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

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1、 水的電離和溶液的酸堿性 李仕才 專題一 水的電離 夯實(shí)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＝1×10－14。 (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

2、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(shí)，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(dòng)符合勒夏特列原理(√) (3)100?℃的純水中?c(H＋)＝1×10－6?mol·L－1，此時(shí)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?mol·L－1?的?HCl?溶液

3、與?0.1?mol·L－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 條件 體系變化 HCl NaOH  平衡移動(dòng)方向 逆 逆  Kw 不變 不變  水的電離程度 減小 減小  c(OH－) 減小 增大  c(H＋) 增大 減小 可水解 的鹽 Na2CO3

4、NH4Cl 正 正 不變 不變 增大 增大 增大 減小 減小 增大 溫度 升溫 降溫 其他：如加入?Na 正 逆 正 增大 減小 不變 增大 減小 增大 增大 減小 增大 增大 減小 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(shí)，相同物質(zhì)的量濃度的下列溶液：①NaCl ②NaOH ③H2SO4 ④(NH4)2SO4，其中 水的電離程度按由大到小順序排列的一組是( )

5、 A．④＞③＞②＞① C．④＞①＞②＞③ B．②＞③＞①＞④ D．③＞②＞①＞④ 答案 C 4 解析 ②③分別為堿、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(shí)，某溶液中由水電離產(chǎn)生的?c(H＋)和?c(OH－)的乘積為?1×10－18，下列說法正確的 是( ) A．該溶液的?pH?可能是?5 C．該溶液的?pH?一定是?9 B．此溶液不存在 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(

6、H＋)和?c(OH－)的關(guān)系，下列判斷錯(cuò)誤的是( ) A．兩條曲線間任意點(diǎn)均有?c(H＋)·c(OH－)＝Kw B．M?區(qū)域內(nèi)任意點(diǎn)均有?c(H＋)＜c(OH－) C．圖中?T1＜T2 D．XZ?線上任意點(diǎn)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(diǎn)的?Kw?都相同，即?c(H＋)·c(OH－)相同，溫度相同。 (2)曲線外的任意點(diǎn)與曲線上任意點(diǎn)的?Kw?不同，溫度不同。 (3)實(shí)現(xiàn)曲線上點(diǎn)之間的轉(zhuǎn)化需保持溫度不變，改變酸堿性；實(shí)現(xiàn)曲線上點(diǎn)與曲線外點(diǎn)

7、之間 2 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(jì)算 4 4．(2017·韶關(guān)模擬)已知?NaHSO4?在水中的電離方程式為?NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO2－。某溫度 下，向?c(H＋)＝1×10－6?mol·L－1?的蒸餾水中加入?NaHSO4?晶體，保持溫度不變，測得溶液的 c(H＋)＝1×10－2?mol·L－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?1×10－10?mol·L－1 C．加入?NaHSO4?晶體抑制水的電離

8、 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(shí)，在等體積的①pH＝0?的?H2SO4?溶液、②0.05?mol·L －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∶(5×109)∶(5×108) 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

9、?c(OH－)的計(jì)算技巧(25?℃時(shí)) (1)中性溶液：c(H＋)＝c(OH－)＝1.0×10－7?mol·L－1。 c (2)酸或堿抑制水的電離，水電離出的(H＋)＝c(OH－)＜10－7?mol·L－1，當(dāng)溶液中的c(H＋)＜10 －7 mol·L－1?時(shí)就是水電離出的c(H＋)；當(dāng)溶液中的c(H＋)＞10－7?mol·L－1?時(shí)，就用10－14?除以這 個(gè)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?mol·L－1。若給出的 c(H＋)＞10－7?mol·L－1

10、，即為水電離的?c(H＋)；若給出的?c(H＋)＜10－7?mol·L－1，就用?10－14 除以這個(gè)濃度即得水電離的?c(H＋)。 專題二 溶液的酸堿性和?pH 夯實(shí)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。 3 (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(jì)算公式：pH＝－lg?

