高考化学水的电离和溶液的pH考点全归纳.docx
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高考化学水的电离和溶液的pH考点全归纳
水的电离和溶液的pH
[考纲要求] 1.了解水的电离、离子积常数、影响水电离平衡的因素。
2.了解溶液的酸碱性与pH的关系。
3.能进行pH的简单计算。
4.了解测定溶液pH的方法(强酸、强碱)。
考点一 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+H2OH3O++OH-或H2OH++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。
4.外界条件对水的电离平衡的影响
体系变化
条件
平衡移动方向
Kw
水的电离程度
c(OH-)
c(H+)
酸
逆
不变
减小
减小
增大
碱
逆
不变
减小
增大
减小
可水解的盐
Na2CO3
正
不变
增大
增大
减小
NH4Cl
正
不变
增大
减小
增大
温度
升温
正
增大
增大
增大
增大
降温
逆
减小
减小
减小
减小
其他:
如加入Na
正
不变
增大
增大
减小
深度思考
1.水的离子积常数Kw=c(H+)·c(OH-)中H+和OH-一定是水电离出来的吗?
答案 不一定。
c(H+)和c(OH-)均指溶液中的H+或OH-的总浓度。
这一关系适用于任何稀水溶液,即任何稀水溶液中都存在这一关系。
因此,在酸溶液中酸本身电离出来的H+会抑制水的电离,而在碱溶液中,碱本身电离出来的OH-也会抑制水的电离。
2.在pH=2的盐酸溶液中由水电离出来的c(H+)与c(OH-)之间的关系是什么?
答案 外界条件改变,水的电离平衡发生移动,但任何时候水电离出c(H+)和
c(OH-)总是相等的。
3.甲同学认为,在水中加入H2SO4,水的电离平衡向左移动,解释是加入H2SO4后
c(H+)增大,平衡左移。
乙同学认为,加入H2SO4后,水的电离平衡向右移动,解释为加入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。
水的电离平衡移动后,溶液中c(H+)·c(OH-)增大还是减小?
答案 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。
不变,因为Kw仅与温度有关,温度不变,则Kw不变,与外加酸、碱、盐无关。
(1)水的离子积常数Kw=c(H+)·c(OH-),其实质是水溶液中的H+和OH-浓度的乘积,不一定是水电离出的H+和OH-浓度的乘积,所以与其说Kw是水的离子积常数,不如说是水溶液中的H+和OH-的离子积常数。
即Kw不仅适用于水,还适用于酸性或碱性的稀溶液。
不管哪种溶液均有c(H+)H2O=c(OH-)H2O。
(2)水的离子积常数显示了在任何水溶液中均存在水的电离平衡,都有H+和OH-共存,只是相对含量不同而已。
题组一 影响水电离平衡的因素及结果判断
1.25℃时,相同物质的量浓度的下列溶液:
①NaCl ②NaOH③H2SO4 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>①B.②>③>①>④
C.④>①>②>③D.③>②>①>④
答案 C
解析 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),在②③中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,故顺序为(由大→
小)④>①>②>③。
2.下列操作会促进H2O的电离,且使溶液pH>7的是( )
A.将纯水加热到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
答案 C
解析 将纯水加热到90℃,水的电离程度增大,c(H+)=c(OH-)>10-7mol·L-1,pH<7,A错;向水中加少量NaOH溶液,水中c(OH-)增大,pH>7,但水的电离平衡向逆方向移动,即水的电离受到抑制,B错;向水中加少量Na2
CO3溶液,CO
与H+结合,水中c(H+)减小,水的电离平衡向正方向移动,c(OH-)增大,c(OH-)>c(H+),pH>7,C对;向水中加少量FeCl3溶液,Fe3+与OH-结合为弱电解质Fe(OH)3,水中c(OH-)减小,水的电离平衡向正方向移动,c(H+)增大,c(H+)>c(OH-),pH<7,D错。
3.25℃时,水中存在电离平衡:
H2OH++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NaHSO4固体,c(H+)增大,Kw不变
C.向水中加入少量NaOH固体,平衡逆向移动,c(OH-)降低
D.向水中加入少量NH4Cl固体,平衡正向移动,c(OH-)增大
答案 B
解析 将水加热时,电离平衡右移,电离出的c(H+)、c(OH-)均增大,pH减小,A项错误;加入NaHSO4,c(H+)增大,平衡逆向移动,温度未变化,Kw不变,B项正确;加入NaOH,c(OH-)增大,平衡逆向移动,C项错误;加入NH4Cl,NH
