专题十四 水的离子积和溶液的pH（讲义）-《无机化学》(化工社）专题复习讲练测

专题14 水的离子积和溶液的pH（讲义）-《无机化学》化工社-专题复习讲练测 一、考纲解读 1.掌握水的离子积常数（Kw）的概念，明确 Kw = c (H⁺)・c (OH⁻)，并能在给定温度条件下计算出 Kw 的值。 2.理解溶液酸碱性的本质是由溶液中氢离子（H⁺）和氢氧根离子（OH⁻）的相对浓度大小决定的，能准确判断不同浓度的氢离子和氢氧根离子的溶液的酸碱性。 3.了解 pH 试纸的构造和工作原理，知道 pH 试纸中含有多种酸碱指示剂，这些指示剂在不同氢离子浓度下呈现不同颜色。 二、知识点梳理 一、水的离子积 纯水是一种极弱的电解质，在水中存在着下列电离平衡： 其平衡常数 根据实验测定，在 298K 时，1L 纯水中仅有 10-mol水分子电离，所以 H+和OH-浓度均为1.0X10-7mol/L。所以 表 7-4 列出了不同温度下水的离子积常数。由表可知:温度不同，水的离子积不同。常温时，我们可以认为 Kw=1.0X10-14 二、溶液的酸碱性 任何物质的水溶液，都同时含有 H+和 OH-，溶液的酸碱性，主要是由溶液中的c(H+)和c(OH-) 的相对大小来决定。水的酸碱性和c(H+)及c(OH-) 的关系归纳如图 7-5 所示。 溶液中c(H+) 越大，表示溶液的酸性越强;c(OH-)越大，表示溶液的碱性越强。 实际中我们把溶液中 H+浓度 c(H+)的负对数叫做 pH。即 则溶液的酸碱性与 pH的关系如图 7-6 所示。 pH 的范围为 0~14。若超出此范围，溶液的酸碱性可以直接用 c(H+) 或c(OH-)表示。 水溶液的酸碱性强弱和 pH 的关系如图 7-7 所示，在此范围内，pH 越小，表明溶液的酸性越强，碱性越弱;pH 越大，表明溶液的碱性越强，酸性越弱。 三、溶液 pH 的测定 1.溶液 pH 的粗略测定 pH 是反应溶液酸碱性的一个重要参数。在生产实际中，有时只需要知道溶液 pH 的大致范围，以便及时调节和控制，这时可选用酸碱指示剂进行测定。酸碱指示剂在不同的 pH 溶液中能显示不同的颜色，可以根据它们在某溶液中显示的颜色来粗略判断溶液的pH。指示剂发生颜色变化的 pH 范围叫做指示剂的变色范围。常见指示剂的变色范围列于表 7-5。 要比较精确地测定溶液的 pH，可采用 pH 试纸。pH 试纸和标准比色卡见图 7-8。pH试纸是用多种酸碱指示剂的混合溶液浸制而成，它能在不同的 pH 时显示不同的颜色。测定时只需将待测溶液滴在此试纸上，然后把试纸显示的颜色与标准比色板对照，从而迅速的确定溶液的 pH。由于 pH 试纸使用简单、方便，所以广泛地用于各种生产和科学研究之中。 2.溶液 pH的准确测定 准确测定溶液的 pH，可以使用各种类型的酸度计。如图 7-9 所示。 三、真题练讲 1.(2021年湖南省统一考试)25℃时，水的电离达到平衡：H2OH++OH-，△H＞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，Kw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，Kw不变，pH不变 【答案】B 【解析】A．向水中加入稀氨水，一水合氨电离产生OH-使溶液中c(OH-)增大，导致水的电离平衡逆向移动，但平衡移动是微弱的，最终达到平衡时溶液c(OH-)增大，A错误； B．硫酸氢钠是强酸的酸式盐，完全电离产生H+，使溶液中c(H+)增大，但由于溶液的温度不变，故水的离子积常数Kw不变，B正确； C．