2百读1百下高三化学一轮复习总结习题第八章第二讲水的电离和溶液的酸碱性文档格式.docx

2百读1百下高三化学一轮复习总结习题第八章第二讲水的电离和溶液的酸碱性文档格式.docx

《2百读1百下高三化学一轮复习总结习题第八章第二讲水的电离和溶液的酸碱性文档格式.docx》由会员分享，可在线阅读，更多相关《2百读1百下高三化学一轮复习总结习题第八章第二讲水的电离和溶液的酸碱性文档格式.docx（39页珍藏版）》请在冰点文库上搜索。

c（OH－）大于T1时c（H＋）·

c（OH－），因为水的电离过程是吸热的，温度越高，水的离子积越大，所以T2>

T1。

D.pH＝－lgc（H＋），XZ线上任意点的c（H＋）＝c（OH－），但pH不一定为7。

[答案]　D

任何水溶液中水电离产生的c（H＋）和c（OH－）总是相等的，有关计算有以下5种类型（以常温时的溶液为例）。

（1）中性溶液：

c（OH－）＝c（H＋）＝10－7mol/L。

（2）酸的溶液——OH－全部来自水的电离。

实例：

pH＝2的盐酸中c（H＋）＝10－2mol/L，则c（OH－）＝Kw/10－2＝1×

10－12（mol/L），即水电离出的c（H＋）＝c（OH－）＝10－12mol/L。

（3）碱的溶液——H＋全部来自水的电离。

pH＝12的NaOH溶液中c（OH－）＝10－2mol/L，则c（H＋）＝Kw/10－2＝1×

10－12（mol/L），即水电离出的c（OH－）＝c（H＋）＝10－12mol/L。

（4）水解呈酸性的盐溶液——H＋全部来自水的电离。

pH＝5的NH4Cl溶液中，由水电离出的c（H＋）＝10－5mol/L，因部分OH－与部分NH

结合使c（OH－）＝10－9mol/L。

（5）水解呈碱性的盐溶液——OH－全部来自水的电离。

pH＝12的Na2CO3溶液中，由水电离出的c（OH－）＝10－2mol/L，因部分H＋与部分CO

结合使c（H＋）＝10－12mol/L。

注意：

要区分清楚溶液组成和性质的关系，酸性溶液不一定是酸溶液，碱性溶液不一定是碱溶液。

　1.（2015·

内蒙古赤峰一中模拟）水的电离达到平衡：

H2O

H＋＋OH－　ΔH>

0，下列叙述正确的是（　　）

A．向水中加入稀氨水，平衡逆向移动，c（OH－）降低

B．向水中加入少量固体硫酸氢钠，c（H＋）增大，Kw不变

C．向水中加入少量固体CH3COONa，平衡逆向移动，c（H＋）降低

D．加入CaO固体，Kw不变

解析：

选B。

A项错误，加入稀氨水，平衡逆向移动，但溶液中的c（OH－）仍然是增大的；

B项正确，因为Kw只与温度有关，与溶液的酸碱度无关，同时NaHSO4在水中的电离方程式为NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO

