水的電離學(xué)案 蘇教版選修4.doc

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水的電離 【考點(diǎn)精講】 1. 水的電離 水是一種極弱的電解質(zhì)，電離方程式為H2O＋H2OH3O＋＋OH－或H2O H＋＋OH－ 2. 水的離子積常數(shù) Kw＝c（H＋）c（OH－）。 （1）室溫下：Kw＝1.010－14。 （2）影響因素：只與溫度有關(guān)，溫度升高，Kw增大。 （3）適用范圍：Kw不僅適用于純水，也適用于稀的電解質(zhì)水溶液。 （4）Kw揭示了在任何水溶液中均存在H＋和OH－，只要溫度不變，Kw不變。 3. 外界條件對水的電離平衡的影響 體系變化 條件 平衡移動(dòng)方向 Kw 水的電離程度 c（OH－） c（H＋） 酸 逆 不變 減小 減小 增大 堿 逆 不變 減小 增大 減小 可水解的鹽 Na2CO3 正 不變 增大 增大 減小 FeCl3 正 不變 增大 減小 增大 溫度 升溫 正 增大 增大 增大 增大 降溫 逆 減小 減小 減小 減小 其他：加入Na 正 不變 增大 增大 減小 【典例精析】 例題1 25℃時(shí)，相同物質(zhì)的量濃度的下列溶液：①NaCl ②NaOH ③H2SO4④（NH4）2SO4，其中水的電離程度按由大到小順序排列的一組是（） A. ④>③>②>① B. ②>③>①>④ C. ④>①>②>③ D. ③>②>①>④ 思路導(dǎo)航：從四種物質(zhì)分析可知②NaOH、③H2SO4抑制水的電離，①NaCl不影響水的電離平衡，④（NH4）2SO4促進(jìn)水的電離（NH水解），在②③中H2SO4為二元強(qiáng)酸，產(chǎn)生的c（H＋）大于NaOH產(chǎn)生的c（OH－），抑制程度更大，故順序?yàn)棰?①>②>③（由大→?。?。 答案：C 例題2 下列操作會(huì)促進(jìn)H2O的電離，且使溶液pH>7的是（） A. 將純水加熱到90 ℃ B. 向水中加少量NaOH溶液 C. 向水中加少量Na2CO3溶液 D. 向水中加少量FeCl3溶液 思路導(dǎo)航：將純水加熱到90 ℃，水的電離程度增大，c（H＋）＝c（OH－）>10－7 molL－1，pH<7，A錯(cuò)；向水中加少量NaOH溶液，水中c（OH－）增大，pH>7，但水的電離平衡向逆方向移動(dòng)，即水的電離受到抑制，B錯(cuò)；向水中加少量Na2CO3溶液，CO與H＋結(jié)合，水中c（H＋）減小，水的電離平衡向正方向移動(dòng)，c（OH－）增大，c（OH－）>c（H＋），pH>7，C對；向水中加少量FeCl3溶液，F(xiàn)e3＋與OH－結(jié)合為弱電解質(zhì)Fe（OH）3，水中c（OH－）減小，水的電離平衡向正方向移動(dòng)，c（H＋）增大，c（H＋）>c（OH－），pH<7，D錯(cuò)。 答案：C 例題3 求算下列溶液中H2O電離的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－）＝__________。 思路導(dǎo)航：（1）pH＝2的H2SO4溶液中H＋來源有兩個(gè)：H2SO4的電離和H2O的電離，而OH－只來源于水。應(yīng)先求算c（OH－），即為水電離的c（H＋）或c（OH－）。c（H＋）＝10－2 molL－1，則c（OH－）＝10－12 molL－1，則水電離的c（H＋）＝c（OH－）＝10－12 molL－1。 （2）pH＝10的NaOH溶液中，OH－有兩個(gè)H2O的電離和NaOH的電離，H＋只來源于水。應(yīng)先求出c（H＋），即為水電離的c（OH－）或c（H＋），c（OH－）＝10－4 molL－1，c（H＋）＝10－10 molL－1，則水電離的c（H＋）＝c（OH－）＝10－10 molL－1。 （3）水解的鹽，H＋或OH－均由水電離產(chǎn)生，水解顯酸性的鹽應(yīng)計(jì)算其c（H＋），水解顯堿性的鹽應(yīng)計(jì)算其c（OH－）。pH＝2的NH4Cl中由水電離產(chǎn)生的c（H＋）＝10－2 molL－1。 （4）pH＝10的Na2CO3溶液中由水電離產(chǎn)生的c（OH－）＝10－4 molL－1。 答案：（1）10－12 molL－1 10－12 molL－1（2）10－10 molL－1 10－10 molL－1 （3）10－2 molL－1（4）10－4 molL－1 【總結(jié)提升】 （1）水的離子積常數(shù)Kw＝c（H＋）c（OH－），其實(shí)質(zhì)是水溶液中的H＋和OH－濃度的乘積，不一定是水電離出的H＋和OH－濃度的乘積，所以與其說Kw是水的離子積常數(shù)，不如說是水溶液中的H＋和OH－的離子積常數(shù)。即Kw不僅適用于水，還適用于酸性或堿性的稀溶液。不管哪種溶液均有c（H＋）H2O＝c（OH－）H2O。 （2）水的離子積常數(shù)顯示了在任何水溶液中均存在水的電離平衡，都有H＋和OH－共存，只是相對含量不同而已。 例題下列四種溶液中，室溫下由水電離生成的H＋濃度之比（①∶②∶③∶④）是（） ①pH＝0的鹽酸 ②0.1 molL－1的鹽酸 ③0.01 molL－1的NaOH溶液 ④pH＝11的NaOH溶液 A. 1∶10∶100∶1 000 B. 0∶1∶12∶11 C. 14∶13∶12∶11 D. 14∶13∶2∶3 思路導(dǎo)航：①中c（H＋）＝1 molL－1，由水電離出的c（H＋）與溶液中c（OH－）相等，等于1.010－14 molL－1； ②中c（H＋）＝0.1 molL－1，由水電離出的c（H＋）＝1.010－13 molL－1； ③中c（OH－）＝1.010－2 molL－1，由水電離出的c（H＋）與溶液中c（H＋）相等，等于1.010－12 molL－1； ④中c（OH－）＝1.010－3 molL－1，同③所述由水電離出的c（H＋）＝1.010－11 molL－1。 即（1.010－14）∶（1.010－13）∶（1.010－12）∶（1.010－11）＝1∶10∶100∶1 000。 答案：A