《创新方案》高考化学大一轮复习配套讲义水的电离和溶液的酸碱性 高考.docx

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《创新方案》高考化学大一轮复习配套讲义水的电离和溶液的酸碱性高考

第二节　水的电离和溶液的酸碱性

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了解水的电离、离子积常数。

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。

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

1．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－。

2．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。

3．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。

[深化拓展]

（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25℃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。

命题角度一　水的电离平衡及影响因素

1．完成表格。

解析：

水溶液中存在水的电离平衡：

H2O

H＋＋OH－，加入酸、碱均使水的电离平衡向左移动；加入可水解的盐，由于水解能促进水的电离，使水的电离平衡向右移动；水的电离是吸热过程，加热能使水的电离平衡向右移动；只要温度不变，Kw不变，升高温度，Kw增大；加Na2O2反应掉水电离出的H＋。

答案：

改变条件　　　

平衡移动方向

Kw

c（OH－）

c（H＋）

pH

加酸

逆

不变

减小

增大

减小

加碱

逆

不变

增大

减小

增大

Na2CO3

正

不变

增大

减小

增大

加NH4Cl

正

不变

减小

增大

减小

升温

正

增大

增大

增大

减小

降温

逆

减小

减小

减小

增大

加Na2O2

正

不变

增大

减小

增大

2．（2014·哈尔滨模拟）向纯水中加入少量下列物质或改变下列条件，能促进水的电离，并能使溶液中c（OH－）>c（H＋）的操作是（　　）

①稀硫酸　②金属钠　③氨气　④FeCl3固体

⑤NaClO固体　⑥将水加热煮沸

A．②⑤　　　　　　　　　B．①④

C．③④⑥D．④

解析：

选A　稀硫酸、氨气抑制水的电离，金属钠、FeCl3固体、NaClO固体、将水加热煮沸促进水的电离，但FeCl3固体使溶液显酸性，将水加热煮沸，水仍呈中性。

3．有下列水溶液：

①pH＝0的盐酸　②0.5mol/L的盐酸

③0.1mol/L的NH4Cl溶液　④0.1mol/L的NaOH溶液

⑤0.5mol/L的NH4Cl溶液，以上溶液中，水电离的c（H＋）由大到小的顺序是______________________。

解析：

属于酸溶液的有①、②，其中①c（H＋）较大；属于盐溶液的有③、⑤，其中⑤酸性较强；属于碱溶液的有④，因盐的水解促进水的电离，酸、碱的电离抑制水的电离，故水电离出的c（H＋）由大到小的顺序为⑤③④②①。

答案：

⑤③④②①

命题角度二　水电离出的c（H＋）或c（OH－）的计算

4．（2014·福建泉州模拟）计算下列溶液中H2O电离的c（H＋）和c（OH－）。

（1）pH＝2的H2SO4溶液

c（H＋）＝______________，c（OH－）＝______________。

（2）pH＝10的NaOH溶液

c（H＋）＝______________，c（OH－）＝______________。

（3）pH＝2的NH4Cl溶液

c（H＋）＝______________。

（4）pH＝10的Na2CO3溶液

c（OH－）＝______________。

解析：

（1）pH＝2的H2SO4溶液中H＋来源有两个：

H2SO4的电离和H2O的电离，而OH－只来源于水。

应先求算c（OH－），即为水电离的c（H＋）或c（OH－）。

c（H＋）＝10－2mol/L，则c（OH－）＝10－12mol/L，则水电离的c（H＋）＝c（OH－）＝10－12mol/L。

（2）pH＝10的NaOH溶液中，OH－有两个来源：

H2O的电离和NaOH的电离，H＋只来源于水。

应先求出c（H＋），即为水电离的c（OH－）或c（H＋），c（OH－）＝10－4mol/L，c（H＋）＝10－10mol/L，则水电离的c（H＋）＝c（OH－）＝10－10mol/L。

