課件 水的電離和溶液的pH

1、第40講水的電離和溶液的pH第八章高三一輪備考要點1.認識水是一種極弱的電解質(zhì),能用化學(xué)用語正確表示水的電離平衡。2.結(jié)合離子積常數(shù),能從電離平衡的角度分析溶液的性質(zhì),如酸堿性等。3.能正確測定溶液pH,能進行溶液pH的簡單計算。4.結(jié)合真實實例,能分析和說明溶液pH的調(diào)控在工農(nóng)業(yè)生產(chǎn)、科學(xué)研究,以及日常生活和醫(yī)療保健等方面的重要作用。必備知識知識梳理1.水的電離水是極弱的電解質(zhì),水的電離方程式為或簡寫為H2O H+OH-,其電離過程(填“吸熱”或“放熱”)。任何水溶液中水電離出的H+和OH-都是相等的,25 純水中c(H+)=c(OH-)=。H2O+H2O H3O+OH- 吸熱 110-7

2、molL-1 考點一 水的電離2.水的離子積常數(shù) 微點撥 水的離子積常數(shù)KW=c(H+)c(OH-),其實質(zhì)是水溶液中的H+和OH-濃度的乘積,不一定是水電離出的H+和OH-濃度的乘積,所以與其說KW是水的離子積常數(shù),不如說是水溶液中的H+和OH-的離子積常數(shù)。即KW不僅適用于純水,還適用于酸性或堿性的以水為溶劑的稀溶液。3.水的電離平衡影響因素的定性判斷 項目平衡移動溶液中c(H+)溶液中c(OH-)pH溶液的酸堿性KW升高溫度右移增大增大減小中性增大加酸左移增大減小減小酸性不變加堿左移減小增大增大堿性不變Na2CO3右移減小增大增大堿性不變NH4Cl右移增大減小減小酸性不變加入金屬Na右移

3、減小增大增大堿性不變微點撥 水中加酸或堿對水的電離均有抑制作用,因此,在常溫下,若由水電離出的c(H+)T2T1B.圖中pH關(guān)系:pH(B)=pH(D)=pH(E)C.圖中五點KW間的關(guān)系:EDA=B=CD.C點可能是顯酸性的鹽溶液答案 D解析 水的電離是吸熱過程,升高溫度促進水電離,則水中c(H+)、c(OH-)及離子積常數(shù)增大,根據(jù)題圖知,離子積常數(shù):T3T2T1,所以溫度:T3T2T1,A項正確;B、D、E三點溶液的氫離子濃度相等,則pH相等,B項正確;溫度高低順序是A=B=CDDA=B=C,C項正確;C點時,KW=110-14,c(OH-)=110-6,溶液的pH=8,顯堿性,D項錯誤

4、。對點演練1 某同學(xué)探究溫度對溶液pH的影響,加熱一組試液并測量pH后得到如表數(shù)據(jù)(溶液濃度均為0.1 molL-1)。下列說法正確的是()溫度/10203040pH純水7.307.106.956.74NaOH溶液13.5013.1112.8712.50CH3COOH溶液2.902.892.872.85CH3COONa溶液9.199.008.768.62A.隨溫度升高,純水的KW逐漸減小B.隨溫度升高,NaOH溶液pH變化主要受水電離平衡變化影響C.隨溫度升高,CH3COOH的電離促進了水的電離D.隨溫度升高,CH3COONa溶液的pH減小,說明水解程度減小,c(CH3COO-)增大答案 B解

5、析 升高溫度,促進水的電離,由溶液pH變化可知,隨溫度升高,純水的KW逐漸增大,A錯誤;加熱NaOH溶液,pH減小,原因是升溫促進水的電離,氫離子濃度增大,B正確;加熱促進醋酸的電離,但醋酸電離抑制水的電離,C錯誤;醋酸鈉的水解為吸熱過程,加熱促進其水解,D錯誤?？枷?水電離出的c水(H+)或c水(OH-)及其計算【典例2】 25 時,在等體積的pH=0的H2SO4溶液、0.05 molL-1的Ba(OH)2溶液、pH=10的Na2S溶液、pH=5的NH4NO3溶液中,發(fā)生電離的水的物質(zhì)的量之比是()A.1101010109B.15(5109)(5108)C.1201010109D.11010

6、4109答案 A 對點演練2(雙選)(2020山東德州一模)常溫下,向V mL 0.1 molL-1 HA溶液中滴入0.1 molL-1 NaOH溶液,溶液中由水電離出的氫離子濃度的負對數(shù)-lgc水(H+)與所加NaOH溶液體積的關(guān)系如圖所示。下列說法不正確的是()A.常溫下,Ka(HA)約為10-5B.P點溶液對應(yīng)的pH=7C.M點溶液中存在:c(Na+)=c(A-)+c(HA)D.N點溶液中存在:c(Na+)c(A-)c(OH-)c(H+)答案 BC 解析 由示意圖可知,0.1 molL-1 HA溶液中水電離出的氫離子濃度為10-11 molL-1,溶液中氫離子濃度為10-3 molL-1

