高考化學(xué)一輪復(fù)習(xí)（第五輯）考點(diǎn)六十八水的電離和溶液的酸堿性

1、考點(diǎn)六十八 水的電離和溶液的酸堿性聚焦與凝萃1了解水的電離及離子積常數(shù)；2了解溶液pH的定義。了解測(cè)定溶液pH的方法，能進(jìn)行pH的簡(jiǎn)單計(jì)算.解讀與打通常規(guī)考點(diǎn)一、水的電離水是極弱的電解質(zhì)，水的電離方程式為H2OH2OH3O+OH或H2OH+OH。它的電離有如下特點(diǎn)：水分子和水分子之間的相互作用而引起電離的發(fā)生；極難電離，只有極少數(shù)水分子發(fā)生電離；由水分子電離出的H+和OH-數(shù)目相等；由水的電離方程式可以看出，水既可以看成是一元弱酸，又可以看成是一元弱堿；水的電離過(guò)程是可逆的、吸熱的。二、水的離子積常數(shù)1水的離子積常數(shù)，簡(jiǎn)稱(chēng)水的離子積，用Kw表示，它反映了水中c(H+)和c(OH-)的關(guān)系。w=

2、c(H+)·c(OH-)，室溫下的Kw=1×1014。2影響因素；只與溫度有關(guān)，升高溫度，Kw增大。（1）升高溫度，水的電離程度增大，Kw增大。（2）加入酸或堿，水的電離程度減小，Kw不變。（3）加入可水解的鹽(如FeCl3、Na2CO3)，水的電離程度增大，Kw不變。（4）其它因素：如向水中加入活潑金屬，由于活潑金屬與水電離出來(lái)的 H+直接作用，使c(H+)減少，因而促進(jìn)了水的電離平衡正向移動(dòng)。3適用范圍：Kw不僅適用于純水，也適用于稀的電解質(zhì)水溶液。如酸堿鹽溶液中都有Kw=c(H+)·c(OH-)= 1×10-14(常溫），其中c(H+)、c(OH-

3、)均表示整個(gè)溶液中的c(H+)和c(OH-)。4任何水溶液中均存在著水的電離平衡，Kw揭示了在任何水溶液中均存在H+和OH，只要溫度不變，Kw不變。隱性考點(diǎn)1外界條件對(duì)水的電離平衡的影響 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?cè)龃笤龃鬁p小NH4Cl正不變?cè)龃鬁p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?cè)龃笤龃鬁p小2水電離的c(H+)或c(OH)的計(jì)算(25 時(shí))技巧（1）中性溶液：c(H+)c(OH)1.0×10-7 mol·L1。（2）酸或堿抑制水的

4、電離，水電離出的c(H+)c(OH)<10-7 mol·L-1，當(dāng)給出的c(H+)<10-7 mol·L-1時(shí)就是水電離出的c(H+)；當(dāng)給出的c(H+)>10-7 mol·L-1時(shí)，就用10-14除以這個(gè)濃度即得到水電離的c(H+)。（3）可水解的鹽溶液促進(jìn)水的電離，水電離的c(H+)或c(OH-)均大于10-7 mol·L-1。若給出的c(H+) >10-7 mol·L-1，即為水電離的c(H+)；若給出的c(H+)<107 mol·L1，就用10-14除以這個(gè)濃度即得水電離的c(OH)。融合與應(yīng)用例

5、1一定溫度下，水存在H2OH+OH-H=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+)=10-7mol·L-1，Kw不變答案：B例2下列溶液一定呈中性的是 ()A將pH5的鹽酸稀釋100倍所得到的溶液B等物質(zhì)的量的強(qiáng)酸和強(qiáng)堿反應(yīng)后所得到的混合溶液Cc(H+)c(OH)1×106mol·L1的溶液D非電解質(zhì)溶于水得到的溶液解析：鹽酸不管怎么稀釋?zhuān)琾H始終小于7，A選項(xiàng)錯(cuò)誤；強(qiáng)堿與強(qiáng)酸

6、的物質(zhì)的量相等時(shí)，H+與OH的物質(zhì)的量不一定相等，B選項(xiàng)錯(cuò)誤；CO2是非電解質(zhì)，溶于水生成碳酸，顯酸性，D項(xiàng)錯(cuò)誤。答案：C掃描與矯正【正誤判斷】(正確的打“”，錯(cuò)誤的打“×”)（每個(gè)判斷2分，共40分）（ ）1水的離子積KW隨溫度的改變而變化（ ）225 只有在純水中，才有KW1×10-14（ ）325 在任何水溶液中，都有KW1×10-14（ ）4溶液酸堿性的判斷依據(jù)是H+和OH濃度的相對(duì)大?。?）5酸溶液的pH就是氫離子濃度的負(fù)對(duì)數(shù)，堿溶液的pH就是氫氧根離子濃度的負(fù)對(duì)數(shù)（ ）6用pH試紙測(cè)得某溶液的pH為3.4（ ）7用濕潤(rùn)的pH試紙測(cè)溶液的pH，一定影響測(cè)

