版高考化学鲁科版一轮复习训练第8章 第25讲 水溶液和溶液的pH.docx

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版高考化学鲁科版一轮复习训练第8章第25讲水溶液和溶液的pH

考点一　水的电离

1.水的电离

水是极弱的电解质，水的电离方程式为H2O＋H2OH3O＋＋OH－或H2OH＋＋OH－。

2.水的离子积常数

Kw＝[H＋][OH－]。

（1）室温下：

Kw＝1×10－14mol2·L－2。

（2）影响因素：

只与温度有关，升高温度，Kw增大。

（3）适用范围：

Kw不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质水溶液。

（4）Kw揭示了在任何水溶液中均存在H＋和OH－，只要温度不变，Kw不变。

3.影响水电离平衡的因素

（1）升高温度，水的电离程度增大，Kw增大。

（2）加入酸或碱，水的电离程度减小，Kw不变。

（3）加入可水解的盐（如FeCl3、Na2CO3），水的电离程度增大，Kw不变。

4.外界条件对水的电离平衡的影响

体系变化

条件

平衡移动方向

Kw

水的电离程度

[OH－]

[H＋]

酸

逆

不变

减小

减小

增大

碱

逆

不变

减小

增大

减小

可水解的盐

Na2CO3

正

不变

增大

增大

减小

NH4Cl

正

不变

增大

减小

增大

温度

升温

正

增大

增大

增大

增大

降温

逆

减小

减小

减小

减小

其他：

如加入Na

正

不变

增大

增大

减小

深度思考

1.在pH＝2的盐酸溶液中由水电离出来的[H＋]与[OH－]之间的关系是什么？

答案　外界条件改变，水的电离平衡发生移动，但任何时候由水电离出的[H＋]和[OH－]总是相等的。

2.甲同学认为，在水中加入H2SO4，水的电离平衡向左移动，解释是加入H2SO4后c（H＋）增大，平衡左移。

乙同学认为，加入H2SO4后，水的电离平衡向右移动，解释为加入H2SO4后，c（H＋）浓度增大，H＋与OH－中和，平衡右移。

你认为哪种说法正确？

并说明原因。

水的电离平衡移动后，溶液中c（H＋）c（OH－）是增大还是减小？

答案　甲正确，温度不变，Kw是常数，加入H2SO4，c（H＋）增大，c（H＋）c（OH－）>Kw，平衡左移。

c（H＋）c（OH－）不变，因为Kw仅与温度有关，温度不变，则Kw不变，与外加酸、碱、盐无关。

反思归纳

（1）水的离子积常数Kw＝[H＋][OH－]，其实质是水溶液中的H＋和OH－浓度的乘积，不一定是水电离出的H＋和OH－浓度的乘积，所以与其说Kw是水的离子积常数，不如说是水溶液中的H＋和OH－的离子积常数。

即Kw不仅适用于水，还适用于酸性或碱性的稀溶液。

不管哪种溶液均有[H＋]

＝[OH－]

。

（2）水的离子积常数显示了在任何水溶液中均存在水的电离平衡，都有H＋和OH－共存，只是相对含量不同而已。

题组一　影响水电离平衡的因素及结果判断

1.一定温度下，水存在H2OH＋＋OH－　ΔH>0的平衡，下列叙述一定正确的是（　　）

A.向水中滴入少量稀盐酸，平衡逆向移动，Kw减小

B.将水加热，Kw增大，pH减小

C.向水中加入少量固体CH3COONa，平衡逆向移动，[H＋]降低

D.向水中加入少量固体硫酸钠，[H＋]＝10－7mol·L－1，Kw不变

答案　B

解析　A项，Kw应不变；C项，平衡应正向移动；D项，由于没有指明温度，[H＋]不一定等于10－7mol·L－1。

2.常温下，向盛水烧杯中加2g生石灰（如下图）。

搅拌后再恢复到原温，在此过程中，下列说法正确的是（注：

对水的电离平衡的影响，H＋或OH－浓度的变化大于温度的变化）（　　）

A.该过程中水的电离常数不变

B.Ca（OH）2的电离程度先变大后变小最后不变

C.水的电离平衡向逆反应方向移动最后不变

D.水的电离度将会先变小然后变大最后不变

答案　C

解析　生石灰和水反应生成Ca（OH）2，Ca（OH）2电离出OH－，OH－能抑制水的电离，所以水的电离平衡向逆反应方向移动，当Ca（OH）2饱和后，水的电离平衡不再移动。

题组二　水电离出的[H＋]或[OH－]的定性比较

3.

