新高考化学一轮复习考点知识清单+巩固练22 水的电离及溶液的pH（2份，原卷版+解析版）

这是一份新高考化学一轮复习考点知识清单+巩固练22 水的电离及溶液的pH（2份，原卷版+解析版），共13页。试卷主要包含了水的电离，水的离子积常数，水的电离平衡的影响因素，溶液pH的计算，溶液稀释时pH的变化图像，误差分析等内容，欢迎下载使用。

知识点01 水的电离及离子积常数
1．水的电离
(1)水是极弱的电解质，其电离方程式为H2O＋H2OH3O＋＋OH－，简写为H2OH＋＋OH－。
(2)水的电离是吸热过程。
2．水的离子积常数
(1)Kw只与温度有关，温度升高，Kw增大。
(2)常温时，Kw＝c(H＋)·c(OH－)＝1.0×10－14，不仅适用于纯水，还适用于酸、碱的稀溶液。
(3)不同溶液中，c(H＋)、c(OH－)可能不同，但任何溶液中由水电离出的c(H＋)与c(OH－)总是相等的。
3．水的电离平衡的影响因素
(1)因水的电离是吸热过程，故温度升高，会促进水的电离，c(H＋)、c(OH－)都增大，水仍呈中性。
(2)外加酸(或碱)，水中c(H＋)[或c(OH－)]增大，会抑制水的电离，水的电离程度减小，Kw不变。
(3)加入了活泼金属，可与水电离产生的H＋直接发生置换反应，产生H2，使水的电离平衡向右移动。
【特别提示】
(1)在水中加入酸或碱，会抑制水的电离，水电离出的c(H＋)、c(OH－)均减小，但仍然相等。在常温下，若由水电离出的c(H＋)C>A＝D＝E。
(2)ABE形成的区域中的点都呈现碱性。
(3)若在B点温度下，盐酸中c(H＋)＝5×10－4 ml·L－1，则由水电离产生的c H2O (H＋)＝2×10－9ml·L－1。
解析 (1)水的离子积常数Kw仅与温度有关，温度越高，Kw越大，故图中五点的Kw间的关系式为B>C>A＝D＝E。
(3)盐酸中由水电离产生的c(H＋)与溶液中的c(OH－)相同，100 ℃时，盐酸中c(OH－)＝eq \f(10－12,5×10－4) ml·L－1＝2×10－9 ml·L－1。
3．已知水在25 ℃和95 ℃时，水的电离平衡曲线如图所示：
(1)25 ℃时，将pH＝9的NaOH溶液与pH＝4的硫酸溶液混合，所得混合溶液的pH＝7，则NaOH溶液与硫酸溶液的体积比为________________。
(2)曲线A所对应的温度下，pH＝2的HCl溶液和pH＝11的某BOH溶液中，若水的电离程度分别用α1、α2表示，则α1________α2(填“大于”“小于”“等于”或“无法确定”)。
(3)曲线B对应温度下，将0.02 ml·L－1 Ba(OH)2溶液与等物质的量浓度的NaHSO4溶液等体积混合后，混合溶液的pH＝________。
答案：(1)10∶1 (2)小于 (3)10
解析：(1) 25 ℃时，pH＝9的NaOH溶液，c(OH－)＝10－5 ml·L－1；pH＝4的H2SO4溶液中，c(H＋)＝10－4 ml·L－1，若二者所得混合溶液的pH＝7，n(OH－)＝n(H＋)。则c(OH－)·V(NaOH)＝c(H＋)·V(H2SO4)，故NaOH溶液与H2SO4溶液的体积比为V(NaOH)∶V(H2SO4)＝c(H＋)∶c(OH－)＝10∶1。
(2)在室温下，pH＝2的HCl溶液，c水(H＋)＝10－12 ml·L－1；pH＝11的某BOH溶液中，
c水(H＋)＝10－11 ml·L－1；水电离产生的H＋的浓度越大，水的电离程度就越大，若水的电离程度分别用α1、α2表示，则α1”“ 升温促进水的电离，Kw增大 (2)碱性 1×10－7 (3)向右 向右
(4)③＝④＞①＝⑤＞②＝⑥