，所以溶液中的c（H＋）增大；

C项错误，向水中加入少量固体CH3COONa，CH3COO－能结合水电离出的H＋，促使水的电离正向移动；

D项错误，加入的CaO固体与水反应放热，Kw增大。

题组一　水的电离平衡的影响因素

1．（2015·

江苏苏州质检）下列操作会促进H2O的电离，且使溶液pH>

7的是（　　）

A．将纯水加热到90℃

B．向水中加少量NaOH溶液

C．向水中加少量Na2CO3溶液

D．向水中加少量FeCl3溶液

选C。

将纯水加热到90°

C，水的电离程度增大，c（H＋）＝c（OH－）>

10－7mol·

L－1，pH<

7，A错；

向水中加少量NaOH溶液，水中c（OH－）增大，pH>

7，但水的电离平衡向逆方向移动，即水的电离受到抑制，B错；

向水中加少量Na2CO3溶液，CO

与H＋结合，水中c（H＋）减小，水的电离平衡向正方向移动，c（OH－）增大，c（OH－）>

c（H＋），pH>

7，C对；

向水中加少量FeCl3溶液，Fe3＋与OH－结合为弱电解质Fe（OH）3，水中c（OH－）减小，水的电离平衡向正方向移动，c（H＋）增大，c（H＋）>

c（OH－），pH<

7，D错。

2．（2015·

陕西西安模拟）25℃时，水中存在电离平衡：

0。

下列叙述正确的是（　　）

A．将水加热，Kw增大，pH不变

B．向水中通入HCl气体，c（H＋）增大，Kw不变

C．向水中加入少量NaOH固体，平衡逆向移动，c（OH－）降低

D．向水中加入少量NH4Cl固体，平衡正向移动，c（OH－）增大

将水加热时，电离平衡右移，电离出的c（H＋）、c（OH－）均增大，pH减小，A项错误；

通入HCl气体，c（H＋）增大，平衡逆向移动，温度未变化，Kw不变，B项正确；

加入NaOH，c（OH－）增大，平衡逆向移动，C项错误；

加入NH4Cl，NH

水解使平衡正向移动，c（OH－）减小，D项错误。

题组二　水电离的c（H＋）或c（OH－）的计算

3．25℃时，在等体积的①pH＝0的H2SO4溶液、②0.05mol/L的Ba（OH）2溶液、③pH＝10的Na2S溶液、④pH＝5的NH4NO3溶液中，发生电离的水的物质的量之比是（　　）

A．1∶10∶1010∶109　　　　B．1∶5∶5×

109∶5×

108

C．1∶20∶1010∶109D．1∶10∶104∶109

选A。

25℃时，pH＝0的H2SO4溶液中由水电离出的c（H＋）＝10－14mol·

L－1；

0.05mol·

L－1的Ba（OH）2溶液中c（OH－）＝0.05mol·

L－1×

2＝0.1mol·

L－1，根据Kw＝c（H＋）·

c（OH－）＝1.0×

10－14得，由水电离出的c（H＋）＝10－13mol·

pH＝10的Na2S溶液中由水电离出的c（H＋）＝10－4mol·

pH＝5的NH4NO3溶液中由水电离出的c（H＋）＝10－5mol·

L－1，故等体积上述溶液中发生电离的水的物质的量之比为10－14∶10－13∶10－4∶10－5＝1∶10∶1010∶109，即选项A正确。

4．（2015·

山东德州模拟）室温下，在pH＝12的某溶液中，分别有甲、乙、丙、丁四位同学计算出由水电离出的c（OH－）的数据分别为甲：

1.0×

乙：

10－6mol·

丙：

10－2mol·

丁：

10－12mol·

L－1。

其中你认为可能正确的数据是（　　）

A．甲、乙B．乙、丙

C．丙、丁D．乙、丁

如果该溶液是一种强碱（如NaOH）溶液，则该溶液的OH－首先来自于碱（NaOH）的电离，水的电离被抑制，c（H＋）＝1×

L－1，所有这些H＋都来自于水的电离，水电离时当然同时提供相同物质的量的OH－，所以丁是对的。

如果该溶液是一种强碱弱酸盐溶液，则该溶液之所以呈碱性是由于盐中弱酸根水解的缘故。

水解时，弱酸根离子与水反应生成弱酸和OH－，使溶液中c（OH－）>

c（H＋），溶液中的OH－由水电离所得，所以丙也是正确的。

反思归纳

（1）酸、碱、盐虽然影响水的电离平衡（不水解的盐除外），造成水电离出的H＋或OH－的浓度发生变化，但在温度一定时Kw仍然不变，因为Kw只与温度有关。

（2）水的离子积常数Kw＝c（H＋）·

c（OH－）中H＋和OH－不一定是水电离出来的。

c（H＋）和c（OH－）均指溶液中的H＋或OH－的总浓度。

这一关系适用于任何水溶液。

（3）在pH＝2的盐酸溶液中由水电离出来的c（H＋）与c（OH－）之间的关系是相等的。

因为外界条件改变，水的电离平衡发生移动，但任何时候水电离出来的c（H＋）和c（OH－）总是相等的。

（4）室温下，由水电离出的c（H＋）＝1×

10－13mol/L的溶液可能呈强酸性或强碱性，故该溶液中HCO

、HSO

均不能大量共存。

考点二　溶液的酸碱性与pH

一、溶液的酸碱性

溶液的酸碱性取决于溶液中c（H＋）和c（OH－）的相对大小。

（将“>

”、“＝”或“<

”填空）

酸性溶液中

中性溶液中

碱性溶液中

c（H＋）>

c（OH－）

c（H＋）＝c（OH－）

c（H＋）<

二、溶液的pH

1．定义式：

pH＝－lg_c（H＋）。

2．溶液的酸碱性与pH的关系

室温下：

0～14。

4．测量

（1）pH试纸法：

取一小块试纸放在玻璃片或表面皿上，用洁净干燥的玻璃棒蘸取待测溶液点在试纸的中央，变色后与标准比色卡对比，即可确定溶液的pH。

（2）pH计测量法。

（1）溶液呈现酸、碱性的实质是c（H＋）与c（OH－）的相对大小不相等，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试纸时不能用蒸馏水润湿。

