高中化学一轮复习讲义解析版水的电离 溶液酸碱性.docx

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高中化学一轮复习讲义解析版水的电离溶液酸碱性

水的电离溶液酸碱性

【学习目标】

1.水的电离及平衡移动、水的离子积常数

2.溶液酸碱性判断及pH的计算方法

◆感知高考

1.[2019·全国卷Ⅲ，11]设NA为阿伏加德罗常数值。

关于常温下pH＝2的H3PO4溶液，下列说法正确的是（　　）

A．每升溶液中的H＋数目为0.02NA

B．c（H＋）＝c（H2PO

）＋2c（HPO

）＋3c（PO

）＋c（OH－）

C．加水稀释使电离度增大，溶液pH减小

D．加入NaH2PO4固体，溶液酸性增强

【答案】　B

【解析】pH＝2的H3PO4溶液中c（H＋）＝10－2mol·L－1，每升溶液中所含N（H＋）＝0.01NA，A错误；由电荷守恒知，该H3PO4溶液中存在c（H＋）＝c（H2PO

）＋2c（HPO

）＋3c（PO

）＋c（OH－），B正确；加水稀释能促进H3PO4的电离，使其电离度增大，由于以增大溶液体积为主，导致溶液中c（H＋）减小，溶液pH增大，C错误；向H3PO4溶液中加入NaH2PO4固体，溶液中c（H2PO

）增大，促使平衡H3PO4H＋＋H2PO

逆向移动，抑制H3PO4电离，溶液酸性减弱，D错误。

2.[2018·浙江11月选考，18]下列说法不正确的是

A.测得0.1mol·L－1的一元酸HA溶液pH＝3.0，则HA一定为弱电解质

B.25℃时，将0.1mol·L-1的NaOH溶液加水稀释100倍，所得溶液的pH＝11.0

C.25℃时，将0.1mol·L-1的HA溶液加水稀释至pH＝4.0，所得溶液c（OH－）＝1×10-10mol·L-1

D.0.1mol·L-1的HA溶液与0.1mol·L-1的NaOH溶液等体积混合，所得溶液pH一定等于7.0

【答案】D

【解析】A、若HA为强酸，0.1mol·L-1的HA溶液pH为1.0，现测得溶液pH为3.0，则HA为弱酸，选项A正确；B、0.1mol/L的NaOH溶液加水稀释100倍后，c（OH-）＝1×10-11，pH值为11.0，选项B正确；C、pH值为4.0的溶液中c（H+）＝1×10－4mol/L，在25℃时，水的离子积KW＝1×10-14，故c（OH-）＝1×10-10mol/L，选项C正确；D、若HA为强酸，与NaOH等体积等浓度混合后，所得溶液pH为7.0，若HA为弱酸，与NaOH等体积等浓度混合后，所得溶液pH大于7.0，选项D不正确。

答案选D。

◆核心知识

1.①水的电离：

水是极弱的电解质，水的电离方程式为简写为

②25℃时，纯水中c（H＋）＝c（OH－）＝；任何水溶液中，由水电离出的c（H＋）与c（OH－）都相等。

【答案】①H2O＋H2O

H3O＋＋OH－H2O

H＋＋OH－②1×10－7__mol·L－1；

2．水的离子积常数表达式：

。

（1）室温下：

Kw＝。

（2）影响因素：

只与有关，升高温度，Kw。

（3）适用范围：

Kw不仅适用于纯水，也适用于稀的水溶液。

（4）Kw揭示了在任何水溶液中均存在H＋和OH－，只要不变，Kw不变。

【答案】Kw＝c（H＋）·c（OH－）。

（1）Kw＝1×10－14。

（2）温度增大。

（3）电解质。

（4）温度。

3．影响水电离平衡的因素

（1）升高温度，水的电离程度，Kw。

（2）加入酸或碱，水的电离程度，Kw。

（3）加入可水解的盐（如FeCl3、Na2CO3），水的电离程度，Kw。

【答案】

（1）增大增大

（2）减小不变（3）增大不变

【易混易错】

（1）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＋）

①HCl

②NaOH

可水解的盐

③Na2CO3

④NH4Cl

温度

⑤升温

⑥降温

⑦其他：

如加入Na

【答案】①逆不变减小减小增大;②逆不变减小增大减小;③正不变增大增大减小；④正不变增大减小增大；⑤正增大增大增大增大;⑥逆减小减小减小减小;⑦正不变增大增大减小;