7、,HA為弱酸,N點水電離出的氫離子濃度的負對數(shù)最小,水電離出的氫離子濃度最大,說明HA溶液與NaOH溶液恰好完全反應(yīng)生成NaA,則M點為HA和NaA的混合液,P點為NaA和NaOH混合液。0.1 molL-1 HA溶液中氫離子濃度為10-3 molL-1,則P點為NaA和NaOH混合液,溶液呈堿性,溶液的pH7,B錯誤;M點為HA和NaA的混合液,溶液呈中性,溶液中c(OH-)=c(H+),由電荷守恒c(Na+)+c(H+)=c(A-)+c(OH-)可知,溶液中c(Na+)=c(A-),C錯誤;N點HA溶液與NaOH溶液恰好完全反應(yīng)生成NaA,A-在溶液中水解使溶液呈堿性,溶液中存在:c(Na

8、+)c(A-)c(OH-)c(H+),D正確。深度指津 水電離出的c(H+)水或c(OH-)水的相關(guān)計算(25 )(1)中性溶液:c(H+)=c(OH-)=1.010-7molL-1。(2)溶質(zhì)為酸的溶液。來源。OH-全部來自水的電離,水電離產(chǎn)生的c(H+)水=c(OH-)。實例。如計算pH=2的鹽酸中由水電離出的c(H+)水,方法是先求出溶液中的c(OH-)= molL-1=10-12molL-1,即由水電離出的c(H+)水=c(OH-)=10-12molL-1。(3)溶質(zhì)為堿的溶液。來源。H+全部來自水的電離,水電離產(chǎn)生的c(OH-)水=c(H+)。實例。如計算pH=12的NaOH溶液中由

9、水電離出的c(OH-)水,方法是根據(jù)溶液中的c(H+)=10-12molL-1,推出由水電離出的c(OH-)水=c(H+)=10-12 molL-1。(4)水解呈酸性或堿性的鹽溶液。pH=5的NH4Cl溶液中H+全部來自水的電離,由水電離出的c(H+)水=10-5molL-1,因為部分OH-與部分N 結(jié)合,溶液中c(OH-)=10-9molL-1。pH=12的Na2CO3溶液中OH-全部來自水的電離,由水電離出的c(OH-)水=10-2molL-1。必備知識知識梳理1.溶液的酸堿性溶液的酸堿性取決于溶液中c(H+)和c(OH-)的。將“”“=”或“考點二 溶液的酸堿性與pH2.溶液的pH(1)

10、表達式為pH=。(2)溶液的酸堿性與pH的關(guān)系(25 )。-lgc(H+) 3.pH的測定(1)pH試紙:迅速測定溶液的pH。常用的pH試紙有廣泛pH試紙和精密pH試紙,廣泛pH試紙可以識別的pH差約為1。pH試紙的使用方法如下:測定溶液的pH:把小片試紙放在表面皿(或玻璃片)上,用潔凈干燥的玻璃棒蘸取待測液滴在干燥的pH試紙的中部,觀察變化穩(wěn)定后的顏色,與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對比即可確定溶液的pH。檢驗氣體的酸堿性:先把試紙潤濕,粘在玻璃棒的一端,再送到盛有待測氣體的容器口附近,觀察顏色的變化,判斷氣體的性質(zhì)。(2)pH計:精密測量溶液的pH。自我診斷1.判斷正誤,正確的打“”,錯誤的打“”。(1)任

11、何溫度下,利用H+和OH-濃度的相對大小均可判斷溶液的酸堿性。()(2)某溶液的pH=7,該溶液一定顯中性。()(3)用蒸餾水潤濕過的pH試紙測溶液的pH,一定會使結(jié)果偏低。()(4)用廣泛pH試紙測得某溶液的pH為3.4。()(5)一定溫度下,pH=a的氨水稀釋10倍后,其pH=b,則a=b+1。()答案 (1)(2)(3)(4)(5) 2.(1)pH=5的H2SO4溶液,加水稀釋到體積為原來的500倍,則稀釋后c(S )與c(H+)的比值為。(2)取濃度相同的NaOH和HCl溶液,以32體積比相混合,所得溶液的pH等于12,則原溶液的濃度為?？枷蛲黄瓶枷?溶液的酸堿性【典例1】 (2020

12、年1月浙江選考,17)下列說法不正確的是()A.pH7的溶液不一定呈堿性B.中和pH和體積均相等的氨水、NaOH溶液,所需HCl的物質(zhì)的量相同C.相同溫度下,pH相等的鹽酸、CH3COOH溶液中,c(OH-)相等D.氨水和鹽酸反應(yīng)后的溶液,若溶液呈中性,則c(Cl-)=c(N )答案 B解析 A項,pH與溫度有關(guān),正確;B項,pH相等的氨水和NaOH溶液,氨水的濃度比NaOH濃度大,所以等體積的兩者,氨水消耗的HCl多,錯誤;C項,相同溫度下,pH相等的鹽酸和CH3COOH溶液,c(H+)相等,根據(jù)水的離子積KW=c(H+)c(OH-)知,c(OH-)相等,正確;D項,根據(jù)溶液中電荷守恒知,c

