高考化学二轮精品复习讲义第八章 第二讲 水的电离和溶液的酸碱性Word文件下载.docx

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可水解

的盐

Na2CO3

正

NH4Cl

温度

升温

降温

其他，如加入Na

[自我检测]

1．（教材改编题）判断正误（正确的打“√”，错误的打“×

”）

（1）在任何条件下，纯水的pH＝7。

（　　）

（2）在任何条件下，纯水都呈中性。

（3）在95℃时，纯水的pH＜7。

（4）在95℃时，纯水中c（H＋）＜10－7mol·

L－1。

（5）向纯水中加入少量NaOH固体，水的电离逆向移动，c（OH－）降低。

答案：

（1）×

（2）√　（3）√　（4）×

　（5）×

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>

①>

④

C．④>

③

D．③>

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>

③。

3．求算下列5种类型溶液中由H2O电离出的c（H＋）和c（OH－）（25℃）。

（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－）＝________________________________________________________________________。

（5）NaCl溶液中c（H＋）＝________________，c（OH－）＝________________。

（1）10－12mol·

L－1　10－12mol·

L－1

（2）10－10mol·

L－1　10－10mol·

（3）10－2mol·

（4）10－4mol·

（5）10－7mol·

L－1　10－7mol·

（1）不管哪种溶液均有c（H＋）水＝c（OH－）水。

（2）酸、碱、盐虽然影响水的电离平衡（不水解的盐除外），造成水电离出的H＋或OH－的浓度发生变化，但在温度一定时Kw仍然不变，因为Kw只与温度有关。

（3）水的离子积常数Kw＝c（H＋）·

c（OH－）中H＋和OH－不一定是水电离出来的。

c（H＋）和c（OH－）分别指溶液中的H＋和OH－的总浓度。

这一关系适用于任何稀的电解质水溶液。

（4）室温下，由水电离出的c（H＋）＝1×

10－13mol/L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×

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

关于水的电离，甲同学认为在水中加入稀H2SO4，水的电离平衡向左移动，解释是加入稀H2SO4后c（H＋）增大，平衡左移。

乙同学认为加入稀H2SO4后，水的电离平衡向右移动，解释为加入稀H2SO4后，c（H＋）浓度增大，H＋与OH－中和，平衡右移。

你认为哪种说法正确？

说明原因。

甲正确；

温度不变，Kw是常数，加入H2SO4，c（H＋）增大，c（H＋）·

c（OH－）>

Kw，平衡左移。

　影响水电离平衡因素的定性分析

1．25℃时，水中存在电离平衡：

H2O

H＋＋OH－　ΔH>

0。

下列叙述正确的是（　　）

A．将水加热，Kw增大，pH不变

B．向水中加入少量Na2CO3固体，c（OH－）增大，Kw不变

C．向水中加入少量NaOH固体，平衡逆向移动，c（OH－）减小

D．向水中加入少量NH4Cl固体，平衡正向移动，c（OH－）增大　

选B。

A项，加热促进水的电离，Kw增大，pH减小，但水仍呈中性，错误；

