水的電離與溶液酸堿性的判斷

水的電離與水的離子積常數(shù)1水的電離水是極弱的電解質，水的電離方程式為或。知識梳理HISHISHULI2水的離子積常數(shù)w＝cH＋·cOH－。1室溫下：w＝。2影響因素：只與有關，升高溫度，w。3適用范圍：w不僅適用于純水，也適用于稀的水溶液。4w揭示了在任何水溶液中均存在H＋和OH－，只要溫度不變，w不變。H2O＋H2OH3O＋＋OH－H2OH＋＋OH－1×10－14溫度增大電解質3影響水電離平衡的因素填寫外界條件對水電離平衡的具體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＋)HCl_______________________NaOH_______________________可水解的鹽Na2CO3_______________________NH4Cl_______________________溫度升溫_______________________降溫_______________________其他：如加入Na_______________________逆不變減小減小增大逆不變減小增大減小正不變增大增大減小正不變增大減小增大正增大增大增大增大逆減小減小減小減小正不變增大增大減小題組一影響水電離平衡的因素及結果判斷125℃時，相同物質的量濃度的下列溶液：①NaCl②NaOH③H2SO4④NH42SO4，其中水的電離程度按由大到小順序排列的一組是A④＞③＞②＞① B②＞③＞①＞④C④＞①＞②＞③ D③＞②＞①＞④解題探究JIETITANJIU√解析②③分別為堿、酸，抑制水的電離；④中水解促進水的電離，①NaCl不影響水的電離。225℃時，某溶液中由水電離產生的cH＋和cOH－的乘積為1×10－18，下列說法正確的是可能是5 B此溶液不存在一定是9 可能為7√解析由題意可知該溶液中由水電離產生的cH＋＝cOH－＝1×10－9mol·L－1，該溶液中水的電離受到抑制，可能是酸溶液，也可能是堿溶液。若為酸溶液，則pH＝5；若為堿溶液，則pH＝9，故A項正確。32018·北京東城區(qū)質檢如圖表示水中cH＋和cOH－的關系，下列判斷錯誤的是H＋·cOH－＝wH＋＜cOH－1＜T2＝7√解析由水的離子積的定義知兩條曲線間任意點均有cH＋·cOH－＝w，A項正確；由圖中縱橫軸的大小可知M區(qū)域內任意點均有cH＋＜cOH－，B項正確；溫度越高，水的電離程度越大，電離出的cH＋與cOH－越大，所以T2＞T1，C項正確；線上任意點都有cH＋＝cOH－，只有當cH＋＝10－7mol·L－1時，才有pH＝7，D項錯誤。題組二水電離出的cH＋或cOH－的定量計算42018·韶關模擬已知NaHSO4在水中的電離方程式為NaHSO4===Na＋＋H＋＋。某溫度下，向cH＋＝1×10－6mol·L－1的蒸餾水中加入NaHSO4晶體，保持溫度不變，測得溶液的cH＋＝1×10－2mol·L－1。下列對該溶液的敘述不正確的是A該溫度高于25℃＋的濃度為1×10－10mol·L－14晶體抑制水的電離D取該溶液加水稀釋100倍，溶液中的cOH－減小√解析A項，w＝1×10－6×1×10－6＝1×10－12，溫度高于25℃；D項，加H2O稀釋，cH＋減小，而cOH－增大。B、C項，NaHSO4電離出的H＋抑制H2O電離，

＝c(OH－)＝1×10－10mol·L－1；題組三酸堿中和反應過程中水電離cH＋變化分析6常溫下，向20mL01mol·L－1氨水溶液中滴加鹽酸，溶液中由水電離出的cH＋隨加入鹽酸體積的變化如圖所示。則下列說法正確的是Ab、d兩點為恰好完全反應點Bc點溶液中，＝cCl－Ca、b之間的任意一點：cCl－＞，cH＋＞cOH－D常溫下，01mol·L－1氨水的電離常數(shù)約為1×10－5√72018·石家莊一模常溫下，向2000mL01mol·L－1HA溶液中滴入01mol·L－1NaOH溶液，溶液中由水電離出的氫離子濃度的負對數(shù)與所加NaOH溶液體積的關系如圖所示，下列說法中不正確的是A常溫下，aHA約為10－5BM、P兩點溶液對應的pH＝7Cb＝2000Na＋＞cA－√N點水電離出的H＋濃度最大，說明HA與NaOH恰好完全反應生成NaA，點溶液點后，cNa＋＞cA－，D項正確。溶液的酸堿性和pH1溶液的酸堿性知識梳理HISHISHULI溶液的酸堿性取決于溶液中cH＋和cOH－的相對大小。1酸性溶液：cH＋cOH－，常溫下，pH7。2中性溶液：cH＋cOH－，常溫下，pH7。3堿性溶液：cH＋cOH－，常溫下，pH7。><＝＝<>及其測量1計算公式：pH＝。2測量方法①pH試紙法用鑷子夾取一小塊試紙放在潔凈的或上，用玻璃棒蘸取待測液點在試紙的中央，變色后與標準比色卡對照，即可確定溶液的pH。②pH計測量法－lgcH＋玻璃片表面皿3溶液的酸堿性與pH的關系常溫下：酸性堿性的計算1單一溶液的ol·L－1，cH＋＝ncmol·L－1，pH＝－lgcH＋＝－lgnc。模型認識1稀釋規(guī)律酸、堿溶液稀釋相同倍數(shù)時，強電解質溶液比弱電解質溶液的pH變化幅度大，但不管稀釋多少倍，最終都無限接近中性。2酸堿混合規(guī)律1等濃度等體積一元酸與一元堿混合的溶液——“誰強顯誰性，同強顯中性”。225℃時，等體積pH之和等于14的一強一弱酸堿混合溶液——“誰弱誰過量，誰弱顯誰性”。3強酸、強堿等體積混合25℃時①pH之和等于14呈中性；②pH之和小于14呈酸性；③pH之和大于14呈堿性。溶液pH計算的一般思維模型規(guī)律方法題組二ol·L－1的氨水中逐滴加入等濃度的鹽酸，溶液中pOH與pH的變化關系如下圖所示。下列說法不正確的是的電離程度相同BQ點溶液中，＋cNH3·H2O＝cCl－點溶液的導電性DN點溶液加水稀釋，變小√解析由于M點堿過量，N點酸過量，M點溶液中氫氧根離子濃度與N點溶液中氫離子濃度相同，對水的電離抑制能力相同，故兩點水的電離程度相同，A正確；M點溶液中主要溶質為一水合氨，為弱電解質，在溶液中部分電離，溶液中離子濃度較小，Q點溶液中溶質主要為氯化銨，為強電解質，溶液中離子濃度較大，故M點溶液的導電能力小于Q點，C正確；42018·邯鄲一中一模若用AG表示溶液的酸度，AG的定義為AG＝

。室溫下實驗室中用001