届高考化学一轮复习讲义第8章 第27讲水的电离和溶液的pHWord文件下载.docx

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（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（√）

1.Kw＝c（H＋）·

c（OH－）中，H＋和OH－一定由水电离出来的吗？

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＋）·

2.25℃，pH＝3的某溶液中，H2O电离出的H＋浓度为多少？

答案　

（1）若为水解呈酸性的盐溶液，促进水的电离，由水电离出的c水（H＋）＝1×

10－3mol·

L－1。

（2）若为酸，抑制水的电离，由水电离出的c水（H＋）＝c（OH－）＝

＝

mol·

L－1＝1×

10－11mol·

题组一　影响水电离平衡的因素及结果判断

1.25℃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。

2.25℃时，某溶液中由水电离产生的c（H＋）和c（OH－）的乘积为1×

10－18，下列说法正确的是（　　）

A.该溶液的pH可能是5B.此溶液不存在

C.该溶液的pH一定是9D.该溶液的pH可能为7

答案　A

解析　由题意可知该溶液中由水电离产生的c（H＋）＝c（OH－）＝1×

10－9mol·

L－1，该溶液中水的电离受到抑制，可能是酸溶液，也可能是碱溶液。

若为酸溶液，则pH＝5；

若为碱溶液，则pH＝9，故A项正确。

3.（2018·

北京东城区质检）如图表示水中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

答案　D

解析　由水的离子积的定义知两条曲线间任意点均有c（H＋）·

c（OH－）＝Kw，A项正确；

由图中纵横轴的大小可知M区域内任意点均有c（H＋）＜c（OH－），B项正确；

温度越高，水的电离程度越大，电离出的c（H＋）与c（OH－）越大，所以T2＞T1，C项正确；

XZ线上任意点都有c（H＋）＝c（OH－），只有当c（H＋）＝10－7mol·

L－1时，才有pH＝7，D项错误。

正确理解水的电离平衡曲线

（1）曲线上任意点的Kw都相同，即c（H＋）·

c（OH－）相同，温度相同。

（2）曲线外的任意点与曲线上任意点的Kw不同，温度不同。

（3）实现曲线上点之间的转化需保持温度不变，改变酸碱性；

实现曲线上点与曲线外点之间的转化一定得改变温度。

题组二　水电离出的c（H＋）或c（OH－）的定量计算

4.（2018·

韶关模拟）已知NaHSO4在水中的电离方程式为NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO

。

某温度下，向c（H＋）＝1×

L－1的蒸馏水中加入NaHSO4晶体，保持温度不变，测得溶液的c（H＋）＝1×

10－2mol·

下列对该溶液的叙述不正确的是（　　）

A.该温度高于25℃

B.由水电离出来的H＋的浓度为1×

10－10mol·

L－1

C.加入NaHSO4晶体抑制水的电离

D.取该溶液加水稀释100倍，溶液中的c（OH－）减小

解析　A项，Kw＝1×

10－6×

1×

10－6＝1×

10－12，温度高于25℃；

B、C项，NaHSO4电离出的H＋抑制H2O电离，

＝c（OH－）＝1×

L－1；

D项，加H2O稀释，c（H＋）减小，而c（OH－）增大。

5.（2018·

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∶109

B.1∶5∶（5×

109）∶（5×

108）

C.1∶20∶1010∶109

D.1∶10∶104∶109

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－）＝

L－1＝10－14mol·

0.05mol·

L－1的Ba（OH）2溶液中：

c（H2O）电离＝c（H＋）＝

L－1＝10－13mol·

pH＝10的Na2S溶液中：

c（H2O）电离＝c（OH－）＝10－4mol·

pH＝5的NH4NO3的溶液中：

c（H2O）电离＝c（H＋）＝10－5mol·

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。

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·

（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·

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c（H＋）变化分析

6.常温下，向20mL0.1mol·

L－1氨水溶液中滴加盐酸，溶液中由水电离出的c（H＋）随加入盐酸体积的变化如图所示。

则下列说法正确的是（　　）

A.b、d两点为恰好完全反应点

B.c点溶液中，c（NH

）＝c（Cl－）

C.a、b之间的任意一点：

c（Cl－）＞c（NH

），c（H＋）＞c（OH－）

D.常温下，0.1mol·

L－1氨水的电离常数K约为1×

10－5

解析　向氨水中逐滴加入盐酸，水的电离程度由小逐渐变大，后又逐渐减小；

b点表示过量氨水的电离与NH

的水解程度相互“抵消”；

随着NH

的水解占优势，c点NH

的水解程度达到最大，也是恰好反应点；

再继续加入盐酸，盐酸过量抑制水的电离。

根据以上分析可知，b点氨水过量，d点盐酸过量，A项错误；

