專項突破12-水的離子積常數(shù)與溶液的酸堿性(人教版2019選擇性必修1)

人教版選擇性必修1網(wǎng)第三章水溶液中的離子反應與平衡重難點專項突破專項突破12水的離子積常數(shù)與溶液的酸堿性1．甲同學認為，在水中加入H2SO4，水的電離平衡向左移動，解釋是加入H2SO4后c(H＋)增大，平衡左移。乙同學認為，加入H2SO4后，水的電離平衡向右移動，解釋為加入H2SO4后，c(H＋)濃度增大，H＋與OH－中和，平衡右移。你認為哪種說法正確？并說明原因。水的電離平衡移動后，溶液中c(H＋)·c(OH－)是增大還是減??？突破點一:水的電離與Kw[提示]甲正確，溫度不變，Kw是常數(shù)，加入H2SO4，c(H＋)增大，c(H＋)·c(OH－)>Kw，平衡左移。c(H＋)·c(OH－)不變，因為Kw僅與溫度有關，溫度不變，則Kw不變，與外加酸、堿、鹽無關?！締栴}探究】

2．在室溫下，0.01mol·L－1的鹽酸溶液中，c(OH－)是多少？水電離出的c(H＋)又是多少？3．請與同學探究，在室溫下，酸或堿的稀溶液中，由水電離出的c(H＋)和c(OH－)還相等嗎？c(H＋)·c(OH－)＝1.0×10－14還成立嗎？[提示]由于c(H＋)溶液＝0.01mol·L－1，溶液中c(OH－)＝Kw÷c(H＋)溶液＝(1.0×10－14÷0.01)mol·L－1＝1.0×10－12mol·L－1。由于溶液中的OH－只來源于水的電離，所以水電離出的c(H＋)＝1.0×10－12mol·L-1。[提示]在酸或堿的稀溶液中由水電離出的c(H＋)和c(OH－)一定相等，但溶液中所有的c(H＋)和所有的c(OH－)一定不相等。c(H＋)·c(OH－)＝1.0×10－14仍然成立。Kw=c(H+)·c(OH-)的正確理解和應用1.不僅適用于純水(或其他中性溶液),也適用于酸、堿、鹽的稀溶液。2.c(H+)、c(OH-)均指整個溶液中所有H+和OH-的總物質(zhì)的量濃度。但是一般情況下有:(1)純水中,水電離出的c(H+)與水電離出的c(OH-)一定相等。(2)酸溶液中,Kw=c(H+)酸·c(OH-)水(忽略水電離出的H+的濃度)。(3)堿溶液中,Kw=c(H+)水·c(OH-)堿(忽略水電離出的OH-的濃度)。【歸納提升】

1．理解Kw應注意的幾個問題：(1)Kw揭示了在任何水溶液中均存在水的電離平衡，H＋和OH－共存，只是相對含量不同而已。(2)Kw只與溫度有關。因為水的電離是吸熱過程，所以溫度升高，有利于水的電離，Kw增大，如100℃，Kw＝5.5×10－13。但是在室溫下，Kw為1.0×10－14。(3)Kw不僅適用于純水，還適用于酸、堿的稀溶液，且由水電離的c水(H＋)＝c水(OH－)。此時，水溶液中水的離子積常數(shù)不變。2.水電離出的c(H＋)或c(OH－)的計算Kw表達式中，c(H＋)、c(OH－)均表示整個溶液中總物質(zhì)的量濃度，但是一般情況下有：(1)酸溶液中，Kw＝c(H＋)酸·c(OH－)水(忽略水電離出的H＋的濃度)，即c(H＋)水＝c(OH－)水＝Kw/c(H＋)酸。3.影響水的電離平衡的因素

