选修二U3 水溶液中的离子平衡U32 水的电离和溶液的酸碱性 复习.docx

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选修二U3水溶液中的离子平衡U32水的电离和溶液的酸碱性复习

选修二U3水溶液中的离子平衡U3-2水的电离和溶液的酸碱性复习

板块一：

概念辩析

知识点一：

水的电离

1.探究水的电离

水是一种极弱的电解质，能发生微弱的电离：

H2O+H2O

H3O++OH-，简写为H2O

H++OH-。

实验测得：

在室温时1LH2O（即55.6mol）中只有1×10-7molH2O电离。

故25℃时纯水中c（H+）＝c（OH-）＝1×10-7mol/L。

平衡常数：

c（H+）·c（OH-）

K电离＝

c（H2O）

N：

①导电实验能证明纯水大部分以H2O分子形式存在，只存在极少数的H3O+和OH-。

②H3O+是水合的H+，可以简写为H+。

③水中c（H+）＝c（OH-），所以水是中性的。

在25℃时，c（H+）＝1×10-7mol/L，pH＝7，若温度升高，水的电离程度增加，虽pH<7，但仍为中性。

2.推导水的离子积

因为水的电离极其微弱，在室温下，电离前后n（H2O）几乎不变，因此c（H2O）可视为常数，则c（H+）＝c（OH-）＝K电离·c（H2O）。

常数c（H2O）与常数K电离的积为一个新常数，叫做水的离子积常数，简称为水的离子积，记作Kw＝c（H+）·c（OH-）。

Kw可由实验测得，也可通过理论计算求得。

室温下Kw＝1.0×10-14。

3.影响水的电离平衡的因素

（1）温度：

水的电离是吸热过程，升高温度，水的电离平衡右移，电离程度增大，c（H+）和c（OH-）同时增大，Kw增大，但由于c（H+）和c（OH-）始终保持相等，故仍呈中性。

（2）酸、碱：

加入酸，酸能电离出H+，加入碱能电离出OH-，加强酸的酸式盐（NaHSO4）也能电离出H+，都抑制水的电离，但水电离出的H+和OH-一定是相等的，Kw也是不变的。

（3）加入活泼金属，因金属换水中H+而会促进水的电离。

（4）含有弱酸根离子或弱碱阳离子的盐：

在纯水中加入含有弱酸根离子或弱碱阳离子的盐，由于它们能跟水电离出的H+或OH-结合生成难电离物，使水的电离平衡右移，水的电离程度增大。

4.经验总结

（1）任何水溶液中均存在着水的电离平衡，即任何水溶液中均存在H+和OH-着。

水的离子积是水电离平衡时具有的性质，不仅适用于纯水，也适用于其他稀的水溶液。

（2）Kw是温度的函数，与c（H+）、c（OH-）变化无关。

温度升高，Kw增大；温度降低，Kw减小。

从电离平衡向电离方向移动，c（H+）、c（OH-）都增大，Kw增大；反之，则减小。

如100℃时，Kw＝1×10-12。

若未注明温度，一般认为是常温。

（3）一定温度下，在不同的溶液中c（H+）＝Kw/c（OH-），故c（H+）和c（OH-）成反比，但在任何溶液中，由水电离出的H+和OH-的浓度一定相等。

5.水电离出的c（H+）水和c（OH-）水与溶液中c（H+）和c（OH-）的关系

A.水的电离不但受温度的影响，也受到溶液酸碱性强弱及在水中溶解的不同电解质的影响。

①酸碱溶液中水的电离程度。

无论强酸、弱酸或强碱、弱碱溶液，由于酸电离出的H+、碱电离出的OH-均能使H2O

H++OH-平衡向左移动，即抑制了水的电离，故水的电离程度将减小。

②盐溶液中水的电离程度。

强酸强碱盐溶液中水的电离程度与纯水的电离程度相等；NaHSO4溶液与酸溶液相似，能抑制水的电离，故该溶液中水的电离程度比纯水的电离程度小；强酸弱碱盐、强碱弱酸盐、弱酸弱碱盐，都能发生水解反应，故将促进水的电离，使水的电离程增大。

