新高考化学一轮考点复习第8章 第2讲 水的电离和溶液的酸碱性 讲义 （含答案解析）

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1．水的电离及影响因素
注意
= 1 \* GB3 \* MERGEFORMAT ①在不同溶液中，c(H＋)、c(OH－)可能不同，但任何水溶液中由水电离出的c(H＋)和c(OH－)总是相等的
= 2 \* GB3 \* MERGEFORMAT ②酸、碱能抑制水的电离，故室温下，酸、碱溶液中水电离产生的c(H＋)＜1×10－7 ml·L－1，而能水解的盐溶液中水电离产生的c(H＋)[或c(OH－)]＞1×10－7 ml·L－1
= 3 \* GB3 \* MERGEFORMAT ③室温下，由水电离出的c水(H＋)或c水(OH－)＜10－7 ml·L－1时，可能是加酸或加碱抑制了水的电离
= 4 \* GB3 \* MERGEFORMAT ④给水加热，水的电离程度增大，c(H＋)＞10－7 ml·L－1，pH＜7，但水仍显中性
2．水的离子积常数
(1)表达式：Kw＝c(H＋)·c(OH－)
(2)影响因素：Kw只与温度有关，温度不变，Kw不变。温度越高，Kw越大。25 ℃时，Kw约为1×10－14
(3)适用范围：在任何水溶液中均存在H＋和OH－，Kw不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质溶液
3．常温下水溶液中水电离产生的c(H＋)和c(OH－)的计算方法
(1)中性溶液：c(OH－)＝c(H＋)＝10－7 ml·L－1
(2)酸的溶液——OH－全部来自水的电离：c(H＋)水＝c(OH－)水＝c(OH－)
例：pH＝2的盐酸中c(H＋)＝10－2 ml·L－1，则 c(OH－)＝eq \f(Kw,10－2)＝1×10－12 ml·L－1，即水电离出的c(H＋)＝c(OH－)＝10－12ml·L－1
(3)碱的溶液——H＋全部来自水的电离：c(OH－)水＝c(H＋)水＝c(H＋)
例：pH＝12的NaOH溶液中c(H＋)水＝1×10－12 ml·L－1，即水电离出的c(OH－)＝c(H＋)＝10－12 ml·L－1
(4)水解呈酸性的盐溶液——H＋全部来自水的电离：c(H＋)水＝c(OH－)水＝c(H＋)
例：pH==5的NH4Cl溶液中，由水电离出的 c(H＋)水＝10－5 ml·L－1，因部分OH－与部分NHeq \\al(＋,4)结合使溶液中 c(OH－)＝10－9 ml·L－1
(5)水解呈碱性的盐溶液——OH－全部来自水的电离：c(OH－)水＝c(H＋)水＝c(OH－)
例：pH＝12的Na2CO3溶液中，由水电离出的 c(OH－)水＝10－2 ml·L－1，因部分H＋与部分COeq \\al(2－,3)结合使溶液中c(H＋)＝10－12 ml·L－1
水的电离平衡曲线
【逐点训练1】
1．25 ℃时，水的电离达到平衡：H2OH＋＋OH－ ΔH>0，下列叙述正确的是( )
A．向水中加入氢氧化钠固体，平衡逆向移动，c(H＋)减小，c(OH－)增大
B．向水中加入少量硫酸氢钠固体，c(H＋)增大，Kw增大
C．向水中加入少量冰醋酸，平衡逆向移动，c(H＋)减小
D．将水加热，Kw增大，c(H＋)不变
2．已知室温时，0.1 ml·L－1某一元酸HA在水中有0.1%发生电离，下列叙述错误的是( )
A．该溶液的pH＝4 B．升高温度，溶液的pH增大
C．此酸的电离平衡常数为1×10－7 D．HA电离出的c(H＋)约为水电离出的c(H＋)的106倍
