高考化学讲义水的电离和溶液的酸碱性(含解析)
高二化学水的电离和溶液的酸碱性知识点总结
水的电离和溶液的酸碱性一、水的电离1． 水是一种极弱的电解质，水的电离是永恒存在的。
只要是水溶液，不要忽略H + 和 OH –的同时存在，注意不是大量共存。
（1）水分子能够发生电离，存在有电离平衡：H 2O+H 2H 3O + ＋ OH – 简写为 H 2O H + ＋ OH –（2）水分子发生电离后产生的离子分别是H 3O + 和OH –（3）发生电离的水分子所占比例很小根据水的电离平衡，写出相应的平衡常数表达式应有K 电离＝ 室温时，1L 纯水中（即55.56mol/L ）测得只有1×10-7molH 2O 发生电离，电离前后H 2O的物质的量几乎不变，故c (H 2O)可视为常数，上式可表示为：c (H +)·c (OH –)＝K 电离·c (H 2O) K 电离与常数c (H 2O)的积叫做水的离子积常数，用K W 表示2．水的离子积一定温度下，无论是稀酸、稀碱或盐溶液中室温时K W ＝c (H +)·c (OH –) =1×10-14水的电离是个吸热过程，故温度升高，水的K W 增大。
同样K W 只与温度有关。
归纳：①电离常数是表示弱电解质电离趋势的物理量。
K 值越大，电离趋势越大。
②一种弱电解质的电离常数只与温度有关，而与该弱电解质的浓度无关。
③电离常数随温度升高而增大。
室温范围温度对电离常数影响较小，可忽略④水的离子积不仅适用于纯水，也适用于酸、碱、盐稀溶液⑤任何溶液中由水电离的c (H +)与c (OH –)总是相等的3．影响水的电离平衡的因素：酸、碱、水解盐等。
二、溶液的酸碱性和pH c (H+)·c (OH -) c (H 2O)1．常温pH=7（中性）pH＜7 （酸性）pH＞7（碱性）2．pH测定方法：pH试纸、酸碱指示剂、pH计3．溶液pH的计算方法（1）酸溶液：n (H+)→c(H+)→pH（2）碱溶液：n(OH–)→c(OH–)→c(H+)=1×10-14/ c(OH–)→pH（3）酸碱混合：pH=7 n (H+)= n(OH–)pH＞7 n (H+)＜n(OH–) c(OH–)= n(OH–) - n (H+)/V混合液→c(H+)→pHpH＜7 n (H+)＞n(OH–) c(H+)= n (H+)- n(OH–) /V混合液→pH三、溶液的pH与c(H+)变化关系pH增大1个单位，c(H+)减小10倍；pH减小1个单位，c(H+)增大10倍；pH改变n个单位，c(H+)就改变10n倍。
2019高考化学一轮复习主题21水的电离和溶液的酸碱性2含解析
主题21:水的电离和溶液的酸碱性李仕才考点一 水的电离一、水的电离(1)水是极弱的电解质,水的电离方程式为H 2O+H 2O H 3O ++OH -,或简写为H 2OH ++OH -。
(2)25 ℃时,纯水中c (H +)=c (OH -)=① ;任何水溶液中,由水电离出的c (H +)与c (OH -)都相等。
二、水的离子积常数三、外界条件对水的电离平衡的影响【答案】①1×10-7mol·L-1②1×10-14③温度④增大⑤电解质1.一定温度下,水中存在H 2O H++OH-ΔH=Q(Q>0)的平衡,下列叙述一定正确的是( )。
A.向水中滴入少量稀盐酸,平衡逆向移动,K w减小B.将水加热,K w增大,pH不变C.向水中加入少量金属Na,平衡逆向移动,c(H+)减小D.向水中加入少量硫酸钠固体,c(H+)和K w均不变【解析】A项,向水中滴入少量稀盐酸,平衡逆向移动,温度不变,K w不变,错误;B项,升高温度,促进水的电离,K w增大,c(H+)增大,pH减小,错误;C项,向水中加入少量金属钠,反应消耗H+,使水的电离平衡正向移动,c(H+)减小,错误;D项,向水中加入硫酸钠固体后,不影响水的电离平衡,c(H+)和K w均不变,正确。
【答案】D2.(2015年广东理综,11)一定温度下,水溶液中H+和OH-的浓度变化曲线如图所示,下列说法正确的是( )。
A.升高温度,可能引起由c向b的变化B.该温度下,水的离子积常数为1.0×10-13C.该温度下,加入FeCl3可能引起由b向a的变化D.该温度下,稀释溶液可能引起由c向d的变化【解析】A项,图中曲线上的点代表某温度下的水的电离平衡,升高温度,水的离子积常数发生改变,所以升温不可能引起由c向b的变化,错误;B项,b点对应的c(H+)=c(OH-),K w=c(H+)·c(OH-)=1.0×10-14,错误;C项,Fe3+水解显酸性,而图中a点:c(OH-)<c(H+),正确;D项,c点和d点对应的温度不同,所以稀释溶液不会引起由c向d的变化,错误。
高考化学一轮复习专题8.2水的电离和溶液的酸碱性(讲)
专题8.2 水的电离和溶液的酸碱性1、掌握水的电离过程以及离子积常数以及影响水电离平衡的因素。
2、了解PH的定义，溶液的酸碱性与pH的关系，测定pH方法及简单计算。
3、掌握酸碱中和滴定的基本方法和误差分析。