③溶液的酸碱性越强，水的电离程度不一定越小。

溶液的酸碱性决定于溶液中c（H+）和c（OH-）的相对大小，c（H+）>c（OH-）显酸性，且c（H+）/c（OH-）比值越大，酸性越强，相反c（OH-）/c（H+）比值越大，碱性越强。

能使溶液中c（H+）或c（OH-）增加的途径主要有：

酸碱电离产生的H+或OH-；能水解的盐中的某些离子结合了水电离产生的H+或OH-。

前者抑制了水的电离，且溶液的酸碱性越强，水的电离程度越小；而后者促进了水的电离，且溶液的酸碱性越强，水的电离程度越大。

B.在酸、碱、盐溶液中水电离的c（H+）

①在酸溶液中，c（OH-）等于水电离出的c（OH-）。

②在碱溶液中，c（H+）等于水电离出的c（H+）。

③水解呈酸性的盐溶液中，c（H+）等于水电离出的c（H+）。

④水解呈碱性的盐溶液中，c（OH-）等于水电离出的c（OH-）。

例1：

某溶液在25℃时由水电离出的氢离子的浓度为1×10-12mol/L，下列说法正确的是（）

A.HCO3-、HS-、HPO42-等离子在该溶液中不能大量共存

B.该溶液中加入NaHCO3固体，一定会产生CO2

C.向该溶液中加入铝片，一定能生成氢气

D.若该溶液中的溶质只有一种，它一定是酸液

解析：

25℃时，纯水中，c（H+）＝c（OH-）＝1×10-7mol/L，而这里是“由水电离出的氢离子的浓度为1×10-12mol/L”，这是水的电离平衡被抑制的结果。

抑制水电离的物质，可能是NaOH等碱，可能是HCl等非强氧化性酸，可能是HNO3这样的强氧化性酸，还可能是NaHSO4这样的盐。

综上：

A

点评：

关键是区分“由水电离出的氢离子”和“溶液中的氢离子”的不同。

例2：

酸性溶液中只有H+，碱性溶液中只有OH-.这句话对吗?

为什么?

解析：

不对，因为任何水溶液中都存在水的电离平衡，故不管是酸性、碱性，还是中性溶液，H+和OH-都存在，它们作为矛盾的双方，既互相依存，又互相制约，共同决定了溶液的酸碱性，在酸性溶液中不是没有OH-，只是c（H+）＞c（OH-）；在碱性溶液中也不是没有H+，而是c（OH-）＞c（H+）；在中性溶液中c（OH-）=c（H+）.

考查水的电离、水的离子积。

例3：

能使水的电离平衡：

H2O+H2O

H3O++OH-发生向电离的方向移动，且使溶液呈酸性的是（）

A.在水中加KHCO3B.在水中加HCl

C.在水中加CuCl2D.将水加热至100℃

分析：

根据题意的要求进行判断

A不符合题意.因为加入KHCO3后，会发生反应HCO-3+H+

H2CO3，消耗H+，使水的电离平衡向电离的方向移动.但c（H+）不断减小，c（OH-）不断增大，使得c（OH-）＞c（H+），故溶液显碱性，不显酸性.

B不符合题意，因为加入HCl后，增大了c（H+）平衡左移，不符合题意.

C符合题意，加入CuCl2后，会发生反应Cu2++2OH-=

，消耗了OH-，使水的电离平衡右移且c（OH-）不断减小，c（H+）则不断增大，结果c（H+）＞c（OH-）溶液呈酸性，符合题意.

D不符合题意，温度升高、水的电离平衡虽然右移，但水中c（H+）和c（OH-）都同时增大，且始终相等不能呈酸性.

答案：

C

例4：

往纯水中加入下列物质，能使水的电离平衡发生移动的是（）

A.NaClB.NaOHC.酒精D.CH3COOH（BD）

解析：

蔗糖和乙醇均属于非电解质，尽管两者的溶解度很大（乙醇与水能以任意比混溶），但是却不会电离，因此对于氢离子和氢氧根离子的浓度均没有影响，不影响水的电离，而氢氧化钠和醋酸却会因各自电离出的氢氧根离子和氢离子而明显改变溶液中两种粒子的浓度，从而使水的电离平衡发生移动。

