高届高级高中化学第一轮复习配套学案第八章第26讲.docx
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高届高级高中化学第一轮复习配套学案第八章第26讲
第26讲 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(Kw)。
2.了解溶液pH的含义及其测定方法,能进行pH的简单计算。
1.水的电离
(1)水是极弱的电解质,其电离过程吸热(填“吸热”或“放热”)。
水的电离平衡常数的表达式为K=
。
(2)影响水的电离平衡的因素
①温度:
温度升高,水的电离平衡向正方向移动,c(H+)和c(OH-)均增大(填“增大”“减小”或“不变”)。
②加酸或碱会抑制(填“促进”或“抑制”)水的电离。
③加能水解的盐,可与水电离出的H+或OH-结合,使水的电离平衡正向移动。
2.水的离子积
(1)表达式:
Kw=c(H+)·c(OH-)。
(2)影响因素:
一定温度时,Kw是个常数,Kw只与温度有关,温度越高,Kw越大。
25℃时,Kw=1×10-14,100℃时,Kw=1×10-12。
(3)适用范围:
Kw不仅适用于纯水,也适用于酸、碱、盐的稀溶液。
理解应用
1.填写外界条件对水电离平衡的具体影响
体系变化
条件
平衡移
动方向
Kw
水的电
离程度
c(OH-)
c(H+)
HCl
逆
不变
减小
减小
增大
NaOH
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
2.Kw=c(H+)·c(OH-)中,H+和OH-一定是由水电离出来的吗?
答案 不一定,如酸溶液中H+由酸和水电离产生,碱溶液中OH-由碱和水电离产生,只要是水溶液必定有H+和OH-,当溶液浓度不大时,总有Kw=c(H+)·c(OH-)。
(1)温度一定时,水的电离常数与水的离子积常数相等(×)
(2)100℃的纯水中c(H+)=1×10-6mol·L-1,此时水呈酸性(×)
(3)在蒸馏水中滴加浓H2SO4,Kw不变(×)
(4)NaCl溶液和CH3COONH4溶液均显中性,两溶液中水的电离程度相同(×)
(5)室温下,0.1mol·L-1的HCl溶液与0.1mol·L-1的NaOH溶液中水的电离程度相等(√)
(6)任何水溶液中均存在H+和OH-,且水电离出的c(H+)和c(OH-)相等(√)
题组一 影响水电离平衡的因素及结果判断
1.下列有关水电离情况的说法正确的是( )
A.100℃时,Kw=10-12,此温度下pH=7的溶液一定呈中性
B.NH4Cl、CH3COONa、NaHCO3、NaHSO4溶于水,对水的电离都有促进作用
C.25℃时,pH=12的烧碱溶液与纯碱溶液,水的电离程度相同
D.如图为水的电离平衡曲线,若从A点到C点,可采用升高温度的方法
答案 D
【解析】 100℃时,Kw=c(H+)·c(OH-)=10-12,中性溶液中c(H+)=c(OH-)=
=10-6mol·L-1,即pH=6,此温度下pH=7的溶液呈碱性,A项错误;NH4Cl、CH3COONa、NaHCO3促进水的电离,NaHSO4抑制水的电离,B项错误;烧碱是NaOH,抑制水的电离,纯碱是Na2CO3,促进水的电离,C项错误;图中A点到C点,c(H+)与c(OH-)同等程度增大,说明是温度升高的结果,D项正确。
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>①B.②>③>①>④
C.④>①>②>③D.③>②>①>④
答案 C
【解析】 ②③分别为碱、酸,抑制水的电离;④中NH
水解促进水的电离,①NaCl不影响水的电离。
题组二 计算电解质溶液中水电离出的c(H+)或c(OH-)
3.(2020·长沙市雅礼中学检测)25℃时,在等体积的①pH=0的H2SO4溶液、②0.05mol·L-1的Ba(OH)2溶液、③pH=10的Na2S溶液、④pH=5的NH4NO3溶液中,发生电离的水的物质的量之比是( )
A.1∶10∶1010∶109B.1∶5∶(5×109)∶(5×108)
C.1∶20∶1010∶109D.1∶10∶104∶109
