一輪復習人教版第26講水的電離和溶液的PH學案

第26講水的電離和溶液的PH

內容要求

L認識水的電禺。

2.了解水的離子積常數。

3.認識溶液的酸堿性及pH,掌握檢測溶液pH的方法。

4,必做實驗:強酸與強堿的中和滴定。

知識點1水的電離

㈣必備知識梳理

一、水的電離

電離2H3Oi=^H3O?OH-

方程式

簡寫為=^H'+OH?

四Γ-“難”——極難電離:在25七時,純水中

+

個c(H)=KOH>10“mol??

特-“逆”一可逆過程

點

—“等”一電離出的卬和OH~濃度相等

I—“吸，，一吸熱過程

二、水的禺子積

I表洋式I—K?=c(H?)?C(Oir)

-??-1I—只與溫度有關,隨著溫度的升高，K.增大

廉~L25T時,/L=LOxlO-"

適用

常誦——K?適用于純水及稀的電解質溶液

三、影響水的電離平衡的因素

(1)降低溫度、-

水r(i)升高溫度

(2)加入酸、堿

的(2)加入可水解的鹽,如

(3)加入可電抑制

電Na2CO3^NH4Cl

離出Ir的

離加入與水中或

某些鹽,如(3)IrOH-

I反應的物質,如Na等

NaHSO4等)

易錯易通I

LIOO°C的純水中的PH約為6,此時水呈酸性。()

2.25℃時,pH=3的鹽酸、NHa溶液中，鹽酸中水電離出的c(H')更

小。()

3.在蒸儲水中滴加濃硫酸,K.不變。()

4.25°C時，0.10mol?LNaHCCh溶液加水稀釋后,c(H*)與C(OH)的乘

積變大。()

5.室溫下,0.1mol?U1HCl溶液與0.1mol?L'KOH溶液中水的電離

程度相同。()

3C00NH,溶液均顯中性,兩溶液中水的電離程度相同。()

答案：1.×2.√3.×4.×5.√6.×

何關鍵能力提升

題點一水的電離平衡及影響因素

+

1.一定溫度下,水存在H2O-H+OHΔH>0的平衡。下列敘述一定正

確的是(C)

A.向水中滴入少量稀鹽酸,平衡逆向移動,KM減小

B.向水中加入少量金屬鈉,平衡逆向移動,c(H+)降低

C.向水中加入少量硫酸鈉固體,c(IT)和Kj勻不變

D.pH=9的CH3COONa溶液和pH=9的NH3?H2O溶液中水的電離程度相同

解析：向水中滴入少量稀鹽酸,平衡逆向移動,溫度不變,Kw不變,A項

錯誤；向水中加入少量金屬鈉，反應消耗H，使水的電離平衡正向移

動，c(H+)降低,B項錯誤；向水中加入少量硫酸鈉固體,不影響水的電

離平衡,c(H')和KJ勻不變,C項正確;C?COONa促進水的電離,N%?H2O

抑制水的電離,D項錯誤。

2.下列操作中，能使水的電離平衡向右移動且使液體呈酸性的是

B)

2s

4

2CO3

D.將水加熱到IOO℃,使PH=6

解析:H2S溶于水可電離出K抑制水的電離,溶液顯酸性,A不符合題

意;CUSol電離出的C/一能水解,促進水的電離,溶液顯酸性,B符合題

意;Na2CO3電離出的COr能水解,促進水的電離,溶液顯堿性,C不符合

題意;將水加熱,促進水的電離,但仍為中性,D不符合題意。

題點二水的電離程度與K*的相關計算

3.室溫下,下列四種溶液:①1mol/L的鹽酸②0.05mol/L的硫酸

③0.Olmol/L的NaOH溶液④PH=IO的Na2S溶液，由水電離生成的

H-濃度之比是(A)

A.1：10：IO2：IO10

B.1：10：IO2：10'

12：IO11：1：IO2

4：IO3：IO3：1

解析:①中c(H+)=lmol/L,由水電離出的C(Ir)與溶液中C(OH-X10*

+

mol/L;②中c(H)=0.1mol/L,由水電離出的C(H-XIoT'niol∕L;③中

c(0H×10^2mol/L,由水電離出的c(H*)與溶液中c(H+X1012mol/L;

+4

④中pH=10的Na2S溶液中由水電離出的c(H×10mol?L;則四種

溶液中由水電離生成的HX10l4×10'3×IO12XlO4)=1：10：IO2：

10

IOo

4晶體,保持溫度不變,測得溶液的pH=2o下列敘述中不正確的是

(A)

4晶體,水的電離程度增大

B.水電離出的cQΓ)=lX10"mol?L^'