（3）广泛pH试纸只能测出pH的整数值。

）

　（2015·

最新改编）常温下，下列叙述正确的是（　　）

A．将pH＝a的氨水稀释10倍后，其pH＝b，则a＝b＋1

B．将pH＝3.0的盐酸稀释105倍后，溶液的pH＝8.0

C．将pH＝9.0的NaOH溶液与pH＝11.0的NaOH溶液等体积混合，所得溶液的pH＝9.3

D．若将1mLpH＝1.0的盐酸与100mLNaOH溶液混合后，溶液的pH＝7.0，则NaOH溶液的pH＝11.0

[解析]　一水合氨为弱电解质，加水稀释，促进其电离，溶液pH变化比强碱的小，故将pH＝a的氨水稀释10倍后，其pH＝b，则a<

b＋1，A项叙述错误；

对于强酸溶液，每稀释10倍时，pH增大1个单位，但不能超过7，只能接近7，B项叙述错误；

强碱溶液混合，不能直接按c（H＋）进行计算，应先求出混合溶液中的c（OH－），再求c（H＋），进一步求pH。

混合后c（OH－）＝

≈

，则c（H＋）＝2×

10－11mol·

L－1，pH＝11－lg2≈10.7，C项叙述错误；

设NaOH溶液的pH＝b，两溶液混合后溶液的pH＝7.0，则1×

10－3L×

10－1mol·

L－1＝100×

10－3L×

10b－14mol·

L－1，解得b＝11.0，D项叙述正确。

（1）单一溶液的pH计算

强酸溶液：

如HnA，设浓度为cmol/L，c（H＋）＝ncmol/L，pH＝－lgc（H＋）＝－lgnc。

强碱溶液（25℃）：

如B（OH）n，设浓度为cmol/L，c（H＋）＝

mol·

L－1，pH＝－lgc（H＋）＝14＋lgnc。

（2）混合溶液的pH的计算类型

①两种强酸混合：

直接求出c（H＋）混，再据此求pH，c（H＋）混＝

。

②两种强碱混合：

先求出c（OH－）混，再据Kw求出c（H＋）混，最后求pH，c（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，c（H＋）混或c（OH－）混＝

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

14

13

m∶n

n∶m

14＋lg

　2.（2013·

高考山东卷）某温度下，向一定体积0.1mol·

L－1的醋酸溶液中逐滴加入等浓度的NaOH溶液，溶液中pOH[pOH＝－lgc（OH－）]与pH的变化关系如图所示，则（　　）

A．M点所示溶液的导电能力强于Q点

B．N点所示溶液中c（CH3COO－）＞c（Na＋）

C．M点和N点所示溶液中水的电离程度相同

D．Q点消耗NaOH溶液的体积等于醋酸溶液的体积

Q点pOH＝pH＝a，则有c（H＋）＝c（OH－），此时溶液呈中性，那么c（CH3COO－）＝c（Na＋），N点溶液呈碱性，c（OH－）＞c（H＋），那么c（CH3COO－）＜c（Na＋），B错。