向水中加入少量固体CH3COONa，CH3COO-消耗水电离产生的H+，使水的电离平衡正向移动，最终达到平衡时，溶液中c(H+)降低，C错误； D．将水加热，水的电离平衡正向移动，c(H+)、c(OH-)都增大，因而Kw增大，pH减小，D错误； 故合理选项是B。 2.(2021年河南省统一考试)浓度均为0.1mol/L的NaOH溶液与氨水相比较，下列结论正确的是(　 　) A．中和HCl的物质的量相同 B．两溶液中所含的OH－数目相同 C．NaOH溶液中c(H+)小 D．氨水中c(OH－)大 【答案】C 【解析】A．两溶液的浓度虽然相等，但体积不确定，因此溶液中溶质的物质的量是不确定的，物质的反应是以物质的量为标准进行计算的，因此中和HCl的量是不确定的，故A错误； B．因为题意中只是知道两溶液的浓度，不知道溶液的体积，故无法确定溶液中溶质的物质的量，则两溶液中所含的OH－的物质的量不确定，离子的数目也不确定，故B错误； C．NaOH溶液与氨水的浓度均为0.1mol/L，氢氧化钠是强电解完全电离，一水合氨是弱电解质部分电离，因此氢氧化钠溶液中的氢氧根离子的浓度比氨水中的大，根据水的离子积常数，一定温度下，Kw＝c（H＋）•c（OH-），c（OH-）越大，c（H＋）越小，故NaOH溶液中c(H＋)浓度小，故C正确； D．根据对C的分析，氢氧化钠溶液中c(OH－)大，氨水溶液中c(OH－)小，故D错误。 故答案选C。 3.(2021年浙江省统一考试)常温下，分别向体积相同、浓度均为1 mol·L－1的HA、HB两种酸溶液中不断加水稀释，酸溶液的pH与酸溶液浓度的对数(lg c)间的关系如图。下列对该过程相关分析正确的是(　　) A．HB的电离常数(Ka)数量级为10－3 B．其钠盐的水解常数(Kh)大小关系是：NaB>NaA C．a、b两点溶液中，水的电离程度：b<a D．当lg c＝－7时，两种酸溶液均有pH＝7 【答案】B 【解析】　由图可知，b点时HB溶液中c＝10－3 mol·L－1，溶液中c(H＋)＝10－6 mol·L－1，c(B－)＝10－6 mol·L－1，则HB的电离常数Ka＝＝10－9，故A错误；同理，HA的电离常数Ka＝＝10－5＞HB的电离常数，则HB的酸性弱于HA，酸越弱对应的盐水解能力越强，水解程度越大，钠盐的水解常数越大，故B正确；a、b两点溶液中，a点酸性强，抑制水的电离程度大，水的电离程度：b＞a，故C错误；当lg c＝－7时，HB中c(H＋)＝ mol·L－1＝10－1 mol·L－1，HA中c(H＋)＝ mol·L－1＝10 mol·L－1，pH均不为7，故D错误。 4.(2020年浙江省统一考试)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 【答案】B 【解析】25℃时，溶液中，由水电离产生的c(H+)水为10-13mol/L，则由水电离产生的c(OH-)水也为10-13mol/L；若溶液呈强酸性，根据Kw=c(H+)∙c(OH-)水，可知溶液中c(H+)为10-1mol/L，由于c(H+)水与c(H+)相比，可以忽略不计，故该酸性溶液pH为1；若溶液呈强碱性，则溶液中H+仅来自于水的电离，c(H+)=c(H+)水=10-1mol/L，根据Kw=c(H+)∙c(OH-)，可知溶液中c(OH-)为10-1mol/L，故该碱性溶液pH为13；综上所述，该溶液可能是酸性，也可能是碱性，pH可能为1，也可能为13；故B正确，答案为B。 5.(2019年河北省统一考试)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 【答案】A 【解析】　H2SO4与Ba(OH)2抑制水的电离，Na2S与NH4NO3促进水的电离。