2024屆高考一輪復習 水的電離和溶液的酸堿性 課件(共51張)

水的電離和溶液的酸堿性1.水的電離(1)水是極弱的電解質①水的電離方程式為

,

簡寫為

。

②水的電離常數表達式:

。

(2)水的電離過程

(填“吸熱”或“放熱”)。

H2O+H2O?H3O++OH-H2O?H++OH-

吸熱2.水的離子積常數c(H+)·c(OH-)1×10-14增大電解質H+、OH-不變3.影響水的電離平衡的因素(1)溫度:溫度升高,

水的電離;溫度降低,

水的電離。

(2)酸、堿:

水的電離。

(3)能水解的鹽:

水的電離。

促進抑制抑制促進

條件體系變化移動方向KW電離程度c(OH-)c(H+)加酸

加堿

加入可以水解的鹽Na2CO3

NH4Cl

加入中性的鹽NaCl

溫度升溫

降溫

其他,如加入Na(不考慮溫度變化)

(4)實例分析:填寫下表(填“增大”“不變”“減小”“正向”或“逆向”)。逆向不變減小減小增大逆向不變減小增大減小正向不變增大增大減小正向不變增大減小增大不移動不變不變不變不變正向增大增大增大增大逆向減小減小減小減小正向不變增大增大減小[警示](1)給水加熱,水的電離程度增大,c(H+)>10-7mol·L-1,pH<7,但水仍顯中性。(2)酸、堿能抑制水的電離,故室溫下,酸、堿溶液中水電離產生的c(H+)<1×10-7mol·L-1;能水解的鹽溶液中,水電離產生的c(H+)[或c(OH-)]>1×10-7

mol·L-1。(3)室溫下,任何水溶液中均存在c(H+)c(OH-)=KW=1×10-14。1.判斷正誤(正確的打“√”,錯誤的打“×”)(1)100℃的純水中c(H+)=1×10-6mol·L-1,此時水呈酸性(

)(2)25℃和60℃的水的pH,前者大于后者,但都顯中性

(

)(3)任何水溶液中均存在H+和OH-,且水電離出的c(H+)和c(OH-)相等

(

)×[解析]純水無論何種情況下均顯中性,故(1)錯;√√[解析]水的電離程度隨溫度升高而增大,25℃溫度較低,水的電離程度較小,c(H+)較小,pH較大,但兩種溫度下,c(H+)=c(OH-),顯中性,故(2)(3)正確;(4)在蒸餾水中滴加濃硫酸,KW不變(

)(5)向水中加入少量NaHSO4固體,促進了水的電離,c(H+)增大,KW不變(

)×[解析]在蒸餾水中滴加濃硫酸,放熱,溶液溫度升高,KW增大,故(4)錯;×[解析]水中加NaHSO4,電離產生H+,c(H+)增大,抑制水的電離,故(5)錯;(6)常溫下,0.1mol·L-1的HNO3溶液與0.1mol·L-1的NaOH溶液中水的電離程度相同(

)√[解析]0.1mol·L-1的HNO3溶液中c(H+)與0.1mol·L-1的NaOH溶液中c(OH-)均為0.1mol·L-1,對水電離的抑制作用相當,溶液中水電離的程度相當,故(6)正確;(8)室溫下,某溶液中水電離產生的c(OH-)<10-7mol·L-1,則該溶液一定顯酸性(

)(7)25℃時,0.10mol·L-1NaHCO3溶液加水稀釋后,c(H+)與c(OH-)的乘積變大(

)×[解析]溫度不變,c(H+)與c(OH-)的乘積不變,故(7)錯;×[解析]水電離產生的c(OH-)<10-7mol·L-1,該溶液可能是酸溶液,也可能是堿溶液,故(8)錯。2.下表是不同溫度下水的離子積數據:試回答下列問題:(1)若25<t1<t2,則KW

(填“>”“<”或“=”)1×10-14,作出此判斷的理由是

。>[解析]水是弱電解質,存在電離平衡,電離吸熱,所以溫度升高,水的電離程度增大,離子積增大。溫度/℃25t1t2水的離子積常數1×10-14KW1×10-12水的電離是吸熱過程,升高溫度,平衡向正反應方向移動,c(H+)增大,c(OH-)增大,KW=c(H+)·c(OH-),KW增大