7、量結(jié)果（ ）8pH6的溶液一定呈酸性（ ）9pH相等的醋酸和鹽酸，氫離子濃度相等，溶液濃度也相等（ ）10pH3的鹽酸和pH11的氨水等體積混合所得混合液呈中性（ ）11pH3的醋酸和pH11的NaOH等體積混合所得混合液呈中性（ ）12酸式滴定管和堿式滴定管是精密儀器，讀數(shù)可保留小數(shù)點(diǎn)后兩位（ ）13堿式滴定管可盛裝堿和KMnO4溶液（ ）14錐形瓶應(yīng)用待測(cè)液潤(rùn)洗，否則影響待測(cè)液的測(cè)量濃度（ ）15滴定時(shí)，眼睛注視滴定管內(nèi)的液面（ ）16在蒸餾水中滴加濃硫酸，Kw不變 (2013·天津，5A)（ ）17NaCl溶液和CH3COONH4溶液均顯中性，兩溶液中水的電離程度相同 (201

8、3·天津，5D)（ ）18常溫下，等濃度的碳酸鈉與碳酸氫鈉溶液相比，碳酸鈉溶液的pH大（ ）19恒溫時(shí)，向水中加入少量固體硫酸氫鈉，c(H)增大，水的離子積常數(shù)KW不變（ ）20酸性溶液中不可能存在NH3·H2O分子實(shí)訓(xùn)與超越【7+1模式】一、單選（7×6分=42分）125 時(shí)，相同物質(zhì)的量濃度的下列溶液：NaClNaOH H2SO4(NH4)2SO4，其中水的電離程度按由大到小順序排列的一組是 ()A>>> B>>> C>>> D>>>2一定溫度下，水存在H2OH+OH-H>0的平衡，

9、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 mol·L1，Kw不變3下列敘述正確的是 ()A無(wú)論是純水，還是酸性、堿性或中性稀溶液，在常溫下，其c(H+)·c(OH)1×10-14Bc(H+)1×10-7 mol·L1的溶液一定是中性溶液C0.2 mol·L1 CH3COOH溶液中的c(H+)是0.1 mol·L1 CH3COOH溶液中的c(H+)的2倍D

10、任何濃度的溶液都可以用pH來(lái)表示其酸性的強(qiáng)弱4下列操作中，能使H2OH+OH平衡向右移動(dòng)且溶液呈酸性的是 ()A向水中加入H2SO4溶液 B向水中加入Al2(SO4)3固體C向水中加入NaHCO3溶液 D向水中加入NaHSO4溶液5下列溶液一定呈中性的是 ()Ac(H+)c(OH)10-6 mol·L-1的溶液 BpH7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6在不同溫度下，水溶液中c(H+)與c(OH)的關(guān)系如圖所示。下列有關(guān)說(shuō)法中正確的是 ()A若從a點(diǎn)到c點(diǎn)，可采用在水中加入酸的方法Bb點(diǎn)對(duì)應(yīng)的醋酸中由水電離的c(H+)10-6 mol·L-

11、1Cc點(diǎn)對(duì)應(yīng)溶液的KW大于d點(diǎn)對(duì)應(yīng)溶液的KWDT 時(shí)，0.05 mol·L1的Ba(OH)2溶液的pH117【2009·山東，15】某溫度下，相同pH值的鹽酸和醋酸溶液分別加水稀釋?zhuān)胶鈖H值隨溶液體積變化的曲線(xiàn)如右圖所示。據(jù)圖判斷正確的是 ()A為鹽酸稀釋時(shí)的pH值變化曲線(xiàn) Bb點(diǎn)溶液的導(dǎo)電性比c點(diǎn)溶液的導(dǎo)電性強(qiáng)Ca點(diǎn)Kw的數(shù)值比c點(diǎn)Kw的數(shù)值大 Db點(diǎn)酸的總濃度大于a點(diǎn)酸的總濃度二、填空（18分）8現(xiàn)有常溫條件下甲、乙、丙三種溶液，甲為0.1 mol·L-1的NaOH溶液，乙為0.1 mol·L-1的HCl溶液，丙為0.1 mol·L-1的CH3COO