高三化学总复习课时2 水的电离和溶液的酸碱性

课时2 水的电离和溶液的酸碱性

考点一水的电离

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－，以及它们之间的定量关系。

3．影响水电离平衡的因素

(1)升高温度，水的电离程度增大，K W增大。

(2)加入酸或碱，水的电离程度减小，K W不变。

(3)加入可水解的盐(如FeCl3、Na2CO3)，水的电离程度增大，K W不变。

有关K W的两点理解

1．K W不仅适用于纯水，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

如酸性溶液中：[c(H＋)酸＋c(H＋)H2O]·c(OH－)H2O＝K W

碱性溶液中：[c(OH－)碱＋c(OH－)H2O]·c(H＋)H2O＝K W

2．水的离子积常数表示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。

探究思考

1．常温下，在pH＝2的盐酸中由水电离出来的c(H＋)与c(OH－)之间的关系是什么？2．对于平衡体系H2O H＋＋OH－完成表格

体系变化条件平衡移动方

向

K W

水的电离程

度

c(OH－) c(H＋)

酸碱

可水解的盐Na2CO3 NH4Cl

温度升温降温

其他：如加入Na

3.求算下列溶液中H2O电离出的c(H＋)和c(OH－)。

(1)pH＝2的H2SO4溶液c(H＋)＝________，c(OH－)＝________。

(2)pH＝10的NaOH溶液c(H＋)＝________，c(OH－)＝________。

(3)pH＝2的NH4Cl溶液c(H＋)＝________。

(4)pH＝10的Na2CO3溶液c(OH－)＝________。

【示例1】(2012·上海，7)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

【示例2】(2011·四川理综，9)25 ℃时，在等体积的①pH＝0的H2SO4溶液、②0.05 mol·L －1的Ba(OH)

2溶液、③pH＝10的Na2S溶液、④pH＝5的NH4NO3溶液中，发生电离的水的物质的量之比是( )。

A．1∶10∶1010∶109 B．1∶5∶5×109∶5×108

C．1∶20∶1010∶109 D．1∶10∶104∶109

1．(2013·广东汕头二模)25 ℃时，水的电离达到平衡：H2O⇌H＋＋OH－ΔH＞0，下列叙述正确的是( )。

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，K W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，K W增大，pH不变

2．(2013·安阳模拟)水的电离过程为H2O⇌H＋＋OH－，在不同温度下其离子积为K W(25 ℃)＝1.0×10－14，K W(35 ℃)＝2.1×10－14，则下列叙述中正确的是( )。

A．c(H＋)随温度的升高而降低

B．35 ℃时，c(H＋)>c(OH－)

C．溶液pH：pH(35 ℃)>pH(25 ℃)

D．35 ℃时已电离的水的浓度约为1.45×10－7 mol·L－1

3．下列说法正确的是( )。

A．在蒸馏水中滴加浓H2SO4，K W不变(2013·天津，5A)

B．25 ℃与60 ℃时，水的pH相等(2012·福建，10B)

C．25 ℃时NH4Cl溶液的K W小于100 ℃NaCl溶液的K W(2011·天津，5A)

D．由水电离的c(H＋)＝1×10－14 mol·L－1的溶液中：Ca2＋、K＋、Cl－、HCO3－能大量共存(2010·江苏，6B)

考点二 溶液的酸碱性与pH

1．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。(将“>”、“＝”或“<”填在下表空格中) 酸性溶液中 中性溶液中 碱性溶液中

c (H ＋)>c (OH －) c (H ＋)＝c (OH －) c (H ＋)

2.pH

(1)定义式：pH ＝－lg__c (H ＋)。

(2)溶液的酸碱性与pH 的关系：

室温下：

3．pH 试纸的使用

(1)方法：把小片试纸放在表面皿上，用洁净干燥的玻璃棒蘸取待测液滴在干燥的pH 试纸的中部，观察变化稳定后的颜色，与标准比色卡对比即可确定溶液的pH 。

(2)注意：试纸使用前不能用蒸馏水润湿，否则待测液因被稀释可能会产生误差。广范pH 试纸只能测出pH 的整数值。

溶液pH 的计算方法

1．单一溶液的pH 计算

强酸溶液：如H n A ，设浓度为c mol ·L －1，[H ＋]＝nc mol ·L －1，pH ＝－lg[H ＋]＝－lg nc 。

强碱溶液(25 ℃)：如B(OH)n ，设浓度为c mo l·L －1，

c (H ＋)＝10－14nc

mol ·L －1，pH ＝－lg c (H ＋)＝14＋lg nc 。 2．混合溶液pH 的计算类型

(1)两种强酸混合：直接求出c (H ＋)混，再据此求pH 。

c (H ＋)混＝c （H ＋）1V 1＋c （H ＋）2V 2V 1＋V 2

。 (2)两种强碱混合：先求出c (OH 混)，再据K W 求出c (H ＋)混，最后求pH 。

c (OH －)混＝c （OH －）1V 1＋c （OH －）2V 2V 1＋V 2

。 (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 (H ＋)混或c (OH －)混＝|c （H ＋）酸V 酸－c （OH －）碱V 碱|V 酸＋V 碱