2.4×10-7

mol·L-1溫度/℃25t1t2水的離子積常數1×10-14KW1×10-125.76×10-9

溫度/℃25t1t2水的離子積常數1×10-14KW1×10-121.能促進水的電離平衡,并使溶液中的c(OH-)>c(H+)的操作是 (

)A.將水加熱煮沸

B.將NH4Cl固體溶于水C.將NaHSO4固體溶于水

D.將CH3COONa固體溶于水題組一

水的電離平衡及影響因素D

2.一定溫度下,水溶液中H+和OH-的濃度變化曲線如圖,下列說法正確的是(

)A.該溫度下,水的離子積常數為1.0×10-14B.升高溫度,可能引起由c向b的變化C.該溫度下,稀釋溶液可能引起由c向d的變化D.該溫度下,加入FeCl3可能引起由b向a的變化D[解析]圖中曲線為等溫線,a、b、c三點對應的離子積常數不變,b點c(H+)=c(OH-)=1.0×10-6,KW=1.0×10-6×1.0×10-6=1.0×10-12,升高溫度,KW發(fā)生變化,不可能由c到b,故A、B錯誤;溫度不變,KW不變,稀釋溶液時KW不變,由c點到d點,水的離子積常數減小,故稀釋溶液不能引起c向d的變化,故C錯誤,加入強酸弱堿鹽FeCl3,Fe3+結合水電離的OH-,促進水的電離,平衡右移,c(H+)增大,c(OH-)減小,符合由b到a的變化,故D正確。3.圖表示溶液中c(H+)和c(OH-)的關系,下列判斷錯誤的是(

)A.兩條曲線間任意點均有c(H+)×c(OH-)=KWB.M區(qū)域內任意點均有c(H+)<c(OH-)C.圖中T1<T2D.XZ線上任意點均有pH=7D[解析]由水的離子積的定義可知,兩條曲線間的任意點均有c(H+)·c(OH-)=KW,A正確;XZ連線的斜率是1,存在c(H+)=c(OH-),連線點對應溶液均呈中性,但pH不一定為7,XZ連線的上方存在c(H+)<c(OH-),下方存在c(H+)>c(OH-),B正確;水的電離是吸熱反應,升溫促進水的電離,c(H+)、c(OH-)及KW都增大,故T1<T2,C正確、D錯誤。

題組二由水電離的c(H+)和c(OH-)的計算B

D[解析]由圖可知,兩一元酸HX和HY中分別加入NaOH溶液20mL以前,pH水逐漸減小,水的電離程度逐漸增大,根據圖中信息,加入20mLNaOH溶液時,溶液中溶質為NaX、NaY,其pH水<7,說明促進了水的電離,表明HX、HY均為弱酸。HX為弱酸,不能完全電離,A錯誤;M和T兩點的溶液中水電離的c水(H+)均為10-7mol·L-1,M點為NaY和HY的混合溶液,前者對水電離的促進作用與后者的抑制作用恰好抵消,溶液呈中性,存在

[方法技巧]水電離的c(H+)或c(OH-)的計算技巧(25℃時)(1)中性溶液:c(H+)=c(OH-)=1.0×10-7mol·L-1。(2)酸或堿抑制水的電離,水電離出的c(H+)=c(OH-)<10-7mol·L-1,當溶液中的c(H+)<10-7mol·L-1時就是水電離出的c(H+);當溶液中的c(H+)>10-7mol·L-1時,就用10-14除以這個濃度即得到水電離的c(H+)。(3)可水解的鹽促進水的電離,水電離的c(H+)或c(OH-)均大于10-7mol·L-1。若給出的c(H+)>10-7mol·L-1,即為水電離的c(H+);若給出的c(H+)<10-7mol·L-1,就用10-14除以這個濃度即得水電離的c(H+)。溶液的酸堿性c(H+)和c(OH-)比較c(H+)的大小(常溫)溶液pH(常溫)酸性溶液c(H+)

c(OH-)c(H+)

1×

10-7

mol·L-1pH

7

中性溶液c(H+)

c(OH-)c(H+)

1×

10-7

mol·L-1pH

7

堿性溶液c(H+)

c(OH-)c(H+)

1×

10-7

mol·L-1pH

7

1.