例5：

在25℃时，0.1mol/L的硫酸中，水的KW值为（）

A.大于1×10-14B.小于1×10-14

C.等于1×10-14D.无法确定（C）

例6：

下列各溶液中的PH相同时，物质的量浓度最大的是：

（）

A.NH3·H2OB.NaOHC.KOHD.Ba（OH）2（A）

例7：

在下列的各种叙述中，正确的是（）

A.在任何条件下，纯水的PH=7

B.在任何条件下，纯水都呈中性

C.在100℃时，纯水的PH＜7

D.在100℃时，纯水中c（H+）＜10-7mol/L（BC）

例8：

在25℃的纯水中通入一定量的氯化氢，当溶液的PH=1时，则由水电离出的c（H+）是（）

A.1×10-1mol/LB.1×10-6mol/L

C.1×10-3mol/LD.1×10-13mol/L（D）

例9：

把1mlPH=5盐酸溶液稀释至1L，此时溶液的PH是（）

A.6～7之间B.7～8之间

C.8D.7（A）

例10：

在20ml0.1mol/l的醋酸溶液中，能使溶液的PH增大，而且使醋酸的电离平衡向逆反应方向移动，可加入的试剂是（）

A.20mlH2OB.NaOH溶液

C.醋酸钠固体D.浓盐酸（C）

例11：

PH定义为PH=-lg｛c（H+）｝，PH定义为POH=-lg｛c（OH-）｝，KW（KW=10-14）表示25℃时水的离子积，则弱酸性溶液中的c（H+）可表示为（）

A.KW/POHmol/LB.10（POH-14）mol/L

C.10（14-POH）mol/LD.10-POHmol/L（B）

例12：

与纯水的电离相似，液氨中存在着微弱的电离，2NH3

NH+4+NH-2，据此在以下叙述中错误的是（）

A.液氨中含有NH3、NH+4、NH-2等微粒

B.一定温度下c（NH+4）与c（NH-2）的乘积为一定值

C.液氨的电离达平衡时，液氨中c（NH+4）=c（NH-2）

D.不加入其它物质，液氨中c（NH+4）=c（NH2-）（C）

例13：

在室温下，某溶液中由水电离出的c（H+）为1×10-13mol/L，则此溶液中一定不可能大量存在的离子组是（）

A.Fe3+、

、Cl-、Na+B.Ca2+、

、

、

C.

、Fe2+、

、

D.Cl-、

、K+、Na+

解析：

c水（H＋）=1.0×10－13mol·L－1，则该溶液可能是强碱性溶液，也可能是强酸性溶液，总之，水的电离被抑制。

因而“一定不可能大量存在”是指酸性和碱性条件下都不能大量存在。

综上：

BC

例14：

由重水D2O组成的水，D2O的离子积为1.6×10-15，可用PH一样定义规定PD=-lg｛c（D+）｝，下列关于PD的叙述，正确的是（）

A.D2O呈中性，PD=7

B.1LD2O溶液中含0.01molNaOD，PD=12

C.用D2O溶解0.1molDCl成1L溶液，PD=2

D.在100ml0.25mol/LDCl溶液中加入50ml0.2mol/L的NaOD的D2O溶液，PD=1（D）

例15：

实验表明，液态时，纯硫酸的电离能力强于硝酸，纯硫酸的导电性也显著强于纯水.已知液态纯酸都能像水那样进行自身电离H2O+H2O

H3O++OH-而建立平衡，且在一定温度下都有各自的离子积常数，据此回答：

（1）纯硫酸在液态时自身电离的方程式是

（2）在25℃时，液态纯H2SO4的离子积常数K（H2SO4）比1×10-14（填“大”、“小”或“相等”）

（3）在纯硫酸和纯硝酸的液态混合酸中，存在的阴离子主要是，这是因为混合酸中不仅存在硫酸和硝酸各自电离的两个电离平衡，而且还因硫酸的酸性大于硝酸，又在无水条件下，混酸中必然发生（写离子方程式）反应而造成的.

答案：

（1）2H2SO4

+

（2）大（3）

；H++

=HNO3

例16：

设水的电离平衡曲线如图所示

（1）若以A点表示水在电离平衡时的离子浓度，当温度上升到100℃时，水的电离平衡状态到B点，则此时水的离子积从增加到.

