资源简介 高考总复习 《水的电离平衡、PH计算》的核心知识 【考纲要求】(1)理解水的电离平衡及其影响;(2)了解水的电离及离子积常数;(3)了解溶液pH的定义。初步掌握测定溶液pH的方法,能进行pH的简单计算。【考点梳理】考点一、水的电离和水的离子积 1.水的电离方程式:在纯水或水溶液中:H2OH++OH— ;△H>0 或:2H2OH3O++OH— ;△H>02.水的离子积:25℃ c(H+)=c(OH-) =1×10-7mol/L c(H+)c(OH-)=1×10-14=Kw100℃ c(H+)=c(OH-) =1×10-6mol/L c(H+)c(OH-)=1×10-12=Kw要点诠释:(1)Kw只与温度有关,温度越高Kw越大。因水的电离是吸热过程,升高温度Kw将增大。(2)Kw不仅适用于纯水,也适用于酸、碱、盐的稀溶液。3.影响水的电离平衡的因素:H2OH++OH—(1)、定性分析,完成下表:(注:“—”表示不变) 条件 移动方向 电离程度 c(H+) c(OH-) Kw 温 度 不 变 加入HCl 逆 减小 增大 减小 — NaOH 逆 减小 减小 增大 — H2O — — — — — CH3COONa 正 增大 减小 增大 — NH4Cl 正 增大 增大 减小 — NaCl — — — — — Na 正 增大 减小 增大 —升温 加热 正 增大 增大 增大 增大要点诠释:①温度:水的电离过程是吸热过程,所以升高温度能促进电离,据此,降温时KW减小,升温时KW增大。但不论温度升高或降低,纯液态水中c (H+)和c (OH―)都相等。实验测得25℃时KW约为10―14,100℃时KW约为10―12。②外加酸、碱:向纯水中加入酸或碱,可以增大水中的H+或OH―浓度,均可使水的电离平衡向逆反应方向移动(抑制水的电离)。③加入能水解的盐:水的电离程度增大,若盐水解呈酸性,c (H+)>c (OH―);若盐水解呈碱性,c (H+)<c (OH―),但溶液中KW不变。(2)、定量分析,完成下表:计算酸碱盐溶液中c(H+)溶液、c(OH-)溶液、c(H+)水、c(OH-)水 CH3COOH溶液 NH3·H2O溶液 CH3COONa溶液 NH4Cl溶液pH 2 12 12 2c(H+)溶液 10-2 10-12 10-12 10-2c(OH-)溶液 10-12 10-2 10-2 10-12c(H+)水 10-12 10-12 10-2c(OH-)水 10-12 10-12 10-2 Kw 10-14 10-14 10-14 10-14要点诠释:水电离出的c (H+)或c (OH―)的计算方法(25℃时)①中性溶液:c (H+)=c (OH―)=1.0×10―7 mol / L。②溶质为酸的溶液:H+来源于酸电离和水电离,而OH―只来源于水电离。如计算pH=2的盐酸中水电离出的c (H+):方法是先求出溶液中的c (OH―)=10―12 mol / L,即水电离出的c (H+)水=c (OH―) 水=10―12 mol / L。③溶质为碱的溶液OH―来源于碱电离和水电离,而H+只来源于水电离。如pH=12的NaOH溶液中,c (H+)=10―12 mol / L,即水电离产生的c (OH―) 水=c (H+)水=10―12 mol / L。(4)水解呈酸性或碱性的盐溶液H+和OH―均由水电离产生。如pH=2的NH4Cl溶液中由水电离出的c (H+)水=10―2 mol / L,(c (OH―)=10―12 mol / L是因为大部分OH―与部分NH4+结合了);pH=12的Na2CO3溶液中由水电离出的c (OH―) 水=10―2 mol / L。考点二、溶液的酸碱性与pH概念1.溶液的酸碱性及判断:溶液的酸碱性取决于溶液中c (H+)和c (OH―)的相对大小。 方法一 方法二 中性溶液 c(H+)=c(OH-) pH=7 酸性溶液 c(H+)>c(OH-) pH<7 碱性溶液 c(H+)7 要点诠释:方法一适用于任何温度和浓度,而方法二只适用于常温。100℃时,pH=6为中性溶液,pH<6为酸性溶液,pH>6为碱性溶液。 