2019高考化學(xué)一輪復(fù)習(xí) 水的電離和溶液的酸堿性學(xué)案.doc

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水的電離和溶液的酸堿性 李仕才 專題一 水的電離 夯實基礎(chǔ)知識 1．水的電離 水是極弱的電解質(zhì)，水的電離方程式為H2O＋H2O??H3O＋＋OH－或H2O??H＋＋OH－。 2．水的離子積常數(shù) Kw＝c(H＋)c(OH－)。 (1)室溫下：Kw＝110－14。 (2)影響因素：只與溫度有關(guān)，升高溫度，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．影響水電離平衡的因素 (1)升高溫度，水的電離程度增大，Kw增大。 (2)加入酸或堿，水的電離程度減小，Kw不變。 (3)加入可水解的鹽(如FeCl3、Na2CO3)，水的電離程度增大，Kw不變。 (1)溫度一定時，水的電離常數(shù)與水的離子積常數(shù)相等() (2)水的電離平衡移動符合勒夏特列原理(√) (3)100 ℃的純水中c(H＋)＝110－6 molL－1，此時水呈酸性() (4)在蒸餾水中滴加濃H2SO4，Kw不變() (5)NaCl溶液和CH3COONH4溶液均顯中性，兩溶液中水的電離程度相同() (6)室溫下，0.1 molL－1的HCl溶液與0.1 molL－1的NaOH溶液中水的電離程度相等(√) (7)任何水溶液中均存在H＋和OH－，且水電離出的c(H＋)和c(OH－)相等(√) 深度思考 填寫外界條件對水電離平衡的具體影響 　　　體系變化 條件　　　 平衡移動方向 Kw 水的電離程度 c(OH－) c(H＋) HCl 逆 不變 減小 減小 增大 NaOH 逆 不變 減小 增大 減小 可水解的鹽 Na2CO3 正 不變 增大 增大 減小 NH4Cl 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：如加入Na 正 不變 增大 增大 減小 典型題組訓(xùn)練 題組一　影響水電離平衡的因素及結(jié)果判斷 1．25 ℃時，相同物質(zhì)的量濃度的下列溶液：①NaCl?、贜aOH?、跦2SO4?、?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 答案　C 解析?、冖鄯謩e為堿、酸，抑制水的電離；④中NH水解促進(jìn)水的電離，①NaCl不影響水的電離。 2．25 ℃時，某溶液中由水電離產(chǎn)生的c(H＋)和c(OH－)的乘積為110－18，下列說法正確的是(　　) A．該溶液的pH可能是5 B．此溶液不存在 C．該溶液的pH一定是9 D．該溶液的pH可能為7 答案　A 3．(2018北京東城區(qū)質(zhì)檢)如圖表示水中c(H＋)和c(OH－)的關(guān)系，下列判斷錯誤的是(　　) A．兩條曲線間任意點均有c(H＋)c(OH－)＝Kw B．M區(qū)域內(nèi)任意點均有c(H＋)＜c(OH－) C．圖中T1＜T2 D．XZ線上任意點均有pH＝7 答案　D 反思總結(jié) 正確理解水的電離平衡曲線 (1)曲線上的任意點的Kw都相同，即c(H＋)c(OH－)相同，溫度相同。 (2)曲線外的任意點與曲線上任意點的Kw不同，溫度不同。 (3)實現(xiàn)曲線上點之間的轉(zhuǎn)化需保持溫度不變，改變酸堿性；實現(xiàn)曲線上點與曲線外點之間的轉(zhuǎn)化一定得改變溫度。 題組二　水電離出的c(H＋)或c(OH－)的定量計算 4．(2017韶關(guān)模擬)已知NaHSO4在水中的電離方程式為NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO。某溫度下，向c(H＋)＝110－6 molL－1的蒸餾水中加入NaHSO4晶體，保持溫度不變，測得溶液的c(H＋)＝110－2 molL－1。