c点溶质是NH4Cl，因NH

水解，故c（NH

）＜c（Cl－），B项错误；

a、b之间氨水电离占优势，c（Cl－）＜c（NH

），c（H＋）＜c（OH－），C项错误；

a点，溶液中c（NH

）≈c（OH－），c（NH3·

H2O）＝0.1mol·

L－1－0.001mol·

L－1≈0.1mol·

L－1，则氨水的电离常数K＝

＝10－5，D项正确。

7.（2018·

石家庄一模）常温下，向20.00mL0.1mol·

L－1HA溶液中滴入0.1mol·

L－1NaOH溶液，溶液中由水电离出的氢离子浓度的负对数[－lgc水（H＋）]与所加NaOH溶液体积的关系如图所示，下列说法中不正确的是（　　）

A.常温下，Ka（HA）约为10－5

B.M、P两点溶液对应的pH＝7

C.b＝20.00

D.M点后溶液中均存在c（Na＋）＞c（A－）

答案　B

解析　0.1mol·

L－1HA溶液中，－lgc水（H＋）＝11，c水（H＋）＝c水（OH－）＝10－11mol·

L－1，根据常温下水的离子积求出溶液中c（H＋）＝

＝10－3mol·

L－1，HAH＋＋A－，c（H＋）＝c（A－）＝10－3mol·

L－1，Ka（HA）＝

＝10－5，A项正确；

N点水电离出的H＋浓度最大，说明HA与NaOH恰好完全反应生成NaA，P点溶质为NaOH和NaA，溶液显碱性，即P点pH不等于7，B项错误；

0～b段水的电离程度逐渐增大，当达到b点时水的电离程度达到最大，即溶质为NaA，说明HA和NaOH恰好完全反应，b＝20.00，C项正确；

M点溶液pH＝7，根据溶液呈电中性，存在c（Na＋）＝c（A－），M点后，c（Na＋）＞c（A－），D项正确。

考点二　溶液的酸碱性和pH

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＋）<

c（OH－），常温下，pH>

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＋）＝

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。

1.1mLpH＝9的NaOH溶液，加水稀释到10mL，pH＝___________；

加水稀释到100mL，pH________7。

答案　8　接近

2.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

1.稀释规律

酸、碱溶液稀释相同倍数时，强电解质溶液比弱电解质溶液的pH变化幅度大，但不管稀释多少倍，最终都无限接近中性。

2.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。

题组一　有关pH的简单计算

1.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－1　　0　　　　　0

c（电离）c（H＋）　　　　c（H＋）　　　c（H＋）

c（平衡）0.1－c（H＋）　　 

c（H＋）　　　c（H＋）

则Ka＝

＝1.8×

解得c（H＋）≈1.3×

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－1　 

0　　　　0

c（电离）

则c（OH－）＝0.1×

1%mol·

L－1＝10－3mol·

c（H＋）＝10－11mol·

L－1，所以pH＝11。

（3）c（H＋）＝

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－）＝

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·

则混合后c（H＋）＝

故pH＝－lg10－10＝10。

2.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·

（3）1∶4

（4）10

解析　

（1）稀释前c（SO

）＝

L－1，稀释后c（SO

L－1＝10－8mol·

L－1，c（H＋）稀释后接近10－7mol·

L－1，所以

≈

（2）

L－1，c＝0.05mol·

（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，

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·

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

题组二　pH概念的拓展应用

南阳等六市联考）某温度下，向一定体积0.1mol·

L－1的氨水中逐滴加入等浓度的盐酸，溶液中pOH[pOH＝－lgc（OH－）]与pH的变化关系如下图所示。

下列说法不正确的是（　　）

A.M点和N点溶液中H2O的电离程度相同

B.Q点溶液中，c（NH

）＋c（NH3·

H2O）＝c（Cl－）

C.M点溶液的导电性小于Q点溶液的导电性

D.N点溶液加水稀释，

变小

解析　由于M点碱过量，N点酸过量，M点溶液中氢氧根离子浓度与N点溶液中氢离子浓度相同，对水的电离抑制能力相同，故两点水的电离程度相同，A正确；

Q点时pH＝pOH，说明溶液呈中性，根据电荷守恒：

c（NH

）＋c（H＋）＝c（Cl－）＋c（OH－），则c（NH

）＝c（Cl－），B错误；

M点溶液中主要溶质为一水合氨，为弱电解质，在溶液中部分电离，溶液中离子浓度较小，Q点溶液中溶质主要为氯化铵，为强电解质，溶液中离子浓度较大，故M点溶液的导电能力小于Q点，C正确；