2.溶液的pH(1)定义式:pH=-lg c (H+)(2)溶液的酸碱性与pH关系:溶液的酸性越强,其pH越小;溶液的碱性越强,其pH越大。 注:用pH值表示c(H+)或c(OH-)< 1 mol/L的溶液的酸碱性比较方便。 c(H+)或c(OH-)>1 mol/L的溶液的酸碱性不用pH表示,直接用c(H+)或c(OH-)表示溶液的酸碱性。(3)溶液的pH测定的三种方法: ①指示剂法:利用酸碱指示剂,只能测定溶液的酸碱性或者pH的范围,不能准确测定pH。常用指示剂的变色范围如下表:甲基橙 石蕊 酚酞红色 橙色 黄色 红色 紫色 蓝色 无色 浅红色 红色<3.1 3.1~4.4 >4.4 <5.0 5.0~8.0 >8.0 <8.2 8.2~10.0 >10.0②利用pH试纸,pH试纸测定的为溶液中c(H+)浓度,使用时不能润湿。要点诠释:使用pH试纸正确的操作方法为:把小片试纸放在表面皿或玻璃片上,用干燥洁净玻璃棒蘸取待测液滴在干燥的pH试纸上,试纸变色后,迅速和标准比色卡对比,读出pH。pH试纸一般呈黄色,遇酸变红,遇碱变蓝,由多种指示剂的混合溶液浸制而成。这种试纸在使用时不能用水润湿,否则非中性溶液的pH的测定值比实际pH大或小。③利用pH计:精确测pH可使用pH计。【典型例题】类型一、溶液的酸碱性例1.(2019 四川广汉中学)下列关于溶液酸碱性的说法中,正确的是( )A.c(H+ )很小的溶液一定呈碱性B.pH=7的溶液一定呈中性C.c(OH- )=c(H+ )的溶液一定呈中性D.不能使酚酞溶液变红的溶液一定呈酸性【思路点拨】注意本题没给常温条件。【答案】C 【解析】c(H+)很小的溶液,c(OH-)有可能更小;pH=7的溶液只有在常温下才是中性的;常温下,pH<8.2的溶液都不能使酚酞变红,故不能使酚酞变红的溶液可能呈酸性、中性或碱性。【总结升华】溶液的酸碱性最本质的判断标准是H+ 和OH- 浓度的相对大小。如果c(H+ )=c(OH- ),溶液呈中性;如果c(H+)>c(OH-),溶液呈酸性;如果c(H+)<c(OH-),溶液呈碱性。举一反三:【变式1】下列溶液,①0.1mol/L的盐酸②0. 1mol/L的NaOH溶液③0. 1mol/L的H2SO4溶液④0. 1mol/L醋酸溶液⑤0.1mol/L的氯化钠溶液 ⑥0.1mol/L的氨水。pH由大到小的排序是: 【答案】②>⑥>⑤>④>①>③【变式2】下列叙述中的两个量,前者一定大于后者的是 A.纯水在25 ℃和80 ℃时的pHB.pH均为2的H2SO4溶液和盐酸中的c(H+)C.25℃时,0.2 mol/L与0.1 mol/L的两种醋酸溶液中醋酸的电离程度D.25℃时,等体积且pH都等于5的盐酸和AlCl3的溶液中,已电离的水分子数【答案】A【变式3】已知在100℃下,水的离子积KW=1×10―12,下列说法正确的是( )A.0.05 mol / L的H2SO4溶液pH=1B.0.001 mol / L的NaOH溶液pH=11C.0.005 mol / L的H2SO4溶液与0.1 mol / L的NaOH溶液等体积混合,混合后溶液pH为6,溶液显酸性D.完全中和pH=3的H2SO4溶液50 mL,需要pH=11的NaOH溶液50 mL【答案】A类型二、影响水电离的因素例2.下列操作中,能使电离平衡H2O H++OH-向右移动且溶液呈酸性的是( )A.向水中加入NaHSO4溶液B.向水中加入Al2(SO4)3溶液C.向水中加入Na2CO3溶液D.将水加热到100℃,使pH=6【答案】B【解析】加入NaHSO4溶液显酸性,但抑制水的电离,不正确;加入Al2(SO4)3溶液中Al3+水解促进水的电离,同时水解使溶液显酸性,B正确;加入Na2CO3溶液中CO32-水解显碱性;将水加热促进其电离,氢离子浓度增加,但水依然是中性的。【总结升华】利用勒夏特列原理分析电离平衡移动方向。举一反三:【变式1】(2019高考·广东卷)一定温度下,水溶液中H+和OH-的浓度变化曲线如图2,下列说法正确的是A.升高温度,可能引起有c向b的变化B.