下列對該溶液的敘述不正確的是(　　) A．該溫度高于25 ℃ B．由水電離出來的H＋的濃度為110－10 molL－1 C．加入NaHSO4晶體抑制水的電離 D．取該溶液加水稀釋100倍，溶液中的c(OH－)減小 答案　D 5．(2017長沙市雅禮中學(xué)檢測)25 ℃時，在等體積的①pH＝0的H2SO4溶液、②0.05 molL－1的Ba(OH)2溶液、③pH＝10的Na2S溶液、④pH＝5的NH4NO3溶液中，發(fā)生電離的水的物質(zhì)的量之比是(　　) A．1∶10∶1010∶109 B．1∶5∶(5109)∶(5108) C．1∶20∶1010∶109 D．1∶10∶104∶109 答案　A 總結(jié)規(guī)律 水電離的c(H＋)或c(OH－)的計算技巧(25 ℃時) (1)中性溶液：c(H＋)＝c(OH－)＝1.010－7 molL－1。 (2)酸或堿抑制水的電離，水電離出的c(H＋)＝c(OH－)＜10－7 molL－1，當(dāng)溶液中的c(H＋)＜10－7 molL－1時就是水電離出的c(H＋)；當(dāng)溶液中的c(H＋)＞10－7 molL－1時，就用10－14除以這個濃度即得到水電離的c(H＋)。 (3)可水解的鹽促進(jìn)水的電離，水電離的c(H＋)或c(OH－)均大于10－7 molL－1。若給出的c(H＋)＞10－7 molL－1，即為水電離的c(H＋)；若給出的c(H＋)＜10－7 molL－1，就用10－14除以這個濃度即得水電離的c(H＋)。 專題二　溶液的酸堿性和pH 夯實基礎(chǔ)知識 1．溶液的酸堿性 溶液的酸堿性取決于溶液中c(H＋)和c(OH－)的相對大小。 (1)酸性溶液：c(H＋)>c(OH－)，常溫下，pH<7。 (2)中性溶液：c(H＋)＝c(OH－)，常溫下，pH＝7。 (3)堿性溶液：c(H＋)7。 2．pH及其測量 (1)計算公式：pH＝－lg c(H＋)。 (2)測量方法 ①pH試紙法 用鑷子夾取一小塊試紙放在潔凈的玻璃片或表面皿上，用玻璃棒蘸取待測液點在試紙的中央，變色后與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對照，即可確定溶液的pH。 ②pH計測量法。 (3)溶液的酸堿性與pH的關(guān)系 常溫下： 3．溶液pH的計算 (1)單一溶液的pH計算 強酸溶液：如HnA，設(shè)濃度為c molL－1，c(H＋)＝nc molL－1，pH＝－lg c(H＋)＝－lg (nc)。 強堿溶液(25 ℃)：如B(OH)n，設(shè)濃度為c molL－1，c(H＋)＝ molL－1，pH＝－lg c(H＋)＝14＋lg (nc)。 (2)混合溶液pH的計算類型 ①兩種強酸混合：直接求出c(H＋)混，再據(jù)此求pH。c(H＋)混＝。 ②兩種強堿混合：先求出c(OH－)混，再據(jù)Kw求出c(H＋)混，最后求pH。c(OH－)混＝。 ③強酸、強堿混合：先判斷哪種物質(zhì)過量，再由下式求出溶液中H＋或OH－的濃度，最后求pH。 c(H＋)混或c(OH－)混＝。 溶液酸堿性及pH概念選項判斷 (1)任何溫度下，利用H＋和OH－濃度的相對大小均可判斷溶液的酸堿性(√) (2)某溶液的c(H＋)＞10－7 molL－1，則該溶液呈酸性() (3)某溶液的pH＝7，該溶液一定顯中性() (4)100 ℃時Kw＝1.010－12,0.01 molL－1鹽酸的pH＝2,0.01 molL－1的NaOH溶液的pH＝10(√) (5)用蒸餾水潤濕的pH試紙測溶液的pH，一定會使結(jié)果偏低() (6)用廣范pH試紙測得某溶液的pH為3.4() (7)用pH計測得某溶液的pH為7.45(√) (8)一定溫度下，pH＝a的氨水，稀釋10倍后，其pH＝b，則a＝b＋1() 深度思考 1．