解析：(1)升高温度，Kw增大，由于Kw＝1×10－12>1×10－14，因此该温度大于25 ℃。
(2)该温度下，溶液中c(OH－)＝eq \f(1×10－12,1×10－7) ml·L－1＝1×10－5 ml·L－1，因为c(OH－)>c(H＋)，所以溶液呈碱性；NaOH溶液中由水电离出来的c(OH－)等于溶液中的c(H＋)，即为1×10－7 ml·L－1。
(3)Zn与稀硫酸反应过程中，溶液中c(H＋)减小，水的电离平衡向右移动。新制氯水中加入少量NaCl固体，平衡Cl2＋H2OH＋＋Cl－＋HClO向左移动，溶液中c(H＋)减小，水的电离平衡向右移动。
(4)25 ℃时，0.1 ml·L－1的盐酸中c(H＋)与0.1 ml·L－1 NaOH溶液中c(OH－)相等，故两溶液中水的电离程度相等。同理0.1 ml·L－1 H2SO4和0.1 ml·L－1 Ba(OH)2溶液中水的电离程度相等，0.1 ml·L－1 CH3COOH和0.1 ml·L－1氨水中水的电离程度几乎相等，酸溶液中c(H＋)越大或碱溶液中c(OH－)越大，水电离出的c(H＋)就越小，故6种溶液中水电离出的c(H＋)由大到小的关系为③＝④＞①＝⑤＞②＝⑥。
知识点02 溶液的酸碱性及pH
1．溶液的酸碱性
(1)任何水溶液中都有H＋和OH－。
(2)溶液的酸碱性取决于溶液中c(H＋)、c(OH－)的相对大小。
溶液的酸碱性eq \b\lc\{\rc\ (\a\vs4\al\c1(酸性溶液：cH＋>cOH－ ,中性溶液：cH＋＝cOH－,碱性溶液：cH＋1×10－7 ml·L－1某电解质溶液一定是碱性溶液。( × )
错因 温度影响水的电离，温度升高，水的电离程度增大，不能判断c(OH－)>1×10－7 ml·L－1的溶液中c(OH－)与c(H＋)的关系。
(14)常温下，将pH＝3的酸和pH＝11的碱等体积混合，所得溶液的pH＝7。( × )
错因 没有说明酸和碱的强弱，无法判断所得溶液的pH。
一、溶液的酸碱性与pH判断
判断下列溶液的酸碱性：用“酸性”“碱性”“中性”或“不确定”填空
①pHc(OH－)的溶液酸性。
⑥0.1 ml·L－1的NH4Cl溶液酸性。
⑦0.1 ml·L－1的NaHCO3溶液碱性。
⑧0.1 ml·L－1的NaHSO3溶液酸性。
二、有关pH的计算
(1)常温下，pH＝5的H2SO4溶液，加水稀释到体积为原来的500倍，则稀释后c(SOeq \\al(2－,4))与c(H＋)的比值为 eq \f(1,10) 。
(2)25 ℃时，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 0.05 ml·L－1 。
(3)计算25 ℃时下列溶液的pH：
①0.1 ml·L－1的CH3COOH溶液(已知CH3COOH的电离常数Ka＝1.8×10－5)，其pH＝ 2.9 。
②0.1 ml·L－1的氨水(NH3·H2O的电离度α＝1%)，其pH＝ 11 。
③pH＝2的盐酸与等体积的水混合，其pH＝ 2.3 (已知lg 2≈0.3)。
④常温下，将0.1 ml·L－1氢氧化钠溶液与0.06 ml·L－1硫酸溶液等体积混合，其pH＝ 2 。
⑤25 ℃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，其pH＝ 10 。
三、混合溶液的酸碱性判断
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
【归纳小结】酸碱溶液混合后酸碱性的判断规律
(1)等浓度等体积的一元酸与一元碱混合的溶液——“谁强显谁性，同强显中性”。