溶液的酸堿性溶液的酸堿性取決于溶液中c(H+)和c(OH-)的相對大小。用“>”“<”或“=”填寫下列空白:>><===<<>[警示]pH=7或c(H+)=1×10-7mol·L-1的溶液不一定呈中性,如100℃時pH=6的溶液呈中性。故由pH大小或c(H+)大小判斷溶液的酸堿性時,一定要注意溫度。2.溶液的pH及其測量(1)溶液的pH①計算公式:pH=

;c(H+)=

。

②使用范圍:pH的取值范圍為0~14,即適用于c(H+)≤

mol·L-1或c(OH-)≤

mol·

L-1的電解質溶液;當c(H+)或c(OH-)≥

mol·L-1時,直接用c(H+)或c(OH-)表示溶液的酸堿度。

-lgc(H+)10-pH111(2)測量方法①pH試紙法:用鑷子夾取一小塊試紙放在潔凈的

或

上,用玻璃棒蘸取待測液點在試紙的

,變色后與

對照,即可確定溶液的pH。

②pH計測量法:通過

可精確地測量溶液的pH。

[警示]①pH試紙使用前不能用蒸餾水潤濕,否則待測液因被稀釋可能產生誤差;②廣泛pH試紙只能測出整數值,一般精確到1,pH計可以精確到0.1或0.01。玻璃片表面皿中部標準比色卡pH計3.溶液pH的計算方法(1)單一溶液pH的計算強酸溶液:如HnA,設濃度為cmol·L-1,c(H+)=

mol·L-1,pH=

=

。

強堿溶液(25℃):如B(OH)n,設濃度為cmol·L-1,c(H+)=

mol·L-1,pH=

=

。

(2)混合溶液pH的計算①兩種強酸混合:直接求出c混(H+),再據此求pH。c混(H+)=

。

nc-lgc(H+)-lg(nc)

-lgc(H+)14+lg(nc)

②兩種強堿混合:先求出c混(OH-),再根據KW求出c混(H+),最后求pH。c混(OH-)=

。

③強酸、強堿混合:先判斷哪種物質過量,再由下式求出溶液中H+或OH-的濃度,最后求pH。c混(H+)或c混(OH-)=

。

[解析]常溫下,將pH=3的酸和pH=11的堿等體積混合,所得溶液的pH不一定為7,若酸為弱酸,則pH小于7,若堿為弱堿,則pH大于7,錯誤。1.判斷正誤(正確的打“√”,錯誤的打“×”)(1)任何溫度下,利用H+和OH-濃度的相對大小均可判斷溶液的酸堿性(

)(2)常溫下,將pH=3的酸和pH=11的堿等體積混合,所得溶液的pH=7(

)√[解析]任何溫度下,利用H+和OH-濃度的相對大小均可判斷溶液的酸堿性,正確?！?4)用蒸餾水潤濕的pH試紙測溶液的pH,一定會使結果偏低(

)(3)100℃時KW=1.0×10-12,0.01mol·L-1鹽酸的pH=2,0.01mol·L-1的NaOH溶液的pH=10(

)√×[解析]KW=1.0×10-12時,0.01mol·L-1鹽酸的c(H+)=10-2mol·L-1,pH=2,0.01mol·L-1的NaOH溶液的c(OH-)=10-2mol·L-1,c(H+)=10-10mol·L-1,pH=10,正確。[解析]用蒸餾水潤濕的pH試紙測中性溶液的pH,結果無影響,測酸性溶液的pH,結果偏高,測堿性溶液的pH,結果偏低,錯誤。(5)室溫下,0.1mol·L-1的HCl溶液與0.1mol·L-1的NaOH溶液中水的電離程度相等(

)√√[解析]室溫下,0.1mol·L-1的HCl溶液與0.1mol·L-1的NaOH溶液中水的電離程度相等,正確。(6)用pH計測得某溶液的pH為7.45(

)[解析]用pH計可以較為準確地測得溶液的pH,正確。(8)某溶液的pH>7,則該溶液顯堿性(

)(7)某溶液中c(H+)>10-7mol·L-1,該溶液呈酸性(

)××[解析]未指明溫度,溶液中c(H+)>10-7mol·L-1,溶液不一定呈酸性,錯誤。[解析]未指明溫度,溶液pH>7,不一定呈堿性,錯誤。(9)用pH試紙測得某新制氯水的pH=2(