常溫下，兩種溶液混合后酸堿性的判斷(在括號中填“酸性”“堿性”或“中性”)。 (1)相同濃度的HCl和NaOH溶液等體積混合(　　) (2)相同濃度的CH3COOH和NaOH溶液等體積混合(　　) (3)相同濃度的NH3H2O和HCl溶液等體積混合(　　) (4)pH＝2的HCl和pH＝12的NaOH溶液等體積混合(　　) (5)pH＝3的HCl和pH＝10的NaOH溶液等體積混合(　　) (6)pH＝3的HCl和pH＝12的NaOH溶液等體積混合(　　) (7)pH＝2的CH3COOH和pH＝12的NaOH溶液等體積混合(　　) (8)pH＝2的HCl和pH＝12的NH3H2O等體積混合(　　) 答案　(1)中性　(2)堿性　(3)酸性　(4)中性　(5)酸性　(6)堿性　(7)酸性　(8)堿性 2．1 mL pH＝9的NaOH溶液，加水稀釋到10 mL，pH＝ ；加水稀釋到100 mL，pH 7。 答案　8　接近 練后總結(jié) 1．稀釋規(guī)律 酸、堿溶液稀釋相同倍數(shù)時，強電解質(zhì)溶液比弱電解質(zhì)溶液的pH變化幅度大，但不管稀釋多少倍，最終都無限接近中性。 2．酸堿混合規(guī)律 (1)等濃度等體積一元酸與一元堿混合的溶液——“誰強顯誰性，同強顯中性”。 (2)25 ℃時，pH之和等于14時，一元強酸和一元弱堿等體積混合呈堿性；一元弱酸和一元強堿等體積混合呈酸性。即誰弱誰過量，顯誰性。 (3)強酸、強堿等體積混合(25 ℃時) ①pH之和等于14呈中性；②pH之和小于14呈酸性；③pH之和大于14呈堿性。 典型題組訓(xùn)練 題組一　有關(guān)pH的簡單計算 1．計算下列溶液的pH或濃度(常溫下，忽略溶液混合時體積的變化)： (1)0.1 molL－1的CH3COOH溶液(已知CH3COOH的電離常數(shù)Ka＝1.810－5)。 (2)0.1 molL－1NH3H2O溶液(NH3H2O的電離度α＝1%，電離度＝100%)。 (3)pH＝2的鹽酸與等體積的水混合。 (4)常溫下，將0.1 molL－1氫氧化鈉溶液與0.06 molL－1硫酸溶液等體積混合。 (5)取濃度相同的NaOH和HCl溶液，以3∶2體積比相混合，所得溶液的pH等于12，求原溶液的濃度。 答案　(1)2.9　(2)11　(3)2.3　(4)2.0 (5)0.05 molL－1 2．(1)pH＝5的H2SO4溶液，加水稀釋到500倍，則稀釋后c(SO)與c(H＋)的比值為 。 (2)常溫下，在一定體積pH＝12的Ba(OH)2溶液中，逐滴加入一定物質(zhì)的量濃度的NaHSO4溶液，當(dāng)溶液中的Ba2＋恰好完全沉淀時，溶液pH＝11。若反應(yīng)后溶液的體積等于Ba(OH)2溶液與NaHSO4溶液的體積之和，則Ba(OH)2溶液與NaHSO4溶液的體積比是 。 答案　(1)　(2)1∶4 題組二　pH概念的拓展應(yīng)用 3．(2018南陽等六市聯(lián)考)某溫度下，向一定體積0.1 molL－1的氨水中逐滴加入等濃度的鹽酸，溶液中pOH[pOH＝－lg c(OH－)]與pH的變化關(guān)系如下圖所示。下列說法不正確的是(　　) A．M點和N點溶液中H2O的電離程度相同 B．Q點溶液中，c(NH)＋c(NH3H2O)＝c(Cl－) C．M點溶液的導(dǎo)電性小于Q點溶液的導(dǎo)電性 D．N點溶液加水稀釋，變小 答案　B 4．(2017邯鄲一中一模)若用AG表示溶液的酸度，AG的定義為AG＝lg。室溫下實驗室中用0.01 molL－1的氫氧化鈉溶液滴定20.00 mL 0.01 molL－1醋酸，滴定過程如圖所示，下列敘述正確的是(　　) A．室溫下，醋酸的電離常數(shù)約為10－5 B．A點時加入氫氧化鈉溶液的體積為20.00 mL C．若B點為40 mL，所得溶液中： c(Na＋)＝c(CH3COO－)＋c(CH3COOH) D．從A到B，水的電離程度逐漸變大 答案　A