(2)室温下c酸(H＋)＝c碱(OH－)，即pH之和等于14时，一强一弱等体积混合——“谁弱谁过量，谁弱显谁性”。
(3)已知强酸和强碱的pH，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。
知识点03 酸碱中和滴定
1．酸碱中和滴定原理
(1)利用已知浓度的酸(或碱)去滴定一定体积未知浓度的碱(或酸)，通过测定反应完全时消耗已知浓度的酸(或碱)的体积，从而推算出未知浓度的碱(或酸)的浓度的方法。
其中已知浓度的酸(或碱)溶液常称为标准液，未知浓度的碱(或酸)溶液常称为待测液。
(2)酸碱中和反应的实质可用离子方程式H＋＋OH－===H2O来表示，在中和反应中，H＋、OH－之间的物质的量关系是n(H＋)＝n(OH－)；若用参加反应的c(H＋)、c(OH－)来表示，其关系式为c(H＋)·V酸＝c(OH－)·V碱，由此可计算c(H＋)，其表达式是c(H＋)＝eq \f(cOH－·V碱,V酸)；也可计算c(OH－)，其表达式是c(OH－)＝eq \f(cH＋·V酸,V碱)。由c(H＋)、c(OH－)可分别求出相应酸、碱的浓度。
2．主要仪器
(1)酸碱中和滴定所用的主要仪器是滴定管和锥形瓶。
(2)滴定管
①滴定管分为酸式滴定管和碱式滴定管。
酸式滴定管用于盛放酸性或中性溶液，碱式滴定管用于盛放碱性溶液。
②既能盛放酸性溶液又能盛放碱性溶液的滴定管，活塞由聚四氟乙烯制成；若溶液中的物质见光易分解，可用棕色滴定管盛放。
③滴定管的上都标有规格大小、使用温度、刻度；滴定管的精确读数为0.01mL。
3．滴定管的使用方法
(1)检查：使用前先检查滴定管活塞是否漏水。
(2)润洗：在加入酸、碱液之前，应使用待装的酸、碱溶液分别润洗滴定管内壁2～3次。
(3)装液：注入待装的酸、碱溶液至滴定管0刻度线以上2～3mL处。
(4)排气泡：酸式滴定管快速打开活塞冲走气泡，碱式滴定管将橡胶管向上弯曲，挤压玻璃球，赶走气泡，使滴定管尖嘴部分充满溶液。
(5)调液面：调整管中液面至“0”或“0”刻度以下，记录读数V0。滴定管的读数时，视线、刻度线、凹液面在同一水平线上。
(6)滴定：左手控制活塞或玻璃小球，右手摇动锥形瓶，两眼注视锥形瓶内溶液颜色的变化。滴定过程中，滴加速度不宜过快，接近终点时，应逐渐减慢滴加速度。
(7)终点的判断：最后一滴恰好使指示剂颜色发生明显的改变且半分钟内不变色，即为滴定终点。滴加完毕记录读数V1，消耗溶液的体积为V1-V0。
4．中和滴定曲线与指示剂选择
(1)中和滴定曲线与pH突变
①强酸与强碱滴定过程中pH曲线(以0.100 0 ml·L－1 NaOH溶液滴定20.00 mL 0.100 0 ml·L－1盐酸为例)
②强酸(碱)滴定弱碱(酸)pH曲线比较
(2)中和滴定终点的判断
判断滴定终点(中和反应恰好反应完全的时刻)的方法是在待测液中加2～3滴指示剂，观察滴定过程中其颜色的变化，常选用的指示剂是酚酞或甲基橙，而不用石蕊试液的原因是石蕊试液颜色变化不明显。
(3)指示剂的选择
对于不同的酸碱中和反应，指示剂的选择可依据中和滴定曲线来确定。
5．实验操作
以酚酞作指示剂，用标准盐酸滴定待测NaOH溶液为例：
(1)滴定前的准备
滴定管：查漏→洗涤→润洗→装液→排气泡调液面→记录。
锥形瓶：洗涤→装待测液→加指示剂。
(2)滴定
滴定：左手控制滴定管活塞，右手摇动锥形瓶，眼睛注视锥形瓶内颜色变化。
(3)滴定终点判断
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2～3次，根据每次所用标准液的体积计算待测液的物质的量浓度，最后求出待测液的物质的量浓度的平均值。
【易错提醒】