【典型例題】

【例題1】

下列操作中,能使電離平衡H2O

H++OH-向右移動且溶液呈堿性的是(

)。A.向水中加入NaHSO4 B.向水中加入少量金屬鈉C.向水中加入NaOH D.將水加熱到100℃,使pH<7答案:B解析:向水中加入NaHSO4,溶液中c(H+)增大,水的電離平衡向左移動,A項錯誤;向水中加入少量金屬鈉,消耗水電離產(chǎn)生的H+,使水的電離平衡向右移動,c(OH-)增大,溶液呈堿性,B項正確;向水中加入NaOH,溶液中c(OH-)增大,水的電離平衡向左移動,C項錯誤;將水加熱到100

℃,使pH<7,但c(H+)=c(OH-),溶液呈中性,D項錯誤?！纠}2】已知水在25℃和100℃時，電離平衡曲線如圖所示：(1)25℃時水的電離平衡曲線應為________(填“A”或“B”)，請說明理由___________________________

(2)將A點變?yōu)锽點，采取的措施是_______________________。(3)C點c(H＋)＝________，

D點c(OH－)＝________。A水的電離是吸熱過程，溫度低時，電離程度小，c(H＋)、c(OH－)小升高溫度至100℃10－8mol·L－1

10－8mol·L－1A[提升2]一定溫度下，水溶液中H＋和OH－的濃度變化曲線如圖，下列說法正確的是A．升高溫度，可能引起由c向b的變化B．該溫度下，水的離子積常數(shù)為1.0×10－13C．該溫度下，加入稀鹽酸可能引起由b向a的變化D．該溫度下，稀釋溶液可能引起由c向d的變化C

解析：升高溫度促進水的電離，c(H＋)和c(OH－)都增大，A錯誤；該溫度下Kw＝c(OH－)·c(H＋)＝1×10－14，B錯誤；加入HCl，溶液中c(H＋)增大，c(OH－)減小，C正確；稀釋時，若c(OH－)減小，則c(H＋)應變大，不可能由c向d變化，D錯誤。[提升3]某溫度下，純水中c(H＋)＝2.0×10－7mol·L－1，則此時c(OH－)＝______________，保持溫度不變，向水中逐滴滴入鹽酸，使c(H＋)＝5.0mol·L－1，則此時溶液中

c(OH－)＝______________。答案：2.0×10－7mol·L－1

8.0×10－15mol·L－1[提升4]如圖表示水中c(H＋)和c(OH－)的關系，下列判斷錯誤的是

A．兩條曲線上任意點均有c(H＋)·c(OH－)＝KwB．M區(qū)域內(nèi)任意點均有c(H＋)<c(OH－)C．圖中T1<T2D．XZ線上任意點均有pH＝7解析：由圖像知，兩曲線上的任意點均是平衡點，且溫度一定，所以其水的離子積是一個常數(shù)，A正確；由圖像可知，XZ線上任意點均有c(H＋)＝c(OH－)，而M區(qū)域在XZ線上面，故M區(qū)域內(nèi)任意點均有c(H＋)<c(OH－)，B正確；水的電離是吸熱過程，升溫促進水的電離，c(H＋)、c(OH－)及Kw都增大，所以T1<T2，C正確；X曲線在25℃時，c(H＋)＝10－7mol·L－1，pH＝7，而Z曲線溫度高于25℃，其pH<7，D錯誤。D

[提升5]在水的電離平衡中，c(H＋)和c(OH－)的關系如圖所示：(1)A點水的離子積為1.0×10－14，B點水的離子積為________。造成水的離子積變化的原因是__________________________________________(2)下列說法正確的是________(填字母)。a．圖中A、B、D三點處Kw的大小關系：B>A>Db．AB線上任意點的溶液均顯中性c．B點溶液的pH＝6，顯酸性d．圖中溫度T1>T2(3)T2時，若向溶液中滴加鹽酸，能否使體系處于B點位置？為什么？________。(4)T2時，若鹽酸中c(H＋)＝5×10－4mol·L－1，則由水電離產(chǎn)生的c(H＋)＝________________。1.0×10－12水的電離是吸熱過程，溫度升高，水的電離程度增大，即離子積增大b(3)否，加入鹽酸，c(H＋)>c(OH－)，所以體系不可能處于B點位置(4)2×10－9mol·L－1【問題探究】

