第八讲 水的电离 溶液的酸碱性.docx
《第八讲 水的电离 溶液的酸碱性.docx》由会员分享，可在线阅读，更多相关《第八讲 水的电离 溶液的酸碱性.docx（23页珍藏版）》请在冰豆网上搜索。
第八讲水的电离溶液的酸碱性
暑假新高二预习第8讲 水溶液
考点一水的电离、溶液的酸碱性
一 水的电离
【基础梳理】
思考：
1．水是一种极弱的电解质，能够微弱的电离产生H＋和OH－，其过程是可逆过程。
请你据此写出水的电离方程式H2O≒H＋＋OH－，当水电离产生H＋和OH－的速率与H＋和OH－结合成水分子的速率时，水的电离达到了状态。
（1）水的电离平衡常数表达式是_______________________。
（2）推导并写出水的离子积常数的表达式Kw＝。
（3）常温下，水的离子积常数Kw＝，则纯水中[H＋]是_mol·L－1；若某酸溶液中[H＋]＝1.0×10－4mol·L－1，则溶液中[OH－]为mol·L－1。
2．分析下列条件的改变对水的电离平衡H2O≒H＋＋OH－的影响，并填写下表：
改变条件
电离平衡
溶液中[H＋]
溶液中[OH－]
溶液的酸碱性
Kw
升高温度
加入酸
加入碱
加入钠
归纳总结
1．水的离子积常数______________________
（1）Kw只与温度有关，温度升高，Kw。
（2）常温时，Kw＝1.0×10－14mol2·L－2，不仅适用于纯水，还适用于。
（3）不同溶液中，[H＋]、[OH－]可能不同，但任何溶液中由水电离出的[H＋]与[OH－]总是的。
2．外界条件对水的电离平衡的影响
（1）因水的电离是过程，故温度升高，会水的电离，[H＋]、[OH－]都，Kw,水仍呈。
（2）外加酸（或碱），水中[H＋]或[OH－]，会水的电离，水的电离程度，Kw。
【即时练习】
1．下列说法正确的是（ ）
A．水的电离方程式：
H2O===H＋＋OH－B．升高温度，水的电离程度增大
C．在NaOH溶液中没有H＋D．在HCl溶液中没有OH－
2．下列关于水的离子积常数的叙述中，正确的是（ ）
A．因为水的离子积的表达式是Kw＝[H＋][OH－]，所以Kw随溶液中[H＋]和[OH－]的变化而变化
B．水的离子积Kw与水的电离平衡常数K电离是同一个物理量
C．水的离子积常数仅仅是温度的函数，随着温度的变化而变化
D．水的离子积常数Kw与水的电离平衡常数K电离是两个没有任何关系的物理量
3．某温度下纯水中[H＋]＝2×10－7mol·L－1，则此时[OH－]＝____________；该温度下向纯水中加盐酸使[H＋]＝5×10－6mol·L－1，则此时[OH－]＝______________。
二 溶液的酸碱性与pH
【基础梳理】
思考：
溶液的酸碱性是由溶液中[H＋]与[OH－]的相对大小决定的。
请填写下表：
溶液（25℃）
[H＋]
[OH－]
[H＋]与[OH－]相对大小
溶液酸碱性
0.01mol/L的NaCl溶液
0.01mol/L的NaOH溶液
0.01mol/L的HCl溶液
1.溶液酸碱性的判断
（1）在任意温度下的溶液中：
[H＋]>[OH－] 溶液呈[H＋]＝[OH－] 溶液呈
[H＋]<[OH－] 溶液呈
用[H＋]、[OH－]的相对大小来判断溶液酸碱性，温度影响。
（2）在25℃的溶液中：
[H＋]>10-7mol/L 溶液呈性，[H＋]越，[OH－]越，溶液的酸性越。
[H＋]=10-7mol/L 溶液呈，[H＋]＝[OH－]＝1.0×10－7mol·L－1。
[H＋]<10-7mol/L溶液呈性，[H＋]越，[OH－]越，溶液的碱性越。
2.溶液的pH
（1）定义____________________________________，其表达式是pH＝________
（2）pH与溶液酸碱性的关系
（3）pH的取值范围为0～14，即只适用于[H＋]1mol·L－1或[OH－]1mol·L－1的电解质溶液，当[H＋]或[OH－]>1mol·L－1时，用表示溶液的酸碱性。
3．溶液酸碱性的测定方法
（1）酸碱指示剂法（只能测定溶液的pH范围）。
指示剂
变色范围（颜色与pH的关系）
石蕊
酚酞
甲基橙
（2）利用pH试纸测定，使用的正确操作为