一、水的电离及离子积常数1、水的电离平衡：水是极弱的电解质，能发生自电离：H 2O＋H2O H3O＋＋OH－，简写为H2O H++OH－（正反应为吸热反应）OH－其电离平衡常数：Ka =H2O2、水的离子积常数：（1）概念：在一定温度下，c(H＋)与c(OH－)的乘积是一个常数，称为水的离子积常数，简称水的离子积。
（2）表达式：K w= c(H+)c(OH－)（3）数值：室温下：K w＝1×10－14。
（4）影响因素：只与温度有关，因为水的电离是吸热过程，所以升高温度，K w增大。
（3）适用范围：K w不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质水溶液。
（4）K w揭示了在任何水溶液中均存在H＋和OH－，只要温度不变，K w不变。
【特别提醒】①水的离子积常数K w＝c(H＋)·c(OH－)，其实质是水溶液中的H＋和OH－浓度的乘积，不一定是水电离出的H＋和OH－浓度的乘积，所以与其说K w是水的离子积常数，不如说是水溶液中的H＋和OH－的离子积常数。
即K w不仅适用于水，还适用于酸性或碱性的稀溶液。
不管哪种溶液均有c(H＋)H2O＝c(OH－)H2O。
②水的离子积常数显示了在任何水溶液中均存在水的电离平衡，都有H＋和OH－共存，只是相对含量不同而已。
3、影响水的电离平衡的因素（1）酸和碱：酸或碱的加入都会电离出H+或OH-，均使水的电离逆向移动，从而抑制水的电离，水的电离程度减小，K w不变。
（2）温度：由于水的电离吸热，若升高温度，将促进水的电离，[H+]与[OH-]同时同等程度的增加，水的电离程度增大，K w增大，pH变小，但[ H+]与[OH-]始终相等，故仍呈中性。
（3）能水解的盐：不管水解后溶液呈什么性，均促进水的电离，使水的电离程度增大，K w 不变。
高一化学水的电离和溶液的酸碱性试题答案及解析
高一化学水的电离和溶液的酸碱性试题答案及解析1.将等物质的量浓度、等体积的硫酸与烧碱溶液混合后，滴入紫色石蕊试液，溶液呈( ) A．紫色B．红色C．蓝色D．无色【答案】B【解析】硫酸和氢氧化钠反应的方程式为：H2SO4+2NaOH=Na2SO4+2H2O. 等物质的量浓度、等体积的硫酸与烧碱溶即硫酸和氢氧化钠的物质的量相等。
由于反应是二者的物质的量的比是1：2，所以硫酸过量。
反应后溶液呈酸性。
滴入紫色石蕊试液溶液变为红色。
选项为：B。
【考点】考查酸碱混合后溶液的酸碱性的问题。
2.测定石灰石中钙元素的质量百分含量时，都是先把钙元素全部转化为草酸钙沉淀 (CaC2O4・H2O)，然后将草酸钙沉淀 (CaC2O4・H2O)，用硫酸溶解，用a mol/L的标准高锰酸钾溶液滴定生成的草酸，发生化学反应：H2C2O4+ MnO4- + H+→ Mn2+ + CO2 ↑+ H2O（未配平）。
（1）配平后离子方程式的系数依次为、、、、、。
（2）实验前，首先要精确配制一定物质的量浓度的KMnO4溶液250mL，配制时需要的仪器除天平、玻璃棒、烧杯、250mL容量瓶外，还需。
（3）上述实验中的KMnO4溶液需要酸化，不能使用盐酸酸化的原因是。
（4）开始取用样品的质量为m g，硫酸溶解后所得草酸溶液的体积为100mL，每次取25.00mL进行滴定，达到滴定终点时所耗KMnO4溶液体积为 b mL，所得草酸溶液的物质的量的浓度是；石灰石中钙元素的质量百分含量为。
（相对原子质量：Ca—40）【答案】（19分）（1）5、2、6、2、10、8 （4分）（2）胶头滴管量筒（4分）（3）KMnO4会把Cl－氧化而损耗（3分）（4）0.1ab mol/L； 40ab/m %或0.4ab／m×100％（8分）【解析】（1）根据方程式可知，在反应中碳元素的化合价从＋3价升高到＋4价，失去1个电子，则1mol草酸失去2mol电子。
高考化学真题透析第2讲水的电离和溶液的酸碱性(精讲深剖)(含解析)
第2讲 水的电离和溶液的酸碱性真题速递1．（2019新课标Ⅲ）设N A 为阿伏加德罗常数值。
关于常温下pH=2的H 3PO 4溶液，下列说法正确的是A ．每升溶液中的H +数目为0.02N AB ．c (H +)= c (42H PO -)+2c (24HPO -)+3c (34PO -)+ c (OH −)C ．加水稀释使电离度增大，溶液pH 减小D ．加入NaH 2PO 4固体，溶液酸性增强【答案】B【解析】A 、常温下pH ＝2，则溶液中氢离子浓度是0.01mol/L ，因此每升溶液中H ＋数目为0.01N A ，A 错误；B 、根据电荷守恒可知选项B 正确；C 、加水稀释促进电离，电离度增大，但氢离子浓度减小，pH 增大，C 错误；D 、加入NaH 2PO 4固体，H 2PO 4－浓度增大，抑制磷酸的电离，溶液的酸性减弱，D 错误。
2．（2019天津）某温度下，2HNO 和3CH COOH 的电离常数分别为45.010-⨯和51.710-⨯。
