2019-2020年高考化學(xué)一輪復(fù)習(xí) 課時30 水的電離和溶液的pH考點過關(guān).docx

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2019-2020年高考化學(xué)一輪復(fù)習(xí) 課時30 水的電離和溶液的pH考點過關(guān)水的電離【基礎(chǔ)梳理】1. 水的電離水是一種電解質(zhì)，能發(fā)生微弱的電離，其電離方程式為。2. 水的離子積常數(shù)Kw(1)表達(dá)式:Kw=(25 )(2)影響因素:Kw僅僅是溫度的函數(shù)。溫度不變，Kw;溫度升高，Kw。T/0102025405090100Kw/10-140.1340.2920.6811.012.925.4738.055.03. 影響水的電離平衡的因素(1)溫度:因為水的電離是吸熱過程，故對純水升高溫度，(填“促進”或“抑制”)水的電離，c(H+)和c(OH-)同時(填“增大”、“減小”或“不變”);但因為由水電離出的c(H+)和c(OH-)始終相等，故溶液呈(填“酸”、“堿”或“中”)性。(2)加入酸或堿:向純水中加入酸(或堿)，由于酸(或堿)電離產(chǎn)生H+(或OH-)，使水中c(H+)或c(OH-)(填“增大”、“減小”或“不變”)，水的電離平衡向(填“正反應(yīng)”或“逆反應(yīng)”)方向移動，水的電離程度(填“增大”、“減小”或“不變”)。(3)加入弱堿陽離子或弱酸根陰離子:由于弱堿陽離子與水電離出的OH-結(jié)合生成弱堿;弱酸根陰離子與水電離出的H+結(jié)合生成了弱酸，從而使水中的c(OH-)或c(H+)(填“增大”、“減小”或“不變”)，破壞了水的電離平衡，使水的電離平衡向(填“正反應(yīng)”或“逆反應(yīng)”)方向移動，其電離程度(填“增大”、“減小”或“不變”)。微課1外界條件對水的電離平衡及Kw的影響(1)水的離子積常數(shù)Kw=c(H+) c(OH-)，Kw不僅適用于純水，也適用于酸性或堿性稀的電解質(zhì)水溶液。Kw其實質(zhì)是水溶液中的H+和OH-濃度的乘積。在任何水溶液中均存在水的電離平衡，都有H+和OH-共存，只是相對含量不同而已。(2)外界條件的改變，對水的電離平衡和Kw的影響體系變化條件平衡移動方向Kw水的電離程度c(OH-)c(H+)酸逆不變減小減小增大堿逆不變減小增大減小可水解的鹽Na2CO3正不變增大增大減小NH4Cl正不變增大減小增大溫度升溫正增大增大增大增大降溫逆減小減小減小減小其他:如加入Na正不變增大增大減小【典型例題】一、 水的電離平衡曲線水的電離平衡曲線如右圖所示，下列說法不正確的是 ()A. 圖中五點Kw間的關(guān)系:BCA=D=EB. 若從A點到D點，可采用溫度不變在水中加入少量的酸C. 若從A點到C點，可采用溫度不變在水中加入適量的NH4Cl固體D. 若從A點到B點，可采用升高溫度答案C解析:水的離子積常數(shù)Kw只與溫度有關(guān)，升高溫度，Kw增大，A項正確;溫度不變在水中加入少量的酸，溶液中c(H+)增大，c(OH-)減小，即可從A點到D點，B項正確;從A點到C點，只能采用升高溫度，C項錯誤;從A點到B點，升高溫度即可，D項正確。(xx全國大綱理綜)下圖表示溶液中c(H+)和c(OH-)的關(guān)系，下列判斷錯誤的是()A. 兩條曲線間任意點均有c(H+)c(OH-)=KwB. M區(qū)域內(nèi)任意點均有c(H+)c(OH-)C. 