C项，加入NaOH固体，c（OH－）增大，错误；

D项，加入NH4Cl固体，NH

水解促进水的电离，但c（OH－）减小，错误。

2．下列操作中，能使H2O

H＋＋OH－平衡向右移动且溶液呈酸性的是（　　）

A．向水中加入H2SO4溶液

B．向水中加入Al2（SO4）3固体

C．向水中加入NaHCO3溶液

D．向水中加入NaHSO4溶液

A选项硫酸抑制水的电离；

B选项硫酸铝中铝离子水解促进水的电离，且溶液呈酸性；

C选项碳酸氢钠溶液显碱性；

D选项硫酸氢钠电离出的H＋抑制水的电离。

　影响水电离平衡因素的定量分析

3．下列四种溶液中，室温下由水电离生成的H＋浓度之比（①∶②∶③∶④）是（　　）

①pH＝0的盐酸　②0.1mol·

L－1的盐酸　③0.01mol·

L－1的NaOH溶液　④pH＝11的NaOH溶液

A．1∶10∶100∶1000　　　　B．0∶1∶12∶11

C．14∶13∶12∶11D．14∶13∶2∶3

选A。

①中c（H＋）＝1mol·

L－1，由水电离出的c（H＋）与溶液中c（OH－）相等，等于1.0×

10－14mol·

L－1；

②中c（H＋）＝0.1mol·

L－1，由水电离出的c（H＋）＝1.0×

10－13mol·

③中c（OH－）＝1.0×

10－2mol·

L－1，由水电离出的c（H＋）与溶液中c（H＋）相等，等于1.0×

10－12mol·

④中c（OH－）＝1.0×

10－3mol·

L－1，同③所述由水电离出的c（H＋）＝1.0×

10－11mol·

即（1.0×

10－14）∶（1.0×

10－13）∶（1.0×

10－12）∶（1.0×

10－11）＝1∶10∶100∶1000。

4．如图表示水溶液中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

选D。

A项水溶液中的c（H＋）与c（OH－）的乘积为一常数；

B项由图看出M区域内c（H＋）＜c（OH－）；

C项T2时c（H＋）·

c（OH－）大于T1时c（H＋）·

c（OH－），因为水的电离过程是吸热的，温度越高，水的离子积越大，所以T2＞T1；

D项pH＝－lgc（H＋），XZ线上任意点的c（H＋）＝c（OH－），但pH不一定为7。

突破“五类”水电离产生的c（H＋）和c（OH－）的计算

任何水溶液中水电离产生的c（H＋）和c（OH－）总是相等的，有关计算有以下5种类型（以常温时的溶液为例）。

（1）中性溶液：

c（OH－）＝c（H＋）＝10－7mol/L。

（2）酸的溶液——OH－全部来自水的电离。

实例：

pH＝2的盐酸中c（H＋）＝10－2mol/L，则c（OH－）＝Kw/10－2＝1×

10－12mol/L，即水电离出的c（H＋）＝c（OH－）＝10－12mol/L。

（3）碱的溶液——H＋全部来自水的电离。

pH＝12的NaOH溶液中c（OH－）＝10－2mol/L，则c（H＋）＝Kw/10－2＝1×

10－12mol/L，即水电离出的c（OH－）＝c（H＋）＝10－12mol/L。

（4）水解呈酸性的盐溶液——H＋全部来自水的电离。

pH＝5的NH4Cl溶液中，由水电离出的c（H＋）＝10－5mol/L，因部分OH－与部分NH

结合使c（OH－）＝10－9mol/L。

（5）水解呈碱性的盐溶液——OH－全部来自水的电离。

pH＝12的Na2CO3溶液中，由水电离出的c（OH－）＝10－2mol/L，因部分H＋与部分CO

结合使c（H＋）＝10－12mol/L。

[归纳口诀]　酸中算“碱”，碱中算“酸”，盐中算大的（代表水的电离程度）。

　溶液的酸碱性与pH[学生用书P173]