11、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(diǎn)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(jì)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(jì)算 (1)單一溶液的?pH?計(jì)算 強(qiáng)酸溶液：如?HnA，設(shè)濃度為?c?mol·L－1，c(H＋)＝nc?mol·L－1，pH＝－lg?c(H＋)＝－lg?(nc)。 10－14 強(qiáng)堿溶液(25?℃)：如?B(OH)n，設(shè)濃度為?c?

12、mol·L－1，c(H＋)＝?nc mol·L－1，pH＝－lg?c(H ＋ )＝14＋lg?(nc)。 ①兩種強(qiáng)酸混合：直接求出?c(H＋)混，再據(jù)此求?pH。c(H＋)混＝????????? 。 c?OH－??1V1＋c?OH－??2V2 V1＋V2 c(H＋)混或?c(OH－)混＝????????????? 。 (2)混合溶液?pH?的計(jì)算類型 c?H＋?1V1＋c?H＋?2V2 V1＋V2 ②兩種強(qiáng)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?＝ 。

13、 ③強(qiáng)酸、強(qiáng)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＋?酸V酸－c?OH－?堿V堿| V酸＋V堿 溶液酸堿性及?pH?概念選項(xiàng)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?mol·L－1，則該溶液呈酸性(×) (3)某溶液的?pH＝7，該溶液一定顯中性(×) 4 (4)100?℃時(shí)?Kw＝1.0×10－12,0.01?mol·L－1?鹽酸的?pH＝2,0.01?mol·L－1?的?NaOH

14、?溶液的?pH ＝10(√) (5)用蒸餾水潤濕的?pH?試紙測溶液的?pH，一定會(huì)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(jì)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

15、同濃度的?NH3·H2O?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?NH3·H2O?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

16、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(shí)，強(qiáng)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(qiáng)顯誰性，同強(qiáng)顯中性” (2)25?℃時(shí)，pH?之和等于?14?時(shí)，一元強(qiáng)酸和一元弱堿等體積混合呈堿性；一元弱酸和一元 強(qiáng)堿等體積混合呈酸性。即誰弱誰過量，顯誰性。 (3)強(qiáng)酸、強(qiáng)堿等

17、體積混合(25?℃時(shí)) 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(jì)算 1．計(jì)算下列溶液的?pH?或濃度(常溫下，忽略溶液混合時(shí)體積的變化)： (1)0.1?mol·L－1?的?CH3COOH?溶液(已知?CH3COOH?的電離常數(shù)?Ka＝1.8×10－5)。 5 答案 (1)??? (2)1∶4 已電離的弱電解質(zhì)濃度 (2)0.1?mol·L－1NH3·H2O?溶液(NH3·H2O?的電離度?α＝1%，電離度＝?弱電

18、解質(zhì)的初始濃度 ×100%)。 (3)pH＝2?的鹽酸與等體積的水混合。 (4)常溫下，將?0.1?mol·L－1?氫氧化鈉溶液與?0.06?mol·L－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?mol·L－1 4 2?．(1)pH＝5?的?H2SO4?溶液，加水稀釋到 500?倍，則稀釋后?c(SO?2－?)?與?c(H?＋?)?的比值 為 。 (2)常溫

19、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(shí)，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 。 1 10 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?mol·L－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( )

20、 c?NH＋4 c?NH3·H2O??變小 c?OH－ A．M?點(diǎn)和?N?點(diǎn)溶液中?H2O?的電離程度相同 4 B．Q?點(diǎn)溶液中，c(NH＋)＋c(NH3·H2O)＝c(Cl－) C．M?點(diǎn)溶液的導(dǎo)電性小于?Q?點(diǎn)溶液的導(dǎo)電性 D．N?點(diǎn)溶液加水稀釋， 答案 B c?H＋ 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(shí) 驗(yàn)室中用?0.01?mol·L－1?的氫氧化鈉溶液滴定?20.00?mL?0.01?mol·L－1?醋酸，滴定過程如圖 所

21、示，下列敘述正確的是( ) 6 A．室溫下，醋酸的電離常數(shù)約為?10－5 B．A?點(diǎn)時(shí)加入氫氧化鈉溶液的體積為?20.00?mL C．若?B?點(diǎn)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 7