将pH 和体积均相同的两种酸溶液分别稀释，其pH 随加水体积的变化如图所示。
下列叙述正确的是A ．曲线Ⅰ代表2HNO 溶液B ．溶液中水的电离程度：b 点＞c 点C ．从c 点到d 点，溶液中()()()HA OH A c c c --⋅保持不变（其中HA 、A -分别代表相应的酸和酸根离子） D ．相同体积a 点的两溶液分别与NaOH 恰好中和后，溶液中()Na n +相同【答案】C【解析】A 、由图可知，稀释相同的倍数，Ⅱ的变化大，则Ⅱ的酸性比I 的酸性强，Ⅱ代表HNO 2，I 代表CH 3COOH ，故A 错误；B 、酸抑制水电离，b 点pH 小，酸性强，对水电离抑制程度大，故B 错误；C 、Ⅱ代表HNO 2，c(HNO 2)c(OH -)/c(NO 2-)=c(H +)·c(HNO 2)c(OH -)/[c(H +)·c(NO 2-)]=k w /k(HNO 2)，k w 为水的离子积常数，k(HNO 2)为HNO 2的电离常数，这些常数只与温度有关，温度不变，则不变，故C 正确；D 、体积和pH 均相同的HNO 2和CH3COOH溶液，c（CH3COOH）＞c（HNO2），分别滴加同浓度的NaOH溶液至恰好中和，CH3COOH消耗的氢氧化钠溶液体积多，HNO2消耗的NaOH少，故D错误。
2016年高考化学热点《水的电离及溶液的酸碱性》 含解析
【热点思维】【热点释疑】1、影响水的电离平衡的因素有哪些?（1）加入酸或加入碱：不论强弱都能抑制水的电离。
（2）加入强酸强碱盐溶液：如果是正盐，对水的电离无影响，如果是酸式盐(或碱式盐)，则相当于加入酸(或碱)，可抑制水的电离。
（3）加入强酸弱碱盐溶液或加入强碱弱酸盐溶液：会促进水的电离。
（4）升高或降低温度：由于水的电离是吸热的，故升高温度促进水的电离，降低温度抑制水的电离。
（5）投入金属钠：因消耗水电离产生的H+，促进水的电离。
2、怎样计算水电离的c(H+)或c(OH-)(25 ℃)?（1）一定温度下，无论是稀酸、稀碱还是盐溶液，水的离子积K W=c(H+)·c(OH-)均不变，水电离出的c(H+)=c(OH-)，K W只与温度有关，只有在25 ℃时，K W=1×10-14。
（2）溶质为酸的溶液。
H+来源于酸电离和水电离，而OH-只来源于水电离。
如计算pH=2的盐酸中水电离出的c(H+)=c(OH-)=1.0×10-12 mol·L-1。
（3）溶质为碱的溶液。
OH-来源于碱电离和水电离，而H+只来源于水电离。
如pH=12的NaOH溶液中，水电离出的c(OH-)=c(H+)=1.0×10-12mol·L-1。
（4）水解呈酸性或碱性的盐溶液。
H+和OH-均由水电离产生。
如pH=5的NH4Cl溶液中由水电离出的c(H+)=1.0×10-5mol·L-1；pH=9的Na2CO3溶液中由水电离出的c(OH-)=1.0×10-5mol·L-1。
【热点考题】【典例】pC类似pH，是指极稀溶液中，溶质物质的量浓度的常用负对数值。
如某溶液溶质的物质的量浓度为1×10-3mol·L-1，则该溶液中溶质的pC=-lg(1×10-3)=3。
下列表达正确的是( )A．中性溶液中，pC(H+)+pC(OH-)=14B．pC(H+)=5的H2S溶液中，c(H+)=c(HS-)=1×10-5mol·L-1C．pC(OH-)=a的氨水，稀释10倍后，其pC(OH-)=b，则a=b-1D．pC(OH-)=3的NaOH溶液，稀释100倍，其pC(OH-)=5【答案】D【热点透析】【对点高考】【2012上海卷】水中加入下列溶液对水的电离平衡不产生影响的是（）A．NaHSO4溶液 B．KF溶液 C．KAl(SO4)2溶液 D．NaI溶液【答案】D【解析】试题分析： A项电离出H+，抑制水的电离，A项错误；B项F-水解促进水的电离，B项错误；C项Al3+水解促进水的电离，C项错；D项中Na+、I-均不水解，对水的电离无影响，D项正确。
高考化学知识点讲解考点水的电离和溶液的PH
目夺市安危阳光实验学校考点32水的电离和溶液的PH1．复习重点1．通过对水的电离、离子积、pH定义等重要知识和方法迁移应用的练习，提高认知能力；2．灵活解答水的电离平衡的相关问题；3．掌握混合溶液pH计算的方法，并能运用数学工具解决一些有关pH计算的综合问题4．培养学习过程中探究、总结的习惯。
2．难点聚焦（一）溶液的酸碱性及pH的值溶液呈的酸碱性何性，取决于溶液中[H+]、[OH—]的相对大小：pH值的大小取决于溶液中的[H+]大小pH=－lg[H+]，pOH=－lgKw=pKw（1）酸性越强，pH值越小，碱性越强，pH值越大，pH值减小一个单位，[H+]就增大到原来的10倍，pH值减小n个单位，[H+]的增大到原来的10n倍.（2）任意水溶液中[H+]≠0，但pH可为0，此时[H+]=1mol/L，一般[H+]＞1mol/L时，pH＜0，故直接用[H+]表示.（3）判断溶液呈中性的依据为：[H0]= [OH—]或pH=pOH=21pKw 只有当室温时，Kw=1×10—14[H+]=[OH—]=10—7mol/L溶液呈中性pH=pOH=21pKw=7分析原因：H2O H++OH－Q由于水的电离是吸热的，湿度越高，电离程度越大，kw越大.中性：pH=pOH=21pKwT↗→Kw↗→pH+pOH↘T↘→Kw↘→pH=pOH↗如：100℃，KW=1×10—12.. pKw=12.1pH+pOH=pKw两个关系或考虑，并注意湿度不同时Kw的影响。