3．25 ℃时，在等体积的①pH＝0的H2SO4溶液、②0.05 ml·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
4．下列各组离子，在指定条件下，一定能大量共存的是( )
①某无色透明的酸性溶液中：Na＋、Cl－、CrOeq \\al(2－,4)、SOeq \\al(2－,4)
②水电离产生的c(H＋)＝10－12 ml·L－1的溶液中：K＋、Ba2＋、Cl－、NOeq \\al(－,3)
③使紫色石蕊试液变红的溶液中：Fe2＋、Mg2＋、Cl－、NOeq \\al(－,3)
④加入过量NaOH溶液后可得到澄清溶液：K＋、Ba2＋、Cl－、HCOeq \\al(－,3)
⑤c(H＋)＜c(OH－)的溶液中：ClO－、[Al(OH)4]－、Na＋
⑥在酸性高锰酸钾溶液中：Na＋、NHeq \\al(＋,4)、I－、ClO－
⑦能使pH试纸变深蓝色的溶液中：Na＋、[Al(OH)4]－、K＋、COeq \\al(2－,3)
A．①③⑤⑥ B．②③⑤⑦ C．②⑤⑦ D．②④⑦
5．25 ℃时，水溶液中c(H＋)与c(OH－)的变化关系如图所示，下列判断错误的是( )
A．ac曲线上的任意一点都有c(H＋)·c(OH－)＝10－14 B．bd线段上任意一点对应的溶液都呈中性
C．d点对应溶液的温度高于25 ℃，pH＜7 D．c点溶液不可能是盐溶液
6. 水的电离平衡曲线如图所示，下列说法正确的是(已知：T>25)( )
A．图中A、B、D三点处Kw的大小关系：B>A>D
B．25 ℃时，向pH=1的稀硫酸中逐滴加入pH=8的稀氨水，溶液中c(NH4+)c(NH3·H2O)逐渐减小
C．25 ℃时，保持温度不变，在水中加入适量NH4Cl固体，体系可以从A点变化到C点
D．A点所对应的溶液中，可同时大量存在Na+、Fe3+、Cl-、SO42-
7. 不同温度下水的离子积常数如图所示，下列说法不正确的是( )
A．图中温度：T3>T2>T1
B．图中pH关系：pH(B)=pH(D)=pH(E)
C．图中五点Kw间的关系：E>D>A=B=C
D．C点可能是显酸性的盐溶液
考点二 溶液的酸碱性与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。在任何溶液中
2．溶液的pH
(1)定义式：pH是c(H＋)的负对数，其表达式是pH＝－lg c(H＋)
(2)pH的意义：pH越大，溶液的碱性越强；pH越小，溶液的酸性越强
(3)溶液酸碱性与pH的关系(常温下)：pH＜7，为酸性溶液；pH＝7，为中性溶液；pH＞7，为碱性溶液
(4)pH的适用范围：1×10－14 ml·L－1≤c(H＋)≤1 ml·L－1
注意
= 1 \* GB3 \* MERGEFORMAT ①酸性(碱性)溶液并不一定是酸类(碱类)物质
= 2 \* GB3 \* MERGEFORMAT ②判断溶液的酸碱性不能根据c (H+)和c (OH－)绝对大小，而应比较二者相对大小，且不受温度影响
= 3 \* GB3 \* MERGEFORMAT ③溶液的酸碱性也不能根据pH来判断，如：pH＝7的溶液不一定为中性溶液，100 ℃时，pH＝6为中性溶液
= 4 \* GB3 \* MERGEFORMAT ④当c(H＋)或c(OH－)大于1 ml·L－1时，通常用c(H＋)或c(OH－)直接表示
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
(2)利用pH试纸测定