_____________________________________________________________________
_____________________________________________________________________
_____________________________________________________________________。
（3）利用pH计测定，仪器pH计可精确测定试液的pH（读至小数点后2位）。
思考：
室温下，某溶液中由水电离产生的[H＋]＝10－12mol·L－1，则由水电离产生的[OH－]是，该溶液的pH可能是。
[即时练习]
4．下列溶液一定显酸性的是（ ）
A．溶液中[OH－]>[H＋]B．滴加紫色石蕊试液后变红色的溶液
C．溶液中[H＋]＝10－6mol·L－1D．pH<7的溶液
5．下列关于溶液的酸碱性，说法正确的是（ ）
A．pH＝7的溶液呈中性B．中性溶液中一定有[H＋]＝1.0×10－7mol·L－1
C．[OH－]＝[H＋]的溶液呈中性D．在100℃时，纯水的pH<7，因此显酸性
【考点训练】
1．如果25℃时，Kw＝1.0×10－14mol2·L－2，某温度下Kw＝1.0×10－12mol2·L－2。
这说明（ ）
A．某温度下的电离常数较大B．前者的[H＋]较后者大
C．水的电离过程是一个放热过程D．Kw和K电离无直接关系
2．水的电离过程为H2OH＋＋OH－，在25℃时，水的离子积Kw（25℃）＝1×10－14mol2·L－2；在35℃时，水的离子积Kw（35℃）＝2.1×10－14mol2·L－2，则下列叙述正确的是（ ）
A．[H＋]随着温度的升高而降低B．35℃时，[H＋]<[OH－]
C．35℃时的水比25℃时的水电离程度小D．水的电离是吸热的
3．25℃时，在0.01mol·L－1的硫酸溶液中，水电离出的H＋浓度是（ ）
A．5×10－13mol·L－1B．0.02mol·L－1C．1×10－7mol·L－1D．1×10－12mol·L－1
4．能影响水的电离平衡，并使溶液中的[H＋]>[OH－]的操作是（ ）
A．向水中投入一小块金属钠B．将水加热煮沸
C．向水中通入二氧化碳气体D．向水中加食盐晶体
5．向纯水中加入少量NaHSO4，在温度不变时，溶液中（ ）
A．[H＋]/[OH－]增大B．[H＋]减小
C．水中[H＋]与[OH－]的乘积增大D．[OH－]增大
6．下列叙述中，能证明某物质是弱电解质的是（ ）
A．熔融时不导电B．不是离子化合物，而是共价化合物
C．水溶液的导电能力很差D．溶液中已电离的离子和未电离的分子共存
7．下列说法正确的是（ ）
A．HR溶液的导电性较弱，HR属于弱酸
B．某化合物溶于水能导电，则该化合物为电解质
C．根据电解质在其水溶液中能否完全电离，将电解质分为强电解质和弱电解质
D．食盐是电解质，食盐的水溶液也是电解质
8．下列说法正确的是（ ）
A．强酸的水溶液中不存在OH－
B．pH＝0的溶液是酸性最强的溶液
C．在温度不变时，水溶液中[H＋]和[OH－]不能同时增大
D．某温度下，纯水中[H＋]＝2×10－7mol·L－1，其呈酸性
9．在25℃时，某稀溶液中由水电离产生的H＋浓度为1.0×10－13mol·L－1，下列有关该溶液的叙述正确的是（ ）
A．该溶液可能呈酸性B．该溶液一定呈碱性
C．该溶液的pH一定是1D．该溶液的pH不可能为13
10．25℃的下列溶液中，碱性最强的是（ ）
A．pH＝11的溶液B．[OH－]＝0.12mol·L－1
C．1L含有4gNaOH的溶液D．[H＋]＝1×10－10mol·L－1的溶液
11．有一学生在实验室测某溶液的pH。
实验时，他先用蒸馏水润湿pH试纸，然后用洁净干燥的玻璃棒蘸取试样进行检测。
（1）该学生的操作是__________（填“正确的”或“不正确的”），其理由是_____________________________________________________________________。
（2）如不正确，请分析是否一定有误差。
答：
______________________________________________________________。
（3）若用此法分别测定[H＋]相等的盐酸和醋酸溶液的pH，误差较大的是__________，原因是____________________________________________________________。