圖中T1T2D. XZ線上任意點均有pH=7答案D解析:兩條曲線間c(H+)與c(OH-)乘積是常數(shù)，即水的離子積Kw=c(H+)c(OH-)，A正確;根據(jù)圖像可知在區(qū)域M內(nèi)，都存在c(H+)c(OH-)，B正確;水的離子積隨著溫度的升高而增大，從T1T2的過程，也是Kw=c(H+)c(OH-)增大的過程，及T1T2是溫度升高的過程，C正確;XZ線代表c(H+)=(OH-)，即溶液顯中性，但是溫度升高，pH在減小(pH0，下列敘述正確的是 ()A. 向水中加入稀氨水，平衡逆向移動，c(OH-)降低B. 向水中加入少量固體硫酸氫鈉，c(H+)增大，Kw不變C. 升高溫度，Kw變大，pH降低，水顯酸性D. 向水中加入少量氫氧化鈉，c(OH-)增大，25 時Kw增大答案B解析:A項，加入稀氨水后水溶液中的c(OH-)增大，平衡逆向移動;B項，NaHSO4溶于水，電離使c(H+)增大，由于溫度不變，故Kw不變;C項，升高溫度，促進水的電離，但是c(H+)=c(OH-)，水依然顯中性;D項，向水中加入少量氫氧化鈉，c(OH-)增大，Kw保持不變。一定溫度下，水存在H2OH+OH-H=Q(Q0)的平衡，下列敘述一定正確的是 ()A. 向水中滴入少量稀鹽酸，平衡逆向移動，Kw減小B. 將水加熱，Kw增大，pH減小C. 向水中加入少量固體CH3COONa，平衡逆向移動，c(H+)降低D. 向水中加入少量固體硫酸鈉，c(H+)=10-7 molL-1，Kw不變答案B解析:A項，Kw應(yīng)不變;C項，平衡應(yīng)正向移動;D項，由于沒有指明溫度，c(H+)不一定等于10-7 molL-1。關(guān)于水的電離的幾個規(guī)律(1)在任意溫度、任意物質(zhì)的水溶液中(含純水)，由水本身電離出的c(H+)水=c(OH-)水。(2)酸或堿對水的電離均起抑制作用。只要酸的pH相等(不論強弱、不論幾元)對水的抑制程度相等;堿也同理。若酸溶液的pH與堿溶液的pOH相等，則兩種溶液中水的電離度相等。如pH=3的鹽酸與pH=11的氨水在室溫下，由水電離出的:c(H+)水=c(OH-)水= molL-1=10-11molL-1(3)在能水解的鹽溶液中，水的電離受到促進，且當(dāng)強酸弱堿鹽的pH和強堿弱酸鹽的pOH相等時(同一溫度)，促進程度相等。(4)較濃溶液中水電離出c(H+)的大小:酸溶液中:c(OH-)=c(H+)水。堿溶液中:c(H+)=c(H+)水。強酸弱堿鹽溶液中:c(H+)=c(H+)水。強堿弱酸鹽溶液中:c(OH-)=c(H+)水。如pH=4的NH4Cl溶液與pH=10的CH3COONa溶液中，(室溫)由水電離出的:c(H+)水=c(OH-)水= molL-1=10-4molL-1溶液的pH及其計算【基礎(chǔ)梳理】1. 溶液的pH(1)定義:pH=。(2)意義:粗略表示溶液酸堿性的強弱。(3)范圍:pH的范圍一般在之間。(4)規(guī)律:pH越小，溶液的酸性越;pH越大，溶液的堿性越。(5)測定方法:把一小片pH試紙放在，用潔凈的玻璃棒蘸取溶液點在pH試紙中心，變色后，與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對比即可讀出溶液的pH。注意:使用pH試紙測溶液的pH時，試紙(填“能”或“不能”)用蒸餾水潤濕，記錄數(shù)據(jù)時只有整數(shù)。若精確測溶液的pH，則應(yīng)使用。2. 溶液的酸堿性(1)溶液酸堿性的判斷標(biāo)準(zhǔn)是 與的相對大小。(2)25 時，溶液酸堿性的判斷標(biāo)準(zhǔn)可以是與的相對大小。(3)規(guī)律中性溶液:c(H+)c(OH-);25 時，c(H+)=110-7 molL-1，pH7。