（1）25℃时，相同物质的量浓度的下列溶液中：

①NaCl　②NaOH　③H2SO4　④（NH4）2SO4，其中水的电离程度由大到小顺序_____________________________。

答案　④＞①＞②＞③

（2）物质的量浓度相同的NaOH溶液与盐酸溶液中，水的电离程度____________；常温下，pH＝5的NH4Cl溶液与pH＝9的CH3COONa溶液中，水的电离程度____________。

（均填“前者大”、“后者大”或“相同”）

答案　相同　相同

题组三　水电离出的[H＋]或[OH－]的定量计算

4.求算下列常温下溶液中由H2O电离的[H＋]和[OH－]。

（1）pH＝2的H2SO4溶液

[H＋]＝__________，[OH－]＝__________。

（2）pH＝10的NaOH溶液

[H＋]＝__________，[OH－]＝__________。

（3）pH＝2的NH4Cl溶液

[H＋]＝__________。

（4）pH＝10的Na2CO3溶液

[OH－]＝__________。

答案　

（1）10－12mol·L－1　10－12mol·L－1

（2）10－10mol·L－1　10－10mol·L－1　（3）10－2mol·L－1

（4）10－4mol·L－1

解析　

（1）pH＝2的H2SO4溶液中，H＋来源有两个：

H2SO4的电离和H2O的电离，而OH－只来源于水。

应先求算[OH－]，即为水电离的[H＋]或[OH－]。

（2）pH＝10的NaOH溶液中，OH－有两个来源：

H2O的电离和NaOH的电离，H＋只来源于水。

应先求出[H＋]，即为水电离的[OH－]或[H＋]，[OH－]＝10－4mol·L－1，[H＋]＝10－10mol·L－1，则水电离的[H＋]＝[OH－]＝10－10mol·L－1。

（3）（4）水解的盐溶液中的H＋或OH－均由水电离产生，水解显酸性的盐应计算其[H＋]，水解显碱性的盐应计算其[OH－]。

pH＝2的NH4Cl中由水电离产生的[H＋]＝10－2mol·L－1；pH＝10的Na2CO3溶液中由水电离产生的[OH－]＝10－4mol·L－1。

5.下列四种溶液中，室温下由水电离生成的H＋浓度之比（①∶②∶③∶④）是（　　）

①pH＝0的盐酸　②0.1mol·L－1的盐酸

③0.01mol·L－1的NaOH溶液　④pH＝11的NaOH溶液

A.1∶10∶100∶1000B.0∶1∶12∶11

C.14∶13∶12∶11D.14∶13∶2∶3

答案　A

解析　①中[H＋]＝1mol·L－1，由水电离出的[H＋]与溶液中[OH－]相等，等于1.0×10－14mol·L－1；

②中[H＋]＝0.1mol·L－1，由水电离出的[H＋]＝1.0×10－13mol·L－1；

③中[OH－]＝1.0×10－2mol·L－1，由水电离出的[H＋]与溶液中[H＋]相等，等于1.0×10－12mol·L－1；

④中[OH－]＝1.0×10－3mol·L－1，同③所述由水电离出的[H＋]＝1.0×10－11mol·L－1。

即（1.0×10－14）∶（1.0×10－13）∶（1.0×10－12）∶（1.0×10－11）＝1∶10∶100∶1000。

理清溶液中H＋或OH－的来源

1.常温下，中性溶液

[OH－]＝[H＋]＝10－7mol·L－1

2.溶质为酸的溶液

（1）来源

OH－全部来自水的电离，水电离产生的[H＋]＝[OH－]。

（2）实例

如计算pH＝2的盐酸溶液中由水电离出的[H＋]，方法是先求出溶液中的[OH－]＝（Kw/10－2）mol·L－1＝10－12mol·L－1，即由水电离出的[H＋]＝[OH－]＝10－12mol·L－1。