突破點二：溶液酸堿性的判斷[問題1]

溶液的酸堿性。(1)有H＋的溶液一定是酸性溶液嗎？有OH－的溶液一定是堿性溶液嗎？(2)試討論pH分別為6、7、8的三種溶液一定分別呈酸性、中性、堿性嗎？[提示]

(1)不一定。在任何水溶液中，都既有H＋又有OH－，所以有H＋的溶液不一定是酸性溶液，有OH－的溶液不一定是堿性溶液。(2)都不一定。因為pH只能表示c(H＋)的大小，而無法確切知道c(OH－)的大小。溶液的酸堿性不只取決于c(H＋)的大小，而是取決于c(H＋)和c(OH－)的相對大小。在室溫下，pH分別為6、7、8的三種溶液一定分別呈酸性、中性、堿性，但不是室溫就不一定了。(3)在一定溫度下，強堿的pH一定比弱堿的pH大嗎？(4)升高溫度時，促進了水的電離，故水電離出的c(H＋)>1.0×10－7mol/L，因此溶液顯酸性，這種說法正確嗎？[提示](3)不一定。pH的大小取決于溶液中c(OH－)的大小，強堿溶液中c(OH－)不一定大，弱堿溶液中c(OH－)不一定小。(4)不正確。升高溫度時，促進了水的電離，水電離出的c(H＋)>1.0×10－7mol/L，但在純水中c(H＋)和c(OH－)同時增大，且始終相等，故溶液仍呈中性。[問題2]

怎樣理解酸的酸性強弱與溶液的酸性強弱？[提示]

酸的酸性強弱是指酸電離出H＋的難易，如HNO3的酸性比H3PO4的強。而溶液的酸性強弱是指溶液中H＋的濃度大小，H＋濃度越大，溶液的酸性越強。[問題3]

用pH試紙測溶液的pH時應注意什么問題？記錄數(shù)據(jù)時又要注意什么？是否可用pH試紙測定氯水的pH?[提示]

pH試紙使用前不能用蒸餾水潤濕，否則待測液因被稀釋可能產(chǎn)生誤差；用pH試紙讀出的pH只能是整數(shù)；不能用pH試紙測定氯水的pH，因為氯水呈酸性的同時也呈現(xiàn)強氧化性(漂白性)?！練w納提升】

溶液酸堿性的判斷1.溶液酸堿性與c(H＋)、c(OH－)及pH的關系2．溶液的酸堿性與酸堿強弱的關系(1)區(qū)別：①溶液的酸堿性指的是溶液中c(H＋)、c(OH－)的相對大小。②酸、堿的強弱是以電解質(zhì)的電離程度來區(qū)分的，強酸、強堿在水中完全電離；弱酸、弱堿在水中部分電離。(2)聯(lián)系：①強酸溶液的酸性不一定比弱酸溶液的酸性強，中和能力相同的酸，其提供H＋的能力相同；②酸性強的溶液不一定是強酸溶液，酸性相同的溶液弱酸濃度大，中和堿的能力強。3.溶液酸堿性的測定方法(1)酸堿指示劑法:該法只能測其酸堿性,即pH的大致范圍,不能測出具體數(shù)值,常見的酸堿指示劑的顏色范圍為:(2)pH試紙法:①種類(3)pH計法:精確測量溶液的pH時使用pH計(又叫酸度計),測量時可以從pH計上直接讀出溶液的pH。(4)pH傳感器法:pH傳感器,是用來檢測被測物中氫離子濃度并轉(zhuǎn)換成相應的輸出信號的傳感器,也稱pH探頭,由玻璃電極和參比電極兩部分組成,可全量程測量溶液的酸堿度,自動繪制出溶液的pH曲線。4.測溶液pH時的三注意①不能用濕潤的玻璃棒蘸取待測液，也不能將pH試紙先用水潤濕，否則會將溶液稀釋，可能導致所測定的pH不準確，使酸性溶液的pH變大，堿性溶液的pH變小，但中性溶液不受影響。②若某溶液具有漂白性，則不能用酸堿指示劑測定該溶液的酸堿性，也不能用pH試紙測定其pH。③pH試紙不能測c(H＋)>1mol·L－1或c(OH－)>1mol·L－1的溶液的pH。【典型例題】