该温度下,水的离子积常数为1.0×10-13C.该温度下,加入FeCl3可能引起由b向a的变化D.该温度下,稀释溶液可能引起由c向d的变化【答案】C【解析】A:温度升高,水的离子积增大,c (H+)、c (OH-)都增大,表示的点就不在曲线上。B:水的离子积常数K=c (H+)·c (OH-),从图可知离子积是1.0×10-11,不是1.0×10-13。C:加入FeCl3,水解使得溶液酸性增强,c (H+)增大,那么c (OH-)减小,故可能引起由b向a的变化。D:温度不变水的离子积不变,稀释溶液后所表示的点还在曲线上,不可能引起由c向d的变化。故选:C。【总结升华】本题主要考查水的离子积的影响因素和离子积的计算,将水的离子积以图像的形式表达出来,还考查学生对化学图像的分析能力。 【变式2】室温下,水的电离达到平衡:H2OH+ + OH—。下列叙述正确的是A.将水加热,平衡向正反应方向移动,Kw不变B.向水中加入少量盐酸,平衡向逆反应方向移动,c(H+)增大C.向水中加入少量NaOH固体,平衡向逆反应方向移动,c(OH—)降低D.向水中加入少量CH3COONa固体,平衡向正反应方向移动,c(OH—)= c(H+)【答案】B【变式3】下列操作会使水的电离平衡向电离方向移动,且pH>7的是A.将纯水加热到80℃ B.向水中加入少量的NH4Cl C.向水中加入少量的NaHSO4固体 D.向水中加入少量的NaHCO3固体【答案】D【变式4】将①H+、②Cl-、③Al3+、④K+、⑤S2-、⑥OH-、⑦NO3-、⑧NH4+分别加入H2O中,基本上不影响水的电离平衡的是A.①③⑤⑦⑧ B.②④⑦C.①⑥ D.②④⑥⑧【答案】B类型三、水电离出的c (H+)或c (OH―)的计算方法(25℃时)例3、常温下,某溶液中由水电离的c (H+)=1×10―13 mol / L,该溶液可能是( )①二氧化硫水溶液 ②氯化铵水溶液 ③硝酸钠水溶液 ④氢氧化钠水溶液A.①④ B.①② C.②③ D.③④【答案】A【解析】由水电离的c (H+)=1×10―13 mol / L<1×10―7 mol / L,即该溶液抑制了水的电离,因此要么加碱抑制,要么加酸抑制,故①④正确。【总结升华】溶液中的c (H+)和水电离出来的c (H+)是不同的两个概念:(1)室温下水电离出的c (H+)=1×10-7 mol / L,若某溶液中水电离出的c (H+)<1×10-7 mol / L,则可判断出该溶液中加入酸或碱抑制了水的电离;若某溶液中水电离出的c (H+)>1×10-7 mol / L,则可判断出该溶液中加入可以水解的盐或活泼金属促进了水的电离。(2)室温下,溶液中的c (H+)>1×10-7 mol / L,说明该溶液是酸溶液或水解显酸性的盐溶液;溶液中的c (H+)<1×10-7 mol / L,说明该溶液是碱溶液或水解显碱性的盐溶液。举一反三:【变式1】常温时,某水溶液中,测得由水电离出的c(H+)=1×10-11mol/L,则对此溶液的下列说法正确的是( ) A、一定是酸性溶液 B、一定是碱性溶液 C、可能是c(H+)=1×10—11mol/L的碱性溶液 D、可能是c(H+)=1×10—3mol/L的酸性溶液【答案】CD 【变式2】下列四种溶液:①pH=0的盐酸 ②0.1mol/L的盐酸 ③0.01mol/L的NaOH溶液 ④pH=11的NaOH溶液,由水电离生成的氢离子浓度之比是A.1:10:100:1000 B.0:1:12:11C.14:13:12:11 D.14:13:2:3【答案】A 【变式3】25℃时,某溶液中由水电离产生的c(H+)和c(OH-)的乘积为1×10-18,下列说法正确的是A.该溶液的pH一定是9 B.该溶液可能pH=5C.该溶液的pH不可能是7 D.不会有这样的溶液【答案】BC【变式4】25℃时,向纯水中加入NaOH,使溶液的pH为11,则由NaOH电离出的OH-离子浓度和水电离出的OH-离子浓度之比为( ) A、1010:1 B、5×109:1 C、108:1 D、1:1【答案】C【巩固练习】选择题:(每题有1-2个选项符合题意)1.