【大綱創(chuàng)新設(shè)計(jì)】高考化學(xué)一輪復(fù)習(xí) 第2節(jié) 水的電離和溶液的pH

第二節(jié)水的電離和溶液的pH復(fù)習(xí)目標(biāo)展示1.了解水的電離、水的離子積、溶液pH等概念。2．了解影響水電離平衡的因素及酸、堿溶液稀釋時(shí)pH的變化規(guī)律。3．掌握有關(guān)溶液pH與氫離子濃度、氫氧根離子濃度的簡(jiǎn)單計(jì)算。水的電離和溶液的pH在今后幾年的高考命題中很有可能出現(xiàn)，一般以選擇題形式出現(xiàn)，考查得很靈活，計(jì)算部分不難，但是考生須牢記水的電離、水的離子積、溶液pH等概念。知識(shí)點(diǎn)1水的電離問(wèn)題1：水的電離性質(zhì)？水的離子積大??？影響水的電離平衡的因素？

【思維延伸】1．水的電離水是一種極弱的電解質(zhì)，只能微弱地電離，并存在著電離平衡。水的電離方程式：H2O＋H2OH3O＋＋OH－，簡(jiǎn)寫(xiě)為H2OH＋＋OH－。2．水的離子積常數(shù)25℃時(shí)，由純水的導(dǎo)電性實(shí)驗(yàn)測(cè)得，1L純水中只有1×10－7molH2O電離。所以在常溫時(shí)：KW＝c(H＋)·c(OH－)＝1×10－7×1×10－7＝1×10－14。KW只與溫度有關(guān)，KW是常數(shù)。知識(shí)點(diǎn)2溶液的酸堿性和pH問(wèn)題2：溶液酸堿性的實(shí)質(zhì)？pH的表示方法？溶液的pH簡(jiǎn)單計(jì)算和測(cè)定方法？考點(diǎn)1影響水電離平衡的因素1．溫度：由于水的電離過(guò)程吸熱，故升溫使水的電離平衡右移，即加熱能促進(jìn)水的電離，c(H＋)、c(OH－)同時(shí)增大，KW增大，pH變小，但c(H＋)與c(OH－)仍相等，故體系仍顯中性。2．酸、堿：在純水中加入酸或堿，酸電離出的H＋或堿電離出的OH－均能使水的電離平衡左移，即酸、堿的加入抑制水的電離。若此時(shí)溫度不變，則KW不變，c(H＋)、

c(OH－)此增彼減。即：加酸，c(H＋)增大，c(OH－)減小，pH變小。加堿，c(OH－)增大，c(H＋)減小，pH變大。3．能水解的鹽：在純水中加入能水解的鹽，由于水解的實(shí)質(zhì)是鹽電離出的弱酸陰離子或弱堿陽(yáng)離子結(jié)合水電離出的H＋或OH－，所以水解必破壞水的電離平衡，使水的電離平衡右移。即鹽類的水解促進(jìn)水的電離。4．其他因素：向水中加入活潑金屬，由于與水電離出的H＋直接作用，因而同樣能促進(jìn)水的電離。要點(diǎn)深化

(1)KW揭示了在任何水溶液中均存在水的電離平衡，H＋和OH－共存，只是相對(duì)含量不同而已。KW只與溫度有關(guān)，KW不僅適用于純水，還適用于酸、堿、鹽的稀溶液。(2)由于水的離子積的存在，在弱電解質(zhì)稀釋時(shí)，溶液中總有一種濃度增大的離子。如弱酸稀釋時(shí)，c(OH－)增大，弱堿稀釋時(shí)，c(H＋)增大。(3)溶液中的c(H＋)和水電離出來(lái)的c(H＋)是不同的：常溫下水電離出的c(H＋)＝1×10－7mol/L，若某溶液中水電離出的c(H＋)＜1×10－7mol/L，則可判斷出該溶液中加入的酸或堿抑制了水的電離；若某溶液中水電離出的c(H＋)＞1×10－7mol/L，則可判斷出該溶液中加入的水解的鹽或活潑金屬促進(jìn)了水的電離。(4)常溫下，溶液中的c(H＋)>1×10－7mol/L，說(shuō)明該溶液是酸溶液或水解顯酸性的鹽溶液。常溫下，c(H＋)<1×10－7mol/L，說(shuō)明是堿溶液或水解顯堿性的鹽溶液?！纠?】25℃時(shí)，水的電離達(dá)到平衡：H2OH＋＋OH－，ΔH＞0，下列敘述正確的是()A．向水中加入稀氨水，平衡逆向移動(dòng)，c(OH－)降低B．向水中加入少量固體硫酸氫鈉，c(H＋)增大，K+不變C．向水中加入少量固體CH3COONa，平衡逆向移動(dòng)，