酸性溶液:c(H+)c(OH-);25 時，c(H+)110-7 molL-1，pH7。堿性溶液:c(H+)c(OH-);25 時，c(H+)110-7 molL-1，pH7?！镜湫屠}】三、 溶液的酸堿性下列溶液一定呈中性的是 ()A. c(H+)=c(OH-)=10-6 molL-1的溶液B. pH=7的溶液C. 使石蕊試液呈紫色的溶液D. 酸與堿恰好完全反應(yīng)生成正鹽的溶液答案A解析:c(H+)=c(OH-)=10-6 molL-1溶液一定呈中性;常溫下，pH=7的溶液呈中性，但溫度變了，中性溶液的標(biāo)準(zhǔn)便不是pH=7了;常溫下，pH在58之間的溶液均使石蕊試液呈紫色;酸與堿恰好完全反應(yīng)生成正鹽的溶液可能顯酸性，可能顯堿性，可能顯中性。下列溶液一定顯酸性的是(填序號)。pHc(OH-)的溶液 0.1 molL-1 NH4Cl溶液答案解析:題目沒有說明溫度，所以pHc(OH-)才是可靠的判斷依據(jù)。NH4Cl溶液水解呈酸性。四、 溶液的pH下列說法不正確的是 ()A. pH=7的溶液可能呈堿性B. pH=6的溶液中c(H+)=110-6 molL-1C. pH=6的溶液中c(OH-)=110-8 molL-1D. 室溫下，任何物質(zhì)的水溶液中都有H+和OH-，且Kw=c(H+)c(OH-)=110-14答案C解析:水溶液中都存在H+和OH-，且Kw=c(H+)c(OH-)，在25 時Kw=110-14，D項正確;在100 時，水的離子積常數(shù)大于110-14，此時pH=7的溶液呈堿性，A項正確，此時pH=6的溶液中c(OH-)大于110-8 molL-1，C項錯誤。pH=5的H2SO4溶液，加水稀釋到500倍，則稀釋后c(S)與c(H+)的比值為。答案解析:稀釋前c(S)= molL-1，稀釋后)= molL-1=10-8 molL-1，c(H+)接近10-7 molL-1，所以=。五、 相同pH的強酸與弱酸比較體積相同的鹽酸和醋酸兩種溶液，n(Cl-)=n(CH3COO-)=0.01 mol，下列敘述正確的是 ()A. 兩種溶液的pH不相同B. 它們分別與足量CaCO3反應(yīng)時，放出的CO2同樣多C. 它們與NaOH完全中和時，消耗的NaOH醋酸多于鹽酸D. 分別用水稀釋相同倍數(shù)時，n(Cl-)=n(CH3COO-)答案C解析:根據(jù)電荷守恒和n(Cl-)=n(CH3COO-)=0.01 mol，兩溶液的氫離子溶度也相同，A錯;醋酸是弱酸，鹽酸是強酸，當(dāng)n(Cl-)=n(CH3COO-)=0.01 mol，醋酸的物質(zhì)的量要大很多，與足量碳酸鈣反應(yīng)醋酸放出的二氧化碳多，B錯;它們與NaOH完全中和時，消耗的NaOH醋酸多于鹽酸，C正確;稀釋相同倍數(shù)，醋酸繼續(xù)電離，醋酸根的物質(zhì)的量更大，D錯。對室溫下2 mL pH=2的醋酸和鹽酸兩種溶液分別采取下列措施，有關(guān)敘述正確的是 ()A. 加水稀釋至溶液體積為200 mL，醋酸溶液的pH變?yōu)?B. 溫度都升高20 后，兩溶液的pH不再相等C. 加水稀釋至溶液體積為200 mL后，兩種溶液的c(OH-)都減小D. 加足量的鋅充分反應(yīng)后，兩溶液中產(chǎn)生的氫氣體積可用右圖表示答案B解析:A選項中醋酸是弱酸，存在電離平衡，加水稀釋至200 mL時，pH4;B選項正確;C選項中加水稀釋時，兩溶液中c(OH-)濃度增大;D選項中pH相等的醋酸和鹽酸，醋酸的濃度大于鹽酸，二者和足量的鋅反應(yīng)得到的氫氣體積不相等。