25 ℃时，pH＝0的H2SO4溶液中：c(H2O)电离＝c(OH－)＝ mol·L－1＝10－14 mol·L－1；0.05 mol·L－1的Ba(OH)2溶液中：c(H2O)电离＝c(H＋)＝ mol·L－1＝10－13 mol·L－1；pH＝10的Na2S溶液中： c(H2O)电离＝c(OH－)＝10－4 mol·L－1；pH＝5的NH4NO3的溶液中：c(H2O)电离＝c(H＋)＝10－5mol· L－1。它们的物质的量之比为10－14∶10－13∶10－4∶10－5＝1∶10∶1010∶109，故A正确。 四、限时练讲 1．最近《科学》杂志评出“十大科技突破”，其中“火星上‘找’到水的影子”名列第一。下列关于水的说法中正确的是（ ） A．水的离子积不仅只适用于纯水，升高温度一定使水的离子积增大 B．水的电离和电解都需要电，常温下都是非自发过程 C．水中氢键的存在既增强了水分子的稳定性，也增大了水的沸点 D．加入电解质一定会破坏水的电离平衡，其中酸和碱通常都会抑制水的电离 【答案】A 【解析】A．水的离子积不仅只适用于纯水，也适应于水溶液，因为水的电离是吸热的，所以升高温度，水电离平衡正向移动，一定使水的离子积增大，故正确； B．水的电离不需要电，常温下是自发过程，故错误； C．水中氢键存在于分子之间，不影响水分子的稳定性，氢键增大了水的沸点，故错误； D．加入电解质不一定会破坏水的电离平衡，如强酸强碱盐不会影响水的电离平衡，故错误。 故选A。 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 【答案】A 【解析】水中存在电离平衡，电离过程是吸热过程，温度升高促进电离，氢离子浓度和氢氧根离子浓度增大；水中氢离子浓度始终等于氢氧根离子浓度，水是中性。 A．分析不同温度下其平衡常数，K(25℃)=1.0×l0-14，K(35℃)=2.1×l0-14，温度升高平衡常数增大，则水的电离是吸热过程，故A正确； B．温度升高促进水的电离，氢离子浓度增大，故B错误； C．升温促进水的电离程度，水的电离度，故C错误； D．在35℃时水电离出的氢离子浓度和氢氧根离子浓度比25°C大，但氢离子浓度和氢氧根离子浓度是相同的，水仍是中性，故D错误。 答案选A。 3．25℃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 【答案】A 【解析】A. 0.01 mol/L盐酸中氢离子浓度是0.01mol/L，抑制水的电离； B. 0.01 mol/L Na2CO3溶液中碳酸根水解，促进水的电离； C. pH=4的NaHSO4溶液中溶质电离出氢离子，抑制水的电离，其中氢离子浓度是10－4mol/L； D. pH=11的氨水中一水合氨电离出氢氧根，抑制水的电离，其中氢氧根离子浓度是10－3mol/L； 综上所述，对水的电离的抑制作用最大的是0.01 mol/L盐酸，因此，水的电离程度最小的是0.01 mol/L盐酸，答案选A。 4．常温下将NaOH溶液添加到己二酸(H2X)溶液中，混合溶液的pH与离子浓度变化的关系如图所示。下列叙述错误的是 (　　) A．Ka2(H2X)的数量级为10－6 B．曲线N表示pH与lg的变化关系 C．NaHX溶液中c(H＋)>c(OH－) D．当混合溶液呈中性时，c(Na＋)>c(HX－)>c(X2－)>c(OH－)＝c(H＋) 【答案】D 【解析】　H2X的电离方程式为H2XH＋＋HX－，HX－H＋＋X2－。当＝＝1时，即横坐标为0.0时，Ka1＝c(H＋)，Ka2＝c′(H＋)，因为Ka1>Ka2，故c(H＋)>c′(H＋)，即pH<pH′，结合图象知，曲线N代表第一步电离，曲线M代表第二步电离。