反应原理—水的电离、溶液的酸碱性

第1节水溶液
第1课时水的电离、溶液的酸碱性
[学习目标定位]熟悉水的电离，会正确书写水的电离方程式，会分析外界因素对水的电离平衡的影响，能正确书写水的离子积常数表达式，知道溶液酸碱性与pH的关系。

[基础过关]
一、水的离子积的应用
1．如果25 ℃时，K w＝1.0×10－14 mol2·L－2，某温度下K w＝1.0×10－12 mol2·L－2。

这说明() A．某温度下的电离常数较大
B．前者的[H＋]较后者大
C．水的电离过程是一个放热过程
D．K w和K电离无直接关系
答案A
解析由K w导出过程可知，K w和K电离是有直接关系的两个量K w＝K电离[H2O]。

2．水的电离过程为H2O H＋＋OH－，在25 ℃时，水的离子积K w(25 ℃)＝1×10－14 mol2·L －2；在35 ℃时，水的离子积K w(35 ℃)＝2.1×10－14 mol2·L－2，则下列叙述正确的是() A．[H＋]随着温度的升高而降低
B．35 ℃时，[H＋]<[OH－]
C．35 ℃时的水比25 ℃时的水电离程度小
D．水的电离是吸热的
答案D
解析由题中条件可以看出，温度升高时，K w增大；25 ℃时，[H＋]＝[OH－]＝1×10－7 mol·L －1；35 ℃时，[H＋]＝[OH－]＝1.45×10－7mol·L－1；温度升高，[H＋]和[OH－]都增大，且始终相等，水的电离程度也增大，因温度升高平衡向正反应方向移动，故水的电离为吸热反应。

3．25 ℃时，在0.01 mol·L－1的硫酸溶液中，水电离出的H＋浓度是()
A．5×10－13 mol·L－1B．0.02 mol·L－1
C．1×10－7 mol·L－1D．1×10－12 mol·L－1
答案A
解析H2SO4电离出的[H＋]＝0.02 mol·L－1，由25 ℃时K w＝1×10－14mol2·L－2可知[OH－]＝
5×10－13 mol·L－1，OH－是由水电离产生的，则水电离产生的[H＋]＝[OH－]＝5×10－13 mol·L－1。

二、水的电离平衡移动
4．能影响水的电离平衡，并使溶液中的[H＋]>[OH－]的操作是()
A．向水中投入一小块金属钠
B．将水加热煮沸
C．向水中通入二氧化碳气体
D．向水中加食盐晶体
答案C
解析钠和水反应生成氢气促进水的电离，使溶液中的[H＋]<[OH－]；将水加热，水的电离程度变大，但[H＋]＝[OH－]；向水中加食盐晶体对水的电离无影响；向水中通入二氧化碳气体生成碳酸，溶液中[H＋]>[OH－]。

5．向纯水中加入少量NaHSO4，在温度不变时，溶液中()
A．[H＋]/[OH－]增大
B．[H＋]减小
C．水中[H＋]与[OH－]的乘积增大
D．[OH－]增大
答案A
解析水存在电离平衡：H2O H＋＋OH－，加入NaHSO4，[H＋]增大，[OH－]减小，[H＋]·[OH －]不变，[H＋]/[OH－]增大。

三、强电解质和弱电解质的判断
6．下列叙述中，能证明某物质是弱电解质的是()
A．熔融时不导电
B．水溶液的导电能力很差
C．不是离子化合物，而是极性共价化合物
D．溶液中已电离的离子和未电离的分子共存
答案D
解析判断强、弱电解质的关键，是判断该电解质在水溶液中能否完全电离，是否存在电离平衡。

7．下列说法正确的是()
A．HR溶液的导电性较弱，HR属于弱酸
B．某化合物溶于水能导电，则该化合物为电解质
C．根据电解质在其水溶液中能否完全电离，将电解质分为强电解质和弱电解质
D．食盐是电解质，食盐的水溶液也是电解质
答案C
解析溶液的导电性决定于该溶液中自由移动离子的浓度，故A项错；化合物溶于水能导电，不能确定该化合物是电解质，该化合物也可能是非电解质，如SO2，故B项错；食盐和食盐水都是混合物，故食盐和食盐水都不是电解质。

四、溶液酸碱性的判断
8．下列说法正确的是()
A．强酸的水溶液中不存在OH－
B．pH＝0的溶液是酸性最强的溶液
C．在温度不变时，水溶液中[H＋]和[OH－]不能同时增大
D．某温度下，纯水中[H＋]＝2×10－7 mol·L－1，其呈酸性
答案C
解析在酸性或碱性水溶液中均存在H＋和OH－，所以A错；pH＝0的溶液中[H＋]＝1.0 mol·L －1，并不是酸性最强的溶液，只是[H＋]>1.0 mol·L－1的溶液用pH表示酸性强弱不再方便，故B错；在温度一定时，[H＋][OH－]＝K w是一个定值，故二者不能同时增大，故C对；纯水中，[H＋]＝[OH－]，呈中性，所以D错误。