13

w=l×10

D.溶液中c(Na*)=c(SOf)

4會電離出氫離子抑制水的電離,錯誤;B.T℃時,純水的pH=6.5,則

+13

c(H)=c(OH)=IOmol∕L,水的離子積Kw=I×IO,則溶液的pH=2時水

電離出的c(H')=c(OH)=IXlOUmol?L,正確;C.由上述分析可知,

水的離子積K?.=l×IO*3,=Na++H*+S0f可知，溶液中C(Na)=c(SOf),

正確。

?讖后4篇水溶液中C(H+)%o或C(OH一)出。的計算模板

(1)酸溶液：C(H+)H20=C(OH-)H2O=C(OH)。

++

⑵堿溶液：C(OH-)H2O=C(H)H2O=C(H)c

+

(3)水解呈酸性的鹽溶液：C(H)H2O=C(OH-)H2O=C(H^)O

+

⑷水解呈堿性的鹽溶液：C(OH-)H2O=C(H)H2O=CW)O

知識點2溶液的酸堿性與PH

㈣必備知識梳理

一、溶液酸堿性的判斷依據

根本依據I-C(H)與C(OH)的相對大小,如c(1Γ)x(0H)為酸性

常用依據25T時比較PH與7的相對大小,如常溫下pH<7為酸性

~Γ~與酸堿指示劑作用,如

使甲基根變紅的溶液呈酸性；

其他依據一使石蕊變紅的溶液呈酸性,變藍的溶液呈堿性；

使酚酸變紅的溶液呈堿性；

使PH試紙變紅的溶液呈酸性,變藍的溶液呈堿性

二、PH及其測量

+

pH=-lgc(H)o

2.溶液的酸堿性與PH的關系(常溫下)

c(OH?)∕(mol?L^,)IoXW7?

C(HMmolH)[1.K)-M

PHO7M

-----------中--------?

酸性增強?堿性增強

(DpH試紙法

①適用范圍:0?14。

②測定操作:用鏡子夾取一小塊試紙放在潔凈的玻璃片或表面皿上,

用干燥潔凈的玻璃棒蘸取待測液點在試紙的中央,試紙變色后與標準

比色卡對照。

③常用的廣泛PH試紙只能讀取1?14的整數。

(2)pH計測量法:可精確測定溶液的pH,可讀取一位或兩位小數。

指示劑變色范圍的PH

石蕊紫色

甲基橙紅色

酚猷淺紅色紅色

1.25℃,0.Olmol?I?的CH￡00H溶液和HCl溶液的PH均為2。（

2.測定醋酸鈉溶液pH的操作為用玻璃棒蘸取溶液,點在濕潤的pH試

紙上。()

3.將Kel溶液從常溫加熱至80℃,溶液的PH變小。()

4.100°C時，LX10-2,0.01mol?LWaOH溶液的PH=I2。()

5.25℃時,pH=5的HzSOi溶液,加水稀釋到500倍,則稀釋后C(Sof)

與c(H*)的比值約為1：10。()

6.用PH試紙測定氯水的PH=4。()

答案：1.×2.×3.√4.×5.√6.X

何關鍵能力提升

題點一溶液的酸堿性

1.下列溶液一定呈中性的是(B)

A.pH=7的溶液

B.c(H+)=10-6mol∕L的純水

解析:A.pH=7的溶液不一定為中性,如溶液溫度高于25℃則為堿性，

錯誤;C使石蕊溶液呈紫色的溶液，只能說明pH在5?8之間，可能為

酸性也可能為堿性,錯誤;D.如為強酸與弱堿反應，則生成強酸弱堿鹽,

水解顯酸性,錯誤。

2.常溫下,下列溶液的堿性最強的是(A)

A.0.02mol-L氨水與水等體積混合后的溶液

B.pH=2的鹽酸與pH=12的NaOH溶液等體積混合后的溶液

C.O.02mol-L鹽酸與0.02mol-L氨水等體積混合后的溶液

D.0.01mol-L鹽酸與0.03mol-LT氨水等體積混合后的溶液

解析:B項生成強酸強堿鹽,溶液呈中性;C項生成強酸弱堿鹽,NH1部

分水解使溶液呈酸性;D項混合后得到0.01mol?LT一水合氨和

1

0.005mol?UNH1Cl的混合溶液,相當于往A項混合溶液中加入

NH。,NH*抑制了NH3?H2O的電離，因而D項溶液的堿性小于A項。

⑨鰻雌酸堿混合溶液的酸堿性判斷

(1)等濃度、等體積的一元酸與一元堿混合的溶液一一“誰強顯誰性,

同強顯中性”。

(2)室溫下C酸(Ir)=C堿(OH-)，即PH之和等于14時,一強一弱等體積混

合一一“誰弱誰過量,誰弱顯誰性”。

(3)已知強酸和強堿的pH,等體積混合(25C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。

題點二PH的簡單計算

3.在常溫下,將pH=8的NaOH溶液與PH=Io的NaOH溶液等體積混合后，

溶液的PH最接近于(已知：lg2=0.3)(D)

