適用于新高考新教材浙江專(zhuān)版2025屆高考化學(xué)一輪總復(fù)習(xí)第8章水溶液中的離子反應(yīng)與平衡第32講水的電離和溶液的pH課件新人教版

第32講水的電離和溶液的pH選考目標(biāo)要求1.了解水的電離、離子積常數(shù)(KW),具有嚴(yán)謹(jǐn)求實(shí)的科學(xué)態(tài)度,具有探索未知、崇尚真理的意識(shí)。2.了解溶液pH的含義及其測(cè)定方法,能進(jìn)行pH的簡(jiǎn)單計(jì)算,深刻認(rèn)識(shí)化學(xué)對(duì)社會(huì)發(fā)展的重大貢獻(xiàn),能對(duì)與化學(xué)有關(guān)的社會(huì)熱點(diǎn)問(wèn)題作出正確的價(jià)值判斷。命題分析在2021年和2022年的四次選考里主要以離子濃度大小比較的形式考查水的電離和溶液的pH;2023年的選考中與弱電解質(zhì)的電離平衡、電離常數(shù)結(jié)合考查,預(yù)計(jì)今后的考查形式以綜合題為主。知識(shí)點(diǎn)一水的電離與水的離子積常數(shù)落實(shí)主干基礎(chǔ)1.水的電離

(2)25℃時(shí),純水中c(H+)=c(OH-)=1×10-7mol·L-1。名師點(diǎn)撥任何情況下,水電離產(chǎn)生的c(H+)、c(OH-)總是相等的。2.水的離子積常數(shù)

名師點(diǎn)撥KW=c(H+)·c(OH-)中的H+和OH-不一定都是由水電離出來(lái)的,而是指溶液中的c(H+)和c(OH-)。3.水的電離平衡的影響因素(1)溫度:溫度升高,促進(jìn)水的電離;溫度降低,抑制水的電離。(2)酸、堿:加入酸或堿均能使水的電離平衡逆向移動(dòng),抑制水的電離。(3)能水解的鹽:(如CH3COONa)CH3COO-能與水電離出的H+結(jié)合生成CH3COOH,故能促進(jìn)水的電離。名師點(diǎn)撥(1)給水加熱,水的電離程度增大,c(H+)>10-7

mol·L-1,pH<7,但水仍顯中性。(2)酸、堿能抑制水的電離,故室溫下,酸、堿溶液中水電離產(chǎn)生的c(H+)<1×10-7

mol·L-1,而能水解的鹽溶液中水電離產(chǎn)生的c(H+)[或c(OH-)]>1×10-7

mol·L-1。4.水電離出的c水(H+)或c水(OH-)的計(jì)算(1)當(dāng)抑制水的電離時(shí)(如酸或堿溶液)在溶液中c(H+)、c(OH-)較小的數(shù)值是水電離出來(lái)的。如下表:(2)當(dāng)促進(jìn)水的電離時(shí)(如鹽的水解)在溶液中c(H+)、c(OH-)較大的數(shù)值是水電離出來(lái)的。如下表:歸納總結(jié)室溫下,水電離出的c(H+)或c(OH-)的計(jì)算方法(1)中性溶液:c(OH-)=c(H+)=10-7

mol·L-1酸溶液中,H+來(lái)源于酸的電離和水的電離,而OH-只來(lái)源于水的電離。

[練一練]1.判斷正誤(正確的打“√”,錯(cuò)誤的打“×”)。(1)25℃時(shí)NH4Cl溶液的KW大于100℃時(shí)NaCl溶液的KW。(

)(2)任何水溶液中均存在H+和OH-,且水電離出的c(H+)和c(OH-)相等。(

)(3)25℃時(shí),0.10mol·L-1NaHCO3溶液加水稀釋后,c(H+)與c(OH-)的乘積變大。(

)(4)向水中滴入少量稀鹽酸,水的電離平衡逆向移動(dòng),KW減小。(

)×√××2.已知:25℃時(shí),KW=1.0×10-14;35℃時(shí),KW=2.1×10-14。下列有關(guān)水的電離的敘述正確的是(

)A.c(H+)隨溫度的升高而減小B.水的電離屬于吸熱過(guò)程C.向蒸餾水中加入NaOH溶液,KW增大D.35℃時(shí),水中c(H+)>c(OH-)B解析