)×2.判斷下列兩種溶液在常溫下混合后的酸堿性,在橫線上填寫:酸性、堿性或中性。(1)相同濃度的鹽酸和NaOH溶液等體積混合。

(2)相同濃度的CH3COOH溶液和NaOH溶液等體積混合。

(3)相同濃度的氨水和鹽酸等體積混合。

中性[解析]

(1)等濃度的鹽酸和NaOH溶液等體積混合,二者恰好完全反應生成強酸強堿鹽,故溶液呈中性;(2)等濃度的CH3COOH溶液和NaOH溶液等體積混合,二者恰好完全反應生成弱酸強堿鹽,故溶液呈堿性;(3)相同濃度的氨水和鹽酸等體積混合,二者恰好完全反應生成強酸弱堿鹽,故溶液呈酸性;堿性酸性2.判斷下列兩種溶液在常溫下混合后的酸堿性,在橫線上填寫:酸性、堿性或中性。(4)pH=2的H2SO4溶液和pH=12的NaOH溶液等體積混合。

(5)pH=3的鹽酸和pH=10的NaOH溶液等體積混合。

(6)pH=3的稀硫酸和pH=12的NaOH溶液等體積混合。

中性[解析]

(4)pH=2的H2SO4溶液中c(H+)=10-2mol·L-1,pH=12的NaOH溶液中c(OH-)=10-2

mol·L-1,等體積混合后二者恰好完全反應生成強酸強堿鹽,故溶液呈中性;(5)pH=3的鹽酸中c(H+)=10-3mol·L-1,pH=10的NaOH溶液中c(OH-)=10-4mol·L-1,等體積混合后酸過量,故溶液呈酸性;(6)pH=3的稀硫酸中c(H+)=10-3mol·L-1,pH=12的NaOH溶液中c(OH-)=10-2mol·L-1,等體積混合后堿過量,故溶液呈堿性;酸性堿性2.判斷下列兩種溶液在常溫下混合后的酸堿性,在橫線上填寫:酸性、堿性或中性。(7)pH=2的CH3COOH溶液和pH=12的NaOH溶液等體積混合。

(8)pH=2的鹽酸和pH=12的NH3·H2O溶液等體積混合。

酸性[解析]

(7)pH=2的CH3COOH溶液中c(CH3COOH)>10-2mol·L-1,與pH=12的NaOH溶液等體積混合后,弱酸過量,故溶液呈酸性;(8)pH=12的NH3·H2O溶液c(NH3·H2O)>10-2mol·L-1,與pH=2的鹽酸等體積混合后,弱堿過量,故溶液呈堿性。堿性

題組一

溶液的酸堿性判斷D

2.室溫下,四種溶液的相關信息如下表,下列有關敘述中不正確的是(

)

A.③和④中分別加入適量的醋酸鈉晶體后,兩溶液的pH均增大B.②和③兩種溶液等體積混合,所得溶液中c(H+)>c(OH-)C.分別加水稀釋10倍,四種溶液的pH:①>②>④>③D.V1L④與V2L①溶液混合,若混合后溶液pH=7,則V1<V2D序號①②③④pH111133溶液氨水氫氧化鈉溶液醋酸鹽酸[解析]③和④中分別加入適量的醋酸鈉晶體后,因醋酸鈉溶液顯堿性,兩溶液pH均增大,A正確;pH=11的NaOH溶液中c(OH-)=10-3mol·L-1,pH=3的醋酸中c(H+)=10-3mol·L-1,但醋酸是弱酸,沒有電離完全,兩種溶液等體積混合后,醋酸過量,溶液顯酸性,B正確;序號①②③④pH111133溶液氨水氫氧化鈉溶液醋酸鹽酸分別加水稀釋10倍,NaOH溶液pH減小1,鹽酸pH增大1,氨水中因平衡移動而使pH減小的比1小,醋酸中因平衡移動而使pH增大的比1小,故pH:①>②>④>③,C正確;①④兩溶液等體積混合,①中氨水已電離的OH-和④中H+恰好完全反應,但①中氨水繼續(xù)電離,溶液顯堿性,若使溶液呈中性,則①中氨水的體積較小,故D錯誤。序號①②③④pH111133溶液氨水氫氧化鈉溶液醋酸鹽酸題組二溶液的pH及相關計算1.

25℃時,在等體積的下列溶液:①pH=0的H2SO4溶液②0.05mol·L-1的Ba(OH)2溶液③pH=10的Na2S溶液④pH=5的NH4NO3溶液中發(fā)生電離