①广泛pH试纸：粗略测量溶液的pH，只能读取1～14的整数，且只能读整数
操作方法：把小片试纸放在表面皿上，用玻璃棒蘸取待测液点在干燥的pH试纸上，试纸变色后，与标准比色卡对比即可确定溶液的pH
②精密pH试纸：pH范围较窄，可以判别0.2或0.3的pH差
(3)用pH计(酸度计)测量：可精确测定溶液的pH，可读取一位或两位小数
注意
①不能直接将pH试纸浸入待测溶液中，否则会导致溶液受到污染
②测溶液的酸碱度时，不能先用蒸馏水将pH试纸润湿，再测定。如果润湿，可能会带来误差，如果是测定气体的酸碱性，则需要把pH试纸先润湿，再测定
= 3 \* GB3 \* MERGEFORMAT ③pH试纸不能测漂白性的物质的pH(如：氯水、次氯酸盐、浓硝酸)，pH试纸不能测脱水性的物质的pH(如：浓硫酸)
【逐点训练2】
1．下列有关溶液的酸碱性与pH的说法错误的是( )
A．溶液pH越小，酸性越强，反之，碱性越强
B．pH＜7的溶液可能呈碱性
C．当溶液中的c(H＋)或c(OH－)较小时，用pH表示其酸碱性更为方便
D．把pH试纸直接插入待测溶液中，测其pH
2．用pH试纸测定溶液的pH，下列叙述正确的是( )
A．测得某浓度的NaClO溶液的pH为10
B．常温下测得NH4Cl溶液pH约为4.1
C．用湿润的pH试纸测pH相同的盐酸和醋酸溶液的pH，误差较大的是盐酸
D．在试管内放入少量溶液并煮沸，把pH试纸放在管口观察其颜色并与标准比色卡比较
3．用pH试纸测定溶液的pH，正确操作是( )
A．将一小块试纸放在表面皿上，用玻璃棒蘸取少量待测液点在试纸上，再与标准比色卡对照
B．将一小块试纸用蒸馏水润湿后放在表面皿上，用玻璃棒蘸取少量待测液点在试纸上，再与标准比色卡对照
C．将一小块试纸在待测液中蘸一下，取出后放在表面皿上，与标准比色卡对照
D．将一小块试纸先用蒸馏水润湿后，再在待测液中蘸一下，取出后与标准比色卡对照
4．已知温度T时水的离子积常数为Kw，该温度下，将浓度为a ml·L－1的一元酸HA与b ml·L－1的一元碱BOH等体积混合，可判定该溶液呈中性的依据是( )
①a＝b ②混合溶液的pH＝7 ③混合溶液中c(OH－)＝10－7 ml·L－1
④混合溶液中c(H＋)＝eq \r(Kw) ml·L－1 ⑤混合溶液中c(B＋)＝c(A－)
A．②③ B．④⑤ C．①④ D．②⑤
5．某温度下，测得0.01 ml·L－1 NaOH溶液的pH＝10，则下列说法正确的是( )
A．该溶液温度为25 ℃ B．与等体积的pH＝4的盐酸刚好中和
C．该温度下蒸馏水pH＝6 D．该溶液中c(H＋)＝10－12 ml·L－1
6．现有室温下四种溶液，有关叙述不正确的是( )
A．③④中分别加入适量的醋酸钠晶体后，两溶液的pH均增大
B．②③两溶液等体积混合，所得溶液中c(H＋)＞c(OH－)
C．分别加水稀释10倍，四种溶液的pH：①＞②＞④＞③
D．V1 L④与V2 L①混合，若混合后溶液pH＝7，则V1＜V2
7．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( )
考点三 溶液pH的计算
1．单一溶液的pH计算
(1)强酸溶液：已知c ml·L－1 的HnA强酸溶液，则c(H＋)＝nc ml·L－1；pH＝－lg c(H＋)＝－lg (nc)
(2)强碱溶液(25 ℃)：已知c ml·L－1 B(OH)n强碱溶液，则c(OH－)＝nc ml·L－1；c(H＋)＝eq \f(Kw,c(OH－))＝eq \f(Kw,nc)＝eq \f(10－14,nc) 、ml·L－1，pH＝－lg c(H＋)＝14＋lg (nc)(求碱溶液pH时注意转换)