（3）（4）能水解的盐溶液中，H＋或OH－均由水电离产生，水解显酸性的盐应计算其c（H＋），水解显碱性的盐应计算其c（OH－）。

pH＝2的NH4Cl中由水电离产生的c（H＋）＝10－2mol/L；pH＝10的Na2CO3溶液中由水电离产生的c（OH－）＝10－4mol/L。

答案：

（1）10－12mol/L　10－12mol/L

（2）10－10mol/L　10－10mol/L

（3）10－2mol/L　（4）10－4mol/L

5．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；乙：

1.0×10－6mol/L；丙：

1.0×10－2mol/L；丁：

1.0×10－12mol/L。

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（例如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，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的水解。

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。

[总结提升]

水电离产生c（H＋）和c（OH－）计算的5种类型

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．判断正误，正确的划“√”，错误的划“×”

（1）（2013·北京高考）下面实验事实可以用平衡移动原理解释。

（　　）

t/℃

25

50

100

Kw/10－14

1.01

5.47

55.0

（2）（2013·天津高考）在蒸馏水中滴加浓H2SO4，Kw不变。

（　　）

（3）（2013·天津高考）NaCl溶液和CH3COONH4溶液均显中性，两溶液中水的电离程度相同。

（　　）

（4）（2012·福建高考）25℃与60℃时，水的pH相等。

（　　）

（5）（2012·广东高考）常温下pH为2的盐酸中由H2O电离出的c（H＋）＝1.0×10－12mol/L。

（　　）

（6）（2011·天津高考）25℃时NH4Cl溶液的Kw大于100℃时NaCl溶液的Kw。

（　　）

解析：

（1）由于水的电离是吸热的，所以升高温度有利于水的电离，所以水的离子积常数Kw逐渐变大，符合平衡移动原理。

（2）在蒸馏水中滴加浓硫酸，放出热量，溶液温度升高，Kw变大。

（3）CH3COONH4发生水解相互促进的反应，促进水的电离，水的电离程度增大，而NaCl对水的电离平衡无影响。

（4）水的电离是吸热反应，升温，促进水的电离，c（H＋）增大。

（5）由于盐酸电离产生的c（H＋）＝1.0×10－2mol/L，则c（OH－）＝1.0×10－12mol/L，即水电离产生的c（H＋）＝1.0×10－12mol/L。

（6）温度越高，Kw越大。

答案：

（1）√　

（2）×　（3）×　（4）×　（5）√　（6）×

2.

（2013·全国高考）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

解析：

选D　本题重点考查水的离子积，意在考查考生对图像的分析能力以及对水的离子积的理解和应用能力。

根据水的离子积定义可知A正确；XZ线上任意点都存在c（H＋）＝c（OH－），所以M区域内任意点均有c（H＋）＜c（OH－），B正确；因为图像显示T1时水的离子积小于T2时水的离子积，而水的电离程度随温度升高而增大，C正确；XZ线上只有X点的pH＝7，D错误。

3．（2012·上海高考）水中加入下列溶液对水的电离平衡不产生影响的是（　　）

A．NaHSO4溶液　　　　　　　　　B．KF溶液

C．KAl（SO4）2溶液D．NaI溶液

解析：

选D　NaHSO4电离生成的H＋能抑制水的电离，A错误；KF电离生成的F－能水解生成弱电解质HF，从而促进水的电离，B错误；KAl（SO4）2电离出的Al3＋能水解生成Al（OH）3，从而促进水的电离，C错误；NaI是强酸强碱盐，不水解，且电离出的Na＋和I－对水的电离平衡没有影响，D正确。

