第2講-水的電離及溶液PH(水溶液中的離子反應與平衡)

專題二水電離及溶液PH知識點一水的離子積常數Kw＝c(H＋)·c(OH－)，只與溫度有關，T↑，Kw↑,該公式不僅適用于純水，也適用于所有的稀溶液。（1）升高溫度：Kw_增大_,pH_減小_，溶液仍為__中性__（2）外加酸堿，平衡___逆__向移動，水電離被__抑制__（3）外加“弱鹽”，平衡__正___向移動，水電離被_促進___?？碱}之求解水電離出的c(H＋)或c(OH－)。①PH=2的HCl/HCA中首先酸抑制水的電離，根據Kw＝c(H＋)·c(OH－)，c(H＋)=10-2，所以c(OH－)=10-12，這個濃度既是溶液中的氫氧根濃度，也是水電離出的氫氧根濃度，再根據水電離出的c(H＋)=c(OH－)，所以水電離出的c(H＋)=10-12②PH=12的NaOH/氨水中首先堿抑制水的電離，根據PH=12,所以c(H＋)=10-12，這個濃度既是溶液中的氫離子濃度，也是水電離出的氫離子濃度，再根據水電離出的c(H＋)=c(OH－)，所以水電離出的c(OH－)=10-12③PH=2的NH4Cl中首先NH4+水解，弱離子水解將會促進水的電離。在常溫下純水的電離因為為c(H＋)=c(OH－)=10-7，但是現在c(H＋)=10-2，是因為NH4+水解消耗了氫氧根，所以水不斷電離。即這個時候水電離的c(H＋)=c(OH－)=10-2④PH=12CH3COONa中首先CH3COO-水解，弱離子水解將會促進水的電離。在常溫下純水的電離因為為c(H＋)=c(OH－)=10-7，但是現在c(H＋)=10-2，是因為CH3COO-水解消耗了氫離子，所以水不斷電離。即這個時候水電離的c(H＋)=c(OH－)=10-2⑤酸式鹽NaHCO3溶液，因為其電離程度小于水解程度，即可以忽略電離造成的抑制作用，直接將它當做弱鹽對待，其對水的電離起到促進作用，分析如同③/④。⑥酸式鹽NaHSO3溶液，因為其電離程度大于水解程度，即可以忽略水解對水電離起促進作用，直接將它當做弱酸對待，其對水的電離起到抑制作用,分析如同①/②?！玖ⅠR見效】1.100mLpH=10.00的Na2CO3溶液中水電離出H+的物質的量為1.0×10-5mol（√）2.隨溫度升高，Kw增大，CH3COONa溶液中c(OH-)減小，c(H+)增大，pH減?。ā粒?.向10mL1mol·L-1的HCOOH溶液中不斷滴加1mol·L-1的NaOH溶液，并一直保持常溫，所加堿的體積與-lgc水(H+)的關系如圖所示。c水(H+)為溶液中水電離出的c(H+)。從a點到b點，水的電離程度先增大后減?。ā蹋?.常溫下向20mL均為0.1mol/L的HCl、CH3COOH混合液中滴加0.1mol/L的氨水，測得混合液的導電能力與加入的氨水溶液的體積(V)關系如圖所示b→d過程溶液中水的電離程度：先增大后減?。ā蹋?.室溫下，向20.00mL0.10mol·L﹣1HX溶液中逐滴滴加0.10mol·L﹣1NaOH溶液，溶液pH隨變化關系如圖所示，已知。如圖所示各點對應溶液中水的電離程度：a>c（×）6.常溫下，用如圖1所示裝置，分別向溶液和溶液中逐滴滴加的稀鹽酸，用壓強傳感器測得壓強隨鹽酸體積的變化曲線如圖2所示。a、d兩點水的電離程度：a>d（√）7.已知：常溫下，的，；某二元酸及其鈉鹽的溶液中，、、分別所占的物質的量分數(α)隨溶液pH變化關系如圖所示。下列敘述錯誤的是等體積等濃度的NaOH溶液與H2R溶液混合，所得溶液中水的電離程度比純水小（√）8.將鹽酸和溶液混合后，用溶液滴定，滴定過程中溶液隨加入溶液體積變化如圖。[，忽略溶液混合過程中體積變化。、、三點的溶液中水電離程度依次增大（√）9.化學中常用AG表示溶液的酸度[]。室溫下，向20.00mL0.1000mol?L-1的氨水中滴加未知濃度的稀硫酸溶液，混合溶液的溫度與酸度AG隨加入稀硫酸體積的變化如圖所示。