(3)弱酸溶液和弱碱溶液的pH计算，可以根据电离度(α)或电离常数(Ka/Kb)进行计算
2．混合溶液pH的计算 (混合前后溶液体积变化忽略不计)
(1)两种强酸混合：直接求出c混(H＋)，再求pH
c混(H＋)＝eq \f(c1(H＋)V1＋c2(H＋)V2,V1＋V2)
速算规律： pH相差2个单位以上的强酸等体积混合，混合后的pH混＝pH小＋0.3
(2)两种强碱混合：先求出c混(OH－)，再据Kw求出c混(H＋)，最后求pH
c混(OH－)＝eq \f(c1(OH－)V1＋c2(OH－)V2,V1＋V2)
速算规律：pH相差2个单位以上的强碱等体积混合，混合后的pH混＝pH大－0.3
(3)强酸、强碱混合：根据n(H+)与n(OH－)的相对大小先判断酸、碱的过量情况
①恰好完全反应，溶液呈中性，pH＝7 (25 ℃)
②若酸过量[n(H+)＞n(OH－)]：先求c混(H＋)＝eq \f(c酸(H＋)V酸－c碱(OH－)V碱,V酸＋V碱)，再求pH
③若碱过量[n(OH－)＞n(H＋)]：先求c混(OH－)＝eq \f(c酸(H＋)V酸－c碱(OH－)V碱,V酸＋V碱)
(4)酸碱混合呈中性的定量关系
25 ℃，pH＝a的强酸溶液与pH＝b的强碱溶液，按V1∶V2的体积比混合，混合液呈中性。V1、V2与a、b的定量关系为eq \f(V1,V2)＝eq \f(10－14＋b,10－a)＝10－14＋a＋b
3．速判混合溶液酸碱性的方法
(1)强酸、强碱等体积混合(常温下)
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
(2)等浓度等体积一元酸与一元碱溶液的混合——“谁强显谁性，同强显中性”
(3)常温下，等体积且pH之和等于14的一强一弱的酸与碱溶液的混合——“谁弱谁过量，谁弱显谁性”
①若为强酸与强碱，则混合后pH＝7
②若为强酸与弱碱，则混合后pH＞7
③若为弱酸与强碱，则混合后pH＜7
4．溶液的稀释与pH
酸碱溶液稀释时pH的变化
【逐点训练3】
1．下列说法中正确的是( )
A．25 ℃时，NH4Cl溶液的Kw大于100 ℃时NaCl溶液的Kw
B．常温下，pH均为5的醋酸和硫酸铝两种溶液中，由水电离出的氢离子浓度之比为1∶104
C．根据溶液的pH与酸碱性的关系，推出pH＝6.8的溶液一定显酸性
D．100 ℃时，将pH＝2的盐酸与pH＝12的NaOH溶液等体积混合，溶液显中性
2．在25 ℃时，将pH＝13的强碱与pH＝2的强酸溶液混合，所得混合液的pH＝11，则强碱与强酸的体积比为( )
A．9∶1 B．1∶11 C．1∶9 D．11∶1
某温度时水的离子积常数Kw=10-13，在此温度下将同浓度的NaOH溶液与稀硫酸按体积之比 3∶1混合，若所得混合液pH=12，则原溶液的浓度为( )
A．0.40 ml·L-1 B．0.20 ml·L-1 C．0.04 ml·L-1 D．0.50 ml·L-1
4．常温下，关于溶液稀释的下列说法正确的是( )
A．pH＝3的醋酸溶液稀释100倍，pH＝5
B．pH＝4的H2SO4溶液加水稀释100倍，溶液中由水电离产生的c(H＋)＝1×10－6 ml·L－1
C．将1 L 0.1 ml·L－1的Ba(OH)2溶液稀释为2 L，pH＝13
D．pH＝8的NaOH溶液稀释100倍，其pH＝6
5. 常温下，pH＝10的X、Y两种碱溶液各1 mL，分别加水稀释到100 mL，其pH与溶液体积(V)的关系如图所示，下列说法正确的是( )