9．在25 ℃时，某稀溶液中由水电离产生的H＋浓度为1.0×10－13 mol·L－1，下列有关该溶液的叙述正确的是()
A．该溶液可能呈酸性
B．该溶液一定呈碱性
C．该溶液的pH一定是1
D．该溶液的pH不可能为13
答案A
解析由水电离产生的[H＋]＝1.0×10－13 mol·L－1，则由水电离产生的[OH－]＝1.0×10－13 mol·L －1。

所以该溶液可能显酸性，也可能显碱性，显酸性时pH＝1，显碱性时pH＝13，故A正确。

10．25 ℃的下列溶液中，碱性最强的是()
A．pH＝11的溶液
B．[OH－]＝0.12 mol·L－1
C．1 L含有4 g NaOH的溶液
D．[H＋]＝1×10－10 mol·L－1的溶液
答案B
解析常温下，可以根据pH或[H＋]比较溶液的酸碱性，同样也可以根据[OH－]的大小来比较。

在此为了计算方便，可以求出A、C、D三个选项中溶液的[OH－]，依次为1×10－3mol·L－1、0.1 mol·L－1、1×10－4mol·L－1，然后再与B相比，就会发现B溶液中的[OH－]最大，碱性最强。

[能力提升]
11．有一学生在实验室测某溶液的pH。

实验时，他先用蒸馏水润湿pH试纸，然后用洁净干燥的玻璃棒蘸取试样进行检测。

(1)该学生的操作是__________(填“正确的”或“不正确的”)，其理由是________________________________________________________________________。

(2)如不正确，请分析是否一定有误差。

答：________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。

(3)若用此法分别测定[H＋]相等的盐酸和醋酸溶液的pH，误差较大的是__________，原因是________________________________________________________________________。

答案(1)不正确的若溶液不显中性，则H＋或OH－被稀释，测出的不是溶液中H＋或OH－对应的pH
(2)不一定有误差，当溶液为中性时则不产生误差
(3)盐酸因为在稀释过程中醋酸继续电离产生H＋，使得溶液中[H＋]较盐酸溶液中的[H＋]大，误差较小
解析用蒸馏水对pH试纸润湿后，再蘸取溶液测定溶液的pH，相当于是测量了原溶液稀释后的pH，若溶液是酸性溶液，pH增大，对于弱酸溶液(如醋酸溶液)来说，其pH变化相对较小；若是碱性溶液，其pH减小；若是中性溶液，溶液的pH不变。

12．(1)某温度(t℃)时，水的K w＝1×10－12mol2·L－2，则该温度(填“>”、“<”或“＝”)______25 ℃，其理由是_________________________________。

(2)该温度下，[H＋]＝1×10－7mol·L－1的溶液呈______(填“酸性”、“碱性”或“中性”)；若该溶液中只存在NaOH溶质，则由H2O电离出来的[OH－]＝________mol·L－1。

答案(1)>升温促进水电离，K w增大
(2)碱性1×10－7
解析(1)升高温度，K w增大，现K w＝1×10－12mol2·L－2>1×10－14mol2·L－2，因此温度大于25 ℃。

(2)该温度下该溶液中[OH－]＝1×10－12
1×10－7
mol·L－1＝1×10－5mol·L－1，因为[OH－]>[H＋]，所以溶
液呈碱性；NaOH溶液中由水电离出来的[OH－]等于溶液中的[H＋]，即为1×10－7 mol·L－1。

13．在水的电离平衡中，[H＋]和[OH－]的关系如图所示：
(1)A点水的离子积为1×10－14 mol2·L－2，B点水的离子积为____________________。

造成水
的离子积变化的原因是____________________________________________。

(2)100 ℃时，若向溶液中滴加盐酸，能否使体系处于B 点位置？为什么？ (3)100 ℃时，若盐酸中[H ＋
]＝5×10－
4 mol·L －
1，则由水电离产生的[H ＋
]是多少？ 答案 (1)1×10－12
mol 2·L －
2 水的电离要吸热，温度升高，水的电离程度增大，即离子积增
大
(2)否，在盐酸中[H ＋
]≠[OH －
]，所以不可能处于B 点。