（2）在不同温度下，水溶液中c（H＋）与c（OH－）关系如图所示。

回答下列问题：

①图中五点Kw间的关系为。

②图中呈中性的点为，酸性的点为，碱性的点为。

③若从A点到D点，在温度不变的条件下，可采取的措施有。

④若处在B点时，将pH＝2的硫酸与pH＝10的KOH溶液等体积混合，所得溶液呈（填“碱”“中”或“酸”）性。

⑤若从D点变化到B点，可采取的措施有。

【答案】①B>C>A＝D＝E②ACB　E　D

③加入NaOH、CH3COONa等④中⑤在缓慢升温的同时加入适量的酸使之呈中性

【易混易错辨析】判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”

（1）温度一定时，水的电离常数与水的离子积常数相等（　　）

（2）在蒸馏水中滴加浓H2SO4，Kw不变（　　）

（3）NaCl溶液和CH3COONH4溶液均显中性，两溶液中水的电离程度相同（　　）

（4）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（　　）

（5）室温下，pH值相同的NaOH溶液与CH3COONa溶液，水的电离程度后者大（　　）

（6）常温下，pH＝5的NH4Cl溶液与pH＝9的CH3COONa溶液中，水的电离程度相同（　　）

【答案】　

（1）×　

（2）×　（3）×　（4）√　（5）√　（6）√

4.溶液的酸碱性　pH计算

（1）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，Ph7。

②中性溶液：

c（H＋）c（OH－），常温下，pH7。

③碱性溶液：

c（H＋）c（OH－），常温下，pH7。

【答案】

（1）①><②＝＝③<>。

（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（　　）

④pH＝2的H2SO4和pH＝12的NaOH溶液等体积混合（　　）

⑤pH＝3的HCl和pH＝10的NaOH溶液等体积混合（　　）

⑥pH＝3的HCl和pH＝12的NaOH溶液等体积混合（　　）

⑦pH＝2的CH3COOH和pH＝12的NaOH溶液等体积混合（　　）

⑧pH＝2的H2SO4和pH＝12的氨水等体积混合（　　）

【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

5.常温下水电离产生c（H＋）和c（OH－）计算的4种类型

（1）中性溶液：

c（OH－）＝c（H＋）＝10－7mol·L－1。

（2）溶质为酸的溶液：

OH－离子全部来自水的电离，水电离产生的c（H＋）＝c（OH－）。

（3）溶质为碱的溶液：

H＋离子全部来自水的电离，水电离产生的c（OH－）＝c（H＋）。

（4）水解呈酸性或碱性的盐溶液

①pH＝5的NH4Cl溶液中H＋全部来自水的电离，由水电离的c（H＋）＝10－5mol·L－1，c（OH－）＝10－9mol·L－1，是因为部分OH－离子与部分NH

结合；

②pH＝12的Na2CO3溶液中OH－离子全部来自水的电离，由水电离出的c（OH－）＝10－2mol·L－1。

【答案】

（1）10－7mol·L－1。

（2）OH－＝。

（3）H＋

（4）①10－5mol·L－1，10－9mol·L－1；②OH－10－2mol·L－1。

◆变式再现

1．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。

2.常温下，向20mL0.1mol·L－1氨水中滴加盐酸，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”；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，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。

4．求算下列常温下溶液中由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－）＝。

【答案】　

（1）10－12mol·L－1　10－12mol·L－1

（2）10－10mol·L－1　10－10mol·L－1　（3）10－2mol·L－1　（4）10－4mol·L－1

【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－）。

（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－1，c（H＋）＝10－10mol·L－1，则水电离的c（H＋）＝c（OH－）＝10－10mol·L－1。

（3）、（4）水解的盐溶液中的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溶液中由水电离产生的c（H＋）＝10－2mol·L－1；pH＝10的Na2CO3溶液中由水电离产生的c（OH－）＝10－4mol·L－1。

5．常温下，水溶液M中存在的离子有Na＋、A2－、HA－、H＋、OH－，存在的分子有H2O、H2A。

根据题意回答下列问题：

（1）写出酸H2A的电离方程式：

_________________________________。

（2）若溶液M由10mL2mol·L－1NaHA溶液与10mL2mol·L－1NaOH溶液等体积混合而成，则溶液M的pH________7（填“<”“>”或“＝”），溶液中离子浓度由大到小的顺序为________________。

（3）若溶液M有下列三种情况：

①0.01mol·L－1H2A溶液；②0.01mol·L－1NaHA溶液；③0.02mol·L－1盐酸与0.04mol·L－1NaHA溶液的等体积混合液，则三种情况的溶液中H2A分子浓度最大的为________；pH由大到小的顺序为________。