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。

（用“>

”“＝”或“<

”填空）

酸性溶液中

中性溶液中

碱性溶液中

c（H＋）>

c（H＋）＝

c（H＋）<

二、溶液的pH

1．定义式：

pH＝－lg_c（H＋）。

2．溶液的酸碱性与pH的关系

室温下：

3．测量

（1）pH试纸法：

取一小块试纸放在干燥洁净的玻璃片或表面皿上，用洁净干燥的玻璃棒蘸取待测溶液点在试纸的中央，变色后与标准比色卡对比，即可确定溶液的pH。

（2）pH计测量法。

三、常见溶液的pH计算

1．单一溶液的pH计算

强酸溶液，如HnA，设浓度为cmol/L，c（H＋）＝ncmol/L，pH＝－lgc（H＋）＝－lg（nc）。

强碱溶液（25℃），如B（OH）n，设浓度为cmol/L，c（H＋）＝

mol/L，pH＝－lgc（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（H＋）混，再据此求pH。

c（H＋）混＝

。

（2）两种强碱混合：

先求出c（OH－）混，再据Kw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＋）混或c（OH－）混＝

1．（教材改编题）下列溶液pH由小到大的排列顺序是（　　）

①0.1mol·

L－1盐酸

②0.1mol·

L－1H2SO4溶液

③0.1mol·

L－1NaOH溶液

④0.1mol·

L－1CH3COOH溶液

A．③④①②　　　　　　　B．④③①②

C．②①④③D．③④②①

C

2．（教材改编题）甲溶液的pH是2，乙溶液的pH是5，甲溶液与乙溶液的c（H＋）之比为（　　）

A．1000∶1B．1∶1000

C．2∶5D．5∶2

甲溶液的pH是2，c（H＋）＝10－2mol·

L－1，乙溶液的pH是5，c（H＋）＝10－5mol·

L－1，则甲溶液与乙溶液的c（H＋）之比为10－2mol·

L－1∶10－5mol·

L－1＝1000∶1。

3．

（1）1mLpH＝5的盐酸，加水稀释到10mL，pH＝________________________；

加水稀释到100mL，pH________7。

（2）1mLpH＝9的NaOH溶液，加水稀释到10mL，pH＝__________；

（1）6　接近　

（2）8　接近

（1）溶液呈现酸、碱性的实质是c（H＋）与c（OH－）的相对大小不相等，不能只看pH，一定温度下pH＝6的溶液可能显中性，也可能显酸性，应注意温度。

（2）使用pH试纸时不能用蒸馏水润湿。

广范pH试纸只能测出pH的整数值。

（3）酸、碱稀释时要正确理解的两种类型

①要正确理解酸、碱的无限稀释规律

常温下任何酸或碱溶液无限稀释时，溶液的pH都不可能大于7或小于7，只能接近7。

②要正确理解弱酸、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

强酸

pH＝a

pH＝a＋n

弱酸

a＜pH＜a＋n

强碱

pH＝b

pH＝b－n

弱碱

b－n＜pH＜b

注：

表中a＋n＜7，b－n＞7。

（1）（2017·

保定模拟）下列溶液一定呈中性的是________。

A．pH＝7的溶液

B．c（H＋）＝10－7mol·

L－1的溶液

C．c（H＋）/c（OH－）＝10－14的溶液

D．氨水和氯化铵的混合液中c（NH

）＝c（Cl－）

（2）已知T℃时，Kw＝1×

10－13，则T℃________25℃（填“>

”“<

”或“＝”）。

在T℃时将pH＝11的NaOH溶液aL与pH＝1的硫酸bL混合（忽略混合后溶液体积的变化），若所得混合溶液的pH＝10，则a∶b＝________。

（3）25℃时，有pH＝x的盐酸和pH＝y的氢氧化钠溶液（x≤6，y≥8），取aL该盐酸与bL该氢氧化钠溶液反应，恰好完全中和，求：

①若x＋y＝14，则a/b＝________（填数据）；

②若x＋y＝13，则a/b＝________（填数据）；

③若x＋y>

14，则a/b＝________________（填表达式，用x、y表示）。

[解析]　

（1）A.只有25℃时，pH＝7的溶液才呈中性，该选项没有指明温度，酸碱性无法确定，错误；

B.只有25℃时，c（H＋）＝10－7mol·

L－1的溶液才呈中性，该选项没有指明温度，酸碱性无法确定，错误；

C.c（H＋）/c（OH－）＝10－14的溶液c（H＋）<

c（OH－），溶液呈碱性，错误；

D.根据电荷守恒可得氨水和氯化铵的混合液中：

c（NH

）＋c（H＋）＝c（Cl－）＋c（OH－），因为c（NH

）＝c（Cl－），可得c（H＋）＝c（OH－），溶液呈中性，正确。

（2）温度升高时Kw增大，T℃时Kw>

1×

10－14，即T℃>

25℃；

NaOH溶液中n（OH－）＝0.01amol，硫酸中n（H＋）＝0.1bmol，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，整理得

＝10x＋y－14，①若x＋y＝14，

＝1;

②若x＋y＝13，则

＝0.1；

14，则

＝10x＋y－14。

[答案]　

（1）D　

（2）>

　101∶9

（3）①1　②0.1　③10x＋y－14

（1）例2第

（2）小题中，若将T℃改为常温，则a∶b为________。

（2）例2第（3）小题中，该盐酸与该氢氧化钠溶液完全中和，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＋）＝10－7mol·

L－1的溶液________（填“一定”或“不一定”）呈中性。

（1）NaOH溶液中n（OH－）＝0.001amol，硫酸中n（H＋）＝0.1bmol，根据混合后溶液pH＝10，得10－4＝

，解得a∶b＝1001∶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、溶液酸碱性等因素的影响，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＋）＝10－7mol·