N点溶液加水稀释，Kb＝

，温度不变，Kb不变，加水稀释氢离子浓度减小，c（OH－）增大，所以

变小，故D正确。

邯郸一中一模）若用AG表示溶液的酸度，AG的定义为AG＝lg 

室温下实验室中用0.01mol·

L－1的氢氧化钠溶液滴定20.00mL0.01mol·

L－1醋酸，滴定过程如图所示，下列叙述正确的是（　　）

A.室温下，醋酸的电离常数约为10－5

B.A点时加入氢氧化钠溶液的体积为20.00mL

C.若B点为40mL，所得溶液中：

c（Na＋）＝c（CH3COO－）＋c（CH3COOH）

D.从A到B，水的电离程度逐渐变大

解析　室温下，醋酸的AG＝lg 

＝7，即

＝107，而水的离子积Kw＝c（H＋）·

c（OH－）＝10－14，两式联立可知：

c（H＋）＝10－3.5mol·

L－1，而在醋酸溶液中，c（CH3COO－）≈c（H＋）＝10－3.5mol·

L－1，故电离平衡常数Ka＝

＝10－5，故A正确；

A点的AG＝lg 

＝0，即

＝1，则c（H＋）＝c（OH－），溶液显中性，而当加入氢氧化钠溶液20.00mL时，氢氧化钠和醋酸恰好完全中和，得到醋酸钠溶液，溶液显碱性，故B错误；

当B点加入NaOH溶液40mL时，所得溶液为等浓度的CH3COONa和NaOH的混合溶液，根据物料守恒可知，c（Na＋）＝2[c（CH3COO－）＋c（CH3COOH）]，故C错误；

A点之后，当V（NaOH）＞20mL后，水的电离受到抑制，电离程度又会逐渐变小，D项错误。

考点三　酸碱中和滴定

1.实验原理

利用酸碱中和反应，用已知浓度酸（或碱）来测定未知浓度的碱（或酸）的实验方法。

以标准盐酸滴定待测的NaOH溶液，待测的NaOH溶液的物质的量浓度为c（NaOH）＝

酸碱中和滴定的关键：

（1）准确测定标准液和待测液的体积；

（2）准确判断滴定终点。

2.实验用品

（1）仪器

图（A）是酸式滴定管、图（B）是碱式滴定管、滴定管夹、铁架台、锥形瓶。

（2）试剂：

标准液、待测液、指示剂、蒸馏水。

（3）滴定管

①构造：

“0”刻度线在上方，尖嘴部分无刻度。

②精确度：

读数可精确到0.01mL。

③洗涤：

先用蒸馏水洗涤，再用待装液润洗。

④排泡：

酸、碱式滴定管中的液体在滴定前均要排出尖嘴中的气泡。

⑤使用注意事项：

试剂性质

滴定管

原因

酸性、氧化性

酸式滴定管

氧化性物质易腐蚀橡胶管

碱性

碱式滴定管

碱性物质易腐蚀玻璃，致使玻璃活塞无法打开

3.实验操作

以标准盐酸滴定待测NaOH溶液为例

（1）滴定前的准备

①滴定管：

查漏→洗涤→润洗→装液→调液面→记录。

②锥形瓶：

注碱液→记体积→加指示剂。

（2）滴定

（3）终点判断

等到滴入最后一滴标准液，指示剂变色，且在半分钟内不恢复原来的颜色，视为滴定终点并记录标准液的体积。

（4）数据处理

按上述操作重复二至三次，求出用去标准盐酸体积的平均值，根据c（NaOH）＝

计算。

4.常用酸碱指示剂及变色范围

指示剂

变色范围的pH

石蕊

＜5.0红色

5.0～8.0紫色

>

8.0蓝色

甲基橙

＜3.1红色

3.1～4.4橙色

4.4黄色

酚酞

＜8.2无色

8.2～10.0浅红色

10.0红色

仪器、操作选项

（1）KMnO4溶液应用碱式滴定管盛装（×

（2）用碱式滴