(3)2×10－
9 mol·L －
1 14．已知室温时，0.1 mol·L
－1
的某一元酸HA 在水中有 0.1% 发生电离，回答下列各问题：
(1)该溶液的pH ＝________。

(2)HA 的电离平衡常数K ＝________。

(3)升高温度时，K 将________(填“增大”、“减小”或“不变”)，pH 将________(填“增大”、“减小”或“不变”)。

(4)由HA 电离出的[H ＋
]约为水电离出的[H ＋
]的______倍。

答案 (1)4 (2)1×10－
7 mol·L －
1 (3)增大 减小 (4)106
解析 (1)HA 电离出的[H ＋
]＝(0.1×0.1%) mol·L －
1＝1×10－
4 mol·L －
1，pH ＝－lg(1×10－
4)＝4； (2)电离平衡常数K ＝1×10－
4×1×10－
40.1 mol·L －1＝1×10－7 mol·L －
1；
(3)因HA
H ＋
＋A －
，电离过程是吸热的，所以升高温度，[H ＋
]、[A －
]均增大，则K 增大，
而pH 减小；
(4)[H ＋
]HA ＝1×10－4
mol·L －1
，[H ＋
]水＝[OH －
]＝1×10－
141×10
－4 mol·L
－1＝1×10－10 mol·L －
1，所以[H ＋
]HA ∶[H ＋]水＝(1×10－4 mol·L －
1)∶(1×10
－10
mol·L －
1)＝106。

[拓展探究]
15．中学化学实验中，淡黄色的pH 试纸常用于测定溶液的酸碱性。

在25 ℃时，若溶液的pH ＝7，试纸不变色；若pH<7，试纸变红色；若pH>7，试纸变蓝色。

而要精确测定溶液的pH ，需用pH 计。

pH 计主要通过测定溶液中H ＋
浓度来测定溶液的pH 。

(1)已知水中存在如下平衡： H 2O ＋H 2O
H 3O ＋
＋OH －
ΔH >0
现欲使平衡向右移动，且所得溶液呈酸性，选择的方法是________(填字母)。

A ．向水中加入NaHSO 4 B ．向水中加入Cu(NO 3)2
C ．加热水至100 ℃(其中[H ＋
]＝1×10－
6 mol·L －
1) D ．在水中加入(NH 4)2SO 4
(2)现欲测定100 ℃沸水的pH 及酸碱性，若用pH 试纸测定，则试纸显__________色，溶液
呈__________(填“酸”、“碱”或“中”)性；若用pH计测定，则pH________7(填“>”、“<”或“＝”)，溶液呈________(填“酸”、“碱”或“中”)性。

答案(1)BD(2)淡黄中<中
解析(1)A加入NaHSO4后，[H＋]增大，水电离平衡逆向移动；B中加入Cu(NO3)2，溶液消耗OH－，水的电离平衡正向移动，溶液呈酸性；C中平衡正向移动，但溶液依然为中性；D 中加入(NH4)2SO4，消耗OH－，平衡正向移动且呈酸性。

(2)沸水仍呈中性，故用pH试纸测定应呈本来颜色；若用pH计测定，应小于7。

第1节水溶液
第1课时水的电离、溶液的酸碱性
一、水的离子积的应用
1．答案A
解析由K w导出过程可知，K w和K电离是有直接关系的两个量K w＝K电离[H2O]。

2．答案D
解析由题中条件可以看出，温度升高时，K w增大；25 ℃时，[H＋]＝[OH－]＝1×10－7 mol·L －1；35 ℃时，[H＋]＝[OH－]＝1.45×10－7mol·L－1；温度升高，[H＋]和[OH－]都增大，且始终相等，水的电离程度也增大，因温度升高平衡向正反应方向移动，故水的电离为吸热反应。

3．答案A
解析H2SO4电离出的[H＋]＝0.02 mol·L－1，由25 ℃时K w＝1×10－14mol2·L－2可知[OH－]＝5×10－13 mol·L－1，OH－是由水电离产生的，则水电离产生的[H＋]＝[OH－]＝5×10－13 mol·L－1。

二、水的电离平衡移动
4．答案C
解析钠和水反应生成氢气促进水的电离，使溶液中的[H＋]<[OH－]；将水加热，水的电离程度变大，但[H＋]＝[OH－]；向水中加食盐晶体对水的电离无影响；向水中通入二氧化碳气体生成碳酸，溶液中[H＋]>[OH－]。