）（4）溶液pH的测定方法：①酸碱指示剂②pH试纸③pH计其中①只传判定pH范围②pH试纸也只能确定在某个值左右（对照比色卡），无法精确到小数点后1倍。
另外使用时不能预先润湿试纸。
否则相当于又稀释了待测液，测定结果误差大。
③pH 计测定较精确.（二）酸碱溶液的稀释前后pH 值的变化。
由于强酸或强碱在水中完全电离，加水稀释后不会有溶质进一步电离，故仅仅是体积增大的因素导致酸溶液中的[H +]或碱溶液中的[OH —]减小.弱酸或弱碱由于在水中不完全电离，加水稀释同时，能促使其分子进一步电离，故导致相应[H +]或[OH —]减小的幅度降低。
高考化学一轮复习考点规范练23水的电离和溶液的酸碱性(含解析)
考点规范练23 水的电离和溶液的酸碱性(时间:45分钟 满分:100分)一、选择题(本题共10小题,每小题5分,共50分。
每小题只有一个选项符合题目要求) 1.关于35 ℃的0.1 mol ·L -1NaOH 溶液,以下表述错误的是( )。
A.K W >1×10-14B.水电离的c (H +)>1×10-13mol ·L -1C.pH>13D.c (OH -)=c (H +)+c (Na +)℃时K W =1×10-14,K W 随温度的升高而增大,故A 项正确;由于K W >1×10-14,c (OH -)=0.1mol ·L-1,H +完全来自水,水电离的c (H +)>1×10-13mol ·L -1,故B 项正确;因为c (H +)>1×10-13mol ·L -1,所以pH<13,故C 项错误;根据电荷守恒可知D 项正确。
2.常温下,已知0.1 mol ·L -1一元酸HA 溶液中c (OH -)c (H +)=1×10-8。
下列叙述错误的是( )。
A.HA 为弱酸B.pH=3的HA 与pH=11的NaOH 溶液等体积混合后溶液显酸性C.0.1 mol ·L -1HA 溶液与0.1 mol ·L -1NaOH 溶液等体积混合后所得溶液显中性D.T ℃时,pH=2的稀硫酸和pH=11的NaOH 溶液等体积混合后溶液呈中性,则该温度下K W =1×10-13,c (OH -)·c (H +)=K W =1.0×10-14,c (OH -)c (H +)=1×10-12,解得c (H +)=1.0×10-3mol ·L -1,HA 为弱酸,A 项正确;pH=3的盐酸与pH=11的NaOH 溶液等体积混合后溶液显中性,pH=3的弱酸HA 溶液的浓度大于pH=3的盐酸,故HA 过量,与pH=11的NaOH 溶液等体积混合后溶液显酸性,B 项正确;0.1mol ·L -1HA 溶液与0.1mol ·L -1NaOH 溶液等体积混合后恰好中和,生成弱酸强碱盐,所得溶液显碱性,C 项错误;pH=2的稀硫酸和pH=11的NaOH 溶液等体积混合后溶液呈中性,pH=11的NaOH 溶液中c (OH -)=1×10-2mol ·L -1,c (H +)=1×10-11mol ·L -1,则K W =c (H +)·c (OH -)=1×10-13,D 项正确。
高考化学真题(2010-2019)专题解析—水的电离和溶液的酸碱性
高考化学真题（2010-2019）专题解析—水的电离和溶液的酸碱性B ．c (H +)=c (42H PO -)+2c (4HPO -)+3c (34P 题型一：水的电离平衡与溶液的酸碱性1.(2019·全国Ⅲ·11)设N A 为阿伏加德罗常数值。
关于常温下pH=2的H 3PO 4溶液，下列说法正确的是A ．每升溶液中的H +数目为0.02N AO -)+c (OH −)C ．加水稀释使电离度增大，溶液pH 减小D ．加入NaH 2PO 4固体，溶液酸性增强【答案】B【解析】本题考查阿伏加德罗常数、电离平衡及其影响因素等，考查的核心素养是变化观念与平衡思想。
pH=2的H 3PO 4溶液中c (H +)=10-2mol·L -1，每升溶液中所含N(H+)=0.01N A ，A 错误；由电荷守恒知，该H 3PO 4溶液中存c (H +)=c (42H PO -)+2c (4HPO -)+3c (34PO -)+c (OH −)，B 正确；加水稀释能促进H 3PO 4的电离，使其电离度增大，由于以增大溶液体积为主，导致溶液中c(H +)减小，溶液pH 增大，C 错误；向H 3PO 4溶液中加入NaH 2PO 4固体，溶液中c(H 2PO 4-)增大，促使平衡H 3PO 4H++H 2PO 4-逆向移动，抑制H 3PO 4电离，溶液酸性减弱，D 错误。