c(H＋)降低D．將水加熱，KW增大，pH不變解析：KW只與溫度有關(guān)，與c(H＋)的變化無(wú)關(guān)。A中c(OH－)應(yīng)增大；C中平衡正向移動(dòng)；D中KW增大，pH應(yīng)減小。

答案：B變式訓(xùn)練1．把1mL0.1mol·L－1的H2SO4加水稀釋制成2L溶液，在此溶液中由水電離產(chǎn)生的H＋，其濃度接近于()A．1×10－4mol·L－1B．1×10－8mol·L－1C．1×10－11mol·L－1D．1×10－10mol·L－1解析：此題是水中加硫酸，水中c(H＋)必然增大，而由于

KW為一常數(shù)，c(OH－)必然減小，而c(OH－)只能來(lái)自水的電離，故只需求出c(OH－)，便知道由水電離出的c(H＋)。

答案：D考點(diǎn)2溶液的酸堿性和pH1．溶液的酸堿性溶液酸堿性的判斷依據(jù)：c(H＋)＞c(OH－)，溶液呈酸性；

c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈中性；c(H＋)＜c(OH－)，溶液呈堿性，上述判斷與溶液的溫度、溶液的種類無(wú)關(guān)。2．溶液的pHpH＝－1gc(H＋)，溶液的酸堿性與c(OH－)和c(H＋)的相對(duì)大小、c(H＋)和pH的關(guān)系如下表所示：3.pH試紙的使用(1)方法：把小片試紙放在表面皿上，用玻璃棒蘸取待測(cè)液滴在干燥的pH試紙上，試紙變色后，與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對(duì)比即可確定溶液的pH。(2)注意：pH試紙使用前不能用蒸餾水潤(rùn)濕，否則待測(cè)液因被稀釋可能產(chǎn)生誤差；用pH試紙讀出的pH只能是整數(shù)。要點(diǎn)深化1．溶液pH的計(jì)算(1)總體原則①若溶液為酸性，先求c(H＋)，再求pH；②若溶液為堿性，先求c(OH－)，再由c(H＋)＝求c(H＋)，最后求pH。(2)具體情況(室溫下)①酸、堿溶液pH的計(jì)算a．強(qiáng)酸溶液，如HnA，設(shè)濃度為cmol·L－1，c(H＋)＝

ncmol·L－1，pH＝－lgc(H＋)＝－lg(nc)。b．強(qiáng)堿溶液，如B(OH)n，設(shè)濃度為cmol·L－1，c(H＋)＝mol·L－1，pH＝－1gc(H＋)＝14＋lg(nc)。②酸、堿混合pH計(jì)算a．兩強(qiáng)酸混合