将纯水加热至较高温度,下列叙述正确的是( ) A. 水的离子积变大、pH变小、呈酸性 B. 水的离子积不变、pH不变、呈中性 C. 水的离子积变小、pH变大、呈碱性 D. 水的离子积变大、pH变小、呈中性2.25℃时,水中存在电离平衡:H2O H++OH- ΔH>0。下列叙述正确的是( )A.将水加热,Kw增大,pH不变B.向水中加入少量NaHSO4固体,c(H+)增大,Kw不变C.向水中加入少量NaOH固体,平衡逆向移动,c(OH-)降低D.向水中加入少量NH4Cl固体,平衡正向移动,c(OH-)增大3.常温下,某溶液中由水电离产生的c(H+)=1×10-11mol/L,则该溶液的pH可能是( ) A.3 B.7 C.8 D.11 4.室温下,在pH=12的某溶液中,由水电离出的c(OH-)可能为( ) A.10-7mol/L B.10-6mol/L C.10-2mol/L D.10-12mol/L5. 25℃时,在等体积的 ① pH=0的H2SO4溶液、②0.05mol/L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.1:10:10:10 B.1:5:5×10:5×10C.1:20:10:10 D.1:10:10:106.室温下,由水电离产生的c(OH-)=10-11mol/L的溶液中,一定大量共存的离子组( ) A、Na+ NH4+ Cl- SO42- B、S2- CH3COO- Na+ Cs+ C、K+ Na+ HCO3- NO3- D、K+ Na+ NO3- SO42-7.(2019 人大附中)下列说法正确的是( )A.强碱的水溶液中不存在H+B.pH=0的溶液是酸性最强的溶液C.在温度不变时,水溶液中c(H+)和c(OH-)不能同时增大D.某温度下,纯水中c(H+)=2×10-7 mol·L-1,其呈酸性8.对于常温下pH=1的硝酸溶液,下列叙述正确的是( )A.该溶液1 mL稀释至100 mL后,pH等于3B.向该溶液中加入等体积、pH为13的氢氧化钡溶液恰好完全中和C.该溶液中硝酸电离出的c (H+)与水电离出的c (H+)之比为10―12D.该溶液中水电离出的c (H+)是pH为3的硝酸中水电离出的c (H+)的100倍9.现有常温下pH为2的盐酸,下列叙述正确的是( )A.将10 mL该溶液稀释至100 mL后,pH小于3B.向该溶液中加入等体积pH为12的氨水恰好完全中和,溶液显中性C.该溶液中由水电离出的c (H+)与c (OH―)的乘积为1×10―14D.该溶液中盐酸电离出的c (H+)与水电离出的c (H+)之比为1010∶110.在由水电离产生的H+浓度为1×10-13mol·L-1的溶液中,一定能大量共存的离子组是( ) ① K+、Cl-、NO3-、S2- ② K+、Fe2+、I-、SO42- ③ Na+、Cl-、NO3-、SO42- ④Na+、Ca2+、Cl-、HCO3- ⑤ K+、Ba2+、Cl-、NO3-A.①③ B.③⑤ C.③④ D.②⑤11.(2019 四中同步)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.将一小条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.将一小条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12.(2019 广东肇庆中学)将下列物质溶于水,能够促进水的电离的是 ( )①NaHSO4 ②NaHSO3 ③CH3COOH ④CH3COONa ⑤NaHCO3 ⑥NaClO ⑦NH4HCO3A.②④⑤⑥ B.④⑤⑥⑦C.①②③ D.②④⑤⑥⑦【答案与解析】1.D【解析】水的电离过程为吸热过程,升高温度使电离平衡向电离方向移动,c(H+)和c(OH-)均增大,Kw增大,pH减小,纯水中c(H+)=c(OH-)呈中性。2.B【解析】A项,将水加热,平衡右移,Kw增大,pH减小。