考点二　溶液的酸碱性及其与pH的关系

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。

（将“＞”、“＝”或“＜”填在表的空格中）

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＋）

2.溶液的pH

（1）定义式：

pH＝－lg_c（H＋）。

（2）溶液的酸碱性跟pH的关系：

室温下：

（3）适用范围：

0～14。

（4）测量：

①pH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。

②pH计测量法。

1．下列溶液一定显酸性的有哪些？

（1）pH<7的溶液

（2）c（H＋）＝c（OH－）的溶液

（3）c（H＋）＝1×10－7mol/L的溶液

（4）c（H＋）>c（OH－）的溶液

（5）0.1mol/L的NH4Cl溶液

提示：

④⑤。

题目没有说明温度，所以pH<7的溶液不一定是酸性溶液，只有c（H＋）>c（OH－）才是可靠的判断依据。

NH4Cl水解呈酸性。

2．用pH试纸测pH时能否用蒸馏水润湿？

记录数据时又要注意什么？

是否可用pH试纸测定氯水的pH?

提示：

pH试纸使用前不能用蒸馏水润湿，否则待测液因被稀释可能产生误差；用pH试纸读出的pH只能是整数；不能用pH试纸测定氯水的pH，因为氯水呈酸性的同时还呈现强氧化性（漂白性）。

[典例]　下列溶液一定呈中性的是（　　）

A．c（H＋）＝c（OH－）＝10－6mol/L的溶液

B．pH＝7的溶液

C．使石蕊试液呈紫色的溶液

D．酸与碱恰好完全反应生成正盐的溶液

[解析]　溶液呈中性，则c（H＋）＝c（OH－），A正确；和常温时相比，如果升高温度，水的Kw增大，pH＝7的溶液则会显碱性，B错误；常温下在pH＝5～8的溶液中石蕊均显紫色，所以C项中溶液可显酸性或碱性；D项中生成的正盐如果能够水解，溶液有可能不呈中性。

[答案]　A

混合溶液酸碱性的判断规律

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”

中和反应

反应后所得溶液的酸碱性

强酸与强碱

中性

强酸与弱碱

酸性

弱酸与强碱

碱性

2.室温下，已知酸和碱pH之和的溶液等体积混合

（1）两强混合

①若pH之和等于14，则混合后溶液显中性，pH＝7。

②若pH之和大于14，则混合后溶液显碱性，pH>7。

③若pH之和小于14，则混合后溶液显酸性，pH<7。

（2）一强一弱混合——“谁弱显谁性”

pH之和等于14时，一元强酸和一元弱碱等体积混合呈碱性；一元弱酸和一元强碱等体积混合呈酸性。

1．判断下列溶液在常温下的酸碱性（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NH3·H2O和HCl溶液等体积混合。

（　　）

（4）pH＝2的HCl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HCl和pH＝12的NH3·H2O等体积混合。

（　　）

解析：

（1）相同浓度的HCl和NaOH溶液等体积混合，恰好中和，溶液呈中性。

（2）相同浓度的CH3COOH和NaOH溶液等体积混合，生成强碱弱酸盐，CH3COO－水解使溶液呈碱性。

（3）相同浓度NH3·H2O和HCl溶液等体积混合，生成强酸弱碱盐，NH

水解使溶液呈酸性。

（4）pH＝2的HCl和pH＝12的NaOH溶液等体积混合，恰好中和，溶液呈中性。

（5）pH＝3的HCl和pH＝10的NaOH溶液等体积混合，HCl过量，溶液呈酸性。

（6）pH＝3的HCl和pH＝12的NaOH溶液等体积混合，NaOH过量，溶液呈碱性。

（7）pH＝2的CH3COOH和pH＝12的NaOH溶液等体积混合，CH3COOH过量，溶液呈酸性。

（8）pH＝2的HCl和pH＝12的NH3·H2O等体积混合，NH3·H2O过量，溶液呈碱性。

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．判断正误，正确的划“√”，错误的划“×”

