蘇教化學(xué)選修四：專題3 第一單元 弱電解質(zhì)的電離平衡3 水的電離（學(xué)案） 含答案

學(xué)必求其心得，業(yè)必貴于專精學(xué)必求其心得，業(yè)必貴于專精學(xué)必求其心得，業(yè)必貴于專精高中化學(xué)水的電離【考點(diǎn)精講】1。水的電離水是一種極弱的電解質(zhì),電離方程式為H2O＋H2OH3O＋＋OH－或H2OH＋＋OH－2.水的離子積常數(shù)Kw＝c(H＋）·c(OH－)。（1）室溫下：Kw＝1.0×10－14.（2)影響因素：只與溫度有關(guān)，溫度升高，Kw增大.（3）適用范圍：Kw不僅適用于純水,也適用于稀的電解質(zhì)水溶液。(4）Kw揭示了在任何水溶液中均存在H＋和OH－，只要溫度不變，Kw不變。3.外界條件對(duì)水的電離平衡的影響體系變化條件平衡移動(dòng)方向Kw水的電離程度c（OH－)c（H＋)酸逆不變減小減小增大堿逆不變減小增大減小可水解的鹽Na2CO3正不變?cè)龃笤龃螅轀p小FeCl3正不變?cè)龃鬁p小增大溫度升溫正增大增大增大增大降溫逆減小減小減小減小其他：加入Na正不變?cè)龃笤龃鬁p小【典例精析】例題125℃時(shí)，相同物質(zhì)的量濃度的下列溶液：①NaCl②NaOH③H2SO4④（NH4）2SO4，其中水的電離程度按由大到小順序排列的一組是（)A。④〉③>②>① B。②>③〉①>④C。④〉①>②〉③ D。③〉②>①〉④思路導(dǎo)航:從四種物質(zhì)分析可知②NaOH、③H2SO4抑制水的電離，①NaCl不影響水的電離平衡，④（NH4)2SO4促進(jìn)水的電離（NHeq\o\al（＋,4)水解）,在②③中H2SO4為二元強(qiáng)酸,產(chǎn)生的c(H＋）大于NaOH產(chǎn)生的c（OH－），抑制程度更大，故順序?yàn)棰堋耽?gt;②>③（由大→小）.答案：C例題2下列操作會(huì)促進(jìn)H2O的電離,且使溶液pH>7的是（）A。將純水加熱到90B。向水中加少量NaOH溶液C.向水中加少量Na2CO3溶液D。向水中加少量FeCl3溶液思路導(dǎo)航:將純水加熱到90℃，水的電離程度增大，c（H＋）＝c（OH－）〉10－7mol·L－1，pH〈7，A錯(cuò);向水中加少量NaOH溶液，水中c（OH－）增大，pH〉7,但水的電離平衡向逆方向移動(dòng)，即水的電離受到抑制，B錯(cuò);向水中加少量Na2CO3溶液，COeq\o\al(2－，3)與H＋結(jié)合,水中c（H＋）減小，水的電離平衡向正方向移動(dòng)，c（OH－）增大,c(OH－）〉c(H＋），pH〉7，C對(duì);向水中加少量FeCl3溶液,Fe3＋與OH－結(jié)合為弱電解質(zhì)Fe(OH）3，水中c(OH－）減小，水的電離平衡向正方向移動(dòng),c（H＋）增大，c（H＋）〉c（OH－)，pH<7，D錯(cuò)。答案：C例題3求算下列溶液中H2O電離的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－)＝__________。思路導(dǎo)航:(1)pH＝2的H2SO4溶液中H＋來(lái)源有兩個(gè)：H2SO4的電離和H2O的電離，而OH－只來(lái)源于水。應(yīng)先求算c（OH－），即為水電離的c（H＋）或c（OH－）。c（H＋)＝10－2mol·L－1，則c（OH－）＝10－12mol·L－1，則水電離的c（H＋）＝c(OH－）＝10－12mol·L－1.（2）pH＝10的NaOH溶液中，OH－有兩個(gè)H2O的電離和NaOH的電離，H＋只來(lái)源于水。應(yīng)先求出c（H＋），即為水電離的c(OH－）或c（H＋)，c（OH－）＝10－4mol·L－1，c(H＋）＝10－10mol·L－1,則水電離的c（H＋)＝c（OH－）＝10－10mol·L－1。（3）水解的鹽,H＋或OH－均由水電離產(chǎn)生，水解顯酸性的鹽應(yīng)計(jì)算其c（H＋），水解顯堿性的鹽應(yīng)計(jì)算其c(OH－）。pH＝2的NH4Cl中由水電離產(chǎn)生的c（H＋)＝10－2mol·L－1。（4）pH＝10的Na2CO3溶液中由水電離產(chǎn)生的c(OH－）＝10－4mol·L－1.答案：（1)10－12mol·L－110－12mol·L－1(2）10－10mol·L－110－10mol·L－1（3）10－2mol·L－1（4）10－4mol·L－1【總結(jié)提升】（1）水的離子積常數(shù)Kw＝c（H＋）·c(OH－)，其實(shí)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(shuō)Kw是水的離子積常數(shù)，不如說(shuō)是水溶液中的H＋和OH－的離子積常數(shù)。即Kw不僅適用于水，還適用于酸性或堿性的稀溶液。不管哪種溶液均有c（H＋）H2O＝c（OH－）H2O。（2）水的離子積常數(shù)顯示了在任何水溶液中均存在水的電離平衡，都有H＋和OH－共存,只是相對(duì)含量不同而已.例題下列四種溶液中，室溫下由水電離生成的H＋濃度之比（①∶②∶③∶④)是（)①pH＝0的鹽酸 ②0。1mol·L－1的鹽酸③0.01mol·L－1的NaOH溶液 ④pH＝11的NaOH溶液A.1∶10∶100∶1000 B.0∶1∶12∶11C。14∶13∶12∶11 D。14∶13∶2∶3思路導(dǎo)航:①中c（H＋）＝1mol·L－1,由水電離出的c(H＋)與溶液中c(OH－）相等，等于1.0×10－14mol·L－1;②中c（H＋）＝0。1mol·L－1，由水電離出的c（H＋）＝1.0×10－13mol·L－1；③中c(OH－)＝1。0×10－2mol·L－1，由水電離出的c（H＋)與溶液中c(H＋)相等,等于1。0×10－12mol·L－1；④中c（OH－）＝1。0×10－3mol·L－1，同③所述由水電離出的c（H＋）＝1。0×10－11mol·L－1。即（1.0×10－14）∶（1。0×10－13）