b．兩強(qiáng)堿混合

c．強(qiáng)酸、強(qiáng)堿混合(一者過(guò)量)d．強(qiáng)酸、強(qiáng)堿的pH之和與H＋和OH－濃度比較pH(酸)＋pH(堿)＝14，c酸(H＋)＝c堿(OH－)pH(酸)＋pH(堿)＜14，c酸(H＋)＞c堿(OH－)pH(酸)＋pH(堿)＞14，c酸(H＋)＜c堿(OH－)推導(dǎo)：pH(酸)＋pH(堿)＝－lg＝14－lg。特別提示：應(yīng)用以上要點(diǎn)，可解決有關(guān)pH計(jì)算問(wèn)題，在具體計(jì)算中還有以下技巧：①若ΔpH(pH的差值)≥2的兩種強(qiáng)酸溶液等體積混合，pH混＝pH?。?.3；②若ΔpH≥2的兩種強(qiáng)堿溶液等體積混合，pH混＝pH大－0.3。2．酸、堿溶液稀釋時(shí)pH的變化(1)強(qiáng)酸、弱酸的稀釋(2)強(qiáng)堿、弱堿的稀釋【例2】(2008·全國(guó)理綜Ⅱ，9)取濃度相同的NaOH和HCl溶液，以3∶2體積比相混合，所得溶液的pH等于12，則原溶液的濃度為()A．0.01mol/LB．0.017mol/LC．0.05mol/LD．0.50mol/L

解析：設(shè)NaOH和HCl溶液的濃度都為x。根據(jù)反應(yīng)后溶液的pH＝12顯堿性列計(jì)算式。＝c(OH－)＝10－2mol/L，解之得

x＝0.05mol/L。答案：C變式練習(xí)2．pH＝5的鹽酸和pH＝9的氫氧化鈉溶液以體積比11∶9混合，則混合液的pH為()A．7.2B．8C．6D．無(wú)法計(jì)算解析：pH＝5的鹽酸溶液中c(H＋)＝10－5mol·L－1，pH＝9的氫氧化鈉溶液中c(OH－)＝10－5mol·L－1，兩者以體積比11∶9混合，則酸過(guò)量，混合液的pH小于7。答案：C3．pH相同的醋酸和鹽酸，分別用蒸餾水稀釋至原來(lái)體積的m倍和n倍。稀釋后的溶液的pH仍相等，則m和n的關(guān)系是()A．m＞nB．m＝nC．m＜nD．不能確定

解析：pH相同的CH3COOH和HCl，當(dāng)稀釋相同的倍數(shù)時(shí)，因醋酸電離平衡右移，CH3COOH的pH較小，若要稀釋至兩者pH相等，則要求m＞n。

答案：A客觀題pH是溶液酸堿性最常用的表示方法，pH的計(jì)算是化學(xué)計(jì)算中的常見(jiàn)計(jì)算，熟練進(jìn)行溶液pH的計(jì)算是高考的基本要求，也是常出現(xiàn)的題型之一。高分解密直接用兩種堿溶液的c(H＋)求混合液中c(H＋)就會(huì)得到錯(cuò)誤答案A。因?yàn)閴A溶液中的c(H＋)是水電離出的，當(dāng)兩種堿液混合時(shí)，c(OH－)發(fā)生了改變，c(OH－)變化影響水的電離平衡，使c(H＋)也相應(yīng)的改變，所以不能以原溶液的c(H＋)求混合液中的c(H＋)?！究碱}一】將pH＝9的Ba(OH)2溶液和pH＝12的NaOH溶液以體積比4∶1相混合，則室溫時(shí)混合液中c(H＋)為()A.×(10－12＋4×10－9)mol·L－1B.×(10－12＋8×10－9)mol·L－1C．5×10－12mol·L－1D.×10－10mol·L－1審題視點(diǎn)：(1)Ba(OH)2溶液和NaOH溶液相混合。(2)已知兩溶液的pH和體積比。(3)混合后溶液一定呈堿性。(4)所求：混合后c(H＋)。思路點(diǎn)撥：設(shè)Ba(OH)2溶液體積為4L，NaOH溶液體積為1L，混合溶液體積為5L。pH＝9時(shí)；c(H＋)＝10－9mol·L－1，c(OH－)＝10－5mol·L－1；pH＝12時(shí)：c(H+)＝10－12mol·L－1，c(OH－)＝10－2mol·L－1。所以混合液的≈2×10－3mol·L－1，混合后的c(H＋)＝＝5×10－12mol·L－1。