解析:常溫下,pH=8的NaOH溶液與pH=10的NaOH溶液等體積混合,混

61

合后C(OH)=I。+】。"mol?Lmol?L,貝IJ

22

c(H+)=2×10^'0mol?L1,則混合后溶液的pH=-lg(2XlO10)=9.7。

4.25℃時一,重水(DzX10弋也可用與PH一樣的定義來規(guī)定其酸堿

度:PD=TgC(D*)。下列敘述正確的是(均為25℃條件下)(B)

A.重水中c(D+)=I×107mol?L^l

B.在100mL0.25mol?L1DCl重水溶液中，加入50mL0.2

mol?L1NaOD重水溶液,反應后溶液的pD=l

C.0.01mol?L1NaOD重水溶液，其pD=12

?l溶于D2O中生成的一水合氨和水合氫離子的化學式為NH3-D2O和

+

HD2O

解析:A.25℃時，重水中c(D+)=4X108mol-L”,錯誤;B.根據中和反

應量的關系知，100mL0.25mol?LHDCI和50mL0.2mol?L^l

NaOD中和后，溶液中DCl過量，剩余DCl的濃度為

0.1L×0.25mol?L^1^0.05L×0.2mol?L^1CrT-IEIl/c+\

-----------------------------------------------------=0.1mo1η?L,則c(D)=

0.1L+0.05L

0.1mol?L',故pD=-lgc(D+)=I,正確;C.0.01mol?LNaOD重水溶

液中c(OD)=0.01mol-L,根據重水離子積常數，可知c(D+)=

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T：,mol?LXlO'mol?L',pD=-lgc(D1Cl溶于D2O中生成的

+

一水合氨和水合氫離子的化學式為NH3-DHO和D3O,錯誤。

溶液PH計算的一般思維模型

I初步判斷一終溶液的一堿性I

當堂檢測

W,該溫度下,將濃度為amol/L的一元酸HA與bmol/L的一元堿BOH

等體積混合,可判定該溶液呈中性的依據是(C)

B.混合溶液的pH=7

C.混合溶液中，c(M)=房

D.混合溶液中,c(Ht)+c(B+)=c(OH)+c(A)

解析:加入酚酬呈無色時pH<8.2,不一定呈中性,A項錯誤;只有25℃

時中性溶液的pH=7,B項錯誤；KW=C(H+)-c(0H),中性溶液中

c(H+)=c(0H),即C(H)=區(qū),C項正確;無論溶液呈酸性、中性或堿性,

根據電荷守恒都有c(H*)+c(B+)=c(OH)+c(A),D項錯誤。

2.常溫下,醋酸溶液pH=a,氫氧化鈉溶液pH=b,若a+b=14,下列說法不

正確的是(D)

+

A.C(CH3C00)=C(Na)

C.分別稀釋相同倍數,前者對水的電離抑制程度更大

D.兩者等體積混合,pH>7

解析:A.常溫下,pH=a的醋酸溶液中c(H+)=10^amol?L1,pH=b的氫氧

a-

化鈉溶液中c(OH)=IO""mol.L',若a+b=14,則c(OH)=IOmol?L',

根據電荷守恒可知，c(CLCOO)=c(Na)正確;B.由上述分析可知，常

溫下，兩溶液的離子濃度相等,所以導電能力基本相同，正確;C.常溫

下,醋酸溶液pH=a,氫氧化鈉溶液pH=b,若a+b=14,醋酸的濃度大于氫

氧化鈉溶液濃度，分別稀釋相同倍數，醋酸溶液中氫離子濃度大于

NaOH溶液中OH濃度,對水電離抑制程度更大,正確;D.由上述分析可

知,c(CH3COOH)>c(NaOH),兩者等體積積混合,醋酸過量,故pH<7,錯誤。

3.常溫下,關于溶液的稀釋,下列說法正確的是(C)

A.pH=3的醋酸溶液稀釋100倍,pH=5

B.pH=4的HzSOi溶液加水稀釋100倍,溶液中由水電離產生的

C(H")=1XI。-'mol?LT

C.將1L0.1mol?L^'的Ba(OH)2溶液稀釋為2L,pH=13

D.pH=8的NaOH溶液稀釋100倍，其pH=6

解析:A項,pH