3.溶质为碱的溶液

（1）来源

H＋全部来自水的电离，水电离产生的[OH－]＝[H＋]。

（2）实例

如计算pH＝12的NaOH溶液中由水电离出的[OH－]，方法是知道溶液中的[H＋]＝10－12mol·L－1，即由水电离出的[OH－]＝[H＋]＝10－12mol·L－1。

4.水解呈酸性或碱性的盐溶液

（1）pH＝5的NH4Cl溶液中H＋全部来自水的电离，由水电离的[H＋]＝10－5mol·L－1，因为部分OH－与部分NH

结合，溶液中[OH－]＝10－9mol·L－1。

（2）pH＝12的Na2CO3溶液中OH－全部来自水的电离，由水电离出的[OH－]＝10－2mol·L－1。

考点二　溶液的酸碱性和pH

1.溶液的酸碱性

溶液的酸碱性取决于溶液中[H＋]和[OH－]的相对大小。

（1）酸性溶液：

[H＋]>[OH－]，常温下，pH<7。

（2）中性溶液：

[H＋]＝[OH－]，常温下，pH＝7。

（3）碱性溶液：

[H＋]<[OH－]，常温下，pH>7。

2.pH及其测量

（1）计算公式：

pH＝－lg[H＋]。

（2）测量方法

①pH试纸法：

用镊子夹取一小块试纸放在洁净的玻璃片或表面皿上，用玻璃棒蘸取待测液点在试纸的中央，变色后与标准比色卡对照，即可确定溶液的pH。

②pH计测量法。

（3）溶液的酸碱性与pH的关系

常温下：

3.溶液pH的计算

（1）单一溶液的pH计算

强酸溶液：

如HnA，设浓度为cmol·L－1，[H＋]＝ncmol·L－1，pH＝－lg[H＋]＝－lg（nc）。

强碱溶液（25℃）：

如B（OH）n，设浓度为cmol·L－1，[H＋]＝

mol·L－1，pH＝－lg[H＋]＝14＋lg（nc）。

（2）混合溶液pH的计算类型

①两种强酸混合：

直接求出[H＋]混，再据此求pH。

[H＋]混＝

。

②两种强碱混合：

先求出[OH－]混，再据Kw求出[H＋]混，最后求pH。

[OH－]混＝

。

③强酸、强碱混合：

先判断哪种物质过量，再由下式求出溶液中H＋或OH－的浓度，最后求pH。

[H＋]混或[OH－]混＝

。

深度思考

1.用“酸性”、“碱性”、“中性”或“不确定”填空。

（1）pH<7的溶液（　　）

（2）pH＝7的溶液（　　）

（3）[H＋]＝[OH－]的溶液（　　）

（4）[H＋]＝1×10－7mol·L－1的溶液（　　）

（5）[H＋]>[OH－]的溶液（　　）

（6）0.1mol·L－1的NH4Cl溶液（　　）

（7）0.1mol·L－1的NaHCO3溶液（　　）

（8）0.1mol·L－1的NaHSO3溶液（　　）

答案　

（1）不确定　

（2）不确定　（3）中性　（4）不确定

（5）酸性　（6）酸性　（7）碱性　（8）酸性

2.用pH试纸测溶液的pH时应注意什么问题？

记录数据时又要注意什么？

是否可用pH试纸测定氯水的pH?

答案　pH试纸使用前不能用蒸馏水润湿，否则待测液因被稀释可能产生误差；用pH试纸读出的pH值只能是整数；不能用pH试纸测定氯水的pH，因为氯水呈酸性的同时呈现强氧化性（漂白性）。

