2019-2020年高考化學(xué)一輪復(fù)習(xí) 課時(shí)30 水的電離和溶液的pH考點(diǎn)過(guò)關(guān) 水的電離 【基礎(chǔ)梳理】 1. 水的電離 水是一種　　　　電解質(zhì)，能發(fā)生微弱的電離，其電離方程式為　　　　　　　　　　。 2. 水的離子積常數(shù)Kw (1)表達(dá)式:Kw=　　　　　　=　　　　　　(25 ℃) (2)影響因素:Kw僅僅是溫度的函數(shù)。溫度不變，Kw　　　　;溫度升高，Kw　　　　。 T/℃ 0 10 20 25 40 50 90 100 Kw/10-14 0.134 0.292 0.681 1.01 2.92 5.47 38.0 55.0 　　3. 影響水的電離平衡的因素 (1)溫度:因?yàn)樗碾婋x是吸熱過(guò)程，故對(duì)純水升高溫度，　　　　(填“促進(jìn)”或“抑制”)水的電離，c(H+)和c(OH-)同時(shí)　　　　(填“增大”、“減小”或“不變”);但因?yàn)橛伤婋x出的c(H+)和c(OH-)始終相等，故溶液呈　　　　(填“酸”、“堿”或“中”)性。 (2)加入酸或堿:向純水中加入酸(或堿)，由于酸(或堿)電離產(chǎn)生H+(或OH-)，使水中c(H+)[或c(OH-)]　　　　(填“增大”、“減小”或“不變”)，水的電離平衡向　　　　(填“正反應(yīng)”或“逆反應(yīng)”)方向移動(dòng)，水的電離程度　　　　(填“增大”、“減小”或“不變”)。 (3)加入弱堿陽(yáng)離子或弱酸根陰離子:由于弱堿陽(yáng)離子與水電離出的OH-結(jié)合生成弱堿;弱酸根陰離子與水電離出的H+結(jié)合生成了弱酸，從而使水中的c(OH-)或c(H+)　　　(填“增大”、“減小”或“不變”)，破壞了水的電離平衡，使水的電離平衡向　　　　(填“正反應(yīng)”或“逆反應(yīng)”)方向移動(dòng)，其電離程度　　　　(填“增大”、“減小”或“不變”)。 微課1　外界條件對(duì)水的電離平衡及Kw的影響 (1)水的離子積常數(shù)Kw=c(H+) c(OH-)，Kw不僅適用于純水，也適用于酸性或堿性稀的電解質(zhì)水溶液。Kw其實(shí)質(zhì)是水溶液中的H+和OH-濃度的乘積。在任何水溶液中均存在水的電離平衡，都有H+和OH-共存，只是相對(duì)含量不同而已。 (2)外界條件的改變，對(duì)水的電離平衡和Kw的影響 體系變化 條件 平衡移動(dòng)方向 Kw 水的電離程度 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 【典型例題】 一、 水的電離平衡曲線 水的電離平衡曲線如右圖所示，下列說(shuō)法不正確的是 (　　) A. 圖中五點(diǎn)Kw間的關(guān)系:B>C>A=D=E B. 若從A點(diǎn)到D點(diǎn)，可采用溫度不變?cè)谒屑尤肷倭康乃? C. 若從A點(diǎn)到C點(diǎn)，可采用溫度不變?cè)谒屑尤脒m量的NH4Cl固體 D. 若從A點(diǎn)到B點(diǎn)，可采用升高溫度 [答案]　C [解析]:　水的離子積常數(shù)Kw只與溫度有關(guān)，升高溫度，Kw增大，A項(xiàng)正確;溫度不變?cè)谒屑尤肷倭康乃幔芤褐衏(H+)增大，c(OH-)減小，即可從A點(diǎn)到D點(diǎn)，B項(xiàng)正確;從A點(diǎn)到C點(diǎn)，只能采用升高溫度，C項(xiàng)錯(cuò)誤;從A點(diǎn)到B點(diǎn)，升高溫度即可，D項(xiàng)正確。 (xx全國(guó)大綱理綜)下圖表示溶液中c(H+)和c(OH-)的關(guān)系，下列判斷錯(cuò)誤的是(　　) A. 兩條曲線間任意點(diǎn)均有c(H+)c(OH-)=Kw B. M區(qū)域內(nèi)任意點(diǎn)均有c(H+)<c(OH-) C. 圖中T1<T2 D. XZ線上任意點(diǎn)均有pH=7 [答案]　D [解析]:　兩條曲線間c(H+)與c(OH-)乘積是常數(shù)，即水的離子積Kw=c(H+)c(OH-)，A正確;根據(jù)圖像可知在區(qū)域M內(nèi)，都存在c(H+)<c(OH-)，B正確;水的離子積隨著溫度的升高而增大，從T1→T2的過(guò)程，也是Kw=c(H+)c(OH-)增大的過(guò)程，及T1→T2是溫度升高的過(guò)程，C正確;XZ線代表c(H+)=(OH-)，即溶液顯中性，但是溫度升高，pH在減小(pH<7)，D錯(cuò)誤。 二、 影響水電離平衡的因素 25 ℃時(shí)，水的電離達(dá)到平衡:H2OH++OH-　ΔH>0，下列敘述正確的是 (　　) A. 向水中加入稀氨水，平衡逆向移動(dòng)，c(OH-)降低 B. 向水中加入少量固體硫酸氫鈉，c(H+)增大，Kw不變 C. 升高溫度，Kw變大，pH降低，水顯酸性 D. 向水中加入少量氫氧化鈉，c(OH-)增大，25 ℃時(shí)Kw增大 [答案]　B [解析]:　A項(xiàng)，加入稀氨水后水溶液中的c(OH-)增大，平衡逆向移動(dòng);B項(xiàng)，NaHSO4溶于水，電離使c(H+)增大，由于溫度不變，故Kw不變;C項(xiàng)，升高溫度，促進(jìn)水的電離，但是c(H+)=c(OH-)，水依然顯中性;D項(xiàng)，向水中加入少量氫氧化鈉，c(OH-)增大，Kw保持不變。 一定溫度下，水存在H2OH++OH-　ΔH=Q(Q>0)的平衡，下列敘述一定正確的是 (　　) A. 向水中滴入少量稀鹽酸，平衡逆向移動(dòng)，Kw減小 B. 將水加熱，Kw增大，pH減小 C. 向水中加入少量固體CH3COONa，平衡逆向移動(dòng)，c(H+)降低 D. 向水中加入少量固體硫酸鈉，c(H+)=10-7 molL-1，Kw不變 [答案]　B [解析]:　A項(xiàng)，Kw應(yīng)不變;C項(xiàng)，平衡應(yīng)正向移動(dòng);D項(xiàng)，由于沒(méi)有指明溫度，c(H+)不一定等于10-7 molL-1。 　 關(guān)于水的電離的幾個(gè)規(guī)律 (1)在任意溫度、任意物質(zhì)的水溶液中(含純水)，由水本身電離出的c(H+)水=c(OH-)水。 (2)酸或堿對(duì)水的電離均起抑制作用。 ①只要酸的pH相等(不論強(qiáng)弱、不論幾元)對(duì)水的抑制程度相等;堿也同理。 ②若酸溶液的pH與堿溶液的pOH相等，則兩種溶液中水的電離度相等。 　　如pH=3的鹽酸與pH=11的氨水在室溫下，由水電離出的: c(H+)水=c(OH-)水= molL-1=10-11molL-1 (3)在能水解的鹽溶液中，水的電離受到促進(jìn)，且當(dāng)強(qiáng)酸弱堿鹽的pH和強(qiáng)堿弱酸鹽的pOH相等時(shí)(同一溫度)，促進(jìn)程度相等。 (4)較濃溶液中水電離出c(H+)的大小: ①酸溶液中:c(OH-)=c(H+)水。 ②堿溶液中:c(H+)=c(H+)水。 ③強(qiáng)酸弱堿鹽溶液中:c(H+)=c(H+)水。 ④強(qiáng)堿弱酸鹽溶液中:c(OH-)=c(H+)水。 如pH=4的NH4Cl溶液與pH=10的CH3COONa溶液中，(室溫)由水電離出的: c(H+)水=c(OH-)水= molL-1=10-4molL-1 溶液的pH及其計(jì)算 【基礎(chǔ)梳理】 1. 