2020版高考一轮复习化学新课改省份专用学案：第七章第2课时　点点突破——水的电离与溶液的酸碱性

第2课时　点点突破——水的电离与溶液的酸碱性

知识点一　水的电离

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－，可简写为H2OH＋＋OH－。

(2)25 ℃时，纯水中c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－7 mol·L－1；任何水溶液中，由水电离出的c(H＋)与c(OH－)都相等。

2．水的离子积常数

3．水的电离平衡的影响因素

(1)温度：温度升高，促进水的电离；温度降低，抑制水的电离。

(2)酸、碱：抑制水的电离。

(3)能水解的盐：促进水的电离。

4．外界条件对水的电离平衡的影响

(二)水电离出的c水(H＋)或c水(OH－)的相关计算

1．当抑制水的电离时(如酸或碱溶液)

在溶液中c(H＋)、c(OH－)较小的数值是水电离出来的。如下表：

2．当促进水的电离时(如盐的水解)

在溶液中c(H＋)、c(OH－)较大的数值是水电离出来的。如下表：

[对点训练]

1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。

(1)25 ℃与60 ℃时，水的pH相等(×)

(2)25 ℃时NH4Cl溶液的KW大于100 ℃时NaCl溶液的KW(×)

(3)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(√)

(4)室温下，0.1 mol·L－1的HCl溶液与0.1 mol·L－1的NaOH溶液中水的电离程度相同(√)

(5)25 ℃时，0.10 mol·L－1 NaHCO3溶液加水稀释后，c(H＋)与c(OH－)的乘积变大(×)

(6)向水中加入少量硫酸氢钠固体，促进了水的电离，c(H＋)增大，KW不变(×)

2．水的电离过程为H2OH＋＋OH－，在不同温度下其离子积为KW(25 ℃)＝1.0×10－14，KW(35 ℃)＝2.1×10－14，则下列叙述正确的是(　　)

A．c(H＋)随温度的升高而降低

B．35 ℃时，c(H＋)>c(OH－)

C．水的pH：pH(35 ℃)>pH(25 ℃)

D．35 ℃时已电离的水的浓度约为1.45×10－7 mol·L－1

解析：选D　由两种温度下水的离子积常数值知水的电离是吸热的，温度高时水中c(H＋)较高，pH较小，但水中c(H＋)＝c(OH－)，水呈中性，A、B、C错误；已电离的水的浓度与电离生成的c(H＋)或c(OH－)相等，利用水的离子积常数可判断D正确。

3．25 ℃时，0.1 mol·L－1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＞①　　　　　　 　B．②＞③＞①＞④

C．④＞①＞②＞③   D．③＞②＞①＞④

解析：选C　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。

4．室温下，pH＝11的某溶液中水电离出的c(OH－)为(　　)

①1.0×10－7 mol·L－1　②1.0×10－6 mol·L－1

③1.0×10－3 mol·L－1　④1.0×10－11 mol·L－1

A．③   B．④

C．①或③   D．③或④

解析：选D　该溶液中c(OH－)＝10－3 mol·L－1，c(H＋)＝10－11 mol·L－1，若是碱溶液，则H＋是由H2O电离出的，水电离出的OH－与H＋浓度均为10－11 mol·L－1；若是盐溶液(如Na2CO3)，则OH－是由H2O电离出的，即水电离出的c(OH－)＝10－3 mol·L－1。

知识点二　溶液的酸碱性和pH

1．溶液的酸碱性的判断

(1)判断标准

溶液的酸碱性取决于溶液中c(H＋)和c(OH－)的相对大小。

(2)注意事项

①溶液中c(H＋)越大，c(OH－)越小，溶液的酸性越强，碱性越弱；溶液中c(H＋)越小，c(OH－)越大，溶液的碱性越强，酸性越弱。

②pH＝7或c(H＋)＝10－7 mol·L－1的溶液不一定呈中性，因水的电离与温度有关，常温时，pH＝7的溶液呈中性，100 ℃ 时pH＝6的溶液呈中性。

2．pH及其测量

(1)定义式：pH＝－lg c(H＋)。

(2)溶液的酸碱性与pH的关系(常温下)