反思归纳

（1）溶液呈现酸、碱性的实质是[H＋]与[OH－]的相对大小，不能只看pH，一定温度下pH＝6的溶液也可能显中性，也可能显酸性，应注意温度。

（2）使用pH试纸测溶液pH时不能用蒸馏水润湿。

（3）25℃时，pH＝12的溶液不一定为碱溶液，pH＝2的溶液也不一定为酸溶液，也可能为能水解的盐溶液。

题组一　溶液混合酸碱性判断规律

1.判断下列溶液在常温下的酸、碱性（在括号中填“酸性”、“碱性”或“中性”）。

（1）相同浓度的HCl和NaOH溶液等体积混合（　　）

（2）相同浓度的CH3COOH和NaOH溶液等体积混合（　　）

（3）相同浓度NH3·H2O和HCl溶液等体积混合（　　）

（4）pH＝2的HCl和pH＝12的NaOH溶液等体积混合（　　）

（5）pH＝3的HCl和pH＝10的NaOH溶液等体积混合（　　）

（6）pH＝3的HCl和pH＝12的NaOH溶液等体积混合（　　）

（7）pH＝2的CH3COOH和pH＝12的NaOH溶液等体积混合（　　）

（8）pH＝2的HCl和pH＝12的NH3·H2O等体积混合（　　）

答案　

（1）中性　

（2）碱性　（3）酸性　（4）中性　（5）酸性　（6）碱性　（7）酸性　（8）碱性

题组二　走出溶液稀释时pH值的判断误区

2.1mLpH＝9的NaOH溶液，加水稀释到10mL，pH＝________；加水稀释到100mL，pH________7。

答案　8　接近

3.pH＝5的H2SO4溶液，加水稀释到500倍，则稀释后[SO

]与[H＋]的比值为__________。

答案　

解析　稀释前c（SO

）＝

mol·L－1，稀释后[SO

]＝

mol·L－1＝10－8mol·L－1，[H＋]接近10－7mol·L－1，所以

＝

＝

。

4.

（1）体积相同，浓度均为0.2mol·L－1的盐酸和CH3COOH溶液，分别加水稀释10倍，溶液的pH分别变成m和n，则m与n的关系为________。

（2）体积相同，浓度均为0.2mol·L－1的盐酸和CH3COOH溶液，分别加水稀释m倍、n倍，溶液的pH都变成3，则m与n的关系为________________。

（3）体积相同，pH均等于1的盐酸和CH3COOH溶液，分别加水稀释m倍、n倍，溶液的pH都变成3，则m与n的关系为________________。

（4）体积相同，pH均等于13的氨水和NaOH溶液，分别加水稀释m倍、n倍，溶液的pH都变成9，则m与n的关系为________________。

答案　

（1）m

（2）m>n　（3）mn

题组三　多角度计算溶液的pH值

5.求下列常温条件下溶液的pH（已知lg1.3＝0.1，lg2＝0.3，混合溶液忽略体积的变化）。

（1）0.005mol·L－1的H2SO4溶液

（2）0.1mol·L－1的CH3COOH溶液（已知CH3COOH的电离常数Ka＝1.8×10－5mol·L－1）

（3）0.1mol·L－1NH3·H2O溶液（NH3·H2O的电离度为α＝1%，电离度＝

×100%）

（4）将pH＝8的NaOH与pH＝10的NaOH溶液等体积混合

（5）常温下，将pH＝5的盐酸与pH＝9的NaOH溶液以体积比11∶9混合

（6）将pH＝3的HCl与pH＝3的H2SO4等体积混合

（7）0.001mol·L－1的NaOH溶液

（8）pH＝2的盐酸与等体积的水混合

（9）pH＝2的盐酸加水稀释到1000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）CH3COOH　　CH3COO－＋H＋

c（初始）0.100

c（平衡）0.1－[H＋][H＋][H＋]

则Ka＝

＝1.8×10－5mol·L－1

解得[H＋]＝1.3×10－3mol·L－1，

所以pH＝－lg[H＋]＝－lg（1.3×10－3）＝2.9。

（3）　　　NH3·H2O　　OH－　＋　NH

c（初始）0.1mol·L－100

则[OH－]＝0.1×1%mol·L－1＝10－3mol·L－1

[H＋]＝10－11mol·L－1，所以pH＝11。

（4）将pH＝8的NaOH与pH＝10的NaOH溶液等体积混合后，溶液中[H＋]很明显可以根据pH来算，可以根据经验公式来求算pH＝10－lg2（即0.3），所以答案为9.7。

（5）pH＝5的盐酸溶液中[H＋]＝10－5mol·L－1，pH＝9的氢氧化钠溶液中[OH－]＝10－5mol·L－1，两者以体积比11∶9混合，则酸过量，混合液的pH小于7。