【命题动向】本题命题角度新颖，在同一道试题中综合考查微粒数目的计算、电离平衡及其影响因素和守恒思想，命题具有前瞻性和导向性。
2.(2019·北京·12)实验测得0.5mol·L -1CH 3COONa 溶液、0.5mol·L -1CuSO 4溶液以及H 2O 的pH随温度变化的曲线如图所示。
下列说法正确的是A.随温度升高，纯水中c(H +)＞c(OH -)B.随温度升高，CH3COONa溶液的c(OH-)减小C.随温度升高，CuSO4溶液的pH变化是K W改变与水解平衡移动共同作用的结果D.随温度升高，CH3COONa溶液和CuSO4溶液的pH均降低，是因为CH3COO-、Cu2+水解平衡移动方向不同【答案】C【解析】题考查盐类水解等知识，考查的核心素养是变化观念与平衡思想。
高三化学复习课水的电离和溶液的酸碱性ppt课件.ppt
与 c(OH—)总
酸碱性
关系
pH=4 NH4Cl
10-14 10-4
10-4
10-4 10-10
4
＞
酸
pH=10 CH3COONa
10-14
10-4
10-4
10-10 10-4 10
＜
碱
NaCl 10-14 10-7
10-7
10-7
10-7
7
=
中
影响水电离平衡因素的定量分析 病原体侵入机体，消弱机体防御机能，破坏机体内环境的相对稳定性，且在一定部位生长繁殖，引起不同程度的病理生理过程
病原体侵入机体，消弱机体防御机能 ，破坏 机体内 环境的 相对稳 定性， 且在一 定部位 生长繁 殖，引 起不同 程度的 病理生 理过程
能力 提升
☆(07天津)25 ℃时，水的电离达到平衡：
H2O
H＋＋OH－；H＞0，
下列叙述正确的是( B )
A.向水中加入稀氨水，平衡逆向移动，c(OH－)降低
B.向水中加入少量固体硫酸氢钠，c(H＋)增大，KW不变 C.向水中加入少量固体CH3COONa，平衡逆向移动，c(H＋)降低 D.将水加热，KW增大，pH不变
病原体侵入机体，消弱机体防御机能 ，破坏 机体内 环境的 相对稳 定性， 且在一 定部位 生长繁 殖，引 起不同 程度的 病理生 理过程
课前 小测
25℃时, 1、pH=2的溶液中,水电离的c(H+)=
2、水电离的c(H+)=1×10-12mol·L-1,则溶液的pH=
病原体侵入机体，消弱机体防御机能 ，破坏 机体内 环境的 相对稳 定性， 且在一 定部位 生长繁 殖，引 起不同 程度的 病理生 理过程
高二化学水的电离和溶液的酸碱性试题答案及解析
高二化学水的电离和溶液的酸碱性试题答案及解析1.下列说法正确的是()A．水的电离方程式：H2O H++OH-B．升高温度，水的电离程度增大C．在NaOH溶液中没有H+，在HCl溶液中没有OH-D．纯水中c(H+)=10-7 mol·L-1【答案】B【解析】水是极弱的电解质，只有少部分电离，应用“”表示，故A错；水的电离是吸热的，所以升高温度，电离程度增大，B正确；在NaOH溶液中c(OH-)>c(H+)，在HCl溶液中c(OH-)<c(H+)，在酸碱溶液中都同时存在H+、OH-，所以C错；在常温下，纯水中c(H+)=10-7 mol·L-1。
【考点】水的电离溶液的酸碱性2.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“错误的”)，其理由是。
（2）若用此方法分别测定c(H+)相等的盐酸和醋酸溶液的pH，误差较大的是，原因是。
（3）该学生以上述方式测定下列溶液的pH，无误差的是()A．NaOH B．CH3COONa C．NaCl D．NaHSO4【答案】（1）错误的润湿后，稀释了原溶液，使其浓度减小，导致测量误差（2）盐酸盐酸是强电解质，醋酸是弱电解质，在溶液中存在CH3COOH CH3COO-+H+，稀释时平衡右移，继续电离出H+，稀释时Δc(H+)较小，ΔpH较小，故误差较小（3）C【解析】用pH试纸测定溶液酸碱性时，不能用水润湿。
若润湿，会使待测液浓度下降，结果出现误差。
但是用pH试纸测定中性溶液时，对结果一般没影响。
【考点】pH的计算3.（10分）某化学实验小组从市场上买来一瓶某品牌食用白醋（主要是醋酸的水溶液），用实验室标准NaOH溶液对其进行滴定以测定它的准确浓度，完全反应时所得溶液pH大致为9 。
下表是4种常见指示剂的变色范围：（1）该实验应选用作指示剂。
（2）右图表示50 mL滴定管中液面的位置，若A与C刻度间相差1mL，A处的刻度为25，滴定管中液面读数应为 mL；反应达滴定终点时的现象为。
高中化学选择性必修一第3章第2节 水的电离和溶液的pH 基础知识讲义