水解使平衡正向移动,c(OH-)减小,D项错误。
题组二 水电离的c(H+)或c(OH-)的计算
4.求算下列溶液中H2O电离的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-)=__________。
答案
(1)10-12mol·L-1 10-12mol·L-1
(2)10-10mol·L-1 10-10mol·L-1 (3)10-2mol·L-1 (4)10-4mol·L-1
解析
(1)pH=2的H2SO4溶液中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c(OH-),即为水电离的c(H+)或c(OH-)。
c(H+)=10-2mol·L-1,则c(OH-)=10-12mol·L-1,则水电离的c(H+)=c(OH-)=10-12mol·L-1。
(2)pH=10的NaOH溶液中,OH-有两个H2O的电离和NaOH的电离,H+只来源于水。
应先求出c(H+),即为水电离的c(OH-)或c(H+),c(OH-)=10-4mol·L-1,c(H+)=10-10mol·L-1,则水电离的c(H+)=c(OH-)=10-10mol·L-1。
(3)水解的盐,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-)=10-4mol·L-1。
5.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∶1000B.0∶1∶12∶11
C.14∶13∶12∶11D.14∶13∶2∶3
答案 A
解析 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·L-1;
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·L-1;
④中c(OH-)=1.0×10-3mol·L-1,同③所述由水电离出的c(H+)=1.0×10-11
mol·L-1。
即(1.0×10-14)∶(1.0×10-13)∶(1.0×10-12)∶(1.0×10-11)=1∶10∶100∶1000。
6.室温下,在pH=12的某溶液中,分别有甲、乙、丙、丁四位同学计算出由水电离出的c(OH-)的数据分别为甲:
1.0×10-7mol·L-1;乙:
1.0×10-6mol·L-1;丙:
1.0×
10-2mol·L-1;丁:
1.0×10-12mol·L-1。
其中你认为可能正确的数据是( )
A.甲、乙B.乙、丙C.丙、丁D.乙、丁
答案 C
解析 如果该溶液是一种强碱(例如NaOH)溶液,则该溶液的OH-首先来自于碱(NaOH)的电离,水的电离被抑制,c(H+)=1×10-12mol·L-1,所有这些H+都来自于水的电离,水电离时当然同时提供相同物质的量的OH-,所以丁是对的。
如果该溶液是一种强碱弱酸盐溶液,则该溶液之所以呈碱性是由于盐中弱酸根水解的缘故。
水解时,弱酸根离子与水反应生成弱酸和OH-,使溶液中c(OH-)>c(H+),溶液中的OH-由水电离所得,所以丙也是正确的。
(1)常温下,中性溶液c(OH-)=c(H+)=10-7mol·L-1
(2)溶质为酸的溶液
①来源
OH-全部来自水的电离,水电离产生的c(H+)=c(OH-)。
②实例
如计算pH=2的盐酸溶液中水电离出的c(H+),方法是先求出溶液的c(OH-)=
Kw/10-2=10-12mol·L-1,即水电离出的c(H+)=c(OH-)=10-12mol·L-1。
(3)溶质为碱的溶液
①来源
H+全部来自水的电离,水电离产生的c(OH-)=c(H+)。
②实例
如计算pH=12的NaOH溶液中水电离出的c(OH-),方法是先求出溶液的c(H+)=Kw/10-2=10-12mol·L-1,即水电离出的c(OH-)=c(H+)=10-12mol·L-1。
(4)水解呈酸性或碱性的盐溶液
①pH=5的NH4Cl溶液中H+全部来自水的电离,由水电离的c(H+)=10-5mol·L-1,c(OH-)=10-9mol·L-1,是因为部分OH-与部分NH
结合;
②pH=12的Na2CO3溶液中OH-全部来自水的电离,由水电离出的c(OH-)=10-2mol·L-1。
考点二 溶液的酸碱性和pH值
1.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<7。
(2)中性溶液:
c(H+)=c(OH-),常温下,pH=7。
(3)碱性溶液:
c(H+)
2.pH及其测量
(1)计算公式:
pH=-lgc(H+)。
(2)测量方法
①pH试纸法:
用镊子夹取一小块试纸放在玻璃片或表面皿上,用洁净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照,即可确定溶液的pH。
②pH计测量法。
(3)溶液的酸碱性与pH的关系
室温下:
深度思考
1.pH<7的溶液一定是酸性溶液吗?
pH>7的溶液一定是碱性溶液吗?
pH=7的溶液一定是中性吗?