單一溶液的pH計算(1)強酸溶液，如HnA，設(shè)濃度為c molL-1，則c(H+)=nc molL-1，pH=-lg c(H+)=-lg nc。(2)強堿溶液，如B(OH)n，設(shè)濃度為c molL-1，則c(H+)= molL-1，pH=-lg c(H+)=14+lg nc。(3)一元弱酸溶液，設(shè)濃度為c molL-1，則有c(H+)-lg c。(4)一元弱堿溶液，設(shè)濃度為c molL-1，則有c(OH-) molL-1，pH14+lg c。酸堿中和滴定【基礎(chǔ)梳理】1. 原理依據(jù)原理c(標(biāo)準(zhǔn))V(標(biāo)準(zhǔn))=c(待測)V(待測)，所以c(待測)=，因c(標(biāo)準(zhǔn))已確定，因此只要分析出不正確操作引起V(標(biāo)準(zhǔn))與V(待測)的變化，即分析出結(jié)果。2. 指示劑常用酸堿指示劑及變色范圍指示劑變色范圍的pH石蕊8藍(lán)色甲基橙4.4黃色酚酞10 3. 主要儀器(1)滴定管滴定管分為酸式滴定管和堿式滴定管。酸性溶液裝在滴定管中，堿性溶液裝在滴定管中。如下圖所示: 除用蒸餾水洗凈外，使用前還必須用待取的溶液潤洗。(2)錐形瓶、燒杯、鐵架臺、滴定管夾等。4. 主要試劑標(biāo)準(zhǔn)液、待測液、蒸餾水。5. 實驗操作(用標(biāo)準(zhǔn)鹽酸滴定待測NaOH溶液)(1)準(zhǔn)備滴定管:洗滌裝液調(diào)液面記錄。錐形瓶:注堿液加指示劑。(2)滴定左手握，右手，眼睛注視變化。(3)滴定終點:滴入最后一滴反應(yīng)液，指示劑變色，且在半分鐘內(nèi)不能恢復(fù)原來的顏色，停止滴定，并記錄標(biāo)準(zhǔn)溶液的體積。重復(fù)上述操作23次(即平行滴定23次)。注意:中和反應(yīng)達(dá)到滴定終點時所得到的溶液，顯中性 6. 計算中和反應(yīng)滴定終點是嚴(yán)格按照化學(xué)方程式中進行，即當(dāng)酸提供的H+的物質(zhì)的量與堿提供的OH-的物質(zhì)的量相等時，恰好中和。取平均值求出結(jié)果。【典型例題】六、 溶液pH計算求下列溶液的pH(常溫條件下;混合溶液忽略體積的變化;已知lg 2=0.3)。(1)0.005 molL-1H2SO4溶液(2)0.1 molL-1CH3COOH溶液(已知CH3COOH的電離常數(shù)Ka=1.810-5)(3)0.1 molL-1NH3H2O溶液(NH3H2O的電離度為=1%)(4)將pH=8的NaOH與pH=10的NaOH溶液等體積混合(5)常溫下，將pH=5的鹽酸與pH=9的NaOH溶液以體積比119混合(6)將pH=3的HCl與pH=3的H2SO4等體積混合(7)0.001 molL-1NaOH溶液(8)pH=2的鹽酸與等體積的水混合(9)pH=2的鹽酸加水稀釋1 000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)CH3COOHCH3COO-+H+c(初始)0.1 molL-100c(電離)c(H+)c(H+)c(H+)c(平衡)0.1-c(H+)c(H+)c(H+)則Ka=1.810-5解得c(H+)=1.310-3 molL-1，所以pH=-lg c(H+)=-lg(1.310-3)=2.9。(3)NH3H2OOH-+Nc(初始): molL-10.100c(電離): molL-10.11%0.11%0.11%則c(OH-)=0.11% molL-1=10-3 molL-1c(H+)=10-11 molL-1，所以pH=11。