（4）若溶液M由pH＝3的H2A溶液V1mL与pH＝11的NaOH溶液V2mL混合反应而得，混合溶液

＝104，V1与V2的大小关

系为________（填“V1大于V2”“V1小于V2”“相等”或“均有可能”）。

【答案】　

（1）H2AH＋＋HA－、HA－H＋＋A2－

（2）>　c（Na＋）>c（A2－）>c（OH－）>c（HA－）>c（H＋）

（3）③　②>③>①　

4）均有可能

【解析】

（1）水溶液M中存在的分子有H2A，存在离子HA－、A2－，则H2A为弱酸。

。

（2）等物质的量浓度的NaHA和NaOH溶液等体积混合生成Na2A，A2－水解使溶液显碱性，pH>7，离子水解以第一步为主：

A2－＋H2OHA－＋OH－，则离子浓度大小关系为c（Na＋）>c（A2－）>c（OH－）>c（HA－）>c（H＋）。

（3）①中弱酸H2A电离，②中HA－水解生成H2A分子，③中溶质为浓度均为0.01mol·L－1的NaCl、NaHA、H2A，HA－的存在抑制H2A的电离，则三种溶液中H2A分子浓度最大的为③，最小的为②；溶液②pH大于溶液③，溶液①和溶液③相比溶液①的酸性强，则溶液①pH最小，所以pH由大到小的顺序为②>③>①。

（4）常温下，混合溶液

＝104，则c（H＋）＝10－5mol·L－1，混合溶液显酸性，则酸过量，H2A为弱酸，pH＝3的H2A溶液与pH＝11的NaOH溶液中c（H2A）>c（NaOH），则二者体积关系不确定，酸溶液体积大于、小于或与碱溶液体积相等都可能使酸过量。

6．下表是不同温度下水的离子积数据：

温度（℃）

25

t1

t2

水的离子积常数

1×10－14

Kw

1×10－12

试回答下列问题：

（1）若25”“<”或“＝”）1×10－14，做出此判断的理由是_____________。

（2）在t1℃时，测得纯水中的c（H＋）＝2.4×10－7mol·L－1，则c（OH－）为________。

该温度下，测得某H2SO4溶液中c（SO

）＝5×10－6mol·L－1，该溶液中c（OH－）＝________mol·L－1。

（3）在t2℃时：

①0.01mol·L－1的氢氧化钠溶液的pH＝________。

②若10体积的某强酸溶液与1体积的某强碱溶液混合后溶液呈中性，则混合之前，该强酸的pH1与强碱的pH2之间应满足的关系是________。

【答案】　

（1）>　水的电离是吸热过程，升高温度，平衡向正反应方向移动，c（H＋）增大，c（OH－）增大，Kw＝c（H＋）·c（OH－），Kw增大

（2）2.4×10－7mol·L－1　5.76×10－9mol·L－1

（3）①10

②pH1＋pH2＝13

【解析】

（1）水是弱电解质，存在电离平衡，电离吸热。

所以温度升高，水的电离程度增大，离子积增大。

（2）水电离出的氢离子浓度和氢氧根离子浓度相同，某温度下纯水中的c（H＋）＝2.4×10－7mol·L－1，则此时纯水中的c（OH－）＝2.4×10－7mol·L－1，Kw＝2.4×10－7×2.4×10－7＝5.76×10－14。

该温度下，某H2SO4溶液中c（SO

）＝5×10－6mol·L－1，则溶液中c（H＋）＝1×10－5mol·L－1，c（OH－）＝

mol·L－1＝5.76×10－9mol·L－1。

（3）t2温度下水的离子积常数是1×10－12。

①0.01mol·L－1的氢氧化钠溶液中c（H＋）＝

mol·L－1＝10－10mol·L－1，则pH＝10。

②设强酸的pH＝a，强碱的pH＝b，在t2℃时，若10体积的某强酸溶液与1体积的某强碱溶液混合后溶液呈中性，即n（H＋）＝n（OH－），则10×10－a＝1×10b－12，101－a＝10b－12，即1－a＝b－12，则a＋b＝13，即pH1＋pH2＝13。