（2）将PH=8的Ba（OH）2溶液与PH=5的稀盐酸相混合，并保持100℃的恒温，欲使混合溶液的PH=7，则Ba（OH）2与盐酸的体积比为.

解析：

（1）由图知100℃时，水中c（H＋）=c（OH-）=10-6mol·L-1，故此时水的离子积为KW=10-12。

（2）设Ba（OH）2溶液与盐酸溶液体积分别为xL、yL。

据题意有：

=

，故x∶y=2∶9。

答案：

（1）10-14;10-12

（2）2∶9

例17：

已知AnBm的离子积=［Am+］n［Bn-］m，式中的［Am+］和［Bn-］表示离子的物质的量浓度.在某温度下，Ca（OH）2的溶解度为0.74g，其饱和溶液密度设为1g/ml，其离子积为.

答案：

0.004

知识点二：

溶液酸碱性和pH

1.分析溶液的酸碱性

在酸性溶液中也存在着OH-，只是c（H+）>c（OH-）；在碱性溶液中也存在H+，只是c（H+）

小结：

①判断溶液酸碱性的标准是比较c（H+）和c（OH-）的相对大小，室温时是与1×10-7mol/L比较。

②溶液中c（H+）越小，c（OH-）越大，溶液的酸性越弱，碱性越强；溶液中c（H+）越大，c（OH-）越小，溶液的酸性越强，碱性越弱。

2.溶液的pH

（1）引进pH的必要性：

在稀溶液中，c（H+）或[c（OH-）]很小时，用物质的量浓度表示溶液的酸碱度很不方便，所以引进pH，溶液的pH指的是c（H+）的负对数，常用来表示溶液的酸碱度强弱。