Ka2≈10－5.4，A项正确；由上述分析知，B项正确；选择曲线M分析，当NaHX、Na2X浓度相等时，溶液pH约为5.4，溶液呈酸性，所以，NaHX溶液中c(H＋)>c(OH－)，C项正确；电荷守恒式为c(Na＋)＋c(H＋)＝c(H－)＋c(HX－)＋2c(X2－)，中性溶液中存在c(H＋)＝c(OH－)，故有c(Na＋)＝c(HX－)＋2c(x2－)，假设c(HX－)＝c(X2－)或c(HX－)>c(X2－)(见C项分析)，则溶液一定呈酸性，故中性溶液中c(HX－)<c(X2－)，D项错误。 5．常温下，向50 mL溶有0.1 mol Cl2的氯水中滴加2 mol·L－1的NaOH溶液，得到溶液pH随所加NaOH溶液体积的变化图像如图所示。下列说法正确的是 (　　) A．若a点pH＝4，且c(Cl－)＝m·c(ClO－)，则Ka(HClO)＝ B．若x＝100，b点对应溶液中：c(OH－)>c(H＋)，可用pH试纸测定其pH C．若y＝200，c点对应溶液中：c(OH－)－c(H＋)＝2c(Cl－)＋c(HClO) D．b～c段，随NaOH溶液的滴入，逐渐增大 【答案】C 【解析】本题通过Cl2与NaOH反应的相关图像分析，考查电离平衡、盐类水解及微粒浓度关系等。pH＝4时，c(H＋)＝10－4mol·L－1，设c(ClO－)＝a mol·L－1，则c(Cl－)＝ma mol·L－1，根据得失电子守恒知c(HClO)＝(ma－a)mol·L－1，故Ka(HClO)＝＝＝，A项错误。Cl2与NaOH反应生成的NaClO具有漂白性，故不能用pH试纸测定反应后溶液的pH，B项错误。y＝200时，NaOH过量，Cl2全部参与反应，生成等物质的量的NaClO和NaCl，ClO－部分水解：ClO－＋H2OHClO＋OH－，故c点对应溶液中：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(Cl－)＋c(ClO－)②，根据物料守恒有：c(Na＋)＝2[c(ClO－)＋c(Cl－)＋c(HClO)]③，联立①②③可得c(OH－)－c(H＋)＝2c(Cl－)＋c(HClO)，C项正确。b～c段，随着NaOH溶液的滴入，c(HClO)逐渐减小，c(ClO－)逐渐增大，故逐渐减小，D项错误。 6．改变0.1mol·L－1二元弱酸H2A溶液的pH，溶液中的H2A、HA－、A2－的物质的量分数δ(X)随pH的变化如图所示[已知δ(X)＝]。下列叙述错误的是 (　　) A．pH＝1.2时， c(H2A)＝c(HA－) B．lg[K2(H2A)]＝－4.2 C．pH＝2.7时，c(HA－)>c(H2A)＝c(A2－) D．pH＝4.2时，c(HA－)＝c(A2－)＝c(H＋) 【答案】D 【解析】　本题考查水溶液中的离子平衡。解答本题的关键是明确δ(X)与溶液pH的对应关系，以及H2A、HA－、A2－的浓度与pH的大小关系。从图象中可以看出pH＝1.2时，δ(H2A)＝δ(HA－)，则c(H2A)＝c(HA－)，A项正确；根据HA－H＋＋A2－，可确定K2(H2A)＝，从图象中可以看出pH＝4.2时，δ(HA－)＝δ(A2－)，则c(HA－)＝c(A2－)，即lg[K2(H2A)]＝lgc(H＋)＝－4.2，B项正确；从图象中可以看出pH＝2.7时，δ(HA－)>δ(H2A)＝δ(A2－)，则c(HA－)>c(H2A)＝c(A2－)，C项正确；从图象中可以看出pH＝4.2时，δ(HA－)＝δ(A2－)，则c(HA－)＝c(A2－)≈0.05 mol·L－1，而c(H＋)＝10－4.2mol·L－1，D项错误。 