高考一輪復(fù)習(xí)化學(xué)新課改省份專用學(xué)案第七章第2課時點點突破-水的電離與溶液的酸堿性

第2課時點點突破——水的電離與溶液的酸堿性知識點一水的電離eq\a\vs4\al((一)水的電離平衡)1．水的電離(1)水是極弱的電解質(zhì)，其電離方程式為H2O＋H2OH3O＋＋OH－，可簡寫為H2OH＋＋OH－。(2)25℃時，純水中c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－7mol·L－1；任何水溶液中，由水電離出的c(H＋)與c(OH－)都相等。2．水的離子積常數(shù)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：抑制水的電離。(3)能水解的鹽：促進(jìn)水的電離。4．外界條件對水的電離平衡的影響體系變化條件移動方向KW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NH4Cl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，如加入Na正不變增大增大減小(二)水電離出的c水(H＋)或c水(OH－)的相關(guān)計算1．當(dāng)抑制水的電離時(如酸或堿溶液)在溶液中c(H＋)、c(OH－)較小的數(shù)值是水電離出來的。如下表：溶液(25℃)eq\f(c(H＋),mol·L－1)eq\f(c(OH－),mol·L－1)水電離出來的c(H＋)或c(OH－)mol·L－1pH＝2的鹽酸10－210－1210－12pH＝13的NaOH溶液10－1310－110－132．當(dāng)促進(jìn)水的電離時(如鹽的水解)在溶液中c(H＋)、c(OH－)較大的數(shù)值是水電離出來的。如下表：溶液(25℃)eq\f(c(H＋),mol·L－1)eq\f(c(OH－),mol·L－1)水電離出來的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[對點訓(xùn)練]1．判斷正誤(正確的打“√”，錯誤的打“×”)。(1)25℃與60℃時，水的pH相等(×)(2)25℃時NH4Cl溶液的KW大于100℃時NaCl溶液的KW(×)(3)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(√)(4)室溫下，0.1mol·L－1的HCl溶液與0.1mol·L－1的NaOH溶液中水的電離程度相同(√)(5)25℃時，0.10mol·L－1NaHCO3溶液加水稀釋后，c(H＋)與c(OH－)的乘積變大(×)(6)向水中加入少量硫酸氫鈉固體，促進(jìn)了水的電離，c(H＋)增大，KW不變(×)2．水的電離過程為H2OH＋＋OH－，在不同溫度下其離子積為KW(25℃)＝1.0×10－14，KW(35℃)＝2.1×10－14，則下列敘述正確的是()A．c(H＋)隨溫度的升高而降低B．35℃時，c(H＋)>c(OH－)C．水的pH：pH(35℃)>pH(25℃)D．35℃時已電離的水的濃度約為1.45×10－7mol·L－1解析：選D由兩種溫度下水的離子積常數(shù)值知水的電離是吸熱的，溫度高時水中c(H＋)較高，pH較小，但水中c(H＋)＝c(OH－)，水呈中性，A、B、C錯誤；已電離的水的濃度與電離生成的c(H＋)或c(OH－)相等，利用水的離子積常數(shù)可判斷D正確。3．25℃時，0.1mol·L－1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解析：選C②③分別為堿、酸，抑制水的電離；④中NHeq\o\al(＋,4)水解促進(jìn)水的電離，①NaCl不影響水的電離。4．室溫下，pH＝11的某溶液中水電離出的c(OH－)為()①1.0×10－7mol·L－1②1.0×10－6mol·L－1③1.0×10－3mol·L－1④1.0×10－11mol·L－1A．③ B．④C．①或③ D．③或④解析：選D該溶液中c(OH－)＝10－3mol·L－1，c(H＋)＝10－11mol·L－1，若是堿溶液，則H＋是由H2O電離出的，水電離出的OH－與H＋濃度均為10－11mol·L－1；若是鹽溶液(如Na2CO3)，則OH－是由H2O電離出的，即水電離出的c(OH－)＝10－3mol·L－1。知識點二溶液的酸堿性和pHeq\a\vs4\al((一)溶液的酸堿性)1．溶液的酸堿性的判斷(1)判斷標(biāo)準(zhǔn)溶液的酸堿性取決于溶液中c(H＋)和c(OH－)的相對大小。c(H＋)eq\a\vs4\al(＞)c(OH－)溶液呈酸性，常溫下pHeq\a\vs4\al(＜)7c(H＋)eq\a\vs4\al(＝)c(OH－)溶液呈中性，常溫下pHeq\a\vs4\al(＝)7c(H＋)eq\a\vs4\al(＜)c(OH－)溶液呈堿性，常溫下pHeq\a\vs4\al(＞)7(2)注意事項①溶液中c(H＋)越大，c(OH－)越小，溶液的酸性越強(qiáng)，堿性越弱；溶液中c(H＋)越小，c(OH－)越大，溶液的堿性越強(qiáng)，酸性越弱。②pH＝7或c(H＋)＝10－7mol·L－1的溶液不一定呈中性，因水的電離與溫度有關(guān)，常溫時，pH＝7的溶液呈中性，100℃時pH＝6的溶液呈中性。2．pH及其測量(1)定義式：pH＝－lgc(H＋)。