第二节水的电离和溶液的pH一、水的电离（一）水的电离1、电离方程式：H2O H++OH-或H2O+H2O H3O ++OH-2、特点：（1）极难电离（2）可逆过程，吸热（3）25℃，水中的c(H+)=c(OH-)=1.0×10-7mol/L（4）由水电离出的H+与OH-浓度相等，即c(H+)水=c(OH-)水3、影响因素：（1）促进：①升温②加活泼金属③加弱碱阳离子或弱酸阴离子（即能水解的盐）④电解（2）抑制：①降温②加酸或碱③加强酸酸式盐（二）水的离子积1、定义：当水的电离达到平衡时，电离产物H+和OH-浓度之积是一个常数，称为水的离子积常数，简称水的离子积，用K w表示。
2、表达式：K w=c(H+)·c(OH-)说明：①c(H+)和c(OH-)均表示整个溶液中的H+、OH-的总物质的量浓度②K w不仅适用于纯水，也适用于酸、碱、盐的稀溶液酸溶液中：K w= c(H+)酸·c(OH-)水碱溶液中：K w= c(H+)水·c(OH-)碱盐溶液中：K w= c(H+)水·c(OH-)水③不同溶液中的c(H+)、c(OH-)可能不同，但任何溶液中的c(H+)水=c(OH-)水④25℃时，水中的c(H+)=c(OH-)=1.0×10-7mol/L，K w=1.0×10-14100℃时，水中的c(H+)=c(OH-)≈1.0×10-6mol/L，K w=1.0×10-12⑤K w有单位，其单位为mol2·L-2，因其复杂通常省略⑥K w只与温度有关，温度升高，K w增大，水更易电离二、溶液的酸碱性与pH（一）溶液酸碱性的判断：看c(H+)与c(OH-)的相对大小当c(H+)=c(OH-)时，为中性；当c(H+)>c(OH-)时，为酸性；当c(H+)<c(OH-)时，为碱性（二）酸性强弱的判断溶液中酸性的强弱：c(H+)越大，酸性越强酸的酸性强弱：看酸电离出的H+的难易，越容易电离出H+，酸性越强（三）溶液酸碱性的表示方法当c(H+)或c(OH-)大于或等于1mol/L时，用c(H+)或c(OH-)直接表示当c(H+)或c(OH-)小于1mol/L时，用pH表示（四）pH1、定义：用c(H+)的负对数来表示溶液酸碱性的强弱2、适用范围：稀溶液3、表达式：pH=-lgc(H+) 或c(H+)=1.0×10-pH mol/L4、意义：pH↑→碱性增强，pH↓→酸性增强5、pH与溶液酸碱性的关系：K W 注：在分析c(H )、pH 与溶液的酸碱性关系时，要注意溶液的温度（五）溶液酸碱性的测定方法1、用pH 试纸测定（1）pH 试纸的制作：是将试纸用多种酸碱指示剂的混合溶液浸透，经晾干制成的，pH 试纸一般呈黄色。
第22讲 水的电离与溶液的pH(讲)-2023年高考化学一轮复习讲练测(解析版)
第22讲水的电离与溶液的pH1．认识水的电离，了解水的离子积常数，认识溶液的酸碱性及pH，掌握检测溶液pH的方法。
2．能进行溶液pH的简单计算，能正确测定溶液的pH，能调控溶液的酸、碱性。
能选择实例说明溶液pH的调控在工农业生产和科学研究中的重要作用。
【核心素养分析】1.变化观念与平衡思想：认识水的电离有一定限度，是可以调控的。
能多角度、动态地分析水的电离，并运用平衡移动原理解决实际问题。
2.科学研究与创新意识：能发现并提出酸碱中和滴定中有探究价值的问题；能从问题和假设出发，确定探究目的，设计探究方案，进行实验探究；在探究过程中学会合作，面对“异常”现象敢于提出自己的见解，进行误差分析。
3.证据推理与模型认知：能从定性和定量上收集证据，能通过定性分析和定量计算推出合理的结论；能运用pH计算模型进行pH的简单计算。
知识点一水的电离与水的离子积常数1.水的电离水是极弱的电解质，水的电离方程式为H2O＋H2O H3O＋＋OH－或H2O H＋＋OH－。
2.水的离子积常数K w＝c(H＋)·c(OH－)。
(1)室温下：K w＝1×10－14。
(2)影响因素：只与温度有关，升高温度，K w增大。
(3)适用范围：K w不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质水溶液。
(4)K w揭示了在任何水溶液中均存在H＋和OH－，只要温度不变，K w不变。
3.影响水电离平衡的因素体系变化平衡移动方向K w水的电离程度c(OH－)c(H＋)条件HCl逆不变减小减小增大NaOH 逆不变减小增大减小可水解的盐Na 2CO 3正不变增大增大减小NH 4Cl 正不变增大减小增大温度升温正增大增大增大增大降温逆减小减小减小减小其他：如加入Na 正不变增大增大减小知识点二溶液的酸碱性和pH1.溶液的酸碱性溶液的酸碱性取决于溶液中c (H ＋)和c (OH －)的相对大小。
(1)酸性溶液：c (H ＋)>c (OH －)，常温下，pH<7。
- 1、下载文档前请自行甄别文档内容的完整性，平台不提供额外的编辑、内容补充、找答案等附加服务。
- 2、"仅部分预览"的文档,不可在线预览部分如存在完整性等问题,可反馈申请退款(可完整预览的文档不适用该条件!)。
- 3、如文档侵犯您的权益，请联系客服反馈,我们会尽快为您处理(人工客服工作时间：9:00-18:30)。
目夺市安危阳光实验学校第二节水的电离和溶液的酸碱性1.了解水的电离、离子积常数。
(中频)2.了解溶液pH的定义，能进行pH的简单计算。