答案 A
【解析】 H2SO4与Ba(OH)2抑制水的电离,Na2S与NH4NO3促进水的电离。
25℃时,pH=0的H2SO4溶液中:
c(H2O)电离=c(OH-)=
mol·L-1=10-14mol·L-1;0.05mol·L-1的Ba(OH)2溶液中:
c(H2O)电离=c(H+)=
mol·L-1=10-13mol·L-1;pH=10的Na2S溶液中:
c(H2O)电离=c(OH-)=10-4mol·L-1;pH=5的NH4NO3的溶液中:
c(H2O)电离=c(H+)=10-5mol·L-1。
它们的物质的量之比为10-14∶10-13∶10-4∶10-5=1∶10∶1010∶109,故A正确。
4.下表是不同温度下水的离子积数据:
温度/℃
25
t1
t2
水的离子积常数
1×10-14
Kw
1×10-12
试回答下列问题:
(1)若25<t1<t2,则Kw(填“>”“<”或“=”)1×10-14,做出此判断的理由是。
(2)在t1℃时,测得纯水中的c(H+)=2.4×10-7mol·L-1,则c(OH-)为。
该温度下,测得某H2SO4溶液中c(SO
)=5×10-6mol·L-1,该溶液中c(OH-)=mol·L-1。
答案
(1)> 水的电离是吸热过程,升高温度,平衡向正反应方向移动,c(H+)增大,c(OH-)增大,Kw=c(H+)·c(OH-),Kw增大
(2)2.4×10-7mol·L-1 5.76×10-9
【解析】
(1)水是弱电解质,存在电离平衡,电离吸热,所以温度升高,水的电离程度增大,离子积增大。
(2)水电离出的氢离子浓度和氢氧根离子浓度相同,某温度下纯水中的c(H+)=2.4×10-7mol·L-1,则此时纯水中的c(OH-)=2.4×10-7mol·L-1,Kw=2.4×10-7×2.4×10-7=5.76×10-14。
该温度下,某H2SO4溶液中c(SO
)=5×10-6mol·L-1,则溶液中氢离子浓度是1×10-5mol·L-1,c(OH-)=
mol·L-1=5.76×10-9mol·L-1。
水电离的c(H+)或c(OH-)的计算技巧(25℃时)
(1)中性溶液:
c(H+)=c(OH-)=1.0×10-7mol·L-1。
(2)酸或碱抑制水的电离,水电离出的c(H+)=c(OH-)<10-7mol·L-1,当溶液中的c(H+)<10-7mol·L-1时就是水电离出的c(H+);当溶液中的c(H+)>10-7mol·L-1时,就用10-14除以这个浓度即得到水电离的c(H+)。
(3)可水解的盐促进水的电离,水电离的c(H+)或c(OH-)均大于10-7mol·L-1。
若给出的c(H+)>10-7mol·L-1,即为水电离的c(H+);若给出的c(H+)<10-7mol·L-1,就用10-14除以这个浓度即得水电离的c(H+)。
题组三 酸碱中和反应过程中水电离程度的比较
5.若往20mL0.01mol·L-1CH3COOH溶液中逐滴加入一定浓度的烧碱溶液,测得混合溶液的温度变化如图所示,下列有关说法正确的是( )
A.c点时,醋酸的电离程度和电离常数都最大,溶液呈中性
B.若b点混合溶液显酸性,则2c(Na+)=c(CH3COO-)+c(CH3COOH)
C.混合溶液中水的电离程度:
b>c>d
D.由图可知,该反应的中和热先增大后减小
答案 B
【解析】 c点时,CH3COOH和NaOH恰好完全反应,得到CH3COONa溶液,由于CH3COO-水解,溶液呈碱性,A项错误;b点时,反应得到等物质的量浓度的CH3COOH、CH3COONa的混合溶液,根据物料守恒得2c(Na+)=c(CH3COOH)+c(CH3COO-),B项正确;b点为等物质的量浓度的CH3COOH、CH3COONa的混合溶液,c点为CH3COONa溶液,d点为等物质的量浓度的NaOH、CH3COONa的混合溶液,故c点水的电离程度最大,C项错误;中和热与酸碱的用量无关,中和热保持不变,D项错误。
6.(2019·山东德州期末)25℃时,将浓度均为0.1mol·L-1、体积分别为Va和Vb的HA溶液与BOH溶液按不同体积比混合,保持Va+Vb=100mL,Va、Vb与混合液的pH的关系如图所示。