溶液的pH (1)定義:pH=　　　　　　　　　。 (2)意義:粗略表示溶液酸堿性的強(qiáng)弱。 (3)范圍:pH的范圍一般在　　　　　之間。 (4)規(guī)律:pH越小，溶液的酸性越　　　　;pH越大，溶液的堿性越　　　　。 (5)測(cè)定方法:把一小片pH試紙放在　　　　　　　　　　　，用潔凈的玻璃棒蘸取溶液點(diǎn)在pH試紙中心，變色后，與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對(duì)比即可讀出溶液的pH。 注意:使用pH試紙測(cè)溶液的pH時(shí)，試紙　　　　(填“能”或“不能”)用蒸餾水潤(rùn)濕，記錄數(shù)據(jù)時(shí)只有整數(shù)。若精確測(cè)溶液的pH，則應(yīng)使用　　　　　。 2. 溶液的酸堿性 (1)溶液酸堿性的判斷標(biāo)準(zhǔn)是　　　　 與　　　　　　的相對(duì)大小。 (2)25 ℃時(shí)，溶液酸堿性的判斷標(biāo)準(zhǔn)可以是　　　　與　　　　的相對(duì)大小。 (3)規(guī)律 ①中性溶液:c(H+)　　　　c(OH-);25 ℃時(shí)，c(H+)=110-7 molL-1，pH　　　　7。 ②酸性溶液:c(H+)　　　　c(OH-);25 ℃時(shí)，c(H+)>110-7 molL-1，pH　　　　7。 ③堿性溶液:c(H+)　　　　c(OH-);25 ℃時(shí)，c(H+)<110-7 molL-1，pH　　　　7。 【典型例題】 三、 溶液的酸堿性 下列溶液一定呈中性的是 (　　) A. c(H+)=c(OH-)=10-6 molL-1的溶液 B. pH=7的溶液 C. 使石蕊試液呈紫色的溶液 D. 酸與堿恰好完全反應(yīng)生成正鹽的溶液 [答案]　A [解析]:　c(H+)=c(OH-)=10-6 molL-1溶液一定呈中性;常溫下，pH=7的溶液呈中性，但溫度變了，中性溶液的標(biāo)準(zhǔn)便不是pH=7了;常溫下，pH在58之間的溶液均使石蕊試液呈紫色;酸與堿恰好完全反應(yīng)生成正鹽的溶液可能顯酸性，可能顯堿性，可能顯中性。 下列溶液一定顯酸性的是　　　　(填序號(hào))。 ①pH<7的溶液　②c(H+)=c(OH-)的溶液　③c(H+)=110-7 molL-1的溶液?、躢(H+)>c(OH-)的溶液 ⑤0.1 molL-1 NH4Cl溶液 [答案]?、堍? [解析]:　題目沒(méi)有說(shuō)明溫度，所以pH<7的溶液不一定是酸性溶液，只有c(H+)>c(OH-)才是可靠的判斷依據(jù)。NH4Cl溶液水解呈酸性。 四、 溶液的pH 下列說(shuō)法不正確的是 (　　) A. pH=7的溶液可能呈堿性 B. pH=6的溶液中c(H+)=110-6 molL-1 C. pH=6的溶液中c(OH-)=110-8 molL-1 D. 室溫下，任何物質(zhì)的水溶液中都有H+和OH-，且Kw=c(H+)c(OH-)=110-14 [答案]　C [解析]:　水溶液中都存在H+和OH-，且Kw=c(H+)c(OH-)，在25 ℃時(shí)Kw=110-14，D項(xiàng)正確;在100 ℃時(shí)，水的離子積常數(shù)大于110-14，此時(shí)pH=7的溶液呈堿性，A項(xiàng)正確，此時(shí)pH=6的溶液中c(OH-)大于110-8 molL-1，C項(xiàng)錯(cuò)誤。 pH=5的H2SO4溶液，加水稀釋到500倍，則稀釋后c(S)與c(H+)的比值為　　　。 [答案]　 [解析]:　稀釋前c(S)= molL-1，稀釋后)= molL-1=10-8 molL-1，c(H+)接近10-7 molL-1，所以==。 五、 相同pH的強(qiáng)酸與弱酸比較 體積相同的鹽酸和醋酸兩種溶液，n(Cl-)=n(CH3COO-)=0.01 mol，下列敘述正確的是 (　　) A. 兩種溶液的pH不相同 B. 它們分別與足量CaCO3反應(yīng)時(shí)，放出的CO2同樣多 C. 它們與NaOH完全中和時(shí)，消耗的NaOH醋酸多于鹽酸 D. 分別用水稀釋相同倍數(shù)時(shí)，n(Cl-)=n(CH3COO-) [答案]　C [解析]:　根據(jù)電荷守恒和n(Cl-)=n(CH3COO-)=0.01 mol，兩溶液的氫離子溶度也相同，A錯(cuò);醋酸是弱酸，鹽酸是強(qiáng)酸，當(dāng)n(Cl-)=n(CH3COO-)=0.01 mol，醋酸的物質(zhì)的量要大很多，與足量碳酸鈣反應(yīng)醋酸放出的二氧化碳多，B錯(cuò);它們與NaOH完全中和時(shí)，消耗的NaOH醋酸多于鹽酸，C正確;稀釋相同倍數(shù)，醋酸繼續(xù)電離，醋酸根的物質(zhì)的量更大，D錯(cuò)。 對(duì)室溫下2 mL pH=2的醋酸和鹽酸兩種溶液分別采取下列措施，有關(guān)敘述正確的是 (　　) A. 加水稀釋至溶液體積為200 mL，醋酸溶液的pH變?yōu)? B. 溫度都升高20 ℃后，兩溶液的pH不再相等 C. 加水稀釋至溶液體積為200 mL后，兩種溶液的c(OH-)都減小 D. 加足量的鋅充分反應(yīng)后，兩溶液中產(chǎn)生的氫氣體積可用右圖表示 [答案]　B [解析]:　A選項(xiàng)中醋酸是弱酸，存在電離平衡，加水稀釋至200 mL時(shí)，pH<4;B選項(xiàng)正確;C選項(xiàng)中加水稀釋時(shí)，兩溶液中c(OH-)濃度增大;D選項(xiàng)中pH相等的醋酸和鹽酸，醋酸的濃度大于鹽酸，二者和足量的鋅反應(yīng)得到的氫氣體積不相等。 　 單一溶液的pH計(jì)算 (1)強(qiáng)酸溶液，如HnA，設(shè)濃度為c molL-1，則c(H+)=nc molL-1，pH=-lg c(H+)=-lg nc。 (2)強(qiáng)堿溶液，如B(OH)n，設(shè)濃度為c molL-1，則c(H+)= molL-1，pH=-lg c(H+)=14+lg nc。 (3)一元弱酸溶液，設(shè)濃度為c molL-1，則有c(H+)<c molL-1，pH>-lg c。 (4)一元弱堿溶液，設(shè)濃度為c molL-1，則有c(OH-)<c molL-1，c(H+)> molL-1，pH<14+lg c。 酸堿中和滴定 【基礎(chǔ)梳理】 1. 原理 依據(jù)原理c(標(biāo)準(zhǔn))V(標(biāo)準(zhǔn))=c(待測(cè))V(待測(cè))，所以c(待測(cè))=，因c(標(biāo)準(zhǔn))已確定，因此只要分析出不正確操作引起V(標(biāo)準(zhǔn))與V(待測(cè))的變化，即分析出結(jié)果。 2. 指示劑 常用酸堿指示劑及變色范圍 指示劑 變色范圍的pH 石蕊 <5紅色 5~8　　　 >8藍(lán)色 甲基橙 <3.1　　 3.1~4.4橙色 >4.4黃色 酚酞 <8無(wú)色 8~10　　　 >10　　　 3. 主要儀器 (1)滴定管 滴定管分為酸式滴定管和堿式滴定管。酸性溶液裝在　　　　滴定管中，堿性溶液裝在　　　　滴定管中。如下圖所示: 除用蒸餾水洗凈外，使用前還必須用待取的溶液潤(rùn)洗。 (2)錐形瓶、燒杯、鐵架臺(tái)、滴定管夾等。 