（1）（2013·天津高考）用湿润的pH试纸测稀碱液的pH，测定值偏小。

（　　）

（2）（2012·广东高考）常温下pH为2的盐酸与等体积pH＝12的氨水混合后所得溶液显酸性。

（　　）

（3）（2011·天津高考）100℃时，将pH＝2的盐酸与pH＝12的NaOH溶液等体积混合，溶液呈中性。

（　　）

（4）（2010·江苏高考）用广泛pH试纸测得0.10mol/LNH4Cl溶液的pH＝5.2。

（　　）

解析：

（1）用湿润的pH试纸测稀碱液的pH时，碱液被稀释，pH偏小，正确。

（2）pH＝12的氨水物质的量浓度远大于pH＝2的盐酸，两者等体积混合后氨水过量，溶液呈碱性，错误。

（3）100℃时Kw＝5.5×10－13二者等体积混合时，NaOH有剩余，溶液显碱性，错误。

（4）用广泛pH试纸测得溶液的pH为整数值，错误。

答案：

（1）√　

（2）×　（3）×　（4）×

2．（2013·山东高考）

某温度下，向一定体积0.1mol/L的醋酸溶液中逐滴加入等浓度的NaOH溶液，溶液中pOH[pOH＝－lgc（OH－）]与pH的变化关系如图所示，则（　　）

A．M点所示溶液的导电能力强于Q点

B．N点所示溶液中c（CH3COO－）＞c（Na＋）

C．M点和N点所示溶液中水的电离程度相同

D．Q点消耗NaOH溶液的体积等于醋酸溶液的体积

解析：

选C　醋酸为弱酸，溶液中自由移动的离子浓度小，加入等浓度的NaOH溶液后生成CH3COONa为强电解质，溶液中自由移动的离子浓度增大，溶液导电能力增强，A错误；由图示可知，N点时PH＞pOH，即c（H＋）

Q点溶液呈中性，故滴加的NaOH量偏少，消耗的NaOH体积比醋酸体积小，D错误。

3．（2012·新课标全国卷）已知温度T时水的离子积常数为Kw，该温度下，将浓度为amol/L的一元酸HA与bmol/L的一元碱BOH等体积混合，可判定该溶液呈中性的依据是（　　）

A．a＝b

B．混合溶液的pH＝7

C．混合溶液中，c（H＋）＝

mol/L

D．混合溶液中，c（H＋）＋c（B＋）＝c（OH－）＋c（A－）

解析：

选C　a＝b只能说明酸碱恰好完全反应，生成盐和水，由于酸碱强弱未知，不能说明溶液呈中性，A错误；题给温度未指明是25℃，所以pH＝7并不能说明溶液呈中性，B错误；若混合溶液中c（H＋）＝

mol/L，结合Kw＝c（H＋）·c（OH－），可推断出c（H＋）＝c（OH－），所以溶液一定呈中性，C正确；D项是正确的电荷守恒表达式，无论溶液是否呈中性都满足此式，D错误。

4．（双选）（2011·上海高考）常温下用pH为3的某酸溶液分别与pH都为11的氨水、氢氧化钠溶液等体积混合得到a、b两种溶液，关于这两种溶液酸碱性的描述正确的是（　　）

A．b不可能显碱性　　　　　B．a可能显酸性或碱性

C．a不可能显酸性D．b可能显碱性或酸性

解析：

选A、B　a溶液分为四种情况：

①若酸为强酸，则反应后氨水有剩余，溶液呈碱性；②若酸为弱酸且酸的电离程度比氨水还弱，则溶液呈酸性；③若酸为弱酸且酸的电离程度比氨水强，则溶液呈碱性；④若酸为弱酸且酸的电离程度与氨水相同，则溶液呈中性。