a、b、c三點對應的溶液中，水的電離程度大小關系：c>b>a（√）10.電位滴定是利用溶液電位突變指示終點的滴定法。常溫下，用cmol·L?1HCl標準溶液測定VmL某生活用品中Na2CO3的含量(假設其它物質均不反應，且不含碳、鈉元素)，得到滴定過程中溶液電位與V(HCl)的關系如圖所示。已知：兩個滴定終點時消耗鹽酸的體積差可計算出Na2CO3的量。水的電離程度：a>b>d>c（×）11.常溫下用0.2mol·L-1NaOH溶液分別滴定0.2mol·L-1一元酸HA和HB，混合溶液的pH與離子濃度變化的關系如圖所示。相同條件下對水的電離影響程度：NaA>NaB（√）12.（2021·遼寧丹東市·高三二模）25℃時，向20mL0.1mol/LHAuCl4(四氯合金酸)溶液中滴加0.1mol/LNaOH溶液，滴定曲線如圖1所示，含氯微粒的物質的量分數(δ)隨pH變化關系如圖2所示，a、b、c、d四點對應溶液中，c點溶液中水的電離程度最大（×）知識點二溶液的酸堿性與PH1）規(guī)律總結：25℃，pH強酸＋pH強堿＝14，等體積混合時，pH混＝7。25℃，pH強酸＋pH強堿>14，等體積混合時，pH混>7。25℃，pH強酸＋pH強堿<14，等體積混合時，pH混<7。兩強酸PH相差大于等于2，等體積混合時，PH的PH小+0.3兩強堿PH相差大于等于2，等體積混合時，PH的PH大-0.3溶液酸堿判斷與測定①酸堿指示劑法(只能測定溶液的pH范圍)。指示劑變色范圍(顏色與pH的關系)石蕊<5.0紅色5.0～8.0紫色>8.0藍色酚酞<8.2無色8.2～10.0粉紅色>10.0紅色甲基橙<3.1紅色3.1～4.4橙色>4.4黃色②利用pH試紙測定，使用時的正確操作為將pH試紙放在表面皿上，用干燥潔凈的玻璃棒蘸取溶液點在試紙上，當試紙顏色變化穩(wěn)定后迅速與標準比色卡對照，讀出pH。③利用pH計測定，pH計可精確測定試液的pH(讀至小數點后2位)。【立馬見效】1.pH＝13的強堿溶液與pH＝2的強酸溶液混合，所得混合液的pH＝11，則強堿與強酸的體積比是()A.11∶1B.9∶1C.1∶11D.1∶9答案D2.室溫下，將0.1mol·L－1HCl溶液和0.06mol·L－1的Ba(OH)2溶液等體積混合后，則該溶液的pH是()A.1.7B.12.3C.12D.1答案C3.25℃時，若pH＝a的10體積某強酸溶液與pH＝b的1體積某強堿溶液混合后溶液呈中性，則混合之前該強酸的pH與強堿的pH之間應滿足的關系()A.a＋b＝14 B.a＋b＝13C.a＋b＝15 D.a＋b＝7答案C4.該溫度下，將pH＝11的苛性鈉溶液V1L與pH＝1的稀硫酸V2L混合(設混合后溶液的體積為原兩溶液體積之和)，所得混合溶液的pH＝2，則V1∶V2＝。答案：9∶115.在常溫下，將pH＝8的NaOH溶液與pH＝10的NaOH溶液等體積混合后，溶液的pH最接近于(lg2＝0.30)()A.8.3B.8.7C.9D.9.7答案D6在25℃時，關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的鹽酸溶液稀釋1000倍，溶液的pH＝8C.pH＝2的H2SO4與pH＝12的NaOH溶液等體積混合，混合液pH＝7D.pH＝12的NH3·H2O與pH＝2的HCl溶液等體積混合，混合液pH＝7答案C7.有一學生在實驗室測某溶液的pH。實驗時，他先用蒸餾水潤濕pH試紙，然后用潔凈干燥的玻璃棒蘸取試樣進行檢測。(1)該學生的操作是(填“正確的”或“不正確的”)，其理由是。(2)如不正確，請分析是否一定有誤差。(3)若用此法分別測定[H＋]相等的鹽酸和醋酸溶液的pH，誤差較大的是，原因是。答案(1)不正確的該學生測得的pH是稀釋后溶液的pH(2)不一定有誤差，當溶液為中性時則不產生誤差(3)鹽酸因為