(3)测量方法

①pH试纸法：把小片试纸放在一洁净的玻璃片或表面皿上，用玻璃棒蘸取待测溶液点在干燥的pH试纸的中央，试纸变色后，与标准比色卡对照即可确定溶液的pH。

②pH计测量法。

1．计算类型

(1)单一溶液的pH计算

强酸溶液：如HnA，设浓度为c mol·L－1，c(H＋)＝nc mol·L－1，pH＝－lg c(H＋)＝－lg (nc)。

强碱溶液(25 ℃)：如B(OH)n，设浓度为c mol·L－1，c(H＋)＝ mol·L－1，pH＝－lg c(H＋)＝14＋lg (nc)。

(2)混合溶液的pH计算

①两种强酸混合：直接求出c混(H＋)，再据此求pH。

c混(H＋)＝。

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－)＝。

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混(H＋)或c混(OH－)＝。

(3)酸、碱溶液稀释时pH的变化(25 ℃)

2．计算溶液pH的解题思路

[对点训练]

1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。

(1)某溶液的pH＝7，该溶液一定显中性(×)

(2)某溶液的c(H＋)＞10－7 mol·L－1，则该溶液呈酸性(×)

(3)用湿润的pH试纸测稀碱液的pH，测定值偏小(√)

(4)用广泛pH试纸测得0.10 mol·L－1NH4Cl溶液的pH＝5.2(×)

(5)用pH试纸测定氯水的pH为3(×)

(6)一定温度下，pH＝a的氨水，稀释10倍后，其pH＝b，则a＝b＋1(×)

2．(2018·浙江4月选考)下列物质溶于水后溶液显酸性的是(　　)

A．KCl　　　　　　　　 B．Na2O

C．NH4Cl  D．CH3COONa

解析：选C　KCl为强酸强碱盐，溶于水溶液显中性，A项不符合题意；Na2O溶于水生成NaOH，使溶液显碱性，B项不符合题意；NH4Cl为强酸弱碱盐，溶于水因NH水解：NH＋H2ONH3·H2O＋H＋而显酸性，C项符合题意；CH3COONa为强碱弱酸盐，溶于水因CH3COO－水解：CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－而显碱性，D项不符合题意。

3．(2018·浙江11月选考)下列说法不正确的是(　　)

A．测得0.1 mol·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0.1 mol·L－1的NaOH溶液加水稀释100倍，所得溶液的pH＝11.0

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

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

解析：选D　A选项，0.1 mol·L－1一元酸HA溶液pH＝3.0，说明HA部分电离，为弱电解质，正确；B选项，0.1 mol·L－1NaOH溶液pH＝13.0，加水稀释100倍，pH＝11.0，正确；C选项，25 ℃时，pH＝4.0，c(H＋)＝1×10－4 mol·L－1，c(OH－)＝1×10－10 mol·L－1，正确；D选项，若HA为弱酸，与NaOH溶液恰好反应生成NaA，为强碱弱酸盐，常温下溶液呈碱性，错误。

4．计算常温时下列溶液的pH(忽略溶液混合时体积的变化)：

(1)pH＝2的盐酸与等体积的水混合；____________

(2)pH＝2的盐酸加水稀释到1 000倍；____________

(3)0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液(已知CH3COOH的电离常数K＝1.8×10－5)；____________

(4)0.1 mol·L－1 NH3·H2O溶液(NH3·H2O的电离度为α＝1%，电离度＝×100%)；____________

(5)常温下，将0.1 mol·L－1氢氧化钠溶液与0.06 mol·L－1硫酸溶液等体积混合。____________

解析：(1)c(H＋)＝ mol·L－1，pH＝－lg＝2＋lg 2＝2.3。

(2)c(H＋)＝ mol·L－1＝10－5 mol·L－1，pH＝5。

(3)　　　　　　　CH3COOHCH3COO－ ＋ H＋

c(初始)/mol·L－1　0.1　　　　　　0　　 　　0

c(电离)/mol·L－1  c(H＋)  c(H＋)  c(H＋)

c(平衡)/mol·L－1  0.1－c(H＋)  c(H＋)  c(H＋)

则K＝＝1.8×10－5，

解得c(H＋)＝1.3×10－3 mol·L－1，

所以pH＝－lg c(H＋)＝－lg (1.3×10－3)＝2.9。

(4)　　　　　　　 NH3·H2OOH－　 ＋　NH

c(初始)/mol·L－1　0.1　　　　　　0　 　　　　0

c(电离)/mol·L－1　0.1×1%　　0.1×1%　　0.1×1%

则c(OH－)＝0.1×1% mol·L－1＝10－3 mol·L－1，

c(H＋)＝10－11 mol·L－1，所以pH＝11。

(5)c(H＋)＝

＝0.01 mol·L－1，所以pH＝2。

答案： (1)2.3　(2)5　(3)2.9　(4)11　(5)2