(中频)3.了解测定溶液pH的方法。
4.掌握酸碱中和滴定的原理及操作方法。
(中频)水的电离1．电离方程式水是一种极弱的电解质，其电离方程式为2H2O H3O＋＋OH－，可简写为H2O OH－＋H＋。
2．几个重要数据3．外界因素对水的电离平衡的影响(1)温度：温度升高，促进水的电离，Kw增大；温度降低，抑制水的电离，Kw 减小。
(2)酸、碱：抑制水的电离，Kw不变。
(3)能水解的盐：促进水的电离，Kw不变。
溶液的酸碱性与pH1．溶液的酸碱性溶液的酸碱性取决于溶液中c(H＋)和c(OH－)的相对大小。
c(H＋)>c(OH－)，溶液呈酸性c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈中性c(H＋)<c(OH－)，溶液呈碱性2．pH(1)定义式：pH＝－lg_c(H＋)。
(2)pH与溶液c(H＋)的关系①由图示关系知，pH越小，溶液的酸性越强。
②pH一般表示c(H＋)<1 mol/L的稀溶液。
(3)pH测定①用pH试纸测定把小片试纸放在表面皿上，用玻璃棒蘸取待测液点在干燥的pH试纸上，试纸变色后，与比色卡对比即可确定溶液的pH。
②pH计测定：可精确测定溶液的pH。
酸碱中和滴定1．实验原理(1)用已知浓度的酸(或碱)滴定未知浓度的碱(或酸)，根据中和反应的等量关系来测定酸(或碱)的浓度。
(2)利用酸碱指示剂明显的颜色变化表示反应已完全，即反应到达终点。
指示剂变色范围的pH石蕊<5.0红色 5.0～8.0紫色>8.0蓝色甲基橙<3.1红色 3.1～4.4橙色>4.4黄色酚酞<8.2无色8.2～10.0粉红色>10.0红色2.实验用品(1)仪器：酸式滴定管(如图A)、碱式滴定管(如图B)、滴定管夹、铁架台、锥形瓶。
(2)试剂：液、待测液、指示剂、蒸馏水。
3．实验操作(以盐酸滴定待测NaOH溶液为例)(1)滴定前的准备①滴定管：查漏→洗涤→润洗→装液→调液面→记录。
②锥形瓶：注碱液→记读数→加指示剂。
(2)滴定(3)终点判断：等到滴入最后一滴液，指示剂变色，且在半分钟内不恢复原来的颜色，视为滴定终点并记录液的体积。
4．数据处理按上述操作重复二至三次，求出用去盐酸体积的平均值，根据c(NaOH)＝c （HCl）×V（HCl）V（NaOH）计算。
1．易误诊断(正确的打“√”，错误的打“×”)。
(1)温度一定时，水的电离常数与水的离子积常数相等( )(2)水的离子积常数的数值大小与温度和稀水溶液的浓度有关( )(3)水的电离平衡移动符合勒夏特列原理( )(4)升高温度，水电离平衡右移，H＋浓度增大，呈酸性( )(5)溶液中c(H＋)>10－7mol·L－1，该溶液呈酸性( )(6)任何温度下，利用H＋和OH－浓度的相对大小均可判断溶液的酸碱性( )(7)用pH试纸测得某溶液的pH为3.4( )(8)用湿润的pH试纸测溶液的pH，一定影响测量结果( )(9)能使pH试纸显红色的溶液呈酸性( )【答案】(1)×(2)×(3)√(4)×(5)×(6)√(7)×(8)×(9)√2．(1)25 ℃，向水中加入①NaCl粉末、②NaOH固体、③Na2CO3粉末，水的电离平衡被促进的是__________，被抑制的是________，无影响的是________(用序号填写，下同)；水的离子积不变的是________。
若对上述三种电解质的溶液加热，水的电离平衡被促进的有________，水的离子积增大的有________。
(2)①25 ℃时，0.1 mol·L－1的盐酸溶液中c(H＋)＝________mol·L－1，c(OH －)＝_______mol·L－1，c(H＋)H2O＝________mol·L－1。
②25 ℃ pH＝3的NH4Cl溶液中，c(H＋)＝__________mol·L－1，c(OH－)＝__________mol·L－1，c(H＋)H2O＝______mol·L－1。
(3)一支标有20 ℃、25 mL字样的滴定管，内装液体到刻度1.00 mL时，管内液体的体积是________24.00 mL(填“大于”、“小于”或“等于”)。
【答案】(1)③②①①②③①②③①②③(2)①0.1 1.0×10－13 1.0×10－13②1.0×10－3 1.0×10－11 1.0×10－3(3)大于两种式子：H2O H＋＋OH－；Kw＝c(H＋)·c(OH－)三种关系：(1)c(H＋)>c(OH－)，溶液呈酸性(2)c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈中性(3)c(H＋)<c(OH－)，溶液呈碱性滴定管使用四个步骤：查漏→洗涤→润洗→装液。
