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pH.docx
《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pH.docx》由会员分享，可在线阅读，更多相关《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pH.docx（33页珍藏版）》请在冰豆网上搜索。
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pH
第27讲 水的电离和溶液的pH
考纲要求
1.了解水的电离、离子积常数（Kw）。
2.了解溶液pH的含义及其测定方法，能进行pH的简单计算。
考点一 水的电离与水的离子积常数
1.水的电离
水是极弱的电解质，水的电离方程式为H2O＋H2OH3O＋＋OH－或H2OH＋＋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，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。
（4）Kw揭示了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
填写外界条件对水电离平衡的具体影响
体系变化
条件
平衡移动方向
Kw
水的电离程度
c（OH－）
c（H＋）
HCl
逆
不变
减小
减小
增大
NaOH
逆
不变
减小
增大
减小
可水解的盐
Na2CO3
正
不变
增大
增大
减小
NH4Cl
正
不变
增大
减小
增大
温度
升温
正
增大
增大
增大
增大
降温
逆
减小
减小
减小
减小
其他：
如加入Na
正
不变
增大
增大
减小
（1）温度一定时，水的电离常数与水的离子积常数相等（×）
（2）100℃的纯水中c（H＋）＝1×10－6mol·L－1，此时水呈酸性（×）
（3）在蒸馏水中滴加浓H2SO4，Kw不变（×）
（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＋）·c（OH－）
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·L－1。
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＋）＝1×10－6mol·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·L－1。
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
答案 D
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－）＝1×10－10mol·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
答案 A
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－）＝
mol·L－1＝10－14mol·L－1；0.05mol·L－1的Ba（OH）2溶液中：
c（H2O）电离＝c（H＋）＝
mol·L－1＝10－13mol·L－1；pH＝10的Na2S溶液中：
c（H2O）电离＝c（OH－）＝10－4mol·L－1；pH＝5的NH4NO3的溶液中：
c（H2O）电离＝c（H＋）＝10－5mol·L－1。
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·L－1。
（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·L－1。
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
答案 D
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＋）7。
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＋）＝
mol·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＝
＝1.8×10－5
解得c（H＋）≈1.3×10－3mol·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·L－1
c（H＋）＝10－11mol·L－1，所以pH＝11。
（3）c（H＋）＝
mol·L－1
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－）＝
mol·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·L－1
则混合后c（H＋）＝
＝
mol·L－1＝1×10－10mol·L－1
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·L－1
（3）1∶4
（4）10
解析
（1）稀释前c（SO
）＝
mol·L－1，稀释后c（SO
）＝
mol·L－1＝10－8mol·L－1，c（H＋）稀释后接近10－7mol·L－1，所以
≈
＝
。
（2）
＝0.01mol·L－1，c＝0.05mol·L－1。
（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，
＝1×10－3mol·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·L－1，
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
3.（2018·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
答案 B
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。
4.（2018·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
答案 A
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
升级会员 