標(biāo)準(zhǔn)答案：C高分解密

直接用兩種堿溶液的c(H＋)求混合液中c(H＋)就會(huì)得到錯(cuò)誤答案A。因?yàn)閴A溶液中的c(H＋)是水電離出的，當(dāng)兩種堿液混合時(shí)，c(OH－)發(fā)生了改變，c(OH－)變化影響水的電離平衡，使c(H＋)也相應(yīng)的改變，所以不能以原溶液的c(H＋)求混合液中的c(H＋)。主觀題

溫度是影響水的電離平衡的重要因素，也是影響溶液pH計(jì)算和溶液酸堿性判斷的重要因素，非常溫下的計(jì)算和判斷尤其重要?！究碱}二】(山東淄博)已知水在25℃和95℃時(shí)，其電離平衡曲線如圖所示：(1)則25℃時(shí)水的電離平衡曲線應(yīng)為_(kāi)_______(填“A”或“B”)，請(qǐng)說(shuō)明理由

。(2)25℃時(shí)，將pH＝9的NaOH溶液與pH＝4的H2SO4溶液混合，若所得混合溶液的pH＝7，則NaOH溶液與H2SO4溶液體積比為_(kāi)_______。(3)95℃時(shí)，若100體積pH1＝a的某強(qiáng)酸溶液與1體積pH2＝b的某強(qiáng)堿溶液混合后溶液呈中性，則混合前，該強(qiáng)酸的pH1與強(qiáng)堿的pH2之間應(yīng)滿足的關(guān)系是

。A水的電離是吸熱過(guò)程，溫度低時(shí)，電離程度小，c(H＋)、c(OH－)小10∶1a＋b＝14或pH1＋pH2＝14(4)曲線B對(duì)應(yīng)溫度下，pH＝2的某HA溶液和pH＝10的NaOH溶液等體積混合后，混合溶液的pH＝5。請(qǐng)分析其原因：

。思路點(diǎn)撥：本題的關(guān)鍵是搞清楚溫度對(duì)水的電離平衡、水的離子積和溶液pH的影響。(1)當(dāng)溫度升高時(shí)，促進(jìn)水的電離，水的離子積也增大，水中氫離子濃度、氫氧根離子濃度都增大，水的pH也減小，但溶液仍然呈中性。因此結(jié)合圖像中A、B曲線變化情況及氫離子濃度、氫氧根離子濃度可以判斷，25℃時(shí)水的電離平衡曲線應(yīng)為A，理由為水的電離是吸熱過(guò)程，升高溫度，水的電離程度增大。曲線B對(duì)應(yīng)95℃，此時(shí)水的離子積為10－12，HA為弱酸，HA中和NaOH后，混合溶液中還剩余較多的HA分子，可繼續(xù)電離出H＋，使溶液pH＝5

(2)25℃時(shí)所得混合溶液的pH＝7，溶液呈中性即酸堿恰好中和，即n(OH－)＝n(H＋)，則V(NaOH)·10－5mol·L－1＝

V(H2SO4)·10－4mol·L－1得，V(NaOH)∶V(H2SO4)＝10∶1。(3)要注意是95℃時(shí)，水的離子積為10－12，即c(H＋)·c(OH－)＝10－12，即：等體積強(qiáng)酸強(qiáng)堿反應(yīng)至中性時(shí)pH(酸)＋pH(堿)＝12。根據(jù)95℃時(shí)混合物溶液呈中性，pH2＝b的某強(qiáng)堿溶液中c(OH－)＝10b－12；有100×10－a＝1×10b－12，即：10－a＋2＝10b－12，所以，有以下關(guān)系：a＋b＝14，或pH1＋pH2＝14。高分解密

(1)非常溫狀態(tài)下，水的離子積不是1×10－14。(2)非常溫狀態(tài)下，pH＝7非中性。(3)溶液酸堿性的實(shí)質(zhì)不因溫度的變化而變化。規(guī)律支持(1)KW與溫度有關(guān)，因?yàn)樗碾婋x過(guò)程是吸熱過(guò)程，所以溫度升高，有利于水的電離，KW增大。如100℃時(shí)，KW＝10－12。