[H＋]＝

mol·L－1＝1.0×10－6mol·L－1，pH＝－lg（1.0×10－6）＝6。

题组四　强酸、强碱混合呈中性pH与体积关系

6.在某温度时，测得0.01mol·L－1的NaOH溶液的pH＝11。

（1）该温度下水的离子积常数Kw＝______________。

（2）在此温度下，将pH＝a的NaOH溶液VaL与pH＝b的硫酸VbL混合。

①若所得混合液为中性，且a＝12，b＝2，则Va∶Vb＝_____________________。

②若所得混合液为中性，且a＋b＝12，则Va∶Vb＝____________________。

答案　

（1）10－13mol2·L－2　

（2）①1∶10　②10∶1

解析　

（1）由题意知，溶液中[H＋]＝10－11mol·L－1，[OH－]＝0.01mol·L－1，故Kw＝[H＋][OH－]＝10－13。

（2）①根据中和反应：

H＋＋OH－===H2O。

c（H＋）·Vb＝c（OH－）·Va

10－2·Vb＝10－13/10－12·Va

＝

＝1∶10。

②根据中和反应H＋＋OH－===H2O

c（H＋）·Vb＝c（OH－）·Va

10－b·Vb＝10－13/10－a·Va

＝

＝1013－（a＋b）＝10，即Va∶Vb＝10∶1。

1.酸、碱稀释时两个误区

（1）不能正确理解酸、碱的无限稀释规律

常温下任何酸或碱溶液无限稀释时，溶液的pH都不可能大于7或小于7，只能接近7。

（2）不能正确理解弱酸、弱碱的稀释规律

溶液

稀释前

溶液pH

加水稀释到

体积为原来

的10n倍

稀释后溶液pH

酸

强酸

pH＝a

pH＝a＋n

弱酸

a＜pH＜a＋n

碱

强碱

pH＝b

pH＝b－n

弱碱

b－n＜pH＜b

注：

表中a＋n＜7，b－n＞7。

2.强酸强碱混合的计算规律

将强酸、强碱溶液以某体积之比混合，若混合液呈中性，则c（H＋）∶c（OH－）、V碱∶V酸、pH酸＋pH碱有如下规律（25℃）：

因c（H＋）酸·V酸＝c（OH－）碱·V碱，故有

＝

。

在碱溶液中c（OH－）碱＝

，将其代入上式得c（H＋）酸·c（H＋）碱＝

，两边取负对数得pH酸＋pH碱＝14－lg

。

现举例如下：

V酸∶V碱

c（H＋）∶c（OH－）

pH酸＋pH碱

10∶1

1∶10

15

1∶1

1∶1

14

1∶10

10∶1

13

m∶n

n∶m

14＋lg（

）

考点三　酸、碱中和滴定

1.实验原理

利用酸碱中和反应，用已知浓度酸（或碱）来测定未知浓度的碱（或酸）的实验方法。

以标准盐酸溶液滴定待测的NaOH溶液，待测的NaOH溶液的物质的量浓度为c（NaOH）＝

。

酸碱中和滴定的关键：

（1）准确测定标准液和待测液的体积；

（2）准确判断滴定终点。

2.实验用品

（1）仪器

图（A）是酸式滴定管，图B是碱式滴定管、滴定管夹、铁架台、锥形瓶。

（2）试剂

标准液、待测液、指示剂、蒸馏水。

（3）滴定管的使用

①酸性、氧化性的试剂一般用酸式滴定管，因为酸性和氧化性物质易腐蚀橡胶管。

②碱性的试剂一般用碱式滴定管，因为碱性物质易腐蚀玻璃，致使活塞无法打开。

3.实验操作

实验操作以标准盐酸滴定待测NaOH溶液为例

（1）滴定前的准备

①滴定管：

查漏→洗涤→润洗→装液→调液面→记录。

②锥形瓶：

注碱液→记体积→加指示剂。

（2）滴定

（3）终点判断

等到滴入最后一滴标准液，指示剂变色，且在半分钟内不恢复原来的颜色，视为滴定终点并记录标准液的体积。