即pH＝-lgc（H+）

N：

①与pH范围0－14，对应的c（H+）范围：

1×10-14mol/L≤c（H+）≤1×100mol/L。

②当c（H+）>1mol/L或c（OH-）>1mol/L时，直接用实际浓度表示。

（2）经验总结：

溶液的酸碱性、溶液的pH和c（H+）、c（OH-）的相对大小之间的关系如下表：

溶液的酸碱性

c（H+）和c（OH-）的相对大小

25℃

溶液的pH值

c（H+）（mol/L）

c（OH-）（mol/L）

Kw

备注

酸性

c（H+）>c（OH-）

pH<7

>10-7

<10-7

1×10-14

pH越小，c（H+）越大，溶液的酸性越强；

pH越大，c（OH-）越大，溶液的酸碱性越强

碱性

c（H+）

pH>7

<10-7

>10-7

中性

c（H+）=c（OH-）

pH=7

=10-7

=10-7

N：

①溶液的酸性越强，其pH越小；溶液的碱性越强，其pH越大。

②溶液在25℃，c（H+）、pH与酸碱性的关系，可用上图表示

3.pH的应用

（1）医疗上：

人体中存在着酸碱平衡，酸碱平衡失调时，血液的pH是诊断疾病的一个重要参数，而利用药物调控pH则是辅助治疗的手段之一。

（2）生活中：

洗发时所用的护发素，其主要功能也是调节头发的pH。

（3）在环保领域中：

通过监测或调节废水的pH，使溶液呈酸性或碱性。

（4）农业生产中：

因土壤pH影响植物对不同形态养分的吸收及养分的有效性，各种作物生长都对土壤的pH范围有一定的要求。

（5）在科学实验和工业生产中，涉及许多在溶液中进行的反应，这就常常需控制溶液的pH。

4.测定溶液pH的方法

（1）酸碱指示剂：

酸碱指示剂一般是有机弱酸或有机弱碱，它们的颜色变化是在一定的pH范围内发生的，因此，可以用这些弱酸、弱碱来测定溶液的pH。

但只能测出溶液的pH。

但只能测出pH的范围，一般不能准确测定pH。

常用指示剂的变色范围和颜色变化情况如下表：

指示剂

甲基橙

石芯

酚酞

变色范围pH

3.1－4.4

5－8

8－10

溶液颜色

红、橙、黄

红、紫、蓝

无、粉、红

（2）pH试纸：

粗略地测定溶液的pH可用pH试纸。

pH试纸的使用方法是：

取一小块pH试纸放出玻璃片（或表面皿）上，用洁净的玻璃棒蘸取待测液滴在试纸的中部，随即（30s内）与标准比色卡比照确定溶液的pH。

标准比色卡的颜色与光谱一致，按pH从小到大依次是：

红橙黄（酸性）；绿（中性）；蓝靛紫（碱性）。

pH试纸在使用时不能用水润湿，否则非中性溶液的pH测定值比实际pH大或小。

（3）pH计：

通过仪器pH计来精确测定溶液的pH。

５.pH的计算

明确对数的计算原则：

1.单一溶液的pH计算

（1）计算方法

据pH＝－lgc（H+），求pH的关键是求溶液中的c（H+）。

（2）强酸和强碱溶液的pH计算

①强酸溶液（以cmol·L-1的HnA溶液为例）

c（H+）＝ncmol·L-1

pH＝－lgc（H+）＝－lg（nc）

②强碱溶液（以cmol·L-1的B（OH）n溶液为例）

c（OH-）＝cmol·L-1

KW

c（H+）＝，pH=－lgc（H+）=。

nc

例1：

在计算PH=11的NaOH和PH=13的NaOH溶液等体积混合时，以下算法为什么不对?

c（H+）=

PH=-lg｛c（H+）｝

解释：

因为在碱溶液中，溶质是OH-离子，而不是H+离子，因此要抓住矛盾的主要方面，即溶液中的溶质来计算物质的量浓度，因此正确的计算方法是：

先计算混合后溶液中OH-的浓度

c（OH-）=

再由水的离子积求c（H+），最后求PH

c（H+）=

，PH=-lg｛

｝

考查：

C（H+）、PH与溶液酸碱性的关系

例2：

将PH为3和PH为5的稀盐酸等体积相混合，所得溶液的PH为（）

A.3.7B.3.3C.4.7D.5.3

分析：

PH=3的盐酸c（H+）=10-3mol/L

PH=5的盐酸中c（H+）=10-5mol/L，等体积混合后

c（H+）=

=

=5.05×10-4mol/l

PH=-lg5.05×10-4=4-0.7=3.3

此题也可用经验公式验算：

（1）若两强酸PH之差≥2，则等体积混合后溶液的PH=PH较小的+0.3.

（2）若两强碱PH之差≥2，则等体积混合后溶液的PH=PH较大的-0.3.

答案：

B

2.混合溶液pH的计算

（1）两强酸溶液混合时，c（H+）＝。

N：

若pH＝a和pH＝b（a-b≧2）的两强酸溶液等体积混合，结果溶液的pH＝b+0.3。

（2）两强碱溶液混合时，先求混合溶液的OH-的离子浓度c（OH-）＝，再求c（H+）＝。

N：

若pH＝a和pH＝b（a-b≧2）的两强碱溶液等体积混合，结果溶液的pH＝a-0.3。

（3）强酸与强碱混合时

①若强酸、强碱混合恰好完全反应，则混合后溶液中的pH＝7；

②若酸过量，直接求反应后溶液中的c混（H+），c混（H+）＝；

③若碱过量，应先求混合溶液中的c混（OH－），再求c混（H+），c混（OH－）＝，c混（H+）＝。

温馨提示：

A.溶液pH计算的核心是确定溶液中的c（H+）大小；可按“酸按酸，碱按碱，同强混合在之间，异强混合看过量”规则进行计算。

B.pH之和为14的酸碱溶液等体积混合，若为强酸和强碱，则pH=7，若为强酸与弱碱，pH>7，若为弱酸与强碱，则pH<7（室温时）。

C.过量与否，与酸或碱的物质的量有关。

例1：

（2009·东城模拟）室温时，下列溶液混合后，pH大于7的是（　　）

　A．0.1mol/L的盐酸和pH＝13的氢氧化钡溶液体积混合

　B．0.1mol/L的NaHCO3溶液和pH＝1的盐酸等体积混合

　C．pH＝3的硫酸和pH＝11的氨水等体积混合

　D．pH＝1的醋酸和0.1mol/L的氢氧化钠溶液等体积混合

解析：

A项，pH＝13的Ba（OH）2溶液c（OH-）＝0.1mol/L与等体积0.1mol/L的盐酸恰好完全反应，混合液pH=7；B项，pH＝1的盐酸浓度为0.1mol/L，与等体积同浓度的NaHCO3溶液混合恰好反应，溶液呈中性；C项，一水合氨为弱碱，反应后氨水过量，溶液呈碱性；pH>7；D项，醋酸为弱酸，反应后醋酸过量，溶液显酸性，pH<7.　答案：