答案 不一定。
上述说法只有在常温下才能满足。
如在某温度下,水的离子积常数为1×10-12,此时pH=6的溶液为中性溶液,pH>6时为碱性溶液,pH<6时为酸性溶液。
2.下列溶液一定显酸性的是________。
①pH<7的溶液
②c(H+)=c(OH-)的溶液
③c(H+)=1×10-7mol·L-1
④c(H+)>c(OH-)的溶液
⑤0.1mol·L-1的NH4C
l溶液
答案 ④⑤
解析 题目没有说明温度,所以pH<7的溶液不一定是酸性溶液,只有c(H+)>
c(OH-)才是可靠的判断依据。
NH4Cl水解呈酸性。
3.用pH试纸测pH时应注意什么问题?
记录数据时又要注意什么?
是否可用pH试纸测定氯水的pH?
答案 pH试纸使用前不能用蒸馏水润湿,否则待测液因被稀释可能产生误差;用pH试纸读出的pH只能是整数;不能用pH试纸测定氯水的pH,因为氯水呈酸性的同时呈现强氧化性(漂白性)。
(1)溶液呈现酸、碱性的实质是c(H+)与c(OH-) 的相对大小,不能只看pH,一定温度下pH=6的溶液也可能显中性,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。
(3)25℃时,pH=12的溶液不一定为碱溶液,pH=2时溶液也不一定为酸溶液,还可能为能水解的盐溶液。
题组一 溶液酸、碱性的判断
1.判断下列溶液在常温下的酸、碱性(在括号中填“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等体积混合( )
答案
(1)中性
(2)碱性 (3)酸性 (4)中性 (5)酸性 (6)碱性 (7)酸性 (8)碱性
(1)等体积等浓度的一元强酸,一元强碱混合呈中性。
(2)等体积等浓度的一元弱酸,一元强碱混合呈碱性。
(3)强酸、强碱等体积混合
①pH之和等于14呈中性;②pH之和小于14呈酸性;③pH之和大于14呈碱性。
(4)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。
题组二 pH的稀释规律及一强一弱的比较
(一)pH的稀释规律
2.1mLpH=5的盐酸,加水稀释到10mLpH=______;加水稀释到100mL,pH________7。
答案 6 接近
3.1mLpH=9的NaOH溶液,加水稀释到10mL,pH=________;加水稀释到100mL,pH________7。
答案 8 接近
4.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__________。
答案
解析 稀释前c(SO
)=
mol·L-1;稀释后c(SO
)=
=10-8mol·L-1;
c(H+)接近10-7mol·L-1,所以
=
=
。
(1)强酸溶液,被稀释10n倍,溶液的pH增大n(溶液的pH不会大于7)。
(2)强碱溶液,被稀释10n倍,溶液的pH减小n(溶液的pH不会小于7)。
(二)一强一弱的比较
5.在体积均为1L、pH均等于2的盐酸和醋酸溶液中,分别投入0.23gNa,则图中比较符合反应事实的曲线是( )
答案 B
解析 A、B都是关于溶液pH的变化问题,1L、pH=2的盐酸刚好与0.23gNa反应,反应完全后溶液呈中性,故pH=7,而1L、pH=2的醋酸溶液则相对于0.23gNa是过量的,反应完全后溶液呈酸性,pH<7,因此A错,B对;Na可以与盐酸、醋酸和水反应产生氢气,由题知在两溶液中产生氢气的体积都取决于钠的质量,最后两溶液中产生氢气的体积是相同的,显然C不对;D项看起来盐酸与醋酸最后产生的氢气体积相同,但从细节上看,Na在盐酸中的反应比在醋酸中的快,这点不对,因为条件是“pH均等于2”,反应开始后醋酸中的氢离子浓度比盐酸中的氢离子浓度大,反应当然较快。
6.物质A~E都是由下表中的离子组成的,常温下将各物质的溶液从1mL稀释到1000mL,pH的变化关系如图甲所示,其中A与D反应得到E。
请回答下列问题。
阳离子
NH
、H+、Na+
阴离子
OH-、CH3COO-、Cl-
(1)根据pH的变化关系,写出物质的化学式:
B__________,C__________。
(2)写出A与C反应的离子方程式:
___________________________________。
答案
(1)NaOH HCl
(2)NH3·H2O+H+===NH
+H2O
解析 根据各物质的溶液从1mL稀释到1000mL,pH的变化图像知,B和C溶液的pH变化为3,A和D溶液的pH变化小于3,则B为强碱,A为弱碱或强碱弱酸盐,C为强酸,D为弱酸或强酸弱碱盐,可先确定B为NaOH,C为HCl。
结合A与D反应得到E,而E的pH不变,则E可能是NaCl或醋酸铵,结合B为NaOH,C为HCl,则推出E只能为醋酸铵,所以A为NH3·H2O,B为NaOH,C为HCl,D为CH3COOH。
