蘇教化學(xué)選修四：專題3 第一單元 弱電解質(zhì)的電離平衡3 水的電離（學(xué)案） 含答案

學(xué)必求其心得，業(yè)必貴于專精學(xué)必求其心得，業(yè)必貴于專精學(xué)必求其心得，業(yè)必貴于專精高中化學(xué)水的電離【考點(diǎn)精講】1。水的電離水是一種極弱的電解質(zhì),電離方程式為H2O＋H2OH3O＋＋OH－或H2OH＋＋OH－2.水的離子積常數(shù)Kw＝c(H＋）·c(OH－)。（1）室溫下：Kw＝1.0×10－14.（2)影響因素：只與溫度有關(guān)，溫度升高，Kw增大.（3）適用范圍：Kw不僅適用于純水,也適用于稀的電解質(zhì)水溶液。(4）Kw揭示了在任何水溶液中均存在H＋和OH－，只要溫度不變，Kw不變。3.外界條件對水的電離平衡的影響體系變化條件平衡移動方向Kw水的電離程度c（OH－)c（H＋)酸逆不變減小減小增大堿逆不變減小增大減小可水解的鹽Na2CO3正不變增大增大］減小FeCl3正不變增大減小增大溫度升溫正增大增大增大增大降溫逆減小減小減小減小其他：加入Na正不變增大增大減小【典例精析】例題125℃時，相同物質(zhì)的量濃度的下列溶液：①NaCl②NaOH③H2SO4④（NH4）2SO4，其中水的電離程度按由大到小順序排列的一組是（)A。④〉③>②>① B。②>③〉①>④C。④〉①>②〉③ D。③〉②>①〉④思路導(dǎo)航:從四種物質(zhì)分析可知②NaOH、③H2SO4抑制水的電離，①NaCl不影響水的電離平衡，④（NH4)2SO4促進(jìn)水的電離（NHeq\o\al（＋,4)水解）,在②③中H2SO4為二元強(qiáng)酸,產(chǎn)生的c(H＋）大于NaOH產(chǎn)生的c（OH－），抑制程度更大，故順序?yàn)棰堋耽?gt;②>③（由大→小）.答案：C例題2下列操作會促進(jìn)H2O的電離,且使溶液pH>7的是（）A。將純水加熱到90B。向水中加少量NaOH溶液C.向水中加少量Na2CO3溶液D。向水中加少量FeCl3溶液思路導(dǎo)航:將純水加熱到90℃，水的電離程度增大，c（H＋）＝c（OH－）〉10－7mol·L－1，pH〈7，A錯;向水中加少量NaOH溶液，水中c（OH－）增大，pH〉7,但水的電離平衡向逆方向移動，即水的電離受到抑制，B錯;向水中加少量Na2CO3溶液，COeq\o\al(2－，3)與H＋結(jié)合,水中c（H＋）減小，水的電離平衡向正方向移動，c（OH－）增大,c(OH－）〉c(H＋），pH〉7，C對;向水中加少量FeCl3溶液,Fe3＋與OH－結(jié)合為弱電解質(zhì)Fe(OH）3，水中c(OH－）減小，水的電離平衡向正方向移動,c（H＋）增大，c（H＋）〉c（OH－)，pH<7，D錯。答案：C例題3求算下列溶液中H2O電離的c（H＋）和c（OH－)。（1）pH＝2的H2SO4溶液c(H＋）＝__________,c（OH－）＝__________。（2)pH＝10的NaOH溶液c(H＋)＝__________，c(OH－)＝__________。(3）pH＝2的NH4Cl溶液c（H＋）＝__________。(4）pH＝10的Na2CO3溶液c（OH－)＝__________。思路導(dǎo)航:(1)pH＝2的H2SO4溶液中H＋來源有兩個：H2SO4的電離和H2O的電離，而OH－只來源于水。應(yīng)先求算c（OH－），即為水電離的c（H＋）或c（OH－）。c（H＋)＝10－2mol·L－1，則c（OH－）＝10－12mol·L－1，則水電離的c（H＋）＝c(OH－）＝10－12mol·L－1.（2）pH＝10的NaOH溶液中，OH－有兩個H2O的電離和NaOH的電離，H＋只來源于水。應(yīng)先求出c（H＋），即為水電離的c(OH－）或c（H＋)，c（OH－）＝10－4mol·L－1，c(H＋）＝10－10mol·L－1,則水電離的c（H＋)＝c（OH－）＝10－10mol·L－1。（3）水解的鹽,H＋或OH－均由水電離產(chǎn)生，水解顯酸性的鹽應(yīng)計(jì)算其c（H＋），水解顯堿性的鹽應(yīng)計(jì)算其c(OH－）。pH＝2的NH4Cl中由水電離產(chǎn)生的c（H＋)＝10－2mol·L－1。（4）pH＝10的Na2CO3溶液中由水電離產(chǎn)生的c(OH－）＝10－4mol·L－1.答案：（1)10－12mol·L－110－12mol·L－1(2）10－10mol·L－110－10mol·L－1（3）10－2mol·L－1（4）10－4mol·L－1【總結(jié)提升】（1）水的離子積常數(shù)Kw＝c（H＋）·c(OH－)，其實(shí)質(zhì)是水溶液中的H＋和OH－濃度的乘積，不一定是水電離出的H＋和OH－濃度的乘積，所以與其說Kw是水的離子積常數(shù)，不如說是水溶液中的H＋和OH－的離子積常數(shù)。即Kw不僅適用于水，還適用于酸性或堿性的稀溶液。不管哪種溶液均有c（H＋）H2O＝c（OH－）H2O。（2）水的離子積常數(shù)顯示了在任何水溶液中均存在水的電離平衡，都有H＋和OH－共存,只是相對含量不同而已.例題下列四種溶液中，室溫下由水電離生成的H＋濃度之比（①∶②∶③∶④)是（)①pH＝0的鹽酸 ②0。1mol·L－1的鹽酸③0.01mol·L－1的NaOH溶液 ④pH＝11的NaOH溶液A.1∶10∶100∶1000 B.0∶1∶12∶11C。14∶13∶12∶11 D。14∶13∶2∶3思路導(dǎo)航:①中c（H＋）＝1mol·L－1,由水電離出的c(H＋)與溶液中c(OH－）相等，等于1.0×10－14mol·L－1;②中c（H＋）＝0。1mol·L－1，由水電離出的c（H＋）＝1.0×10－13mol·L－1；③中c(OH－)＝1。0×10－2mol·L－1，由水電離出的c（H＋)與溶液中c(H＋)相等,等于1。0×10－12mol·L－1；④中c（OH－）＝1。0×10－3mol·L－1，同③所述由水電離出的c（H＋）＝1。0×10－11mol·L－1。即（1.0×10－14）∶（1。0×10－13）