水的離子積KW=c(H+)·c(OH-),升高溫度,KW增大,說(shuō)明升高溫度,水的電離程度增大,水電離產(chǎn)生的c(H+)、c(OH-)均增大,A錯(cuò)誤,B正確;KW僅與溫度有關(guān),向蒸餾水中加入NaOH溶液,c(OH-)增大,由于溫度不變,則KW不變,C錯(cuò)誤;任何溫度下水都呈中性,則35

℃時(shí),水中c(H+)=c(OH-),D錯(cuò)誤。突破命題視角角度一

水的電離平衡及其影響因素1.某溫度下,向c(H+)=1.0×10-6mol·L-1的蒸餾水中加入NaHSO4晶體,保持溫度不變,測(cè)得溶液的c(H+)=1.0×10-2mol·L-1。下列對(duì)該溶液的敘述不正確的是(

)A.該溫度高于25℃B.由水電離出來(lái)的H+的濃度為1.0×10-10mol·L-1C.加入NaHSO4晶體抑制水的電離D.取該溶液加水稀釋100倍,溶液中的c(OH-)減小D解析

該溫度下蒸餾水中的c(H+)大于25

℃時(shí)純水中的c(H+),水的電離為吸熱過(guò)程,A項(xiàng)正確;此溫度下KW=1.0×10-12,故該NaHSO4溶液中c(OH-)=

mol·L-1=1.0×10-10

mol·L-1,由水電離出的c(H+)與溶液中的c(OH-)相等,B項(xiàng)正確;NaHSO4電離出的H+抑制了水的電離,C項(xiàng)正確;加水稀釋時(shí),溶液中c(H+)減小,而KW不變,故c(OH-)增大,D項(xiàng)錯(cuò)誤。2.常溫時(shí),純水中由水電離出的c(H+)=amol·L-1,pH=1的鹽酸中由水電離出的c(H+)=bmol·L-1,0.1mol·L-1的鹽酸與0.1mol·L-1的氨水等體積混合后,由水電離出的c(H+)=cmol·L-1,則a、b、c的關(guān)系正確的是(

)A.a>b=c B.c>a>bC.c>b>a D.b>c>aB解析

鹽酸抑制水的電離,所以b<a;0.1

mol·L-1的鹽酸與0.1

mol·L-1的氨水等體積混合后,生成氯化銨溶液,水解促進(jìn)水的電離,則c>a,故B正確。角度二

水的電離平衡曲線3.水的電離平衡曲線如圖所示,回答下列問(wèn)題。(1)圖中A、B、C、D、E五點(diǎn)KW間的關(guān)系:

。

(2)在水中加少量酸,可實(shí)現(xiàn)A點(diǎn)向

點(diǎn)移動(dòng)。

(3)ABE形成的區(qū)域中的點(diǎn)都呈現(xiàn)

性。

(4)若在B點(diǎn)溫度下,pH=2的硫酸溶液中,=

mol·L-1。

B>C>A=D=ED堿1×10-10歸納總結(jié)正確理解水的電離平衡曲線(1)曲線上的任意點(diǎn)的KW都相同,即c(H+)·c(OH-)相同,溫度相同。(2)曲線外的任意點(diǎn)與曲線上任意點(diǎn)的KW不同,溫度不同。(3)實(shí)現(xiàn)曲線上點(diǎn)之間的轉(zhuǎn)化需保持溫度相同,改變酸堿性;實(shí)現(xiàn)曲線上點(diǎn)與曲線外點(diǎn)之間的轉(zhuǎn)化一定改變溫度。知識(shí)點(diǎn)二溶液的酸堿性與pH落實(shí)主干基礎(chǔ)1.溶液的酸堿性(常溫下)酸性溶液c(H+)>c(OH-)pH<7中性溶液c(H+)=c(OH-)pH=7堿性溶液c(H+)<c(OH-)pH>72.溶液的pH(1)計(jì)算公式:pH=-lgc(H+)。(2)適用范圍:通常應(yīng)用于c(H+)、c(OH-)都較小的稀溶液,一般小于1mol·L-1。(3)表示意義:溶液酸性越強(qiáng),c(H+)越大,pH越小;溶液堿性越強(qiáng),c(H+)越小,pH越大。(4)常溫下,溶液的酸堿性跟pH的關(guān)系:3.pH的測(cè)定(1)pH試紙法:粗略測(cè)定溶液的pH。廣泛pH試紙測(cè)出的pH是整數(shù)。pH試紙的使用:把小片試紙放在表面皿(或玻璃片)上,用潔凈、干燥的玻璃棒蘸取待測(cè)液滴在干燥的pH試紙的中部,觀察穩(wěn)定后的顏色,與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對(duì)比即可確定溶液的pH。(2)pH計(jì):精確測(cè)定溶液的pH。[練一練]1.判斷正誤(正確的打“√”,錯(cuò)誤的打“×”)。(1)任何溫度下,利用H+和OH-濃度的相對(duì)大小均可判斷溶液的酸堿性。(