(2)溶液的酸堿性與pH的關(guān)系(常溫下)(3)測量方法①pH試紙法：把小片試紙放在一潔凈的玻璃片或表面皿上，用玻璃棒蘸取待測溶液點在干燥的pH試紙的中央，試紙變色后，與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對照即可確定溶液的pH。②pH計測量法。eq\a\vs4\al((二)溶液的pH計算)1．計算類型(1)單一溶液的pH計算強(qiáng)酸溶液：如HnA，設(shè)濃度為cmol·L－1，c(H＋)＝ncmol·L－1，pH＝－lgc(H＋)＝－lg(nc)。強(qiáng)堿溶液(25℃)：如B(OH)n，設(shè)濃度為cmol·L－1，c(H＋)＝eq\f(10－14,nc)mol·L－1，pH＝－lgc(H＋)＝14＋lg(nc)。(2)混合溶液的pH計算①兩種強(qiáng)酸混合：直接求出c混(H＋)，再據(jù)此求pH。c混(H＋)＝eq\f(c1(H＋)V1＋c2(H＋)V2,V1＋V2)。②兩種強(qiáng)堿混合：先求出c混(OH－)，再據(jù)KW求出c混(H＋)，最后求pH。c混(OH－)＝eq\f(c1(OH－)V1＋c2(OH－)V2,V1＋V2)。③強(qiáng)酸、強(qiáng)堿混合：先判斷哪種物質(zhì)過量，再由下式求出溶液中H＋或OH－的濃度，最后求pH。c混(H＋)或c混(OH－)＝eq\f(|c酸(H＋)V酸－c堿(OH－)V堿|,V酸＋V堿)。(3)酸、堿溶液稀釋時pH的變化(25℃)酸(pH＝a)堿(pH＝b)弱酸強(qiáng)酸弱堿強(qiáng)堿稀釋10n倍＜a＋na＋n>b－nb－n無限稀釋pH趨向于72．計算溶液pH的解題思路[對點訓(xùn)練]1．判斷正誤(正確的打“√”，錯誤的打“×”)。(1)某溶液的pH＝7，該溶液一定顯中性(×)(2)某溶液的c(H＋)＞10－7mol·L－1，則該溶液呈酸性(×)(3)用濕潤的pH試紙測稀堿液的pH，測定值偏小(√)(4)用廣泛pH試紙測得0.10mol·L－1NH4Cl溶液的pH＝5.2(×)(5)用pH試紙測定氯水的pH為3(×)(6)一定溫度下，pH＝a的氨水，稀釋10倍后，其pH＝b，則a＝b＋1(×)2．(2018·浙江4月選考)下列物質(zhì)溶于水后溶液顯酸性的是()A．KCl B．Na2OC．NH4Cl D．CH3COONa解析：選CKCl為強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽，溶于水溶液顯中性，A項不符合題意；Na2O溶于水生成NaOH，使溶液顯堿性，B項不符合題意；NH4Cl為強(qiáng)酸弱堿鹽，溶于水因NHeq\o\al(＋,4)水解：NHeq\o\al(＋,4)＋H2ONH3·H2O＋H＋而顯酸性，C項符合題意；CH3COONa為強(qiáng)堿弱酸鹽，溶于水因CH3COO－水解：CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－而顯堿性，D項不符合題意。3．(2018·浙江11月選考)下列說法不正確的是()A．測得0.1mol·L－1的一元酸HA溶液pH＝3.0，則HA一定為弱電解質(zhì)B．25℃時，將0.1mol·L－1的NaOH溶液加水稀釋100倍，所得溶液的pH＝11.0C．25℃時，將0.1mol·L－1的HA溶液加水稀釋至pH＝4.0，所得溶液c(OH－)＝1×10－10mol·L－1D．0.1mol·L－1的HA溶液與0.1mol·L－1的NaOH溶液等體積混合，所得溶液pH一定等于7.0解析：選DA選項，0.1mol·L－1一元酸HA溶液pH＝3.0，說明HA部分電離，為弱電解質(zhì)，正確；B選項，0.1mol·L－1NaOH溶液pH＝13.0，加水稀釋100倍，pH＝11.0，正確；C選項，25℃時，pH＝4.0，c(H＋)＝1×10－4mol·L－1，c(OH－)＝1×10－10mol·L－1，正確；D選項，若HA為弱酸，與NaOH溶液恰好反應(yīng)生成NaA，為強(qiáng)堿弱酸鹽，常溫下溶液呈堿性，錯誤。4．計算常溫時下列溶液的pH(忽略溶液混合時體積的變化)：(1)pH＝2的鹽酸與等體積的水混合；____________(2)pH＝2的鹽酸加水稀釋到1000倍；____________(3)0.1mol·L－1的CH3COOH溶液(已知CH3COOH的電離常數(shù)K＝1.8×10－5)；____________(4)0.1mol·L－1NH3·H2O溶液(NH3·H2O的電離度為α＝1%，電離度＝eq\f(已電離的弱電解質(zhì)濃度,弱電解質(zhì)的初始濃度)×100%)；____________(5)常溫下，將0.1mol·L－1氫氧化鈉溶液與0.06mol·L－1硫酸溶液等體積混合。____________解析：(1)c(H＋)＝eq\f(10－2,2)mol·L－1，pH＝－lgeq\f(10－2,2)＝2＋lg2＝2.3。(2)c(H＋)＝eq\f(10－2,1000)mol·L－1＝10－5mol·L－1，pH＝5。(3)CH3COOHCH3COO－＋H＋c(初始)/mol·L－10.100c(電離)/mol·L－1c(H＋)c(H＋)c(H＋)c(平衡)/mol·L－10.1－c(H＋)c(H＋)c(H＋)則K＝eq\f(c2(H＋),0.1－c(H＋))＝1.8×10－5，解得c(H＋)＝1.3×10－3mol·L－1，所以pH＝－lgc(H＋)＝－lg(1.3×10－3)＝2.9。(4)NH3·H2OOH－＋NHeq\o