2023屆新高考化學(xué)選考一輪總復(fù)習(xí)學(xué)案-第26講　水的電離和溶液的ph

第26講水的電離和溶液的pH內(nèi)容要求1.認(rèn)識(shí)水的電離。2.了解水的離子積常數(shù)。3.認(rèn)識(shí)溶液的酸堿性及pH,掌握檢測(cè)溶液pH的方法。4.必做實(shí)驗(yàn):強(qiáng)酸與強(qiáng)堿的中和滴定。知識(shí)點(diǎn)1水的電離一、水的電離二、水的離子積三、影響水的電離平衡的因素1.100℃的純水中的pH約為6,此時(shí)水呈酸性。()2.25℃時(shí),pH=3的鹽酸、NH4Cl溶液中,鹽酸中水電離出的c(H+)更小。()3.在蒸餾水中滴加濃硫酸,Kw不變。()4.25℃時(shí),0.10mol·L-1NaHCO3溶液加水稀釋后,c(H+)與c(OH-)的乘積變大。()5.室溫下,0.1mol·L-1HCl溶液與0.1mol·L-1KOH溶液中水的電離程度相同。()6.NaCl溶液和CH3COONH4溶液均顯中性,兩溶液中水的電離程度相同。()答案:1.×2.√3.×4.×5.√6.×題點(diǎn)一水的電離平衡及影響因素1.一定溫度下,水存在H2OH++OH-ΔH>0的平衡。下列敘述一定正確的是(C)A.向水中滴入少量稀鹽酸,平衡逆向移動(dòng),Kw減小B.向水中加入少量金屬鈉,平衡逆向移動(dòng),c(H+)降低C.向水中加入少量硫酸鈉固體,c(H+)和Kw均不變D.pH=9的CH3COONa溶液和pH=9的NH3·H2O溶液中水的電離程度相同解析:向水中滴入少量稀鹽酸,平衡逆向移動(dòng),溫度不變,Kw不變,A項(xiàng)錯(cuò)誤;向水中加入少量金屬鈉,反應(yīng)消耗H+,使水的電離平衡正向移動(dòng),c(H+)降低,B項(xiàng)錯(cuò)誤;向水中加入少量硫酸鈉固體,不影響水的電離平衡,c(H+)和Kw均不變,C項(xiàng)正確;CH3COONa促進(jìn)水的電離,NH3·H2O抑制水的電離,D項(xiàng)錯(cuò)誤。2.下列操作中,能使水的電離平衡向右移動(dòng)且使液體呈酸性的是(B)A.向水中通入H2SB.向水中加入CuSO4C.向水中加入Na2CO3D.將水加熱到100℃,使pH=6解析:H2S溶于水可電離出H+,抑制水的電離,溶液顯酸性,A不符合題意;CuSO4電離出的Cu2+能水解,促進(jìn)水的電離,溶液顯酸性,B符合題意;Na2CO3電離出的CO3題點(diǎn)二水的電離程度與Kw的相關(guān)計(jì)算3.室溫下,下列四種溶液:①1mol/L的鹽酸②0.05mol/L的硫酸③0.01mol/L的NaOH溶液④pH=10的Na2S溶液,由水電離生成的H+濃度之比是(A)A.1∶10∶102∶1010B.1∶10∶102∶104C.1012∶1011∶1∶102D.104∶103∶103∶1解析:①中c(H+)=1mol/L,由水電離出的c(H+)與溶液中c(OH-)相等,等于1.0×10-14mol/L;②中c(H+)=0.1mol/L,由水電離出的c(H+)=1.0×10-13mol/L;③中c(OH-)=1.0×10-2mol/L,由水電離出的c(H+)與溶液中c(H+)相等,等于1.0×10-12mol/L;④中pH=10的Na2S溶液中由水電離出的c(H+)=1.0×10-4mol·L-1;則四種溶液中由水電離生成的H+濃度之比為(1.0×10-14)∶(1.0×10-13)∶(1.0×10-12)∶(1.0×10-4)=1∶10∶102∶1010。4.T℃時(shí),向pH=6.5的純水中加入NaHSO4晶體,保持溫度不變,測(cè)得溶液的pH=2。下列敘述中不正確的是(A)A.純水中加入NaHSO4晶體,水的電離程度增大B.水電離出的c(H+)=1×10-11mol·L-1C.此時(shí)水的離子積Kw=1×10-13D.溶液中c(Na+)=c(SO4解析:A.NaHSO4會(huì)電離出氫離子抑制水的電離,錯(cuò)誤;B.T℃時(shí),純水的pH=6.5,則c(H+)=c(OH-)=10-6.5mol/L,水的離子積Kw=1×10-13,則溶液的pH=2時(shí)水電離出的c(H+)=c(OH-)=1×10-11mol·L-1,正確;C.由上述分析可知,水的離子積Kw=1×10-13,正確;D.