12．
（1）某温度（t℃）时，水的Kw＝1×10－12mol2·L－2，则该温度（填“>”、“<”或“＝”）______25℃，其理由是_________________________________。
（2）该温度下，[H＋]＝1×10－7mol·L－1的溶液呈______（填“酸性”、“碱性”或“中性”）；若该溶液中只存在NaOH溶质，则由H2O电离出来的[OH－]＝________mol·L－1。
13．在水的电离平衡中，[H＋]和[OH－]的关系如图所示：
（1）A点水的离子积为1×10－14mol2·L－2，B点水的离子积为____________________。
造成水的离子积变化的原因是____________________________________________。
（2）100℃时，若向溶液中滴加盐酸，能否使体系处于B点位置？
为什么？
（3）100℃时，若盐酸中[H＋]＝5×10－4mol·L－1，则由水电离产生的[H＋]是多少？
14．已知室温时，0.1mol·L－1的某一元酸HA在水中有0.1%发生电离，回答下列各问题：
（1）该溶液的pH＝________。
（2）HA的电离平衡常数K＝________。
（3）升高温度时，K将________（填“增大”、“减小”或“不变”），pH将________（填“增大”、“减小”或“不变”）。
（4）由HA电离出的[H＋]约为水电离出的[H＋]的______倍。
15．中学化学实验中，淡黄色的pH试纸常用于测定溶液的酸碱性。
在25℃时，若溶液的pH＝7，试纸不变色；若pH<7，试纸变红色；若pH>7，试纸变蓝色。
而要精确测定溶液的pH，需用pH计。
pH计主要通过测定溶液中H＋浓度来测定溶液的pH。
（1）已知水中存在如下平衡：
H2O＋H2O≒H3O＋＋OH－ ΔH>0
现欲使平衡向右移动，且所得溶液呈酸性，选择的方法是________（填字母）。
A．向水中加入NaHSO4B．向水中加入Cu（NO3）2
C．加热水至100℃（其中[H＋]＝1×10－6mol·L－1）D．在水中加入（NH4）2SO4
（2）现欲测定100℃沸水的pH及酸碱性，若用pH试纸测定，则试纸显__________色，溶液呈__________（填“酸”、“碱”或“中”）性；若用pH计测定，则pH________7（填“>”、“<”或“＝”），溶液呈________（填“酸”、“碱”或“中”）性。
考点二弱电解质的电离平衡
一 弱电解质的电离平衡
【基础梳理】
1.电解质在水溶液中的存在形态
思考：
分别试验等体积等浓度的盐酸、醋酸溶液与等量镁条的反应，并测定两种酸溶液的pH。
填写下表：
1mol·L－1HCl
1mol·L－1CH3COOH
实验操作
与镁反应
现象
结论
Mg与盐酸反应速率，表明盐酸中[H＋]较
溶液[H+]
实验总结论
[归纳总结]
强电解质与弱电解质
（1）分类依据
根据电解质在水溶液中，可把电解质分为强电解质和弱电解质。
（2）强电解质：
在稀的水溶液中的电解质。
强电解质在水溶液中全部以_______________形态存在。
常见的强电解质有。
（3）弱电解质：
在水溶液中的电解质。
弱电解质的电离过程是可逆的，存在电离平衡，溶液中存在弱电解质的分子及其电离产生的离子。
常见的弱电解质有。
[即时练习]
1．下列关于强、弱电解质的叙述中正确的是（ ）
A．强电解质都是离子化合物，弱电解质都是共价化合物
B．强电解质都是可溶性化合物，弱电解质都是难溶性化合物
C．强电解质熔化时都完全电离，弱电解质在水溶液中部分电离
D．强电解质不一定能导电，弱电解质溶液的导电能力不一定比强电解质弱
2．现有如下各化合物：
①酒精 ②氯化铵 ③氢氧化钡 ④氨水 ⑤H2SO4 ⑥铜 ⑦H3PO4 ⑧二氧化碳
请用物质序号填空：
（1）属于电解质的有______________。
（2）属于非电解质的有______________。
（3）属于强电解质的有__________。
（4）属于弱电解质的有__________。
3．一元强酸与一元弱酸的比较
相同物质的量浓度、相同体积的一元强酸（如盐酸）与一元弱酸（如醋酸）的比较