A．稀释前，两种碱溶液中溶质的物质的量浓度一定相等
B．稀释后，X溶液的碱性比Y溶液的碱性强
C．完全中和X、Y溶液时，消耗同浓度盐酸的体积：VX>VY
D．若8T1，A正确；根据图知，B、D、E三点溶液中的氢离子浓度相等，则pH相等，B正确；温度越高，水的离子积常数越大，Kw间的关系：E>D>A=B=C，C正确；C点时Kw=1×10-14，c(OH-)=1×10-6.5 ml·L-1，c(H+)=1×10-7.5 ml·L-1，溶液显碱性，D错误。
【逐点训练2】
1．D。解析：当c(H＋)或c(OH－)小于1 ml·L－1时，使用pH表示其酸碱性更为方便，C正确；把pH试纸直接插入待测溶液中会污染待测液，D错误。
2．C。解析：NaClO溶液具有漂白性，会将pH试纸漂白，故不能用pH试纸测定其pH，故A错误；广泛pH试纸测定的溶液的pH的数值为整数，故B错误；稀释时，醋酸还会继续电离出氢离子，故稀释pH相同的盐酸和醋酸溶液时，醋酸的氢离子浓度变化小，pH变化小，故用湿润的pH试纸测pH相同的盐酸和醋酸溶液的pH，误差较大的是盐酸，故C正确；在试管内放入少量溶液并煮沸，把pH试纸放在管口，无法测定溶液的pH，故D错误。
3．A。解析：A项，正确；B项，pH试纸不能预先用蒸馏水润湿，否则测酸溶液的pH时将会使所测pH偏大，测碱溶液的pH时将会使所测pH偏小，而对中性溶液不影响；C项，不能将pH试纸浸入到溶液中去测溶液的pH；D项明显不对。
4．B
5．C。解析：该溶液c(H＋)＝10－10 ml·L－1，氢氧化钠是一元强碱，c(OH－)＝0.01 ml·L－1，Kw＝0.01×10－10＝
10－12>10－14，因而溶液温度高于25 ℃，A、D错误；盐酸中n(H＋)＝V×10－4ml，NaOH溶液中n(OH－)＝
V×10－2 ml，显然氢氧化钠过量，B错误；该温度下Kw＝10－12，则蒸馏水的pH＝6，C正确。
6．D。解析：假设均是强酸强碱，混合后溶液呈中性，则V1＝V2，但①NH3·H2O是弱碱，其浓度大于④盐酸的，所以需要的①氨水少，即V1＞V2，D错误。
7．(1)中性 (2)碱性 (3)酸性 (4)中性 (5)酸性 (6)碱性 (7)酸性 (8)碱性
【逐点训练3】
1．B
2．C。解析：25 ℃时，Kw＝c(H＋)×c(OH－)＝10－14，pH＝13的强碱，即溶液中c(H＋)＝10－13 ml/L，c(OH－)＝eq \f(10－14,10－13)＝0.1 ml/L，pH＝2的强酸溶液中c(H＋)＝0.01 ml/L，H＋＋OH－===H2O，酸碱混合pH＝11，则OH－过量，且pH＝11的溶液c(OH－)＝(1011－14) ml/L＝0.001 ml/L，则0.1 ml/L×V(碱)－0.01 ml/L×V(酸)＝0.001 ml/L×[V(碱)＋V(酸)]，解得：V(碱)∶V(酸)＝1∶9，C满足题意。
3.【答案】A
【解析】某温度时水的离子积常数Kw=10-13，设NaOH溶液与稀硫酸的浓度为c，体积分别为3V和V，则NaOH溶液中c(OH-)=c，硫酸中c(H+)=2c，所得混合液pH=12，即c(H+)=10-12 ml·L-1，c(OH-)=Kwc(H+)=10-1310-12 ml·L-1=0.1 ml·L-1，则碱过量，混合后c(OH-)=3cV-2cV3V+V=0.1 ml·L-1，则c=0.40 ml·L-1。
4.【答案】C
【解析】A项，pH＝3的醋酸溶液在稀释过程中电离平衡正向移动，稀释100倍时，3