(1)酸碱恰好中和(即滴定终点)时溶液不一定呈中性，最终溶液的酸碱性取决于生成盐的性质，强酸强碱盐的溶液呈中性，强碱弱酸盐的溶液呈碱性，强酸弱碱盐的溶液呈酸性。
(2)酸性、强氧化性的试剂一般用酸式滴定管盛装，因为酸性和强氧化性物质易腐蚀橡胶管。
(3)滴定终点是通过指示剂颜色变化而实际控制的停止滴定的“点”，滴定终点与恰好中和越吻合，测定误差越小。
6．误差分析
(1)误差分析原理(以一元酸和一元碱的滴定为例)
依据c(标准)·V(标准)＝c(待测)·V(待测)，则有c(待测)＝eq \f(c(标准)·V(标准),V(待测))，标准溶液滴定待测溶液时，c(标准)、V(待测)均为定值，c(待测)的大小取决于V(标准)的大小，若实验操作导致消耗标准溶液增多或读数偏大，则测定结果偏高，反之，则偏低。
(2)误差分析示例
以标准酸溶液滴定未知浓度的碱溶液(酚酞作指示剂)为例，常见的因操作不正确而引起的误差有：
(3)读数误差分析
分析下列图示读数对滴定结果的影响：
①如图Ⅰ，开始仰视读数，滴定完毕俯视读数，滴定结果会偏低。
②如图Ⅱ，开始俯视读数，滴定完毕仰视读数，滴定结果会偏高。
(1)KMnO4溶液应用碱式滴定管盛装。( × )
错因 KMnO4溶液具有强氧化性，能氧化碱式滴定管下端的橡胶管。
(2)用碱式滴定管准确量取20.00 mL的NaOH溶液。( √ )
提示 碱式滴定管精确到0.01 mL。
(3)将液面在0 mL处的25 mL的酸式滴定管中的液体全部放出，液体的体积为25 mL。( × )
错因 酸式滴定管25 mL刻度线以下至活塞部分以及尖嘴部分也盛有溶液。
(4)中和滴定实验时，滴定管、锥形瓶均用待装液润洗。( × )
错因 锥形瓶只需用蒸馏水洗涤。
(5)滴定终点就是酸碱恰好中和的点。( × )
错因 不是。滴定终点是滴定中指示剂变色的点，恰好反应点是指酸与碱恰好反应生成盐和水的点。
(6)滴定接近终点时，滴定管的尖嘴可以接触锥形瓶内壁。( √ )
提示 滴定接近终点时，滴定管的尖嘴可以接触锥形瓶内壁，使残留在滴定管尖嘴的液体进入锥形瓶中。
(7)用稀NaOH溶液滴定盐酸，用酚酞作指示剂，当锥形瓶中溶液由红色变无色时停止滴定。( × )
错因 溶液由无色变为红色。
(8)用标准HCl溶液滴定NaHCO3溶液来测定其浓度，选择酚酞为指示剂。( × )
错因 用甲基橙作指示剂。
(9)盛有标准盐酸溶液的滴定管滴定前有气泡，滴定终点时气泡消失，则滴定结果偏高。( √ )
提示 消耗标准溶液体积偏大，测定结果偏高。
(10)25 ℃时，用醋酸溶液滴定等浓度NaOH溶液到pH＝7，V(醋酸)V(NaOH)。
(11)若用标准盐酸滴定待测NaOH溶液，滴定前仰视，滴定后俯视，则测定值偏大。( × )
错因 滴定前仰视，滴定后俯视，会导致V(HCl)偏小，导致c(NaOH)偏小。
(12)量取20.00 mL的高锰酸钾溶液应选用25 mL量筒。( × )
错因 量筒只能精确到0.1 mL，应选用25 mL酸式滴定管。
(13)若用标准盐酸溶液滴定待测NaOH溶液，滴定完成后发现酸式滴定管下悬着一滴酸液，则测定结果偏小。( × )
错因 标准液读数偏大，测定结果偏大。
(14)“酸碱中和滴定”实验中，容量瓶和锥形瓶用蒸馏水洗净后即可使用，滴定管和移液管用蒸馏水洗净后，须经干燥或标准溶液润洗后方可使用。( √ )
(15)利用酚酞试液作指示剂，达到滴定终点时，锥形瓶内的溶液的pH一定为7。( × )
错因 利用酚酞试液作指示剂，酚酞的变色范围为8.2～10，滴定终点时溶液的pHc(OH－)
c(H＋)>1×10－7 ml·L－1
中性溶液
c(H＋)＝c(OH－)
c(H＋)＝1×10－7 ml·L－1
碱性溶液
c(H＋)