（新課改省份專(zhuān)版）2020高考化學(xué)一輪復(fù)習(xí) 7.2 點(diǎn)點(diǎn)突破 水的電離與溶液的酸堿性學(xué)案（含解析）.doc

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第2課時(shí)　點(diǎn)點(diǎn)突破——水的電離與溶液的酸堿性 知識(shí)點(diǎn)一　水的電離 1．水的電離 (1)水是極弱的電解質(zhì)，其電離方程式為H2O＋H2OH3O＋＋OH－，可簡(jiǎn)寫(xiě)為H2OH＋＋OH－。 (2)25 ℃時(shí)，純水中c(H＋)＝c(OH－)＝110－7 molL－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(duì)水的電離平衡的影響 體系變化 條件　　　 移動(dòng)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(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： 溶液(25 ℃) 水電離出來(lái)的 c(H＋)或c(OH－) molL－1 pH＝2的鹽酸 10－2 10－12 10－12 pH＝13的 NaOH溶液 10－13 10－1 10－13 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： 溶液(25 ℃) 水電離出來(lái)的 c(H＋)或c(OH－) molL－1 pH＝5的 NH4Cl溶液 10－5 10－9 10－5 pH＝10的 Na2CO3溶液 10－10 10－4 10－4 [對(duì)點(diǎn)訓(xùn)練] 1．判斷正誤(正確的打“√”，錯(cuò)誤的打“”)。 (1)25 ℃與60 ℃時(shí)，水的pH相等() (2)25 ℃時(shí)NH4Cl溶液的KW大于100 ℃時(shí)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，0.1 molL－1的HCl溶液與0.1 molL－1的NaOH溶液中水的電離程度相同(√) (5)25 ℃時(shí)，0.10 molL－1 NaHCO3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(guò)程為H2OH＋＋OH－，在不同溫度下其離子積為KW(25 ℃)＝1.010－14，KW(35 ℃)＝2.110－14，則下列敘述正確的是(　　) A．c(H＋)隨溫度的升高而降低 B．35 ℃時(shí)，c(H＋)>c(OH－) C．水的pH：pH(35 ℃)>pH(25 ℃) D．35 ℃時(shí)已電離的水的濃度約為1.4510－7 molL－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(shí)水中c(H＋)較高，pH較小，但水中c(H＋)＝c(OH－)，水呈中性，A、B、C錯(cuò)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(shí)，0.1 molL－1的下列溶液：①NaCl?、贜aOH?、跦2SO4?、?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＞④ C．④＞①＞②＞③ D．③＞②＞①＞④ 解析：選C?、冖鄯謩e為堿、酸，抑制水的電離；④中NH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(　　) ①1.010－7 molL－1?、?.010－6 molL－1 ③1.010－3 molL－1　④1.010－11 molL－1 A．③ B．④ C．①或③ D．③或④ 解析：選D　該溶液中c(OH－)＝10－3 molL－1，c(H＋)＝10－11 molL－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10－11 molL－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－)＝10－3 molL－1。 知識(shí)點(diǎn)二　溶液的酸堿性和pH 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(duì)大小。 c(H＋)c(OH－) 溶液呈酸性，常溫下pH7 c(H＋)c(OH－) 溶液呈中性，常溫下pH7 c(H＋)c(OH－) 溶液呈堿性，常溫下pH7 (2)注意事項(xiàng) 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＋)＝10－7 molL－1的溶液不一定呈中性，因水的電離與溫度有關(guān)，常溫時(shí)，pH＝7的溶液呈中性，100 ℃ 時(shí)pH＝6的溶液呈中性。 2．pH及其測(cè)量 (1)定義式：pH＝－lg c(H＋)。 (2)溶液的酸堿性與pH的關(guān)系(常溫下) (3)測(cè)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(cè)溶液點(diǎn)在干燥的pH試紙的中央，試紙變色后，與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對(duì)照即可確定溶液的pH。 ②pH計(jì)測(cè)量法。 1．計(jì)算類(lèi)型 (1)單一溶液的pH計(jì)算 強(qiáng)酸溶液：如HnA，設(shè)濃度為c molL－1，c(H＋)＝nc molL－1，pH＝－lg c(H＋)＝－lg (nc)。 強(qiáng)堿溶液(25 ℃)：如B(OH)n，設(shè)濃度為c molL－1，c(H＋)＝ molL－1，pH＝－lg c(H＋)＝14＋lg (nc)。 (2)混合溶液的pH計(jì)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＋)＝。 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－)＝。 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混(H＋)或c混(OH－)＝。 (3)酸、堿溶液稀釋時(shí)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＋n a＋n >b－n b－n 無(wú)限稀釋 pH趨向于7 2．計(jì)算溶液pH的解題思路 [對(duì)點(diǎn)訓(xùn)練] 1．判斷正誤(正確的打“√”，錯(cuò)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＋)＞10－7 molL－1，則該溶液呈酸性() (3)用濕潤(rùn)的pH試紙測(cè)稀堿液的pH，測(cè)定值偏小(√) (4)用廣泛pH試紙測(cè)得0.10 molL－1NH4Cl溶液的pH＝5.2() (5)用pH試紙測(cè)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．Na2O C．NH4Cl D．CH3COONa 解析：選C　KCl為強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽，溶于水溶液顯中性，A項(xiàng)不符合題意；Na2O溶于水生成NaOH，使溶液顯堿性，B項(xiàng)不符合題意；NH4Cl為強(qiáng)酸弱堿鹽，溶于水因NH水解：NH＋H2ONH3H2O＋H＋而顯酸性，C項(xiàng)符合題意；CH3COONa為強(qiáng)堿弱酸鹽，溶于水因CH3COO－水解：CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－而顯堿性，D項(xiàng)不符合題意。 3．(2018浙江11月選考)下列說(shuō)法不正確的是(　　) A．測(cè)得0.1 molL－1的一元酸HA溶液pH＝3.0，則HA一定為弱電解質(zhì) B．25 ℃時(shí)，將0.1 molL－1的NaOH溶液加水稀釋100倍，所得溶液的pH＝11.0 C．25 ℃時(shí)，將0.1 molL－1的HA溶液加水稀釋至pH＝4.0，所得溶液c(OH－)＝110－10 molL－1 D．0.1 molL－1的HA溶液與0.1 molL－1的NaOH溶液等體積混合，所得溶液pH一定等于7.0 解析：選D　A選項(xiàng)，0.1 molL－1一元酸HA溶液pH＝3.0，說(shuō)明HA部分電離，為弱電解質(zhì)，正確；B選項(xiàng)，0.1 molL－1NaOH溶液pH＝13.0，加水稀釋100倍，pH＝11.0，正確；C選項(xiàng)，25 ℃時(shí)，pH＝4.0，c(H＋)＝110－4 molL－1，c(OH－)＝110－10 molL－1，正確；D選項(xiàng)，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(cuò)誤。 4．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)： (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1 000倍；____________ (3)0.1 molL－1的CH3COOH溶液(已知CH3COOH的電離常數(shù)K＝1.810－5)；____________ (4)0.1 molL－1 NH3H2O溶液(NH3H2O的電離度為α＝1%，電離度＝100%)；____________ (5)常溫下，將0.1 molL－1氫氧化鈉溶液與0.06 molL－1硫酸溶液等體積混合。____________ 解析：(1)c(H＋)＝ molL－1，pH＝－lg＝2＋lg 2＝2.3。 (2)c(H＋)＝ molL－1＝10－5 molL－1，pH＝5。 (3)　　　　　　　CH3COOHCH3COO－ ＋ H＋ c(初始)/molL－1　0.1　　　　　　0　　 　　0 c(電離)/molL－1 c(H＋) c(H＋) c(H＋) c(平衡)/molL－1 0.1－c(H＋) c(H＋) c(H＋) 則K＝＝1.810－5， 解得c(H＋)＝1.310－3 molL－1， 所以pH＝－lg c(H＋)＝－lg (1.310－3)＝2.9。 (4)　　　　　　　 NH3H2OOH－　 ＋　NH 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。 (5)c(H＋)＝ ＝0.01 molL－1，所以pH＝2。 答案： (1)2.3　(2)5　(3)2.9　(4)11　(5)2