5．答案A
解析水存在电离平衡：H2O H＋＋OH－，加入NaHSO4，[H＋]增大，[OH－]减小，[H＋]·[OH －]不变，[H＋]/[OH－]增大。

三、强电解质和弱电解质的判断
6．答案D
解析判断强、弱电解质的关键，是判断该电解质在水溶液中能否完全电离，是否存在电离平衡。

7．答案C
解析溶液的导电性决定于该溶液中自由移动离子的浓度，故A项错；化合物溶于水能导电，不能确定该化合物是电解质，该化合物也可能是非电解质，如SO2，故B项错；食盐和食盐水都是混合物，故食盐和食盐水都不是电解质。

四、溶液酸碱性的判断
8．答案C
解析在酸性或碱性水溶液中均存在H＋和OH－，所以A错；pH＝0的溶液中[H＋]＝1.0 mol·L －1，并不是酸性最强的溶液，只是[H＋]>1.0 mol·L－1的溶液用pH表示酸性强弱不再方便，故B错；在温度一定时，[H＋][OH－]＝K w是一个定值，故二者不能同时增大，故C对；纯水中，[H＋]＝[OH－]，呈中性，所以D错误。

9．答案A
解析由水电离产生的[H＋]＝1.0×10－13 mol·L－1，则由水电离产生的[OH－]＝1.0×10－13 mol·L －1。

所以该溶液可能显酸性，也可能显碱性，显酸性时pH＝1，显碱性时pH＝13，故A正确。

10．答案B
解析常温下，可以根据pH或[H＋]比较溶液的酸碱性，同样也可以根据[OH－]的大小来比较。

在此为了计算方便，可以求出A、C、D三个选项中溶液的[OH－]，依次为1×10－3mol·L－1、0.1 mol·L－1、1×10－4mol·L－1，然后再与B相比，就会发现B溶液中的[OH－]最大，碱性最强。

[能力提升]
11．答案(1)不正确的若溶液不显中性，则H＋或OH－被稀释，测出的不是溶液中H＋或OH－对应的pH
(2)不一定有误差，当溶液为中性时则不产生误差
(3)盐酸因为在稀释过程中醋酸继续电离产生H＋，使得溶液中[H＋]较盐酸溶液中的[H＋]大，误差较小
解析用蒸馏水对pH试纸润湿后，再蘸取溶液测定溶液的pH，相当于是测量了原溶液稀释后的pH，若溶液是酸性溶液，pH增大，对于弱酸溶液(如醋酸溶液)来说，其pH变化相对较小；若是碱性溶液，其pH减小；若是中性溶液，溶液的pH不变。

12．答案(1)>升温促进水电离，K w增大
(2)碱性1×10－7
解析(1)升高温度，K w增大，现K w＝1×10－12mol2·L－2>1×10－14mol2·L－2，因此温度大于25 ℃。

(2)该温度下该溶液中[OH－]＝1×10－12
1×10－7
mol·L－1＝1×10－5mol·L－1，因为[OH－]>[H＋]，所以溶
液呈碱性；NaOH溶液中由水电离出来的[OH－]等于溶液中的[H＋]，即为1×10－7 mol·L－1。

13．答案(1)1×10－12mol2·L－2水的电离要吸热，温度升高，水的电离程度增大，即离子积增大
(2)否，在盐酸中[H＋]≠[OH－]，所以不可能处于B点。

(3)2×10－9 mol·L－1
14．答案(1)4(2)1×10－7 mol·L－1(3)增大减小
(4)106
解析 (1)HA 电离出的[H ＋
]＝(0.1×0.1%) mol·L －
1＝1×10－
4 mol·L －
1，pH ＝－lg(1×10－
4)＝4； (2)电离平衡常数K ＝1×10－
4×1×10－
40.1 mol·L －1＝1×10－7 mol·L －1；
(3)因HA
H ＋
＋A －
，电离过程是吸热的，所以升高温度，[H ＋
]、[A －
]均增大，则K 增大，
而pH 减小；
(4)[H ＋
]HA ＝1×10－4
mol·L －1
，[H ＋
]水＝[OH －
]＝1×10－
141×10
－4 mol·L
－1＝1×10－10 mol·L －
1，所以[H ＋
]HA ∶[H ＋]水＝(1×10－4 mol·L －
1)∶(1×10
－10
mol·L －
1)＝106。

[拓展探究]
15．答案 (1)BD (2)淡黄 中 < 中
解析 (1)A 加入NaHSO 4后，[H ＋
]增大，水电离平衡逆向移动；B 中加入Cu(NO 3)2，溶液消耗OH －
，水的电离平衡正向移动，溶液呈酸性；C 中平衡正向移动，但溶液依然为中性；D 中加入(NH 4)2SO 4，消耗OH －
，平衡正向移动且呈酸性。

(2)沸水仍呈中性，故用pH 试纸测定应呈本来颜色；若用pH 计测定，应小于7。