下列说法正确的是( )
A.由图可知BOH一定是强碱
B.Ka(HA)=1×10-6
C.b点时,c(B-)=c(A-)=c(OH-)=c(H+)
D.a→b过程中水的电离程度始终增大
答案 D
【解析】 根据图知,0.1mol·L-1HA溶液的pH=3,则c(H+)<0.1mol·L-1,说明HA是弱酸;0.1mol·
L-1BOH溶液的pH=11,c(OH-)<0.1mol·L-1,则BOH是弱碱,A项错误;Ka(HA)=
=
≈1×10-5,B项错误;b点是两者等体积混合溶液呈中性,c(B-)=c(A-),c(OH-)=c(H+),盐电离产生离子的浓度远大于水电离产生的离子浓度,故c(B-)=c(A-)>c(OH-)=
c(H+),C项错误;HA是弱酸,酸电离产生的H+对水的电离平衡起抑制作用,在a→b过程中,酸被碱中和,溶液中酸电离产生的c(H+)减小,其对水的电离的抑制作用减弱,同时生成的弱酸弱碱盐(BA)对水的电离起促进作用,故a→b过程中水的电离程度始终增大,D项正确。
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洁净的玻璃片或表面皿上,用玻璃棒蘸取待测液点在试纸的中央,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
常温下:
3.溶液pH的计算
(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+)=-lg(nc)。
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+lg(nc)。
(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=
。
(1)任何温度下,利用H+和OH-浓度的相对大小均可判断溶液的酸碱性(√)
(2)某溶液的c(H+)>10-7mol·L-1,则该溶液呈酸性(×)
(3)pH减小,溶液的酸性一定增强(×)
(4)100℃时Kw=1.0×10-12,0.01mol·L-1盐酸的pH=2,0.01mol·L-1的NaOH溶液的pH=10(√)
(5)用蒸馏水润湿的pH试纸测溶液的pH,一定会使结果偏低(×)
(6)用广范pH试纸测得某溶液的pH为3.4(×)
(7)用pH计测得某溶液的pH为7.45(√)
(1)溶液呈现酸、碱性的实质是c(H+)与c(OH-)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。
(3)广范pH试纸只能测出pH的整数值。
题组一 酸碱混合溶液酸碱性的判断
1.常温下,两种溶液混合后酸碱性的判断(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)相同浓度的NH3·H2O和HCl溶液等体积混合( )
(4)pH=2的H2SO4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H2SO4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
2.已知温度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( )
①a=b ②混合溶液的pH=7 ③混合溶液中c(OH-)=10-7mol·L-1 ④混合溶液中,c(H+)=
mol·L-1 ⑤混合溶液中,c(B+)=c(A-)
A.②③B.④⑤C.①④D.②⑤
答案 B
【解析】 因为酸、碱的强弱未知,不能依据a=b判断,①错误;温度不能确定为25℃,溶液的pH=7,c(OH-)=10-7mol·L-1均不能判断溶液呈中性,②、③错误;Kw=c(H+)·c(OH-),当c(H+)=c(OH-)=
mol·L-1时,溶液一定呈中性,④正确;根据电荷守恒c(H+)+c(B+)=c(A-)+c(OH-),当c(B+)=c(A-)时,c(H+)=c(OH-),溶液一定呈中性,⑤正确。
3.现有室温下四种溶液,有关叙述不正确的是( )
序号
①
②