加水稀释时pH值的变化规律
(1)等物质的量浓度的盐酸(a)与醋酸(b)
物质的量浓度相同的强酸和弱酸稀释相同倍数,溶液的pH变化不同,强酸的pH增大快;若加水稀释到相同pH,强酸加水多。
(2)等pH的盐酸(a)与醋酸(b)
pH相同的强酸与弱酸,加水稀释相同倍数,溶液的pH变化不同,强酸的pH变化大;若加水稀释到相同pH,弱酸加水多。
题组三 溶液pH的计算
7.求下列溶液的pH(常温条件下)(已知lg2=0.3)
(1)0.005mol·L-1的H2SO4溶液
(2)已知CH3COOH的电离常数
Ka=1.8×10-5,0.1mol·L-1的CH3COOH溶液
(3)0.1mol·L-1NH3·H2O溶液(NH3·H2O的电离度为α=1%,电离度=
×100%)
(4)将pH=8的NaOH与pH=10的NaOH溶液等体积混合
(5)常温下,将pH=5的盐酸与pH=9的NaOH溶液以体积比11∶9混合
(6)将pH=3的HCl与pH=3的H2SO4等体积混合
(7)0.001mol·L-1的NaOH溶液
(8)pH=2的盐酸与等体积的水混合
(9)pH=2的盐酸加水稀释到1000倍
答案
(1)2
(2)2.9 (3)11 (4)9.7 (5)6 (6)3
(7)11 (8)2.3 (9)5
解析
(2)CH3COOH CH3COO-+H+
c(初始)0.1mol·L-100
c(电离)c(H+)c(H+)c(H+)
c(平衡)0.1-c(H+)c(H+)c(H+)
则Ka=
=1.8×10-5
解得c(H+)=1.3×10-3mol·L-1,
所以pH=-lgc(H+)=-lg(1.3×10-3)=2.9。
(3) NH3·H2O OH- + NH
c(初始)0.1mol·L-100
c(电离)0.1×1%0.1×1%0.1×1%
mol·L-1mol·L-1mol·L-1
则c(OH-)=0.1×1%mol·L-1=10-3mol·L-1
c(H+)=10-11mol·L-1,所以pH=11。
(4)将pH=8的NaOH与pH=10的NaOH溶液等体积混合后,溶液中c(H+)很明显可以根据pH来算,可以根据经验公式来求算pH=10-lg2(即0.3),所以答案为9.7。
(5)pH=5的盐酸溶液中c(H+)=10-5mol·L-1,pH=9的氢氧化钠溶液中c(OH-)=
10-5mol·L-1,两者以体积比11∶9混合,则酸过量,混合液的pH小于7。
c(H+)=
=1.0×10-6mol·L-1,
pH=-lg(1.0×10-6)=6。
8.在某温度时,测得0.01mol·L-1的NaOH溶液的pH=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=_______________________。
答案
(1)10-13
(2)①1∶10 ②10∶1
解析
(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
=
=1∶10。
②根据中和反应H++OH-===H2O
c(H+)·Vb=c(OH-)·Va
10-b·Vb=10-13/10-a·Va
=
=1013-(a+b)=10,即Va∶Vb=10∶1。
1.单一溶液的pH计算
强酸溶液:
如HnA,设浓度为cmol·L-1,c(H+)=ncmol·L-1,pH=-lgc(H+)=-lgnc。
强碱溶液(25℃):
如B(OH)n,设浓度为cmol·L-1,c(H+)=
mol·L-1,pH=-lgc(H+)=14+lgnc。
2.混
合溶液pH的计算类型
(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=
将强酸、强碱溶液以某体积之比混合,若混合液呈中性,则c(H+)∶c(OH-)、V碱∶
V酸、pH酸+pH碱有如下规律(25℃):
因c(H+)酸·V酸=c(OH-)碱·V碱,故有
=
。
在碱溶液中c(OH-)碱=
,将其代入上式得c(H+)酸·c(H+)碱=
,两边取负对数得pH酸+pH碱=14-lg
。
现举例如下:
V酸∶V碱
c(H+)∶c(OH-)
pH酸+pH碱
10∶1
1∶10
15
1∶1
1∶1
14
1∶10
10∶1
13
m∶n
n∶m
14+lgm/n
考点三 酸碱中和滴定
1.实验原理
利用酸碱中和反应,用已知浓度酸(或碱)来测定未知浓度的碱(或酸)的实验方法。
以标准盐酸溶液滴定待测的NaOH溶液,待测的NaOH溶液的物质的量浓度为c(NaOH)=
。
酸碱中和滴定的关键:
(1)准确测定标准液的体积。
(2)准确判断滴定终点。
2.实验用品
(1)仪器
酸式滴定管[如图(A)]、碱式滴定管[如图(B)]
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