2020版高考一轮复习化学通用版学案：第八章第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体系变化条件　　　移动方向KW电离程度c(OH－)c(H＋)酸逆不变减小减小增大碱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 (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：溶液(25 ℃)水电离出来的c(H＋)或c(OH－) mol·L－1pH＝2的盐酸10－210－1210－12pH＝13的NaOH溶液10－1310－110－13 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：溶液(25 ℃)水电离出来的c(H＋)或c(OH－) mol·L－1pH＝5的NH4Cl溶液10－510－910－5pH＝10的Na2CO3溶液10－1010－410－4 [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＞④C．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－1③1.0×10－3 mol·L－1　④1.0×10－11 mol·L－1A．③   B．④C．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。5．一定温度下，水存在H2OH＋＋OH－　ΔH>0的平衡，下列叙述一定正确的是(　　)A．向水中滴入少量稀盐酸，平衡逆向移动，KW减小B．将水加热，KW增大，pH减小C．向水中加入少量固体CH3COONa，平衡逆向移动，c(H＋)降低D．向水中加入少量固体硫酸钠，c(H＋)＝10－7 mol·L－1，KW不变解析：选B　A项，KW应不变；C项，平衡应正向移动；D项，由于没有指明温度，c(H＋)不一定等于10－7 mol·L－1。知识点二　溶液的酸碱性和pH1．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。c(H＋)c(OH－)溶液呈酸性，常温下pH7c(H＋)c(OH－)溶液呈中性，常温下pH7c(H＋)c(OH－)溶液呈碱性，常温下pH7(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 ℃) 酸(pH＝a)碱(pH＝b)弱酸强酸弱碱强碱稀释10n倍＜a＋na＋n>b－nb－n无限稀释pH趋向于72．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．下列溶液一定呈中性的是(　　)A．c(H＋)＝c(OH－)＝10－6 mol·L－1的溶液B．pH＝7的溶液C．使石蕊溶液呈紫色的溶液D．酸与碱恰好完全反应生成的正盐溶液解析：选A　溶液呈中性，则c(H＋)＝c(OH－)，A正确；和常温时相比，如果升高温度，水的KW增大，pH＝7的溶液则会显碱性，B错误；常温下在pH＝5～8的溶液中石蕊均显紫色，所以C项中溶液可显酸性或碱性；D项中生成的正盐如果能够水解，溶液有可能不呈中性。3．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　　 　　0c(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－　 ＋　NHc(初始)/mol·L－1　   0.1　　　   0　 　　　　0c(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