)(2)pH=7的溶液一定呈中性。(

)(3)用pH試紙測(cè)得某溶液的pH為3.4。(

)(4)用濕潤(rùn)的pH試紙測(cè)溶液的pH,一定影響測(cè)量結(jié)果。(

)(5)常溫下,將pH=3的酸和pH=11的堿等體積混合,所得溶液的pH=7。(

)√××××2.(1)計(jì)算常溫時(shí)下列溶液的pH(忽略溶液混合時(shí)體積的變化):①pH=2的鹽酸與等體積的水混合:pH=

。

②pH=2的鹽酸加水稀釋到原體積的1000倍:pH=

。

③0.1mol·L-1CH3COOH溶液(已知CH3COOH的電離常數(shù)K=1.8×10-5):pH=

。

④0.1mol·L-1NH3·H2O溶液(NH3·H2O的電離度α=1%,電離度2.352.9

11(2)常溫下,在一定體積pH=12的Ba(OH)2溶液中,逐滴加入一定物質(zhì)的量濃度的NaHSO4溶液,當(dāng)溶液中的Ba2+恰好完全沉淀時(shí),溶液pH=11。若反應(yīng)后溶液的體積等于Ba(OH)2溶液與NaHSO4溶液的體積之和,則Ba(OH)2溶液與NaHSO4溶液的體積比是

。

(3)常溫下,將pH=a的NaOH溶液VaL與pH=b的稀鹽酸VbL混合,若所得溶液呈中性,且a+b=13,則=

。

1∶410突破命題視角角度一

酸堿溶液混合后酸堿性的判斷1.(2023·浙江寧波高三選考模擬)下列說(shuō)法正確的是(

)A.25℃時(shí),將pH=5的醋酸溶液與pH=5的鹽酸等體積混合,混合后溶液pH>5B.25℃時(shí),等濃度的鹽酸與醋酸分別稀釋相同倍數(shù),稀釋后溶液pH:鹽酸<醋酸C.25℃時(shí),等體積、等pH的鹽酸與醋酸分別用等濃度的NaOH溶液中和,鹽酸消耗NaOH溶液多D.25℃時(shí),pH=3的一元酸HA溶液與pH=11的一元堿MOH溶液等體積混合后溶液呈酸性,則HA是強(qiáng)酸B解析

pH=5的醋酸溶液與pH=5的鹽酸中氫離子濃度相同,都是10-5

mol·L-1,等體積混合后,氫離子濃度不變,故pH為5,A錯(cuò)誤;等濃度的鹽酸與醋酸分別稀釋相同倍數(shù)后其濃度依然相同,醋酸是弱酸,部分電離,氫離子濃度較小,pH大,B正確;等體積、等pH的鹽酸與醋酸,其中醋酸的濃度大,用氫氧化鈉中和時(shí)消耗的氫氧化鈉較多,C錯(cuò)誤;混合后溶液呈酸性,說(shuō)明酸的濃度較大,則酸HA為弱酸,MOH是相對(duì)較強(qiáng)的堿,但是不一定是強(qiáng)堿,D錯(cuò)誤。歸納總結(jié)酸堿溶液混合后酸堿性的判斷規(guī)律(1)等濃度等體積的一元酸與一元堿混合的溶液——“誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性,同強(qiáng)顯中性”。(2)室溫下c酸(H+)=c堿(OH-),即pH之和等于14時(shí),一強(qiáng)一弱等體積混合——“誰(shuí)弱誰(shuí)過(guò)量,誰(shuí)弱顯誰(shuí)性”。(3)已知強(qiáng)酸和強(qiáng)堿的pH,等體積混合(25

℃時(shí)):①pH之和等于14,呈中性;②pH之和小于14,