[H＋]
pH
中和碱的能力
与足量活泼金属反应产生H2的量
与金属反应的起始速率
HCl
HAc
相同pH、相同体积的一元强酸（如盐酸）与一元弱酸（如醋酸）的比较
[H＋]
c
中和碱的能力
与足量活泼金属反应产生H2的量
与金属反应的起始速率
HCl
HAc
2．电离平衡的建立和移动
思考：
1.弱电解质在水溶液中的电离都是可逆过程。
醋酸是一种常见的弱电解质，它的电离方程式是，在醋酸溶液中含有的溶质粒子有
______________________。
2．画出醋酸溶于水后电离平衡建立的速率-时间曲线
3．
（1）分析醋酸电离过程中，溶液中各粒子浓度的变化，填写下表：
粒子浓度
[H＋]
[CH3COO－]
[CH3COOH]
醋酸初溶于水
达到电离平衡前
达到电离平衡时
（2）若将等体积、等浓度的CH3COONa溶液、盐酸混合，其过程中[H＋]变化：
混合初最_______，然后______，达平衡时_________；[CH3COO－]变化是
_____________；[CH3COOH]变化是______________________________________。
4．分析下列条件的改变对醋酸电离平衡CH3COOH≒CH3COO－＋H＋的影响，并填写下表：
条件改变
[H＋]
[CH3COO－]
Q
K
平衡移动方向
电离度
升高温度
加H2O
加盐酸
加少量NaOH固体
加少量CH3COONa固体
[归纳总结]
1．电离平衡状态
在一定条件（如温度、浓度）下，当弱电解质分子速率和
_______________________速率相等时，电离过程就达到了电离平衡状态。
2．电离平衡的特征
电解质的电离平衡是一种态平衡，平衡时其电离过程并没有，只是溶液中各分子和离子的浓度都。
外界条件发生变化，电离平衡
。
3．影响电离平衡的因素
（1）温度：
由于弱电解质的电离过程一般，升温，电离平衡向方向移动，电离平衡常数__________；降温，电离平衡向方向移动,电离平衡常数__________。
（2）浓度：
电解质溶液的浓度越小，它的电离程度就。
（3）其他因素：
加入含有弱电解质离子的强电解质，电离平衡向方向移动。
例如向CH3COOH溶液中加入CH3COONa会_________CH3COOH的电离。
4．弱电解质的电离方程式的书写
（1）弱电解质的电离方程式的书写用“____________”表示。
如NH3·H2O的电离方程式是_________________________。
（2）多元弱酸是________电离的，电离程度逐步__________，可分步书写电离方程式。
如H2CO3的电离方程式是__________________________________________
（3）多元弱碱的电离也是分步进行的，但是一般按一步电离的形式书写。
如Fe（OH）3的电离方程式是___________________________________
[即时练习]
1．下列说法正确的是（ ）
A．根据溶液中有CH3COOH、CH3COO－和H＋即可证明CH3COOH达到电离平衡状态
B．根据溶液中CH3COO－和H＋的物质的量浓度相等即可证明CH3COOH达到电离平衡状态
C．当NH3·H2O达到电离平衡时，溶液中NH3·H2O、NH
和OH－的浓度相等
D．H2CO3是分步电离的，电离程度依次减弱
2．在0.1mol·L－1CH3COOH溶液中存在如下电离平衡：
CH3COOHCH3COO－＋H＋，对于该平衡，下列叙述正确的是（ ）
A．加入水时，平衡向逆反应方向移动
B．加入少量NaOH固体，平衡向正反应方向移动
C．加入少量0.1mol·L－1HCl溶液，溶液中[H＋]减小
D．加入少量CH3COONa固体，平衡向正反应方向移动
3．下列电离方程式中，正确的是（ ）
A．H2S≒2H＋＋S2－B．NaHCO3≒Na＋＋H＋＋CO
C．NaCl===Na＋＋Cl－D．CH3COOH===CH3COO－＋H＋
4．下列有关弱电解质电离平衡的叙述正确的是（ ）
A．达到电离平衡时，分子浓度和离子浓度相等
B．达到电离平衡时，由于分子和离子的浓度不断发生变化，所以说电离平衡是动态平衡
C．电离平衡是相对的、暂时的，外界条件改变时，平衡就可能发生移动
D．电解质达到电离平衡后，各种离子的浓度相等
