高三化学一轮复习习题第八章第二讲水的电离和溶液的酸碱性.docx
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高三化学一轮复习习题第八章第二讲水的电离和溶液的酸碱性
第二讲 水的电离和溶液的酸碱性
[考纲展示]
1.了解水的电离、离子积常数。
2.了解溶液pH的定义。
了解测定溶液pH的方法,能进行pH的简单计算。
3.能根据实验试题要求分析或处理实验数据,得出合理结论。
考点一 水的电离平衡
一、水的电离
水是极弱的电解质,其电离方程式为H2O+H2O
H3O++OH-或H2O
H++OH-。
二、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,水的电离是吸热过程,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。
在任何水溶液中均存在H+和OH-,只要温度不变,Kw不变。
三、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。
名师点拨
名师点拨
(1)Kw不仅适用于纯水,还适用于中性、酸性或碱性的稀溶液,不管哪种溶液均有c(H+)H2O=c(OH-)H2O。
如酸性溶液中:
[c(H+)酸+c(H+)H2O]·c(OH-)H2O=Kw;
碱性溶液中:
[c(OH-)碱+c(OH-)H2O]·c(H+)H2O=Kw。
(2)水的离子积常数表示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。
(2013·高考大纲全国卷)下图表示水中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
[解析] 根据水的电离、水的离子积的影响因素以及pH的计算逐一分析各选项。
A.水电离出的c(H+)与c(OH-)的乘积为一常数。
B.由图看出M区域内c(H+) C.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.pH=-lgc(H+),XZ线上任意点的c(H+)=c(OH-),但pH不一定为7。 [答案] D 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=1×10-12(mol/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。 实例: pH=12的NaOH溶液中c(OH-)=10-2mol/L,则c(H+)=Kw/10-2=1×10-12(mol/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。 实例: 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。 实例: 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。 注意: 要区分清楚溶液组成和性质的关系,酸性溶液不一定是酸溶液,碱性溶液不一定是碱溶液。 1.(2015·内蒙古赤峰一中模拟)水的电离达到平衡: H2O H++OH- ΔH>0,下列叙述正确的是( ) A.向水中加入稀氨水,平衡逆向移动,c(OH-)降低 B.向水中加入少量固体硫酸氢钠,c(H+)增大,Kw不变 C.向水中加入少量固体CH3COONa,平衡逆向移动,c(H+)降低 D.加入CaO固体,Kw不变 解析: 选B。 A项错误,加入稀氨水,平衡逆向移动,但溶液中的c(OH-)仍然是增大的;B项正确,因为Kw只与温度有关,与溶液的酸碱度无关,同时NaHSO4在水中的电离方程式为NaHSO4===Na++H++SO ,所以溶液中的c(H+)增大;C项错误,向水中加入少量固体CH3COONa,CH3COO-能结合水电离出的H+,促使水的电离正向移动;D项错误,加入的CaO固体与水反应放热,Kw增大。 题组一 水的电离平衡的影响因素 1.(2015·江苏苏州质检)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 解析: 选C。 将纯水加热到90°C,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Na2CO3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。 2.(2015·陕西西安模拟)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.向水中通入HCl气体,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 解析: 选B。 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;通入HCl气体,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 3.25℃时,在等体积的①pH=0的H2SO4溶液、②0.05mol/L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∶109 B.1∶5∶5×109∶5×108 C.1∶20∶1010∶109D.1∶10∶104∶109 解析: 选A。 25℃时,pH=0的H2SO4溶液中由水电离出的c(H+)=10-14mol·L-1;0.05mol·L-1的Ba(OH)2溶液中c(OH-)=0.05mol·L-1×2=0.1mol·L-1,根据Kw=c(H+)·c(OH-)=1.0×10-14得,由水电离出的c(H+)=10-13mol·L-1;pH=10的Na2S溶液中由水电离出的c(H+)=10-4mol·L-1;pH=5的NH4NO3溶液中由水电离出的c(H+)=10-5mol·L-1,故等体积上述溶液中发生电离的水的物质的量之比为10-14∶10-13∶10-4∶10-5=1∶10∶1010∶109,即选项A正确。 4.(2015·山东德州模拟)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 解析: 选C。 如果该溶液是一种强碱(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。 反思归纳 (1)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。 (2)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-)均指溶液中的H+或OH-的总浓度。 这一关系适用于任何水溶液。 (3)在pH=2的盐酸溶液中由水电离出来的c(H+)与c(OH-)之间的关系是相等的。 因为外界条件改变,水的电离平衡发生移动,但任何时候水电离出来的c(H+)和c(OH-)总是相等的。 (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。 考点二 溶液的酸碱性与pH 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。 (将“>”、“=”或“<”填空) 酸性溶液中 中性溶液中 碱性溶液中 c(H+)>c(OH-) c(H+)=c(OH-) 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.适用范围: 0~14。 4.测量 (1)pH试纸法: 取一小块试纸放在玻璃片或表面皿上,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。 名师点拨 (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)广泛pH试纸只能测出pH的整数值。 ) (2015·最新改编)常温下,下列叙述正确的是( ) A.将pH=a的氨水稀释10倍后,其pH=b,则a=b+1 B.将pH=3.0的盐酸稀释105倍后,溶液的pH=8.0 C.将pH=9.0的NaOH溶液与pH=11.0的NaOH溶液等体积混合,所得溶液的pH=9.3 D.若将1mLpH=1.0的盐酸与100mLNaOH溶液混合后,溶液的pH=7.0,则NaOH溶液的pH=11.0 [解析] 一水合氨为弱电解质,加水稀释,促进其电离,溶液pH变化比强碱的小,故将pH=a的氨水稀释10倍后,其pH=b,则a 混合后c(OH-)= ≈ ,则c(H+)=2×10-11mol·L-1,pH=11-lg2≈10.7,C项叙述错误;设NaOH溶液的pH=b,两溶液混合后溶液的pH=7.0,则1×10-3L×10-1mol·L-1=100×10-3L×10b-14mol·L-1,解得b=11.0,D项叙述正确。 [答案] D (1)单一溶液的pH计算 强酸溶液: 如HnA,设浓度为cmol/L
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- 化学 一轮 复习 习题 第八 第二 电离 溶液 酸碱
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