C

例2：

常温时，取浓度相同的NaOH和HCl溶液，以3：

2体积比相混合，所得溶液的pH等于12，则原溶液的浓度为（）

A.0.01mol/LB.0.017mol/LC.0.05mol/LD.0.50mol/L

解析：

pH＝12，说明溶液为碱性，即碱过量；设原溶液物质的量浓度为x，则HCl溶液中c（H+）＝x,NaOH溶液中c（OH-）＝x，混合后溶液显碱性，c（OH-）＝1.0×10－2mol/L，3V·x－2V·x

=1.0×10－2，x=0.05mol/L综上：

C

5V

例3：

下列说法中正确的是（）

A.pH＝3的盐酸和pH＝5的硫酸溶液等体积混合，pH=4

B.室温时，pH＝9的碱性溶液中，存在H+

C.中性溶液中必然有c（H+）＝c（OH-）＝1×10－7mol/L

D.在0.1mol/LHCl溶液中加入适量的蒸馏水，溶液中各种离子的物质的量浓度均减小

解析：

等体积混合两强酸，pH相差≥2，混合后pH＝pH小+0.3，则A项pH＝3.3；水溶液中存在H+和OH-，B对；中性溶液中c（H+）＝c（OH-），但不一定均为1×10－7mol/L，C错；稀释0.1mol/LHCl溶液，c（OH-）增加，D错。

例4：

室温时，在一定体积pH=12的Ba（OH）2溶液中，逐滴加入一定物质的量浓度的NaHSO4溶液，当溶液中Ba2+恰好完全沉淀时，溶液pH＝11，若反应后溶液体积等于Ba（OH）2溶液与NaHSO4溶液的体积之和，则Ba（OH）2溶液与NaHSO4溶液的体积之比是（）

A.1：

9B.1：

1C.1：

2D.1：

4

解析：

Ba2+恰好完全沉淀，即NaHSO4把Ba（OH）2中的Ba2+全部沉淀下来。

此时，pH=11，说明溶液显碱性。

pH＝12的Ba（OH）2溶液中c（OH-）＝10－2mol/L，则c（Ba2+）＝0.5×10－2mol/L，设Ba（OH）2溶液的体积为V1，NaHSO4溶液的体积为V2，浓度为c2，则n（Ba2+）＝n（SO42-），V1·c（Ba2+）=V2·c2①

V1·c（OH-）－V2·c2

＝10－3②

V1+V2

①②联立得：

V1：

V2＝1：

4综上：

D

例5：

pH=1和pH＝11的强酸强碱等体积混合，求混合溶液的pH。

解析：

c（H+）酸＝10－1mol/L，c（OH-）碱＝10－3mol/L，c（H+）酸>c（OH-）碱，所以酸有剩余，以酸为标准计算，即

10－1+10－3

pH=-lg（）＝1.3

2

例6：

pH＝3和pH＝13的强酸强碱等体积混合，混合溶液的pH。

解析：

c（H+）酸＝10－3mol/L，c（OH-）碱＝10－1mol/L，c（OH-）碱>c（H+）酸，所以碱有剩余。

10－1·V－10－3·V10－1

c（OH-）＝＝=5×10-2mol/L

22

1×10－14

c（H+）＝＝2×10－3mol/L

5×10-2

∴pH＝－lgc（H+）=－lg2×10-3=12.7

例7：

25℃时，将某强酸或某强碱溶液按1∶10的体积比混合后溶液恰好呈现中性，则混合前此强碱与强酸溶液的PH之和是.

分析：

混合前强酸PH=a，强碱PH=b，则C酸（H+）=10-amol/LC碱（H+）=10-bmol/L

C碱（OH-）=10b-14mol/L依题意：

n（H+）=n（OH-）

则有：

10-a×1=10b-14×10化简得：

a+b=13

答案：

13

3.酸、碱溶液稀释pH变化规律

（1）强酸溶液：

pH=a，加水稀