2020高考化学复习第八章水溶液中的离子平衡8.2点点突破水的电离与溶液的酸碱性学案(含解析).doc

2020高考化学复习第八章水溶液中的离子平衡8.2点点突破水的电离与溶液的酸碱性

学案（含解析）

第2课时点点突破水的电离与溶液的酸碱性知识点一水的电离1．水的电离1水是极弱的电解质，其电离方程式为H2O＋＋＋OH－，可简写为＋＋OH－。

225 ℃时，纯水中cH＋＝cOH－＝110－7 mol·L－1；任何水溶液中，由水电离出的cH＋与cOH－都相等。

2．水的离子积常数3．水的电离平衡的影响因素1温度温度升高，促进水的电离；温度降低，抑制水的电离。

2酸、碱抑制水的电离。

3能水解的盐促进水的电离。

4．外界条件对水的电离平衡的影响体系变化条件移动方向KW 电离程度cOH－cH＋酸逆不变减小减小增大碱逆不变减小增大减小可水解的盐Na2CO3 正不变增大增大减小NH4Cl 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二水电离出的c水H＋或c水OH－的相关计算1．当抑制水的电离时如酸或碱溶液在溶液中cH＋、cOH－较小的数值是水电离出来的。

如下表溶液25 ℃水电离出来的cH＋或cOH－mol·L －1 pH＝2的盐酸10－2 10－12 10－12 pH＝13的NaOH溶液10－13 10－1 10－13 2．当促进水的电离时如盐的水解在溶液中cH＋、cOH－较大的数值是水电离出来的。

如下表溶液25 ℃水电离出来的cH＋或cOH－mol·L －1 pH＝5的NH4Cl溶液10－5 10－9 10－5 pH＝10的Na2CO3溶液10－10 10－4 10－4 [对点训练] 1．判断正误正确的打“√”，错误的打“”。

125 ℃与60 ℃时，水的pH相等225 ℃时NH4Cl溶液的KW大于100 ℃时NaCl溶液的KW 3任何水溶液中均存在H＋和OH－，且水电离出的cH＋和cOH－相等√ 4室温下，0.1 mol·L－1的HCl溶液与0.1 mol·L－1的NaOH溶液中水的电离程度相同√ 525 ℃时，0.10 mol·L－1 NaHCO3溶液加水稀释后，cH＋与cOH－的乘积变大6向水中加入少量硫酸氢钠固体，促进了水的电离，cH＋增大，KW不变2．水的电离过程为＋＋OH－，在不同温度下其离子积为KW25 ℃＝1.010－14，KW35 ℃＝2.110－14，则下列叙述正确的是A．cH＋随温度的升高而降低B．35 ℃时，cH＋cOH－C．水的pHpH35 ℃pH25 ℃D．35 ℃时已电离的水的浓度约为1.4510－7 mol·L－1 解析选 D 由两种温度下水的离子积常数值知水的电离是吸热的，温度高时水中cH＋较高，pH较小，但水中cH＋＝cOH

－，水呈中性，A、B、C错误；已电离的水的浓度与电离生成的cH＋或cOH－相等，利用水的离子积常数可判断D正确。

3．25 ℃时，0.1 mol·L－1的下列溶液①NaCl ②NaOH ③H2SO4 ④NH42SO4，其中水的电离程度按由大到小顺序排列的一组是A．④＞③＞②＞①B．②＞③＞①＞④C．④＞①＞②＞③D．③＞②＞①＞④解析选C ②③分别为碱、酸，抑制水的电离；④中NH水解促进水的电离，①NaCl不影响水的电离。

4．室温下，pH＝11的某溶液中水电离出的cOH－为①1.010－7 mol·L－1 ②1.010－6 mol·L－1 ③1.010－3 mol·L－1 ④1.010－11 mol·L－1 A．③B．④C．①或③D．③或④解析选D 该溶液中cOH－＝10－3 mol·L－1，cH＋＝10－11 mol·L－1，若是碱溶液，则H＋是由H2O电离出的，水电离出的OH－与H＋浓度均为10－11 mol·L－1；若是盐溶液如Na2CO3，则OH－是由H2O电离出的，即水电离出的cOH－＝10－3 mol·L－1。

5．一定温度下，水存在＋＋OH－ΔH0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，KW减小B．将水加热，KW增大，pH减小C．向水中加入少量固体CH3COONa，平衡逆向移动，cH＋降低D．向水中加入少量固体硫酸钠，cH＋＝10－7

mol·L－1，KW不变解析选B A项，KW应不变；C项，平衡应正向移动；D项，由于没有指明温度，cH＋不一定等于10－7 mol·L－1。

知识点二溶液的酸碱性和pH 1．溶液的酸碱性的判断1判断标准溶液的酸碱性取决于溶液中cH＋和cOH－的相对大小。

cH＋cOH－溶液呈酸性，常温下pH7 cH＋cOH－溶液呈中性，常温下pH7 cH＋cOH－溶液呈碱性，常温下pH7 2注意事项①溶液中cH＋越大，cOH－越小，溶液的酸性越强，碱性越弱；溶液中cH＋越小，cOH－越大，溶液的碱性越强，酸性越弱。

②pH＝7或cH＋＝10－7 mol·L－1的溶液不一定呈中性，因水的电离与温度有关，常温时，pH＝7的溶液呈中性，100 ℃时pH＝6的溶液呈中性。

2．pH及其测量1定义式pH＝－lg cH＋。

2溶液的酸碱性与pH的关系常温下3测量方法①pH 试纸法把小片试纸放在一洁净的玻璃片或表面皿上，用玻璃棒蘸取待测溶液点在干燥的pH试纸的中央，试纸变色后，与标准比色卡对照即可确定溶液的pH。

②pH计测量法。

1．计算类型1单一溶液的pH计算强酸溶液如HnA，设浓度为c mol·L－1，cH＋＝nc mol·L－1，pH＝－lg cH＋

＝－lg nc。

强碱溶液25 ℃如BOHn，设浓度为c mol·L－1，cH＋＝mol·L－1，pH＝－lg cH＋＝14＋lg nc。

2混合溶液的pH计算①两种强酸混合直接求出c混H ＋，再据此求pH。

c混H＋＝。

②两种强碱混合先求出c混OH－，再据KW求出c混H＋，最后求pH。

c混OH－＝。

③强酸、强碱混合先判断哪种物质过量，再由下式求出溶液中H＋或OH－的浓度，最后求pH。

c混H＋或c混OH－＝。

3酸、碱溶液稀释时pH的变化25 ℃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 2．计算溶液pH的解题思路[对点训练] 1．判断正误正确的打“√”，错误的打“”。

1某溶液的pH＝7，该溶液一定显中性2某溶液的cH ＋＞10－7 mol·L－1，则该溶液呈酸性3用湿润的pH试纸测稀碱液的pH，测定值偏小√ 4用广泛pH试纸测得0.10 mol·L－1NH4Cl溶液的pH＝5.2 5用pH试纸测定氯水的pH 为3 6一定温度下，pH＝a的氨水，稀释10倍后，其pH＝b，则a＝b＋1 2．下列溶液一定呈中性的是A．cH＋＝cOH