(4)將pH=8的NaOH與pH=10的NaOH溶液等體積混合后，溶液中c(H+)很明顯可以根據(jù)pH來算，可以根據(jù)經(jīng)驗公式來求算pH=10-lg 2(即0.3)，所以答案為9.7。(5)pH=5的鹽酸溶液中c(H+)=10-5 molL-1，pH=9的氫氧化鈉溶液中c(OH-)=10-5 molL-1，兩者以體積比119混合，則酸過量，混合液的pH小于7。c(H+)= molL-1=1.010-6 molL-1，pH=-lg(1.010-6)=6。七、 中和滴定某濃度的燒堿溶液，現(xiàn)用中和滴定測定其濃度。(1)滴定:用式滴定管盛裝c molL-1鹽酸標(biāo)準(zhǔn)液。右圖表示某次滴定時50 mL滴定管中前后液面的位置。把用去的標(biāo)準(zhǔn)鹽酸的體積填入表格中，此次滴定結(jié)束后的讀數(shù)為mL，滴定管中剩余液體的體積為。指示劑石蕊甲基橙甲基紅酚酞變色范圍(pH)5.08.03.14.44.46.28.210.0該實驗應(yīng)選用作指示劑。(2)有關(guān)數(shù)據(jù)記錄如下:滴定序號待測液體積/mL所消耗鹽酸標(biāo)準(zhǔn)液的體積/mL滴定前滴定后消耗的體積1V0.5025.8025.302V3V6.0031.3525.35 根據(jù)所給數(shù)據(jù)，寫出計算燒堿溶液的物質(zhì)的量濃度的表達(dá)式c=(不必化簡)。(3)對下列幾種假定情況進行討論:(填“無影響”、“偏高”或“偏低”)若滴定前用蒸餾水沖洗錐形瓶，則會使測定結(jié)果。讀數(shù)時，若滴定前仰視，滴定后俯視，則會使測定結(jié)果。若在滴定過程中不慎將數(shù)滴酸液滴在錐形瓶外，則會使測定結(jié)果。滴加鹽酸速度過快，未充分振蕩，剛看到溶液變色，立刻停止滴定，則會使測定結(jié)果。答案(1)酸24.90大于25.10 mL酚酞(2)(3)無影響偏低偏高偏低解析:(1)盛裝鹽酸用酸式滴定管，讀數(shù)注意視線與凹液面最低點水平，精確到小數(shù)點后兩位，酚酞的變色范圍與7最接近。(2)運用c(H+)V(H+)=c(OH-)V(OH-)，c(OH-)=，消耗鹽酸的體積取平均值。(3)c(OH-)=，主要分析對V(H+)的影響。不影響V(H+)，無影響;V(H+)偏小，結(jié)果偏低;V(H+)偏大，結(jié)果偏高;V(H+)偏小，結(jié)果偏低。1. 混合溶液pH的計算類型(1)兩種強酸混合:直接求出c(H+)混，再據(jù)此求pH。c(H+)混=。(2)兩種強堿混合:先求出c(OH-)混，再據(jù)Kw求出，最后求pH。c(OH-)混=。(3)強酸、強堿混合: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+)混或c(OH-)混=2. 常見的酸堿中和滴定誤差分析以標(biāo)準(zhǔn)酸溶液滴定未知濃度的堿(酚酞作指示劑)為例，常見的因操作不正確而引起的誤差有:步驟操作V(標(biāo)準(zhǔn))c(待測)洗滌酸式滴定管未用標(biāo)準(zhǔn)溶液潤洗變大偏高堿式滴定管未用待測溶液潤洗變小偏低錐形瓶用待測溶液潤洗變大偏高錐形瓶洗凈后還留有蒸餾水不變無影響取液放出堿液的滴定管開始有氣泡，放出液體后氣泡消失變小偏低滴定酸式滴定管滴定前有氣泡，滴定終點時氣泡消失變大偏高振蕩錐形瓶時部分液體濺出變小偏低部分酸液滴出錐形瓶外變大偏高讀數(shù)滴定前讀數(shù)正確，滴定后俯視讀數(shù)(或前仰后俯)變小偏低滴定前讀數(shù)正確，滴定后仰視讀數(shù)(或前俯后仰)變大偏高