L－1，则说明水的电离受到抑制，溶液可能呈酸性或碱性。

（1）1001∶9　

（2）14＋lg

　（3）不一定

1．溶液pH的计算

关于溶液pH的计算是高考中的重要题型，主要包含直接求溶液的pH、求酸或碱溶液的浓度、所需酸或碱的体积等，无论以哪一种形式出现，均可按照以下方法求解。

2．溶液pH计算口诀

酸按酸（H＋）——先计算混合后的c（H＋）。

碱按碱（OH－）——先计算混合后的c（OH－）。

同强相混弱点三——即25℃时两强酸等体积混合，pH＝pH小＋0.3；

两强碱等体积混合，pH＝pH大－0.3。

异强相混看过量——强酸强碱混合先判断过量。

无限稀释“7”为限——酸、碱无限稀释，最终溶液都接近中性。

　溶液酸碱性的判断

1．判断下列溶液在常温下的酸碱性（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CH3COOH和NaOH溶液等体积混合______________。

（3）相同浓度的NH3·

H2O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CH3COOH和pH＝12的NaOH溶液等体积混合______________________________________________________________。

（8）pH＝2的HCl和pH＝12的NH3·

H2O溶液等体积混合______________。

（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．已知T℃时水的离子积常数为Kw，该温度下，将浓度为amol·

L－1的一元酸HA与bmol·

L－1的一元碱BOH等体积混合，可判定该溶液呈中性的依据是（　　）

A．a＝b

B．混合溶液的pH＝7

C．混合溶液中，c（H＋）＝

mol·

D．混合溶液中，c（H＋）＋c（B＋）＝c（OH－）＋c（A－）

溶液呈中性，说明c（H＋）＝c（OH－），而水的离子积Kw＝c（H＋）·

c（OH－）＝c2（H＋），所以c（H＋）＝

L－1，C正确；

A项中a＝b，不知酸和碱的强弱，故不好判断溶液酸碱性；

B项中没有指明在25℃时，pH＝7不能作为溶液呈中性的依据；

D项为电荷守恒，不能判定该溶液呈中性。

混合溶液酸碱性的判断规律

（1）等浓度等体积的一元酸与一元碱混合的溶液——“谁强显谁性，同强显中性”

中和反应

反应后所得溶液的酸碱性

强酸与强碱

中性

强酸与弱碱

酸性

弱酸与强碱

碱性

（2）室温下，已知酸和碱pH之和的溶液等体积混合

①两强混合

a．若pH之和等于14，则混合后溶液显中性，pH＝7。

b．若pH之和大于14，则混合后溶液显碱性，pH>

7。

c．若pH之和小于14，则混合后溶液显酸性，pH<

②一强一弱混合——“谁弱显谁性”

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。

　溶液稀释及混合的pH计算

3．

（1）常温下，1mLpH＝9的NaOH溶液，加水稀释到1000mL，pH________。

（2）常温下，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________。

（2）稀释前c（SO

）＝

mol/L；

稀释后c（SO

＝10－8mol/L；

c（H＋）接近10－7mol/L，所以

＝

（1）接近7　

（2）

4．常温下，pH＝13的强碱溶液与pH＝2的强酸溶液混合，所得溶液pH＝11，则强碱溶液与强酸溶液的体积比是（　　）

A．11∶1B．9∶1

C．1∶1D．1∶9

假设强碱溶液体积为V1L，强酸溶液体积为V2L，由已知可得，碱中c（OH－）＝0.1mol/L，酸中c（H＋）＝0.01mol/L，则反应前n（OH－）＝（0.1×

V1）mol，n（H＋）＝（0.01×

V2）mol，反应后c（OH－）＝0.001mol/L。

列出方程：

0.1V1－0.01V2＝0.001（V1＋V2），解得：

V1/V2＝1/9。

　强酸、强碱混合呈中性时pH与体积的关系

5．在某温度时，测得0.01mol·

L－1NaOH溶液的pH为11。

（1）该温度下水的离子积常数Kw＝________。

（2）在此温度下，将pH＝a的NaOH溶液VaL与pH＝b的硫酸VbL混合。

①若所得混合液为中性，且a＝12，b＝2，则Va∶Vb＝________；

②若所得混合液为中性，且a＋b＝12，则Va∶Vb＝________。

（1）由题意知，溶液中c（H＋）＝10－11mol·

L－1，c（OH－）＝0.01mol·

L－1，故Kw＝c（H＋）·

c（OH－）＝10－13。

（2）①根据中和反应：

H＋＋OH－===H2O

c（H＋）·

V酸＝c（OH－）·

V碱

10－2·

Vb＝10－13/10－12·

Va

所以，Va∶Vb＝10－2∶10－1＝1∶10。

②根据中和反应：

Vb＝c（OH－）·

10－b·

Vb＝10－13/10－a·

所以，Va/Vb＝10－b/10a－