4. 主要試劑 標(biāo)準(zhǔn)液、待測(cè)液、　　　　、蒸餾水。 5. 實(shí)驗(yàn)操作(用標(biāo)準(zhǔn)鹽酸滴定待測(cè)NaOH溶液) (1)準(zhǔn)備 滴定管:　　　　→洗滌→　　　　→裝液→調(diào)液面→記錄。 錐形瓶:注堿液→加指示劑。 (2)滴定 左手握　　　　　　　　，右手　　　　　　　　，眼睛注視　　　　　　　　變化。 (3)滴定終點(diǎn):滴入最后一滴反應(yīng)液，指示劑變色，且在半分鐘內(nèi)不能恢復(fù)原來(lái)的顏色，停止滴定，并記錄標(biāo)準(zhǔn)溶液的體積。重復(fù)上述操作2~3次(即平行滴定2~3次)。 注意:中和反應(yīng)達(dá)到滴定終點(diǎn)時(shí)所得到的溶液，　　　　顯中性 6. 計(jì)算 中和反應(yīng)滴定終點(diǎn)是嚴(yán)格按照化學(xué)方程式中　　　　　進(jìn)行，即當(dāng)酸提供的H+的物質(zhì)的量與堿提供的OH-的物質(zhì)的量相等時(shí)，恰好中和。取平均值求出結(jié)果。 【典型例題】 六、 溶液pH計(jì)算 求下列溶液的pH(常溫條件下;混合溶液忽略體積的變化;已知lg 2=0.3)。 (1)0.005 molL-1H2SO4溶液 (2)0.1 molL-1CH3COOH溶液(已知CH3COOH的電離常數(shù)Ka=1.810-5) (3)0.1 molL-1NH3H2O溶液(NH3H2O的電離度為α=1%) (4)將pH=8的NaOH與pH=10的NaOH溶液等體積混合 (5)常溫下，將pH=5的鹽酸與pH=9的NaOH溶液以體積比11∶9混合 (6)將pH=3的HCl與pH=3的H2SO4等體積混合 (7)0.001 molL-1NaOH溶液 (8)pH=2的鹽酸與等體積的水混合 (9)pH=2的鹽酸加水稀釋1 000倍 [答案]　(1)2　(2)2.9　(3)11　(4)9.7　(5)6　(6)3　(7)11　(8)2.3　(9)5 [解析]:　(2)　　CH3COOHCH3COO-+H+ c(初始)　 0.1 molL-1 　0 0 c(電離)　 c(H+) c(H+) c(H+) c(平衡)　 0.1-c(H+) c(H+) c(H+) 則Ka==1.810-5 解得c(H+)=1.310-3 molL-1， 所以pH=-lg c(H+)=-lg(1.310-3)=2.9。 (3)NH3H2O　　OH-+　　N c(初始): molL-1 0.1 　　　0 　　　0 c(電離): molL-1 0.11% 　　0.11% 　　0.11% 則c(OH-)=0.11% molL-1=10-3 molL-1 c(H+)=10-11 molL-1，所以pH=11。 (4)將pH=8的NaOH與pH=10的NaOH溶液等體積混合后，溶液中c(H+)很明顯可以根據(jù)pH來(lái)算，可以根據(jù)經(jīng)驗(yàn)公式來(lái)求算pH=10-lg 2(即0.3)，所以答案為9.7。 (5)pH=5的鹽酸溶液中c(H+)=10-5 molL-1，pH=9的氫氧化鈉溶液中c(OH-)=10-5 molL-1，兩者以體積比11∶9混合，則酸過(guò)量，混合液的pH小于7。 c(H+)= molL-1=1.010-6 molL-1， pH=-lg(1.010-6)=6。 七、 中和滴定 某濃度的燒堿溶液，現(xiàn)用中和滴定測(cè)定其濃度。 (1)滴定:用　　　　　式滴定管盛裝c molL-1鹽酸標(biāo)準(zhǔn)液。右圖表示某次滴定時(shí)50 mL滴定管中前后液面的位置。