7．在两个密闭的锥形瓶中，0.05 g形状相同的镁条(过量)分别与2 mL 2 mol·L－1的盐酸和醋酸反应，测得容器内压强随时间的变化曲线如图。下列说法正确的是(　　) A．①代表的是盐酸与镁条反应时容器内压强随时间的变化曲线 B．任意相同时间段内，盐酸与Mg反应的化学反应速率均快于醋酸与Mg反应的化学反应速率 C．反应中醋酸的电离被促进，两种溶液最终产生的氢气总量基本相等 D．1 mol·L－1 NaOH溶液完全中和上述两种酸溶液，盐酸消耗NaOH溶液的体积更大 【答案】C 【解析】　　2 mL 2 mol·L－1的盐酸和醋酸，盐酸中c(H＋)大，与镁条反应的速率快，相同时间内产生的氢气多，容器内压强大，反应先结束，故②代表的是盐酸与镁条反应时容器内压强随时间的变化曲线，故A错误；从图像可以看出，100 s后，醋酸与镁的反应速率更大，此时盐酸与镁已接近反应结束，c(H＋)较小，反应速率较小，故B错误；由于盐酸和醋酸的浓度和体积均相同，则二者物质的量相同，故反应结束时，产生的氢气总量基本相等，用1 mol·L－1 NaOH溶液完全中和上述两种酸溶液时，盐酸与醋酸消耗NaOH溶液的体积相等，故C正确、D错误。 8．关于室温下pH相同、体积相同的氨水与氢氧化钠两种稀溶液，下列叙述正确的是(　　) A．氨水中的c(NH)与NaOH溶液中的c(Na＋)相同 B．温度均升高20 ℃(不考虑挥发)，两溶液的pH均不变 C．加水稀释相同的倍数后，两种溶液的pH相同 D．与等物质的量浓度的盐酸反应，恰好中和时所消耗的盐酸的体积相同 【答案】A 【解析】　温度升高20 ℃，促进NH3·H2ONH＋OH－正向移动，c(OH－)增大，pH增大，NaOH溶液pH不变，故B错误；pH相同的氨水与NaOH两种稀溶液，加水稀释相同的倍数后，促进NH3·H2O的电离，所以氨水中c(OH－)大，两种溶液的pH不相同，故C错误；pH相同、体积相同，与等物质的量浓度的盐酸反应，氨水所消耗的盐酸的体积大，故D错误。 9.已知水在25 ℃和95 ℃时，其电离平衡曲线如图所示： (1)25 ℃时，将pH＝9的NaOH溶液与pH＝4的硫酸溶液混合，所得混合溶液的pH＝7，则NaOH溶液与硫酸溶液的体积比为__________。 (2)95 ℃时，若100体积pH＝a的某强酸溶液与1体积pH＝b的某强碱溶液混合后溶液呈中性，则a与b之间应满足的关系是__________。 (3)曲线A所对应的温度下，pH＝2的HCl溶液和pH＝11的某BOH溶液中，若水的电离程度分别用α1、α2表示，则α1__________α2(填“大于”“小于”“等于”或“无法确定”)。 (4)曲线B对应的温度下，将0.02 mol·L－1 Ba(OH)2溶液与等物质的量浓度的NaHSO4溶液等体积混合后，混合溶液的pH＝________。 【答案】　(1)10∶1　(2)a＋b＝14　(3)小于　(4)10 【解析】　(1)25 ℃时，pH＝9的NaOH溶液，c(OH－)＝10－5 mol·L－1；pH＝4的H2SO4溶液， c(H＋)＝10－4 mol·L－1；若所得混合溶液的pH＝7，则c(OH－)·V(NaOH)＝c(H＋)·V(H2SO4)。故NaOH溶液与H2SO4溶液的体积比为V(NaOH)∶V(H2SO4)＝c(H＋)∶c(OH－)＝10∶1。 (2)95 ℃时，水的离子积常数Kw＝10－12。100体积pH＝a的某强酸溶液中n(H＋)＝100× 10－a mol＝102－a mol,1体积pH＝b的某强碱溶液中n(OH－)＝＝10b－12 mol。混合后溶液呈中性，102－a mol＝10b－12 mol,2－a＝b－12，所以a＋b＝14。 (3)曲线A所对应的温度是25 ℃，pH＝2的HCl溶液，c水(H＋)＝10－12 mol·L－1；pH＝11的某BOH溶液中，c水(H＋)＝10－11 mol·L－1；水电离产生的H＋的浓度越大，水的电离程度就越大，则α1<α2。 (4)混合溶液中c(OH－)＝＝0.01 mol·L－1。由于该温度下水的离子积常数Kw＝10－12，所以c(H＋)＝10－10 mol·L－1，所得混合液的pH＝10。 10.下表是不同温度下水的离子积常数： 温度/℃ 25 t1 t2 水的离子积常数 1×10－14 a 1×10－12 试回答以下问题： (1)若25<t1<t2，则a____________1×10－14(填“>”“<”或“＝”)，作此判断的理由是____________________________________。 (2)25 ℃时，某Na2SO4溶液c(SO)＝5×10－4 mol·L－1，取该溶液1 mL加水稀释至10 mL，则稀释后溶液中c(Na＋)∶c(OH－)＝____________。 (3)t2 ℃时，将pH＝11的苛性钠溶液V1 L与pH＝1的稀硫酸V2L混合(设混合后溶液的体积为原两溶液体积之和)，所得混合溶液的pH＝2，则V1∶V2＝________。此溶液中各种离子的浓度由大到小的顺序是__________________________。 【答案】(1)>　水的电离是吸热过程，温度升高，水的电离程度增大，所以水的离子积增大　(2)1 000∶1 (3)9∶11　c(Na＋)>c(SO)>c(H＋)>c(OH－) 【解析】(1)25<t1<t2时，温度升高，促进水的电离，c(H＋)＝c(OH－)>1×10－7 mol·L－1，所以Kw>1×10－14。 (2)Na2SO4溶液中c(Na＋)＝2×5×10－4 mol·L－1＝1×10－3 mol·L－1，稀释10倍后，c(Na＋)＝1.0×10－4 mol·L－1，此时溶液为中性，c(OH－)＝1.0×10－7 mol·L－1，所以c(Na＋)∶c(OH－)＝(1.0×10－4 mol·L－1)∶(1.0×10－7 mol·L－1)＝1 000∶1。 (3)根据酸、碱中和原理及pH计算式： mol·L－1＝10－2 mol·L－1，解得V1∶V2＝9∶11，根据Na2SO4的化学式组成及反应后溶液呈酸性，推知该溶液中各种离子浓度由大到小的顺序为c(Na＋)>c(SO)>c(H＋)>c(OH－)。 五、学法建议 重点复习知识点： 1.水是一种极弱的电解质，能发生微弱的电离：H₂O⇌H⁺ + OH⁻。在一定温度下，水中氢离子浓度（c (H⁺)）与氢氧根离子浓度（c (OH⁻)）的乘积是一个常数，即水的离子积常数 Kw = c (H⁺)・c (OH⁻)。 2.溶液的酸碱性取决于溶液中氢离子（H⁺）和氢氧根离子（OH⁻）的相对大小。当 c (H⁺)>c (OH⁻) 时，溶液呈酸性；当 c (H⁺)=c (OH⁻) 时，溶液呈中性；当 c (H⁺)<c (OH⁻) 时，溶液呈碱性。 3.pH 计是能够准确测量溶液 pH 的仪器，主要由电极（玻璃电极和参比电极）和 pH 计主机组成。 4.pH 是用来表示溶液酸碱度的一种数值，pH = -lgc (H⁺)。pH<7 时溶液呈酸性，pH = 7 时溶液呈中性，pH>7 时溶液呈碱性。但要记住这是在常温（25℃）条件下，不同温度时，pH 与溶液酸碱性的对应关系会有所变化。 请同学们多结合实际操作，加深对理论知识的理解；操作需要反复练习，加深记忆；要注意安全，避免发生意外。 原创精品资源学科网独家享有版权，侵权必究！ 学科网（北京）股份有限公司 $$