b溶液分为两种情况：

①若酸为强酸，则二者恰好反应生成强酸强碱盐，溶液呈中性；②若酸为弱酸，则反应后酸有剩余，溶液呈酸性。

考点三　溶液pH的计算

总体原则

（1）若溶液为酸性，先求c（H＋），再求pH。

（2）若溶液为碱性，先求c（OH－），再由c（H＋）＝

求c（H＋），最后求pH。

（1）强酸溶液：

如浓度为cmol/L的HnA溶液，c（H＋）＝ncmol/L，所以pH＝－lg（nc）。

（2）强碱溶液：

如浓度为cmol/L的B（OH）n溶液，c（OH－）＝ncmol/L，c（H＋）＝

mol/L，所以pH＝14＋lg（nc）。

1．试求下列常温下溶液的pH：

（1）0.01mol/L的盐酸。

（2）0.05mol/L的硫酸。

（3）0.01mol/L的NaOH溶液。

[解析]　

（1）常温下，0.01mol/L盐酸的c（H＋）＝10－2mol/L，pH＝2。

（2）常温下，0.05mol/L硫酸的c（H＋）＝0.1mol/L，pH＝1。

（3）常温下，0.01mol/LNaOH溶液c（OH－）＝10－2mol/L，pH＝12。

[答案]　

（1）2　

（2）1　（3）12

（1）对于强酸溶液，每稀释10倍，pH增大1个单位；对于弱酸溶液，每稀释10倍，pH增大不足1个单位。

无论稀释多少倍，酸溶液的pH都不能等于或大于7，只能趋近于7。

（2）对于强碱溶液，每稀释10倍，pH减小1个单位；对于弱碱溶液，每稀释10倍，pH减小不足1个单位。

无论稀释多少倍，碱溶液的pH都不能等于或小于7，只能趋近于7。

（3）对于pH相同的强酸和弱酸（或强碱和弱碱）溶液稀释相同的倍数，强酸（或强碱）溶液的pH变化幅度大。

这是因为强酸（或强碱）已完全电离，随着加水稀释，溶液中的H＋（或OH－）的数目（水电离出的除外）不会增多，而弱酸（或弱碱）随着加水稀释，H＋（或OH－）的数目还会增多。

（4）对于物质的量浓度相同的强酸和弱酸（或强碱和弱碱），稀释相同的倍数，pH的变化幅度不同，强酸（或强碱）稀释后pH变化幅度大。

2．完成下列空白。

（1）1mLpH＝5的盐酸，加水稀释到10mLpH＝______；加水稀释到100mL，pH________7。

（2）1mLpH＝9的NaOH溶液，加水稀释到10mL，pH＝________；加水稀释到100mL，pH________7。

（3）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________。

[解析]　

（1）1mLpH＝5的盐酸，加水稀释到10mLpH增加1，变为6；加水稀释到100mL，pH接近7。

（2）1mLpH＝9的NaOH溶液，加水稀释到10mL，pH减小1，变为8；加水稀释到100mL，pH接近7。

（3）稀释前c（SO

）＝

mol/L；稀释后c（SO

）＝

＝10－8mol/L；c（H＋）接近10－7mol/L，所以

＝

＝

。

[答案]　

（1）6　接近　

（2）8　接近　（3）

（1）两强酸混合

直接求c混（H＋），代入公式pH＝－lgc混（H＋）计算。

c混（H＋）＝

（2）两强碱混合

先求c混（OH－），再根据Kw＝c（H＋）·c（OH－）计算，

求出c混（H＋），由c混（H＋）求pH。

c混（OH－）＝

（3）强酸、强碱混合

①恰好完全中和：

pH＝7；

②若酸过量：

c混（H＋）＝

；

③若碱过量：

c混（OH－）＝

，

c混（H＋）＝

。

3．计算下列溶液的pH。

（1）pH＝5和pH＝3的两种盐酸以1∶2体积比混合。

（2）将pH＝8的NaOH与pH＝11的NaOH溶液等体积混合。

（3）常温下，将pH＝5的盐酸与pH＝9的NaOH溶液以体积比11∶9混合。

（4）将0.1mol/L的盐酸和0.06mol/L的氢氧化钡