（4）数据处理

按上述操作重复二至三次，求出用去标准盐酸体积的平均值，根据c（NaOH）＝

计算。

4.常用酸碱指示剂及变色范围

指示剂

变色范围的pH

石蕊

<5.0红色

5.0～8.0紫色

>8.0蓝色

甲基橙

<3.1红色

3.1～4.4橙色

>4.4黄色

酚酞

<8.2无色

8.2～10.0浅红色

>10.0红色

5.指示剂选择的基本原则

变色要灵敏，变色范围要小，使变色范围尽量与滴定终点溶液的酸碱性一致。

（1）不能用石蕊作指示剂。

（2）滴定终点为碱性时，用酚酞作指示剂，例如用NaOH溶液滴定醋酸。

（3）滴定终点为酸性时，用甲基橙作指示剂，例如用盐酸滴定氨水。

（4）强酸滴定强碱一般用甲基橙，但用酚酞也可以。

（5）并不是所有的滴定都须使用指示剂，如用标准的Na2SO3溶液滴定KMnO4溶液时，KMnO4颜色退去时即为滴定终点。

深度思考

1.KMnO4（H＋）溶液、溴水、Na2CO3溶液、稀盐酸应分别盛放在哪种滴定管中？

答案　强氧化性溶液、酸性溶液应盛放在酸式滴定管中，碱性溶液应盛放在碱式滴定管中。

即酸性KMnO4溶液、溴水、稀盐酸应盛放在酸式滴定管中，Na2CO3溶液应盛放在碱式滴定管中。

2.酸式滴定管怎样查漏？

答案　将旋塞关闭，滴定管里注入一定量的水，把它固定在滴定管夹上，放置10分钟，观察滴定管口及旋塞两端是否有水渗出，旋塞不渗水才可使用。

3.滴定管盛标准溶液时，其液面一定要在0刻度吗？

答案　不一定。

只要在0刻度或0刻度以下的某刻度即可，但一定要记录下滴定开始前液面的读数。

4.滴定终点就是酸碱恰好中和的点吗？

答案　滴定终点是指示剂颜色发生突变的点，不一定是酸碱恰好中和的点。

题组一　误差分析的全面突破

1.用标准盐酸溶液滴定未知浓度的NaOH溶液（酚酞作指示剂），用“偏高”、“偏低”或“无影响”填空。

（1）酸式滴定管未用标准溶液润洗（　　）

（2）锥形瓶用待测溶液润洗（　　）

（3）锥形瓶洗净后还留有蒸馏水（　　）

（4）放出碱液的滴定管开始有气泡，放出液体后气泡消失（　　）

（5）酸式滴定管滴定前有气泡，滴定终点时气泡消失（　　）

（6）部分酸液滴出锥形瓶外（　　）

（7）酸式滴定管滴定前读数正确，滴定后俯视读数（或前仰后俯）（　　）

（8）酸式滴定管滴定前读数正确，滴定后仰视读数（或前俯后仰）（　　）

答案　

（1）偏高　

（2）偏高　（3）无影响　（4）偏低

（5）偏高　（6）偏高　（7）偏低　（8）偏高

题组二　指示剂、仪器的准确选择

2.实验室现有3种酸碱指示剂，其pH变色范围如下：

甲基橙：

3.1～4.4　石蕊：

5.0～8.0　酚酞：

8.2～10.0

用0.1000mol·L－1NaOH溶液滴定未知浓度的CH3COOH溶液，反应恰好完全时，下列叙述中正确的是（　　）

A.溶液呈中性，可选用甲基橙或酚酞作指示剂

B.溶液呈中性，只能选用石蕊作指示剂

C.溶液呈碱性，可选用甲基橙或酚酞作指示剂

D.溶液呈碱性，只能选用酚酞作指示剂

答案　D

解析　NaOH溶液和CH3COOH溶液恰好完全反应时生成CH3COONa，由于CH3COO－水解显碱性，而酚酞的变色范围为8.2～10.0，比较接近。

因此答案为D。

3.用已知浓度的NaOH溶液滴定某H2SO4溶液的浓度（如图所示），下表中正确的选项是（　　）

选项

锥形瓶中溶液

滴定管中溶液

选用指示剂

选用滴定管

A

碱

酸

石蕊

乙

B

酸

碱

酚酞

甲

C

碱

酸

甲基橙

乙