③
④
pH
11
11
3
3
溶液
氨水
氢氧化钠溶液
醋酸
盐酸
A.③④中分别加入适量的醋酸钠晶体后,两溶液的pH均增大
B.②③两溶液等体积混合,所得溶液中c(H+)>c(OH-)
C.分别加水稀释10倍,四种溶液的pH:
①>②>④>③
D.V1L④与V2L①混合,若混合后溶液pH=7,则V1<V2
答案 D
【解析】 从平衡移动角度分析,CH3COONa电离出的CH3COO-,与盐酸中的H+结合生成CH3COOH,使醋酸中平衡CH3COOHCH3COO-+H+左移,两溶液中H+浓度均减小,所以pH均增大,A项正确;假设均是强酸强碱,则物质的量浓度相同,等体积混合后溶液呈中性,但③醋酸是弱酸,其浓度远远大于②,即混合后醋酸过量,溶液显酸性,c(H+)>c(OH-),B项正确;分别加水稀释10倍,假设平衡不移动,那么①②溶液的pH均为10,但稀释氨水使平衡NH3·H2ONH
+OH-右移,使①pH>10,同理醋酸稀释后pH<4,C项正确;假设均是强酸强碱,混合后溶液呈中性,则V1=V2,但①氨水是弱碱,其浓度远远大于④盐酸,所以需要的①氨水少,即V1>V2,D项错误。
酸碱混合规律
(1)等浓度等体积一元酸与一元碱混合的溶液——“谁强显谁性,同强显中性”。
(2)25℃时,等体积、pH之和等于14的一强一弱酸碱混合溶液——“谁弱谁过量,谁弱显谁性”。
(3)强酸、强碱等体积混合(25℃时):
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。
题组二 有关pH的简单计算
4.按要求计算下列溶液的pH(常温下,忽略溶液混合时体积的变化):
(1)0.1mol·L-1的CH3COOH溶液(已知CH3COOH的电离常数Ka=1.8×10-5)。
(2)0.1mol·L-1的NH3·H2O(NH3·H2O的电离度α=1%,电离度=
×100%)。
(3)pH=2的盐酸与等体积的水混合。
(4)常温下,将0.1mol·L-1氢氧化钠溶液与0.06mol·L-1硫酸溶液等体积混合。
(5)25℃时,pH=3的硝酸和pH=12的氢氧化钡溶液按照体积比为9∶1混合。
答案
(1)2.9
(2)11 (3)2.3 (4)2 (5)10
【解析】
(1)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。
(2) NH3·H2O OH- + NH
c(初始)0.1mol·L-100
c(电离)0.1×1%mol·L-10.1×1%mol·L-10.1×1%mol·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。
(3)c(H+)=
mol·L-1
pH=-lg
=2+lg2≈2.3。
(4)0.1mol·L-1NaOH溶液中c(OH-)=0.1mol·L-1,0.06mol·L-1的硫酸溶液中c(H+)=0.06mol·L-1×2=0.12mol·L-1,二者等体积混合后溶液呈酸性,混合溶液中c(H+)=
=0.01mol·L-1,则pH=-lg0.01=2。
(5)pH=3的硝酸溶液中c(H+)=10-3mol·L-1,
pH=12的Ba(OH)2溶液中c(OH-)=
mol·L-1=10-2mol·L-1,二者以体积比9∶1混合,Ba(OH)2过量,溶液呈碱性,混合溶液中
c(OH-)=
=1×10-4mol·L-1
则混合后c(H+)=
=
mol·L-1
=1×10-10mol·L-1
故pH=-lg10-10=10。
5.根据要求解答下列问题(常温条件下):
(1)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)取浓度相同的NaOH和HCl溶液,以3∶2体积比相混合,所得溶液的pH等于12,则原溶液的浓度为。
(3)在一定体积pH=12的Ba(OH)2溶液中,逐滴加入一定物质的量浓度的NaHSO4溶液,当溶液中的Ba2+恰好完全沉淀时,溶液pH=11。
若反应后溶液的体积等于Ba(OH)2溶液与NaHSO4溶液的体积之和,则Ba(OH)2溶液与NaHSO4溶液的体积比是。