由電離方程式NaHSO4=Na++H++SO42-可知,溶液中c(Na水溶液中c(H+)H(1)酸溶液:c(H+)H(2)堿溶液:c(OH-)H(3)水解呈酸性的鹽溶液:c(H+)H(4)水解呈堿性的鹽溶液:c(OH-)H知識(shí)點(diǎn)2溶液的酸堿性與pH一、溶液酸堿性的判斷依據(jù)二、pH及其測(cè)量1.定義式pH=-lgc(H+)。2.溶液的酸堿性與pH的關(guān)系(常溫下)3.測(cè)量方法(1)pH試紙法①適用范圍:0～14。②測(cè)定操作:用鑷子夾取一小塊試紙放在潔凈的玻璃片或表面皿上,用干燥潔凈的玻璃棒蘸取待測(cè)液點(diǎn)在試紙的中央,試紙變色后與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對(duì)照。③常用的廣泛pH試紙只能讀取1～14的整數(shù)。(2)pH計(jì)測(cè)量法:可精確測(cè)定溶液的pH,可讀取一位或兩位小數(shù)。4.常用酸堿指示劑及變色范圍指示劑變色范圍的pH石蕊<5.0紅色5.0～8.0紫色>8.0藍(lán)色甲基橙<3.1紅色3.1～4.4橙色>4.4黃色酚酞<8.2無(wú)色8.2～10.0淺紅色>10.0紅色1.25℃,0.01mol·L-1的CH3COOH溶液和HCl溶液的pH均為2。()2.測(cè)定醋酸鈉溶液pH的操作為用玻璃棒蘸取溶液,點(diǎn)在濕潤(rùn)的pH試紙上。()3.將KCl溶液從常溫加熱至80℃,溶液的pH變小。()4.100℃時(shí),Kw=1.0×10-12,0.01mol·L-1NaOH溶液的pH=12。()5.25℃時(shí),pH=5的H2SO4溶液,加水稀釋到500倍,則稀釋后c(SO42-6.用pH試紙測(cè)定氯水的pH=4。()答案:1.×2.×3.√4.×5.√6.×題點(diǎn)一溶液的酸堿性1.下列溶液一定呈中性的是(B)A.pH=7的溶液B.c(H+)=10-6mol/L的純水C.使石蕊溶液呈紫色的溶液D.酸與堿恰好完全反應(yīng)生成正鹽的溶液解析:A.pH=7的溶液不一定為中性,如溶液溫度高于25℃則為堿性,錯(cuò)誤;C.使石蕊溶液呈紫色的溶液,只能說(shuō)明pH在5～8之間,可能為酸性也可能為堿性,錯(cuò)誤;D.如為強(qiáng)酸與弱堿反應(yīng),則生成強(qiáng)酸弱堿鹽,水解顯酸性,錯(cuò)誤。2.常溫下,下列溶液的堿性最強(qiáng)的是(A)A.0.02mol·L-1氨水與水等體積混合后的溶液B.pH=2的鹽酸與pH=12的NaOH溶液等體積混合后的溶液C.0.02mol·L-1鹽酸與0.02mol·L-1氨水等體積混合后的溶液D.0.01mol·L-1鹽酸與0.03mol·L-1氨水等體積混合后的溶液解析:B項(xiàng)生成強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽,溶液呈中性;C項(xiàng)生成強(qiáng)酸弱堿鹽,NH4+部分水解使溶液呈酸性;D項(xiàng)混合后得到0.01mol·L-1一水合氨和0.005mol·L-1NH4Cl的混合溶液,相當(dāng)于往A項(xiàng)混合溶液中加入NH4Cl,NH4+抑制了NH3酸堿混合溶液的酸堿性判斷(1)等濃度、等體積的一元酸與一元堿混合的溶液——“誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性,同強(qiáng)顯中性”。(2)室溫下c酸(H+)=c堿(OH-),即pH之和等于14時(shí),一強(qiáng)一弱等體積混合——“誰(shuí)弱誰(shuí)過(guò)量,誰(shuí)弱顯誰(shuí)性”。(3)已知強(qiáng)酸和強(qiáng)堿的pH,等體積混合(25℃時(shí)):①pH之和等于14,呈中性;②pH之和小于14,呈酸性;③pH之和大于14,呈堿性。題點(diǎn)二pH的簡(jiǎn)單計(jì)算3.在常溫下,將pH=8的NaOH溶液與pH=10的NaOH溶液等體積混合后,溶液的pH最接近于(已知:lg2=0.3)(D)A.8.3 B.8.7 C.9 D.9.7解析:常溫下,pH=8的NaOH溶液與pH=10的NaOH溶液等體積混合,混合后c(OH-)=10-6+10-42mol·L-1≈10-42mol·L-1,則c(H+)=24.25℃時(shí),重水(D2O)的離子積為1.6×10-15,也可用與pH一樣的定義來(lái)規(guī)定其酸堿度:pD=-lgc(D+)。下列敘述正確的是(均為25℃條件下)(B)A.