◆深度理解

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。

【答案】　

【解析】稀释前c（SO

）＝

mol·L－1，稀释后c（SO

）＝

mol·L－1＝10－8mol·L－1，c（H＋）接近10－7mol·L－1，所以

＝

＝

。

2．（2019·杭州模拟）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。

3．类比是重要的学习方法，类比pH的定义可定义pOH和pKw。

在某弱酸HX及其盐NaX的混合溶液中（HX和NaX的含量不确定），c（H＋）和c（OH－）存在如图所示的关系，则下列说法不正确的是（　　）

A．图中温度T2>25℃

B．若此混合溶液呈酸性且c（HX）＝c（NaX），则HX电离能力大于NaX的水解能力

C．位于AB线段上任意点的溶液均有pH＝pOH＝

D．图中D点处溶液中离子浓度：

c（Na＋）>c（X－）

【答案】　D

【解析】　根据图像中A点知T1时Kw＝c（H＋）·c（OH－）＝10－7×10－7＝10－14，T1为25℃，由图像中B点知T2时Kw＝10－6×10－6＝10－12，水的电离是吸热过程，温度升高Kw增大，则T2>25℃，A项正确；弱酸HX和NaX的混合液中既存在HX的电离平衡（HXH＋＋X－）又存在NaX的水解平衡（X－＋H2OHX＋OH－），若此混合溶液呈酸性且c（HX）＝c（NaX），则HX电离能力大于NaX的水解能力，B项正确；位于AB线段上任意点的溶液中c（H＋）＝c（OH－），则pH＝pOH，Kw＝c（H＋）·c（OH－），pKw＝pH＋pOH，pH＝pOH＝

，C项正确；HX和NaX的混合液中的电荷守恒为c（Na＋）＋c（H＋）＝c（X－）＋c（OH－），D点处c（H＋）>c（OH－），则c（Na＋）

4．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；当加入bmLNaOH溶液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。

5．

（1）已知T℃，Kw＝1×10－13，则T℃25℃（填“＞”“＜”或“＝”）。

在T℃时，将pH＝11的NaOH溶液aL与pH＝1的硫酸bL混合（忽略混合后溶液体积的变化），若所得混合溶液的pH＝10，则a∶b＝。

（2）25℃时，有pH＝x的盐酸和pH＝y的氢氧化钠溶液（x≤6，y≥8），取aL该盐酸与bL该氢氧化钠溶液反应，恰好完全中和，求：

①若x＋y＝14，则

＝（填数值）；

②若x＋y＝13，则

＝（填数值）；

③若x＋y＞14，则

＝（填表达式）。

④该盐酸与该氢氧化钠溶液完全中和，两溶液的pH（x、y）的关系式为（填表达式）。

【答案】　

（1）＞　101∶9　

（2）①1　②0.1　③10x＋y－14　④x＋y＝14＋lg

【解析】　

（1）水的离子积常数随温度升高而增大，故T℃＞25℃；T℃下，pH＝11的氢氧化钠溶液，c（OH－）为0.01mol·L－1；pH＝1的硫酸溶液c（H＋）＝0.1mol·L－1，混合后所得溶液的pH＝10，

＝10－3，a∶b＝101∶9。

（2）由题知a×10－x＝b×10－14＋y；

＝10－14＋x＋y，①x＋y＝14，则

＝1；②x＋y＝13，则

＝0.1；③x＋y＞14，则

＝10x＋y－14；④盐酸与该氢氧化钠溶液完全中和，两溶液的pH（x、y）的关系式为x＋y＝14＋lg

。

6．化学上常用AG表示溶液中的酸碱度，AG＝lg

。

25℃时，用0.100mol·L－1的NaOH溶液滴定20.0mL0.100mol·L－1某酸（HA）溶液，AG与所加NaOH溶液的体积（V）关系如图所示，下列说法正确的是（　　）

A．B点溶液中存在2c（H＋）－2c（OH－）＝c（A－）－c（HA）

B．C点时，加入NaOH溶液的体积大于20.00mL

C．滴定过程中应该选择甲基橙作指示剂

D．25℃时，该酸HA的电离平衡常数Ka＝1.0×10－5.5

【答案】　A

【解析】　由图可知，B点为等浓度的HA和NaA混合溶液，溶液显酸性，溶液中存在电荷守恒关系c（H＋）＋c（Na＋）＝c（OH－）＋c（A－）和物料守恒关系2c（Na＋）＝c（HA）＋c（A－），将两式合并可得2c（H＋）－2c（OH－）＝c（A－）－c（HA），故A项正确；由图可知，C点时c（H＋）＝c（OH－），溶液显中性，为HA和NaA混合溶液，HA未完全反应，则加入NaOH溶液的体积小于20.00mL，故B项错误；强碱滴弱酸时，因反应生成强碱弱酸盐，酸碱完全反应时溶液显碱性，应选择酚酞作指示剂，故C项错误；由图可知，A点lg

＝8.5，由Kw＝1.0×10－14可得c2（H＋）＝1.0×10－5.5，c（H＋）＝

，HA的电离常数Ka＝

＝

≈1×10－4.5，故D项错误

◆真题回访

1．[2019·天津