(4)在曲線B對(duì)應(yīng)溫度下，因pH(酸)＋pH(堿)＝12，可得酸堿兩溶液中c(H＋)＝c(OH－)，如果強(qiáng)酸、強(qiáng)堿，兩溶液等體積混合后溶液應(yīng)呈中性；現(xiàn)混合溶液的pH＝5，即等體積混合后溶液顯酸性，說(shuō)明H＋與OH－完全反應(yīng)后又有新的H＋產(chǎn)生，即酸過(guò)量，所以說(shuō)酸HA是弱酸。(2)KW不僅適用于純水，還適用于酸性或堿性的稀溶液。不管哪種溶液均有c(H＋)H2O＝c(OH－)H2O如酸性溶液中：{c(H＋)酸＋c(H＋)H2O}·c(OH－)H2O＝KW

堿性溶液中：{c(OH－)堿＋c(OH－)H2O}·c(H＋)H2O＝KW(3)水的離子積常數(shù)揭示了在任何水溶液中均存在水的電離平衡，都有H＋和OH－共存，只是相對(duì)含量不同而已。并且在稀酸或稀堿溶液中，當(dāng)溫度為25℃時(shí)，KW＝c(H＋)·c(OH－)＝1×10－14

仍為同一常數(shù)。(4)水的電離是永恒存在的，在研究水溶液體系中離子的成分時(shí)，不要忽略H＋和OH－共同存在。另外，通過(guò)對(duì)水的離子積研究，知道水溶液的酸堿性是c(H＋)和c(OH－)相對(duì)大小不同形成的,即：c(H＋)＞c(OH－)酸性c(H＋)＝c(OH－)中性c(H＋)＜c(OH－)堿性1．(5分)(2010·德州期末)純水在25℃時(shí)的氫離子濃度與90℃時(shí)的氫離子濃度的關(guān)系是（）A．大于B．等于C．小于D．不能肯定解析：水的電離過(guò)程是吸熱的，所以90℃時(shí)純水電離出的

c(H＋)和c(OH－)比25℃時(shí)純水電離出的c(H＋)和c(OH－)大。

答案：C2．(5分)常溫下，在pH＝12的某堿溶液中，由水電離出的c(OH－)為()A．1.0×10－7mol/LB．1.0×10－6mol/LC．1.0×10－3mol/LD．1.0×10－12mol/L解析：由水電離的c(H＋)＝10－pH＝1.0×10－12mol/L，由水電離出的c(OH－)等于由水電離出的c(H＋)，所以，c(OH－)也等于1.0×10－12mol/L。答案：D3．(5分)水是一種極弱的電解質(zhì)，在常溫下平均每n個(gè)水分子只有1個(gè)分子發(fā)生電離，n的值是()A．1×1014B．55.6×107

C．1×107

D．55.6

解析：根據(jù)常溫時(shí)，1L水中只有1×10－7mol的水電離，可以確定如下關(guān)系：

mol×NA～1×10－7mol×NA

n1

解得n＝55.6×107。

答案：B4．(5分)(2010·徐州模擬)在t℃時(shí)，某Ba(OH)2的稀溶液中c(H＋)

＝10－amol/L，c(OH－)＝10－bmol/L，已知a＋b＝12。向該溶液中逐滴加入pH＝c的鹽酸，測(cè)得混合溶液的部分pH如下表所示：

假設(shè)溶液混合前后的體積變化忽略不計(jì)，則c為()A．3B．4C．5D．6解析：本題考查了pH的綜合計(jì)算和從圖表中獲取關(guān)鍵信息的能力。Ba(OH)2溶液的pH＝8，即a＝8，再根據(jù)a＋b＝12，則b＝4，該溫度下KW＝10－12；當(dāng)恰好完全中和時(shí)，溶液的pH＝6，即加鹽