13、(H+)+c(N )=c(OH-)+c(Cl-),溶液呈中性,c(H+)=c(OH-),則c(N )=c(Cl-),正確。對點演練1 已知溫度T時水的離子積常數(shù)為KW,該溫度下,將濃度為a molL-1的一元酸HA溶液與b molL-1的一元堿BOH溶液等體積混合,可判定該溶液呈中性的依據(jù)是()A.a=bB.混合溶液的pH=7C.混合溶液中,c(H+)= molL-1D.混合溶液中,c(H+)+c(B+)=c(OH-)+c(A-)答案 C解析 選項A,a=b只能說明酸、堿恰好完全反應(yīng),生成鹽和水,由于酸、堿強弱未知,不能說明溶液呈中性,錯誤;選項B,題給溫度未指明是25 或常溫,所以pH=7并

14、不能說明溶液呈中性,錯誤;選項C,由于混合溶液中c(H+)= molL-1,結(jié)合KW=c(H+)c(OH-),可推斷出c(H+)=c(OH-),所以溶液一定呈中性,正確;選項D是正確的電荷守恒表達式,無論溶液是否呈中性都滿足此式,錯誤。歸納總結(jié) 溶液酸堿性的兩種判斷方法 (2)常溫下,已知pH之和的酸、堿溶液等體積混合所得溶液的酸堿性分析。兩強混合。a.若pH之和等于14,則混合后溶液顯中性,pH=7。b.若pH之和大于14,則混合后溶液顯堿性,pH7。c.若pH之和小于14,則混合后溶液顯酸性,pH7。一強一弱混合。pH之和等于14時,一元強酸溶液和一元弱堿溶液等體積混合呈堿性;一元強堿溶液

15、和一元弱酸溶液等體積混合呈酸性。考向2pH的計算【典例2】 在25 時,關(guān)于下列溶液混合后溶液pH的說法中正確的是()A.pH=10與pH=12的NaOH溶液等體積混合,溶液的pH約為11B.pH=5的鹽酸稀釋1 000倍,溶液的pH=8C.pH=2的H2SO4溶液與pH=12的NaOH溶液等體積混合,混合液pH=7D.pH=12的NH3H2O溶液與pH=2的HCl溶液等體積混合,混合液pH=7答案 C =210-12 molL-1,pH=-lg(210-12)=12-lg211.7,A項錯誤;pH=5的鹽酸稀釋1 000倍后,溶液的pH0.01 molL-1,pH=2的HCl溶液中,c(H+

16、)=0.01 molL-1,二者等體積混合后有NH3H2O剩余,溶液顯堿性,D項錯誤。對點演練2(2020北京西城二模)常溫時,下列說法正確的是()A.pH=11的氨水和pH=11的Na2CO3溶液中,由水電離產(chǎn)生的c(OH-)均為110-11 molL-1B.分別把100 mL pH=11的NaOH溶液和pH=11的氨水加水稀釋至1 L,所得溶液pH均為10C.分別向等體積的0.1 molL-1 HCl溶液和0.1 molL-1 CH3COOH溶液中加入等濃度的NaOH溶液,恰好為中性時,消耗NaOH溶液的體積相等D.分別向1 mL pH=3的鹽酸和pH=3的CH3COOH溶液中加入少量CH

17、3COONa固體,兩溶液的pH均增大答案 D 解析 氨水抑制水的電離,pH=11的氨水中水電離產(chǎn)生的c(OH-)為110-11 molL-1,碳酸鈉促進水的電離,pH=11的Na2CO3溶液中由水電離產(chǎn)生的c(OH-)為110-3 molL-1,A錯誤;加水稀釋促進一水合氨的電離,氨水中氫氧根離子的物質(zhì)的量會增大,所以把100 mL pH=11的氨水加水稀釋至1 L,所得溶液pH大于10,B錯誤;向等體積的0.1 molL-1 HCl溶液和0.1 molL-1 CH3COOH溶液中加入等濃度的NaOH溶液,恰好中和時分別生成NaCl和醋酸鈉,NaCl溶液顯中性,醋酸鈉溶液顯堿性,若要使含醋酸鈉的溶液顯中性,則要減少氫氧化鈉的加入量,所以二者消耗的氫氧化鈉溶液的體積不同,C錯誤;向1 mL pH=3的鹽酸中加醋酸鈉,鹽酸與醋酸鈉反應(yīng)生成弱酸醋酸,溶液的pH會增大,在醋酸溶液中加醋酸鈉,醋酸鈉電離的醋酸根離子能抑制醋酸的電離,溶液的pH增大,D正確。深度指津 (1)在做關(guān)于溶液pH計算的題目時,要抓住“問題的主要方面”。溶液顯酸性用溶液中的c(H+)來計算;溶液顯堿性先求溶液中的c(OH-)