第33讲 水的电离和溶液的酸碱性-【高效备考】2024年高考化学一轮复习讲义+分层练习

第33讲 水的电离和溶液的酸碱性 任务目标 1.了解水的电离、离子积常数(Kw)。 2.了解溶液pH的含义及其测定方法，能进行pH的简单计算。 3. 强酸(碱)与弱酸(碱)的比较 考点一 水的电离必备知识 1．水的电离 水是极弱的电解质，其电离方程式为 H2O＋H2OH3O＋＋OH－， 通常可简写为H2OH＋＋OH－ 2．水的离子积常数 (1)表达式：KW＝c(H＋)·c(OH)－。 (2)室温下：KW＝1×10－14。纯水中c(H＋)＝c(OH－)＝10－7mol·L－1 (3)影响因素：只与温度有关，升高温度，KW增大。 (4)适用范围：KW不仅适用于纯水，，也适用于稀的电解质水溶液。 (5)意义：KW揭示了在任何水溶液中均存在H＋和OH－，只要温度不变，KW不变。 3．水的电离平衡移动的影响因素 (1)温度：温度升高，KW变大，水的电离平衡右移。 (2)加入酸或碱，可抑制水的电离(相当于“同离子效应”)。如在水中加入盐酸、氢氧化钠等，可使水的电离程度变小，但不影响KW的大小。 (3)加入可水解的盐，可促进水的电离(相当于“离子反应效应”)。如在水中加入醋酸钠、氯化铵、碳酸钠等，可使水的电离程度变大，但不影响KW的大小。 (4)加入强酸的酸式盐(如NaHSO4)，相当于加入酸，抑制水的电离；加入弱酸的酸式盐，对水的电离是促进还是抵制，则要看弱酸酸式酸根离子的水解程度大还是电离程度大。 特别提醒： (1)水的离子积常数KW＝c(H＋)·c(OH－)，不仅适用于纯水，也适用于一切酸、碱、盐的稀溶液。 (2)水的离子积常数说明在任何水溶液中均存在水的电离平衡，都有H＋和OH－存在。 (3)在不同溶液中，c(H＋)、c(OH－)可能不同，但任何溶液中由水电离产生的c(H＋)、c(OH－)总是相等的。在KW的表达式中，c(H＋)、c(OH－)均表示整个溶液中H＋、OH－总的物质的量浓度而不是单指由水电离出的c(H＋)、c(OH－)。 要点突破 1．25℃时，下列溶液中水的电离程度最小的是(     ) A．0.01 mol/L盐酸 B．0.01 mol/L Na2CO3溶液 C．pH=4的NaHSO4溶液 D．pH=11的氨水 2．水的电离过程为，在和时其离子积分别为、下列说法正确的是 A．水的电离过程是吸热过程 B．随着温度升高而降低 C．水的电离度 D．在250C时，纯水中 3．25 ℃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 考点二 溶液的酸碱性与pH必备知识 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： 溶液 c(H＋)、c(OH－)大小比较 室温/25 ℃ 数值 pH 中性溶液 c(H＋)＝c(OH－) c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－7 mol·L－1 ＝7 酸性溶液 c(H＋)>c(OH－) c(H＋)>1×10－7 mol·L－1 <7 碱性溶液 c(H＋)<c(OH－) c(H＋)<1×10－7 mol·L－1 >7 2．pH (1)定义式：pH＝－lgc(H＋) (2)溶液的酸碱性与pH的关系： 室温下： (3)适用范围：pH＝0～14。 (4)pH试纸的使用。 把小片试纸放在表面皿上，用玻璃棒蘸取待测液点在干燥的pH试纸上，试纸变色后，与标准的色卡对比即可确定溶液的pH。 特别提醒： pH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。广泛pH试纸只能测出整数值(不精确)。 3．常用酸碱指示剂及其变色范围 指示剂 变色范围(pH) 石蕊 <5.0红色 5.0～8.0紫色 >8.0蓝色 甲基橙 <3.1红色 3.1～4.4橙色 >4.4黄色 酚酞 <8.2无色 8.2～10.0浅红色 >10.0红色 要点突破 1．在25 ℃时，某稀溶液中由水电离产生的H＋浓度为1.0×10－13mol/L，下列有关该溶液的叙述正确的是 A．该溶液一定呈碱性 B．该溶液可能呈酸性 C．该溶液的pH一定是1 D．该溶液的pH不可能为13 2．100 ℃时向pH＝6的蒸馏水中加入NaHSO4晶体，保持温度不变，测得溶液的pH＝2，下列叙述不正确的是(　　) A．此时水的离子积Kw＝1.0×10－12 B．溶液中水电离出的c(H＋)＝1.0×10－10mol·L－1 C．c(H＋)<c(SO4