结合图像可知，M点溶液中含有CH3COOH和CH3COONa，在滴加NaOH溶液的过程中，溶液中离子浓度变大，则M点溶液的导电能力比Q点弱，A错。

M点pOH＝b，N点pH＝b，说明M点c（OH－）与N点c（H＋）相等，对水的电离的抑制程度相同，因此M点和N点水的电离程度相同，C对。

若消耗NaOH溶液与醋酸溶液的体积相等，二者恰好反应生成CH3COONa，溶液显碱性，而Q点溶液呈中性，显然醋酸溶液的体积大于消耗NaOH溶液的体积，D错。

题组一　溶液酸碱性的判断

1．室温时下列混合溶液的pH一定小于7的是（　　）

A．pH＝3的盐酸和pH＝11的氨水等体积混合

B．pH＝3的盐酸和pH＝11的氢氧化钡溶液等体积混合

C．pH＝3的醋酸溶液和pH＝11的氢氧化钡溶液等体积混合

D．pH＝3的硫酸溶液和pH＝11的氨水等体积混合

A项氨水过量，pH>

7；

B项pH＝7；

C项CH3COOH过量，pH<

D项氨水过量，pH>

7。

2．已知温度T时水的离子积常数为Kw，该温度下，将浓度为amol·

L－1的一元酸HA与bmol·

L－1的一元碱BOH等体积混合，可判定该溶液呈中性的依据是（　　）

A．a＝b

B．混合溶液的pH＝7

C．混合溶液中，c（H＋）＝

L－1

D．混合溶液中，c（H＋）＋c（B＋）＝c（OH－）＋c（A－）

溶液呈中性，说明c（H＋）＝c（OH－），而水的离子积Kw＝c（H＋）·

c（OH－）＝c2（H＋），所以c（H＋）＝

L－1，C正确。

A项中a＝b，不知酸和碱的强弱，故不好判断溶液酸碱性，B项中pH＝7，没有指明在25℃时，不能作为溶液呈中性的依据，D项为电荷守恒。

题组二　溶液pH的简单计算

3．（2015·

浙江杭州模拟）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＝________。

（1）由题意知，溶液中c（H＋）＝10－11mol·

L－1，c（OH－）＝0.01mol·

L－1，故Kw＝c（H＋）·

c（OH－）＝10－13。

（2）①根据中和反应：

H＋＋OH－===H2O

c（H＋）·

V酸＝c（OH－）·

V碱

10－2·

Vb＝10－13/10－12·

Va

所以，Va∶Vb＝10－2∶10－1＝1∶10。

②根据中和反应：

Vb＝c（OH－）·

10－b·

Vb＝10－13/10－a·

所以，Va/Vb＝10－b/10a－13＝1013－（a＋b）＝10

即Va∶Vb＝10∶1。

答案：

（1）10－13　

（2）①1∶10　②10∶1

4．已知在100℃的温度下，水的离子积Kw＝1×

10－12（本题涉及的溶液温度均为100℃）下列说法中正确的是（　　）

A．0.005mol/L的H2SO4溶液，pH＝2

B．0.001mol/L的NaOH溶液，pH＝11

C．0.005mol/L的H2SO4溶液与0.01mol/L的NaOH溶液等体积混合，混合溶液的pH为6，溶液显酸性

D．完全中和pH＝3的H2SO4溶液50mL，需要pH＝9的NaOH溶液100mL

A项，0.005mol/L的H2SO4溶液中，c（H＋）＝0.005mol/L×

2＝1×

10－2mol/L，pH＝－lgc（H＋）＝－lg（1×

10－2）＝2，此计算与Kw值无关，不受Kw＝1×

10－12的干扰；

B项，0.001mol/L的NaOH溶液中，c（OH－）＝0.001mol/L，pH＝－lg（1×

10－9）＝9；

C项，pH＝6时，c（H＋）＝c（OH－），溶液呈中性；

D项，pH＝3的溶液中c（H＋）＝10－3mol/L，pH＝9的溶液中c（OH－）＝10－3mol/L，二者等体积混合恰好完全中和。

（1）溶液pH的计算

关于溶液pH的计算是高考中的重要题型，主要包含直接求溶液的pH、求酸或碱溶液的浓度、所需酸或碱的体积等，无论以哪一种形式出现，均可按照以下方法求解。

（2）溶液pH计算口诀

酸按酸（H＋）——先计算混合后的c（H＋）。

碱按碱（OH－）——先计算混合后的c（OH－）。

同强相混0.3——即25℃时两强酸等体积混合，pH＝pH小＋0.3；

两强碱等体积混合，pH＝pH大－0.3。

异强相混看过量——强酸强碱混合先判断过量。

无限稀释“7”为限——酸碱无限稀释，最终溶液都接近中性。

扫一扫　进入91导学网（）

水的电离和溶液的酸碱性

考点三　酸碱中和滴定

一、实验原理