重水中c(D+)=1×10-7mol·L-1B.在100mL0.25mol·L-1DCl重水溶液中,加入50mL0.2mol·L-1NaOD重水溶液,反應(yīng)后溶液的pD=1C.0.01mol·L-1NaOD重水溶液,其pD=12D.NH4Cl溶于D2O中生成的一水合氨和水合氫離子的化學(xué)式為NH3·D2O和HD2O+解析:A.25℃時(shí),重水中c(D+)=4×10-8mol·L-1,錯(cuò)誤;B.根據(jù)中和反應(yīng)量的關(guān)系知,100mL0.25mol·L-1DCl和50mL0.2mol·L-1NaOD中和后,溶液中DCl過(guò)量,剩余DCl的濃度為0.1L×0.25mol·L-1-0.05L×0.2mol·L-1.6×10-150.01mol·L-1=1.6×10-13mol·L-1,pD=-lgc(D+)=13-lg1.6≠12,錯(cuò)誤;D.NH4Cl溶于D溶液pH計(jì)算的一般思維模型當(dāng)堂檢測(cè)1.已知溫度T時(shí)水的離子積常數(shù)為Kw,該溫度下,將濃度為amol/L的一元酸HA與bmol/L的一元堿BOH等體積混合,可判定該溶液呈中性的依據(jù)是(C)A.混合溶液中加入酚酞呈無(wú)色B.混合溶液的pH=7C.混合溶液中,c(H+)=KD.混合溶液中,c(H+)+c(B+)=c(OH-)+c(A-)解析:加入酚酞呈無(wú)色時(shí)pH<8.2,不一定呈中性,A項(xiàng)錯(cuò)誤;只有25℃時(shí)中性溶液的pH=7,B項(xiàng)錯(cuò)誤;Kw=c(H+)·c(OH-),中性溶液中c(H+)=c(OH-),即c(H+)=Kw,C項(xiàng)正確;無(wú)論溶液呈酸性、中性或堿性,根據(jù)電荷守恒都有c(H+)+c(B+)=c(OH-)+c(A-2.常溫下,醋酸溶液pH=a,氫氧化鈉溶液pH=b,若a+b=14,下列說(shuō)法不正確的是(D)A.c(CH3COO-)=c(Na+)B.兩者導(dǎo)電能力基本相同C.分別稀釋相同倍數(shù),前者對(duì)水的電離抑制程度更大D.兩者等體積混合,pH>7解析:A.常溫下,pH=a的醋酸溶液中c(H+)=10-amol·L-1,pH=b的氫氧化鈉溶液中c(OH-)=10-14+bmol·L-1,若a+b=14,則c(OH-)=10-amol·L-1,根據(jù)電荷守恒可知,c(CH3COO-)=c(Na+),正確;B.由上述分析可知,常溫下,兩溶液的離子濃度相等,所以導(dǎo)電能力基本相同,正確;C.常溫下,醋酸溶液pH=a,氫氧化鈉溶液pH=b,若a+b=14,醋酸的濃度大于氫氧化鈉溶液濃度,分別稀釋相同倍數(shù),醋酸溶液中氫離子濃度大于NaOH溶液中OH-濃度,對(duì)水電離抑制程度更大,正確;D.由上述分析可知,c(CH3COOH)>c(NaOH),兩者等體積積混合,醋酸過(guò)量,故pH<7,錯(cuò)誤。3.常溫下,關(guān)于溶液的稀釋,下列說(shuō)法正確的是(C)A.pH=3的醋酸溶液稀釋100倍,pH=5B.pH=4的H2SO4溶液加水稀釋100倍,溶液中由水電離產(chǎn)生的c(H+)=1×10-6mol·L-1C.將1L0.1mol·L-1的Ba(OH)2溶液稀釋為2L,pH=13D.pH=8的NaOH溶液稀釋100倍,其pH=6解析:A項(xiàng),pH=3的醋酸溶液在稀釋過(guò)程中電離平衡正向移動(dòng),稀釋100倍后溶液pH的范圍是3<pH<5,錯(cuò)誤;B項(xiàng),pH=4的H2SO4溶液稀釋100倍時(shí),溶液中的c(H+)=1×10-6mol·L-1,溶液中的c(OH-)水=1×10-141×10-6mol·L-1=1×10-8mol·L-1,c(H+)水=c(OH-)水=1×10-8mol·0.22mol·L-1=0.1mol·L-1,c(H+)=1×10-134.25℃時(shí),下列說(shuō)法正確的是(A)A.H2A溶液與NaOH溶液按物質(zhì)的量1∶1恰好完全反應(yīng)時(shí),溶液酸堿性無(wú)法判斷B.可溶性正鹽BA溶液呈中性,可以推測(cè)BA對(duì)水的電離沒(méi)有影響C.醋酸的電離度:pH=3的醋酸溶液大于pH=4的醋酸溶液D.pH=2的HCl溶液和pH=12的Ba(OH)2溶液等體積混合后,溶液顯堿性解析:A.H2A溶液與NaOH溶液按物質(zhì)的量1∶1恰好完全反應(yīng)后,生成的是