B项,温度不变,Kw不变。C项,向水中加入少量NaOH固体,平衡逆向移动,c(OH-)增大。D项,向水中加入少量NH4Cl固体,平衡正向移动,c(OH-)减小。3.AD【解析】根据水的电离平衡 H2OH++OH-知:由水电离产生的c(H+)=c(OH-)=1×10-11mol/L,抑制水电离的原因是溶液中H+浓度或OH-浓度增大,若由于H+的浓度增大,则该溶液中c(H+)==1×10-3mol/L, 即PH=3;若是由于OH-浓度增大,则该溶液中c(OH-)==1×10-3mol/L,即PH=11,故选A、D4.CD【解析】如果溶质是碱(可能是强碱也可能是弱碱),c(OH-)碱=10-2mol/L,而c(OH-)水=c(H+)=10-14/10-2=10-12mol/L;如果溶质是强碱弱酸盐(如Na2CO3),则CO32-与水电离产生的H+结合成HCO3-而促进了水的电离, 溶液中的OH-完全来源于水的电离,即c(H+)水=c(OH-)水=10-2mol/L。【总结升华】该题通过给出水溶液的pH,考查电离和水解知识,注意加酸或加碱抑制水的电离,盐类水解促进水的电离,虽然溶液的pH相同,但过程相反。5.A【解析】酸或碱是抑制水电离的,且酸性越强或碱性越强,抑制的程度就越大;能发生水解的盐是促进水电离的。由题意知①②③④中发生电离的水的物质的量分别是10-14、10-13、10-4、10-5,所以选项A正确。6.D【解析】由水电离产生的c(OH-)小于10-7mol/L,应为外加酸或碱,抑制了水的电离,溶液可能为酸性,也可能为碱性。7.C【解析】在酸性或碱性水溶液中均存在H+和OH-,所以A错;pH=0的溶液中c(H+)=1.0 mol·L-1,并不是酸性最强的溶液,只是c(H+)>1.0 mol·L-1的溶液用pH表示酸性强弱不再方便,故B错;温度一定时,Kw=c(H+)·c(OH-)是一个定值,故二者不能同时增大,故C对;纯水中,c(H+)=c(OH-),呈中性,所以D错误。 8.AB 【解析】硝酸为强电解质,完全电离,故稀释至100倍后,c (H+)为原溶液的1/100,pH会由1变为3,A正确;硝酸中c (H+)=0.1 mol / L,pH为13的Ba(OH)2溶液中,c (OH―)=0.1 mol / L,当二者等体积混合时n (H+)=n (OH―),即二者恰好完全中和,B项正确;硝酸电离的c (H+)=0.1 mol / L,则水电离的c (H+)=10―13 mol / L,二者之比为1012,C错;pH为3的硝酸中水电离的c (H+)=10―11 mol / L,故D项中二者之比为10―13∶10―11=10―2,D项错误。9.D 【解析】pH=2的盐酸中c (H+)=0.01 mol / L,将10 mL该溶液稀释至100 mL,稀释后c (H+)=0.001 mol / L,pH=3,A错;pH=12的氨水中c (OH―)=0.01 mol / L,由于NH3·H2O为弱电解质,NH3·H2O的物质的量浓度大于0.01 mol / L,故反应时氨水过量,B错;该溶液中水的电离受到抑制,由水电离出的c (H+)=c (OH―)=10―12 mol / L,因此两者之积为1×10―24 mol2 / L2,C错;该溶液中盐酸电离出的c (H+)=10―2 mol / L,水电离出的c (H+)=10―12 mol / L,D对。10.B【解析】本题考查内容:有条件离子共存。条件变化:水电离产生的H+或OH-浓度为1×10-13mol/L,或者c (H+)·c (OH―) =1×10-26mol/L的溶液。通常情况下,水电离产生的H+或OH-浓度<1×10-7mol/L,考虑酸、碱的抑制作用,该溶液分可酸可碱两种情况。11.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。12.B【解析】①NaHSO4电离出的H+抑制水的电离。②HSO3-既水解又电离,但电离大于水解,呈酸性,抑制水的电离。 展开更多...... 收起↑ 资源预览