5．一定量的盐酸跟过量的铁粉反应时，为了减缓反应速率，且不影响生成氢气的总量，可向盐酸中加入适量的（ ）
①NaOH（固体）②H2O③HCl④CH3COONa（固体）
A．①②B．②③C．③④D．②④
二 电离平衡常数
【基础梳理】
1．表达式：
电离平衡与化学平衡类似，请你根据化学平衡常数的表达式，推断写出弱电解质AB≒A＋＋B－的电离平衡常数（简称电离常数）的表达式_____________
一元弱酸的电离常数用_______表示，一元弱碱的电离常数用__________表示。
CH3COOH的电离常数的表达式是_______________，NH3·H2O的电离常数的表达式是______________________。
2．表示意义：
根据电离常数的表达式分析判断，电离常数K值越大，表示该弱电解质越电离，所对应的弱酸的酸性相对（或弱碱的碱性相对）。
注意：
（1）电离常数与浓度无关，只与有关。
由于电离是的，所以电离平衡常数随着温度的升高而。
（2）多元弱酸分步电离，每一步电离都有各自的电离平衡常数。
各级电离常数的大小关系是_________________，所以其酸性主要决定于_____________________。
[即时练习]
6．下列说法正确的是（ ）
A．电离平衡常数受溶液浓度的影响
B．电离平衡常数可以表示弱电解质的相对强弱
C．电离常数大的酸溶液中[H＋]一定比电离常数小的酸溶液中的[H＋]大
D．H2CO3的电离常数表达式：
K＝
7．下表是常温下某些一元弱酸的电离常数：
弱酸
HCN
HF
CH3COOH
HNO2
电离常数
（mol·L－1）
6.2×10－10
6.8×10－4
1.75×10－5
6.4×10－6
则0.1mol·L－1的下列溶液中，pH最小的是（ ）
A．HCNB．HFC．CH3COOHD．HNO2
8．在25℃时，相同浓度的HF、CH3COOH和HCN（氢氰酸）溶液，它们的电离平衡常数分别是7.2×10－4mol·L－1、1.8×10－5mol·L－1、4.9×10－10mol·L－1，其中，氢离子的浓度最大的是__________，未电离的溶质分子浓度最大的是__________。
9．分析下列条件的改变对电离平衡NH3·H2ONH
＋OH－的影响。
填写下表：
条件改变
[OH－]
[NH
]
Q
K
平衡移动方向
α
升温
加H2O
加盐酸
加入少量NaOH固体
加入少量NH4Cl固体
【考点训练】
1．将1mol冰醋酸加入到一定量的蒸馏水中最终得到1L溶液。
下列各项中，表明已达到电离平衡状态的是（ ）
A．醋酸的浓度达到1mol·L－1B．H＋的浓度达到0.5mol·L－1
C．醋酸分子的浓度、醋酸根离子的浓度、H＋的浓度均为0.5mol·L－1
D．醋酸分子电离成离子的速率和离子重新结合成醋酸分子的速率相等
2．在醋酸溶液中，CH3COOH的电离达到平衡状态的标志是（ ）
A．溶液显电中性B．溶液中无醋酸分子
C．氢离子浓度恒定不变D．溶液中CH3COOH和CH3COO－共存
3．将0.1mol·L－1醋酸溶液加水稀释，下列说法中正确的是（ ）
A．溶液中[H＋]和[OH－]都减小B．溶液中[H＋]增大
C．醋酸电离平衡向左移动D．溶液的pH增大
4．向0.1mol·L－1CH3COOH溶液中加入少量的CH3COONa晶体时，会引起（ ）
A．溶液的pH增大B．溶液中的[H＋]增大
C．溶液的导电能力减弱D．溶液中的[OH－]减小
5．在25℃时，用蒸馏水稀释1mol·L－1氨水至0.01mol·L－1，随着溶液的稀释，下列各项中始终保持增大趋势的是（ ）
A.
B.
C.
D．[OH－]
6．欲使醋酸溶液中的CH3COO－浓度增大，电离平衡向右移动，且不放出气体，可向醋酸溶液中加入少量固体（ ）
A．NaOHB．NaHCO3C．CH3COOKD．Mg
7．在醋酸溶液中存在电离平衡：
CH3COOHCH3COO－＋H＋，要使电离平衡右移且[H＋]增大，应采取的措施是（ ）
A．加入NaOH（s）B．加入盐酸C．加蒸馏水D．升高温度
8．已知0.1mol·L－1的醋酸溶液中存在电离平衡：
CH3COOHCH3COO－＋H＋，要使溶液中[H＋]/[CH3COOH]值增大，可以采取的措施是（ ）
①加少量烧碱固体 ②
升级会员 