水电离平衡的影响因素及有关计算1.外界条件对水电离的影响2．水电离出的c(H ＋)或c(OH －)的计算(25 ℃时)酸溶液⎩⎪⎨⎪⎧c （H ＋）＝c （H ＋）酸＋c （H ＋）水c （OH －）＝c （OH －）水＝c （H ＋）水碱溶液⎩⎪⎨⎪⎧c （OH －）＝c （OH －）碱＋c （OH －）水c （H ＋）＝c （H ＋）水＝c （OH －）水盐溶液⎩⎪⎪⎨⎪⎪⎧酸性⎩⎪⎨⎪⎧c （H ＋）＝c （H ＋）水c （OH －）＝Kwc （H ＋）碱性⎩⎪⎨⎪⎧c （OH －）＝c （OH －）水c （H ＋）＝Kw c （OH －）中性：c （H ＋）＝c （H ＋）水＝c （OH －）＝c （OH －）水(2013·大纲全国卷)下图表示水中c(H ＋)和c(OH －)的关系，下列判断错误的是( )A ．两条曲线间任意点均有c(H ＋)×c(OH －)＝KwB ．M 区域内任意点均有c(H ＋)<c(OH －)C ．图中T1<T2D ．XZ 线上任意点均有pH ＝7【解析】 A ．水电离出的c(H ＋)与c(OH －)的乘积为一常数。
B.由图看出M 区域内c(H ＋)<c(OH －)。
C.T2时c(H ＋)·c(OH －)大于T1时c(H ＋)·c(OH －)，因为水的电离过程是吸热的，温度越高，水的离子积越大，所以T2>T1。
D.pH ＝－lgc(H ＋)，XZ 线上任意点的c(H ＋)＝c(OH －)，但pH 不一定为7。
【答案】 D通过水电离出的H ＋或OH －浓度判断水电离平衡的移动情况。
室温下，水电离出的c(H ＋)＝1×10－7 mol/L ，若某溶液中水电离出的c(H ＋)<1×10－7 mol/L ，则可判断出该溶液中加入酸或碱抑制了水的电离；若某溶液中水电离出的c(H ＋)>1×10－7mol/L ，则可判断出该溶液中加入可以水解的盐或活泼金属促进了水的电离。
考向1 影响水电离平衡因素的判断1．(2012·上海高考)水中加入下列溶液对水的电离平衡不产生影响的是( ) A ．NaHSO4溶液 B ．KF 溶液 C ．KAl(SO4)2 溶液 D ．NaI 溶液【解析】 A 项NaHSO4的HSO －4完全电离，抑制水的电离；B 项F －，C 项Al3＋水解，促进水的电离；NaI 是强酸强碱盐，对水的电离无影响。
【答案】 D考向2 水电离出H ＋或OH －浓度的计算2．(2012·广东高考)对于常温下pH 为2的盐酸，叙述正确的是( ) A ．c(H ＋)＝c(Cl －)＋c(OH －)B ．与等体积pH ＝12的氨水混合后所得溶液显酸性C ．由H2O 电离出的c(H ＋)＝1.0×10－12mol ·L －1D ．与等体积0.01 mol·L－1乙酸钠溶液混合后所得溶液中：c(Cl －)＝c(CH3COO －)【解析】 结合守恒思想(电荷守恒、原子守恒)分析、解决相关问题。
盐酸中HCl 电离出H ＋和Cl －，H2O 电离出H ＋和OH －，据电荷守恒有c(H ＋)＝c(Cl－)＋c(OH －)，A 项正确。
pH ＝12的氨水中c(OH －)＝10－2mol ·L －1，氨水部分电离，氨水与盐酸等体积混合，氨水剩余，所得溶液显碱性，B 项错误。
pH 为2的盐酸中，c(OH －)＝1.0×10－12m ol·L－1，而OH －全部由水电离产生，故H2O 电离产生的c(H ＋)＝1.0×10－12 mol ·L －1，C 项正确。
pH 为2的盐酸与0.01 mol ·L －1乙酸钠溶液等体积混合，恰好发生反应：CH3COONa ＋HCl===CH3COOH ＋NaCl ，生成的CH3COOH 部分电离，则有c(Cl －)＞c(CH3COO －)，D 项错误。
【答案】 AC溶液的pH 计算与判断1.总体原则(1)若溶液为酸性，先求c(H ＋)，再求pH ；(2)若溶液为碱性，先求c(OH －)，再由c(H ＋)＝Kwc （OH －）求c(H ＋)，最后求pH ，也可以先求pOH[pOH ＝－lg c(OH －)]，再由14－pOH 求pH 。
2．分类剖析(室温时) (1)强酸溶液如浓度为c mol/L 的HnA 溶液，c(H ＋)＝nc mol/L ，所以pH ＝－lgnc 。
(2)强碱溶液如浓度为c mol/L 的B(OH)n 溶液， c(OH －)＝nc mol/L ，c(H ＋)＝10－14nc mol/L ，所以pH ＝14＋lgnc 。
(3)酸碱混合pH 的计算①两强酸混合c(H ＋)混＝c （H ＋）1V1＋c （H ＋）2V2V1＋V2②两强碱混合c(OH －)混＝c （OH －）1V1＋c （OH －）2V2V1＋V2③强酸、强碱混合(一者过量)酸过量：c(H ＋)混＝c （H ＋）酸V 酸－c （OH －）碱V 碱V 酸＋V 碱碱过量：c(OH －)混＝c （OH －）碱V 碱－c （H ＋）酸V 酸V 酸＋V 碱(4)酸碱稀释时pH 的变化酸(pH ＝a)碱(pH ＝b)弱酸强酸 弱碱强碱稀释10n 倍 <a ＋n a ＋n >b －n b －n 无限稀释pH 趋向于7溶液酸碱性的判断(1)等体积等浓度的一元强酸，一元强碱混合呈中性。
(2)等体积等浓度的一元弱酸，一元强碱混合呈碱性。