把用去的標(biāo)準(zhǔn)鹽酸的體積填入表格中，此次滴定結(jié)束后的讀數(shù)為　　　　　mL，滴定管中剩余液體的體積為　　　　　。 指示劑 石蕊 甲基橙 甲基紅 酚酞 變色范圍(pH) 5.0~8.0 3.1~4.4 4.4~6.2 8.2~10.0 　該實(shí)驗(yàn)應(yīng)選用　　　　　作指示劑。 (2)有關(guān)數(shù)據(jù)記錄如下: 滴定 序號(hào) 待測(cè)液體積/mL 所消耗鹽酸標(biāo)準(zhǔn)液的體積/mL 滴定前 滴定后 消耗的體積 1 V 0.50 25.80 25.30 2 V — 3 V 6.00 31.35 25.35 根據(jù)所給數(shù)據(jù)，寫(xiě)出計(jì)算燒堿溶液的物質(zhì)的量濃度的表達(dá)式c=　　　　　　　(不必化簡(jiǎn))。 (3)對(duì)下列幾種假定情況進(jìn)行討論:(填“無(wú)影響”、“偏高”或“偏低”) ①若滴定前用蒸餾水沖洗錐形瓶，則會(huì)使測(cè)定結(jié)果　　　　　。 ②讀數(shù)時(shí)，若滴定前仰視，滴定后俯視，則會(huì)使測(cè)定結(jié)果　　　　　。 ③若在滴定過(guò)程中不慎將數(shù)滴酸液滴在錐形瓶外，則會(huì)使測(cè)定結(jié)果　　　　　。 ④滴加鹽酸速度過(guò)快，未充分振蕩，剛看到溶液變色，立刻停止滴定，則會(huì)使測(cè)定結(jié)果　　　　。 [答案]　(1)酸　24.90　大于25.10 mL　酚酞 (2) (3)①無(wú)影響?、谄汀、燮摺、芷? [解析]:　(1)盛裝鹽酸用酸式滴定管，讀數(shù)注意視線與凹液面最低點(diǎn)水平，精確到小數(shù)點(diǎn)后兩位，酚酞的變色范圍與7最接近。 (2)運(yùn)用c(H+)V(H+)=c(OH-)V(OH-)，c(OH-)=，消耗鹽酸的體積取平均值。 (3)c(OH-)=，主要分析對(duì)V(H+)的影響。①不影響V(H+)，無(wú)影響;②V(H+)偏小，結(jié)果偏低;③V(H+)偏大，結(jié)果偏高;④V(H+)偏小，結(jié)果偏低。 　 　　1. 混合溶液pH的計(jì)算類型 (1)兩種強(qiáng)酸混合:直接求出c(H+)混，再據(jù)此求pH。c(H+)混=。 (2)兩種強(qiáng)堿混合:先求出c(OH-)混，再據(jù)Kw求出，最后求pH。 c(OH-)混=。 (3)強(qiáng)酸、強(qiáng)堿混合:先判斷哪種物質(zhì)過(guò)量，再由下式求出溶液中H+或OH-的濃度，最后求pH。 c(H+)混或c(OH-)混= 2. 常見(jiàn)的酸堿中和滴定誤差分析 以標(biāo)準(zhǔn)酸溶液滴定未知濃度的堿(酚酞作指示劑)為例，常見(jiàn)的因操作不正確而引起的誤差有: 步驟 操作 V(標(biāo)準(zhǔn)) c(待測(cè)) 洗滌 酸式滴定管未用標(biāo)準(zhǔn)溶液潤(rùn)洗 變大 偏高 堿式滴定管未用待測(cè)溶液潤(rùn)洗 變小 偏低 錐形瓶用待測(cè)溶液潤(rùn)洗 變大 偏高 錐形瓶洗凈后還留有蒸餾水 不變 無(wú)影響 取液 放出堿液的滴定管開(kāi)始有氣泡，放出液體后氣泡消失 變小 偏低 滴定 酸式滴定管滴定前有氣泡，滴定終點(diǎn)時(shí)氣泡消失 變大 偏高 振蕩錐形瓶時(shí)部分液體濺出 變小 偏低 部分酸液滴出錐形瓶外 變大 偏高 讀數(shù) 滴定前讀數(shù)正確，滴定后俯視讀數(shù)(或前仰后俯) 變小 偏低 滴定前讀數(shù)正確，滴定后仰視讀數(shù)(或前俯后仰) 變大 偏高