【例題1】

(雙選)下列有關溶液的酸堿性與pH的說法錯誤的是(

)。A.相同條件下,溶液pH越小,酸性越強B.pH<7的溶液,不可能呈堿性C.當溶液中的c(H+)或c(OH-)較小時,用pH表示其酸堿性更為方便D.把pH試紙直接插入待測溶液中,測其pHBD解析:pH=-lg

c(H+),所以pH越小,c(H+)越大,酸性越強,A項正確;室溫下,pH=7的溶液呈中性,當溫度升高時,水的電離程度增大,中性溶液的pH<7,所以pH<7的溶液可能呈酸性、中性或堿性,B項錯誤;當溶液中的c(H+)或c(OH-)小于1

mol·L-1時,使用pH表示其酸堿性更為方便,C項正確;用pH試紙測溶液pH時,不能把pH試紙直接插入溶液中,正確的做法為:取一小片pH試紙,放在玻璃片上,用玻璃棒蘸取待測液少許點在試紙上,然后與標準比色卡對照讀出溶液的pH,D項錯誤。[例題2]下列溶液一定呈中性的是 (

)A．使石蕊溶液呈紫色的溶液B．c(H＋)＝c(OH－)的溶液C．由強酸、強堿等物質(zhì)的量反應得到的溶液D．非電解質(zhì)溶于水得到的溶液解析：等物質(zhì)的量的強酸與強堿，由于它們所含H＋和OH－的物質(zhì)的量未知，因此無法判斷它們混合后溶液的酸堿性，故C錯誤；非電解質(zhì)溶于水，可以使溶液顯酸性、堿性或中性，如SO2溶于水生成H2SO3，溶液顯酸性，NH3溶于水生成NH3·H2O，溶液顯堿性，乙醇、蔗糖等溶于水，溶液顯中性，故D錯誤。B

解析:判斷溶液酸堿性的關鍵是看c(H+)和c(OH-)的相對大小,若c(H+)>c(OH-),溶液顯酸性;而pH<7或c(H+)>10-7mol·L-1的溶液顯酸性,僅適用于常溫時,若溫度不確定,就不能用來判斷溶液的酸堿性;B項中可使紫色石蕊溶液變紅,則該溶液為酸性;D項中水電離的c(H+)<10-7mol·L-1,說明向水中加入了抑制水電離的酸或者是堿,溶液的酸堿性不能確定。[提升1]下列溶液一定顯酸性的是(

)A.溶液中c(OH-)<c(H+)

B.滴加紫色石蕊溶液后變紅色的溶液C.溶液中c(H+)=10-6mol·L-1

D.常溫時,溶液中由水電離的c(H+)=10-9mol·L-1AB[提升2]下列關于溶液的酸堿性,說法正確的是(

)A.不能使酚酞變色的溶液一定是酸性溶液B.中性溶液中c(H+)一定等于1.0×10-7mol·L-1C.c(H+)=c(OH-)的溶液呈中性D.在100℃時,純水的pH<7,因此顯酸性解析:酚酞溶液無色的pH<8.2,不一定是酸性溶液,A項錯誤;在中性溶液中,c(H+)和c(OH-)一定相等,但并不一定等于1.0×10-7mol·L-1,B項錯誤,C項正確;100℃的純水中,雖然pH<7,但c(H+)=c(OH-),仍呈中性,D項錯誤。C[提升3]李同學在實驗室測某溶液的pH。實驗時,他先用蒸餾水潤濕pH試紙,然后用潔凈干燥的玻璃棒蘸取試樣進行檢測。(1)該學生的操作是

(填“正確的”或“錯誤的”),其理由是

。

(2)如不正確,請分析是否一定有誤差:

。

(3)若用此法分別測定c(H+)相等