利用中和反应，用已知浓度的酸（或碱）来测定未知浓度的碱（或酸）的实验方法。

二、常用酸碱指示剂及其变色范围

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粉（浅）红色

10.0红色

酸碱中和滴定中一般不用石蕊作指示剂，因为其颜色变化不明显。

三、实验用品

1．仪器：

酸式滴定管（如图A）、碱式滴定管（如图B）、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

试剂性质

滴定管

原因

酸性、氧化性

酸式滴定管

酸性和氧化性物质易腐蚀橡胶管

碱性

碱式滴定管

碱性物质易腐蚀玻璃，致使玻璃活塞无法打开

四、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→记读数→加酚酞指示剂。

2．滴定

3．终点判断

等到滴入最后一滴标准液，溶液由红色变为无色，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．操作步骤

（1）仪器的洗涤

滴定管（或移液管）：

自来水→蒸馏水→所装溶液润洗。

锥形瓶：

自来水→蒸馏水（禁止用所装溶液洗涤）。

（2）装液调整液面

装液，使液面一般高于“0”刻度，驱除玻璃尖嘴处的气泡。

（3）读数

调整液面在“0”刻度或“0”刻度以下，读出初读数，记为“X.XXmL”，滴定终点，读出末读数，记为“YY.YYmL”，实际消耗滴定剂的体积为（YY.YY－X.XX）mL。

五、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。

六、误差分析

1．原理

依据原理c（标准）·

V（标准）＝c（待测）·

V（待测），所以c（待测）＝

，因c（标准）与V（待测）已确定，因此只要分析出不正确的操作引起V（标准）的变化，即分析出结果。

V（标准）变大，则c（待测）偏高；

V（标准）变小，则c（待测）偏低。

2．常见误差

以标准酸溶液滴定未知浓度的碱溶液（酚酞作指示剂）为例，常见的因操作不正确而引起的误差有：

步骤

操作

V标准

c待测

洗涤

酸式滴定管未用标准酸溶液润洗

变大

偏高

碱式滴定管未用待测溶液润洗

变小

偏低

锥形瓶用待测溶液润洗

锥形瓶洗净后还留有蒸馏水

不变

无影响

取液

取碱液的滴定管开始有气泡，读数时气泡消失

滴定

酸式滴定管滴定前有气泡，滴定终点时气泡消失

振荡锥形瓶时部分液体溅出

部分酸液滴在锥形瓶外

读数

酸式滴定管滴定前读数正确，滴定后俯视读数（或前仰后俯）

酸式滴定管滴定前读数正确，滴定后仰视读数（或前俯后仰）

（1）滴定管要用待装液润洗。

滴定管不润洗相当于对所盛装溶液的稀释，锥形瓶不需润洗，润洗后相当于所盛装溶液的物质的量增大。

（2）滴定管盛装标准溶液时，其液面不一定要在“0”刻度。

只要在“0”刻度或“0”刻度以下某刻度即可，但一定要记录下滴定前液面的读数。

滴定管的精确度为0.01mL。

（3）指示剂选择的三个因素：

①变色范围与终点pH吻合或接近；

②指示剂变色范围越窄越好；

③指示剂在滴定终点时颜色变化明显，容易观察判断。

　（2014·

高考海南卷）室温下，用0.100mol/LNaOH溶液分别滴定20.00mL0.100mol/L的盐酸和醋酸，滴定曲线如图所示。

下列说法正确的是（　　）

A．Ⅱ表示的是滴定醋酸的曲线

B．pH＝7时，滴定醋酸消耗的V（NaOH）小于20mL

C．V（NaOH）＝20mL时，c（Cl－）＝c（CH3COO－）

D．V（NaOH）＝10mL时，醋酸溶液中c（Na＋）>

c（CH3COO－）>

c（OH－）

[解析]　解答本题，首先应该掌握两种酸酸性的相对强弱，了解在浓度相同时电离产生的离子浓度的大小。

然后看其与碱混合发生反应时，酸碱相对物质的量的多少、溶液中的溶质的种类、电解质的电离程度与产生的盐的水解程度的相对大小。

最后对选项中的问题根据题意进行解答。

A.相同浓度的盐酸和醋酸，由于盐酸是一元强酸，在水溶液中完全电离，醋酸是一元弱酸，在水溶液中部分电离。

所以醋酸溶液的pH大。

因此Ⅰ表示的是醋酸，Ⅱ表示的是盐酸，A错误；

B.NaOH是强碱，HCl是强酸，当pH＝7时，二者恰好反应，物质的量相等，所以V（NaOH）＝20mL。

若与醋酸反应的NaOH溶液的体积也是20mL则得到的是醋酸钠溶液，醋酸钠是强碱弱酸盐