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Word文档下载推荐.docx

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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

（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。

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。

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。

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

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：

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

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

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·

pH＝10的Na2S溶液中由水电离出的c（H＋）＝10－4mol·

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×

乙：

10－6mol·

丙：

10－2mol·

丁：

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

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×

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：

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。

（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<

b＋1，A项叙述错误；

对于强酸溶液，每稀释10倍时，pH增大1个单位，但不能超过7，只能接近7，B项叙述错误；

强碱溶液混合，不能直接按c（H＋）进行计算，应先求出混合溶液中的c（OH－），再求c（H＋），进一步求pH。

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。

（1）单一溶液的pH计算

强酸溶液：

如HnA，设浓度为cmol/L