(4)将pH=a的NaOH溶液VaL与pH=b的稀盐酸VbL混合,若所得溶液呈中性,且a+b=13,则
=。
答案
(1)
(2)0.05mol·L-1 (3)1∶4 (4)10
【解析】
(1)稀释前c(SO
)=
mol·L-1,稀释后c(SO
)=
mol·L-1=10-8mol·L-1,c(H+)稀释后接近10-7mol·L-1,所以
≈
=
。
(2)
=0.01mol·L-1,c=0.05mol·L-1。
(3)设氢氧化钡溶液体积为V1L,硫酸氢钠溶液的体积为V2L,依题意知,n(Ba2+)=n(SO
),由Ba(OH)2+NaHSO4===BaSO4↓+NaOH+H2O知,生成的氢氧化钠的物质的量为n(NaOH)=n[Ba(OH)2]=0.5×10-2V1mol,
=1×10-3mol·L-1,则V1∶V2=1∶4。
(4)pH=a的NaOH溶液中c(OH-)=10a-14mol·L-1,pH=b的稀盐酸中c(H+)=10-bmol·L-1,
根据中和反应H++OH-===H2O,知c(OH-)·Va=c(H+)·Vb
=
=
=1014-(a+b),a+b=13,则
=10。
溶液pH计算的一般思维模型
题组三 pH概念的拓展应用
6.常温时,1mol·L-1的CH3NH2和1mol·L-1的NH2OH(NH2OH+H2ONH3OH++OH-)两种碱溶液,起始时的体积均为10mL,分别向两溶液中加水进行稀释,所得曲线如图所示(V表示溶液的体积),pOH=-lgc(OH-),下列说法正确的是( )
A.NH2OH的电离常数K的数量级为10-8
B.CH3NH3Cl盐溶液中水解离子方程式为:
CH3NH2+H2OCH3NH
+OH-
C.当两溶液均稀释至lg
=4时,溶液中水的电离程度:
NH2OH>CH3NH2
D.浓度相同的CH3NH3Cl和NH3OHCl的混合溶液中离子浓度大小关系:
c(CH3NH
) 答案 C 【解析】 根据NH2OH+H2ONH3OH++OH-,1mol·L-1的NH2OH的pOH为4.5,即有c(OH-)=c(NH3OH+)=10-4.5mol·L-1,电离程度小,c(NH2OH)≈1mol·L-1,故平衡常数K= = =10-9,故数量级为10-9,故A错误;弱碱阳离子水解,生成相应的弱碱和氢离子,所以CH3NH 水解方程式为: CH3NH +H2OCH3NH2+H3O+,故B错误;碱溶液抑制水的电离,碱性越强,水的电离越弱,当两溶液均稀释至lg =4时,CH3NH2的pOH较小,即碱性较强,溶液中水的电离程度: NH2OH>CH3NH2,故C正确;1mol·L-1的CH3NH2比1mol·L-1的NH2OH的pOH小,即碱性强,根据水解规律,越弱越水解,NH3OH+的水解程度大,所以浓度相同的CH3NH3Cl和NH3OHCl的混合溶液中离子浓度大小关系: c(NH3OH+) ),故D错误。 7.25℃时,用0.10mol·L的氨水滴定10.00mL0.05mol·L-1H2A溶液,加入氨水的体积(V)与溶液中lg 的关系如图所示(忽略溶液体积变化)。 下列说法不正确的是( ) A.A点溶液的pH等于1 B.由图中数据可知,H2A为弱酸 C.B点水电离出的H+浓度为1.0×10-6mol·L-1 D.C点溶液中c(NH )>c(A2-)>c(OH-)>c(H+) 答案 B 【解析】 A点: 根据c(H+)×c(OH-)=Kw=1×10-14,lg =12,计算得c(H+)=10-1mol·L-1,则pH=1,0.05mol·L-1H2A完全电离,H2A为强酸,故A正确,B错误;B点酸碱恰好完全中和生成盐(NH4)2A,lg =2,计算得c(H+)=10-6mol·L-1,则水电离出的H+浓度为1.0×10-6mol·L-1,故C正确;C点为(NH4)2A与NH3·H2O的混合物,根据lg =-4,计算得c(H+)=10-9mol·L-1,则pH=9,呈碱性,考虑氨水的电离平衡,则溶液中c(NH )> c(A2-)>c(OH-)>c(H+),故D正确。 1.实验原理 (1)用已知浓度
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