课时2 水的电离和溶液的酸碱性
考点一水的电离
1．水的电离
水是极弱的电解质，水的电离方程式为H2O＋H2O ? H3O＋＋OH－或H2O ? H＋＋OH－。2．水的离子积常数
K W＝c(H＋)·c(OH－)。
(1)室温下：K W＝1×10－14。
(2)影响因素：只与温度有关，升高温度，K W增大。
(3)适用范围：K W不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质水溶液。
(4)K W揭示了在任何水溶液中均存在H＋和OH－，以及它们之间的定量关系。
3．影响水电离平衡的因素
(1)升高温度，水的电离程度增大，K W增大。
(2)加入酸或碱，水的电离程度减小，K W不变。
(3)加入可水解的盐(如FeCl3、Na2CO3)，水的电离程度增大，K W不变。
有关K W的两点理解
1．K W不仅适用于纯水，还适用于酸性或碱性的稀溶液。不管哪种溶液均有c(H＋)H2O＝c(OH－)H2O
如酸性溶液中：[c(H＋)酸＋c(H＋)H2O]·c(OH－)H2O＝K W
碱性溶液中：[c(OH－)碱＋c(OH－)H2O]·c(H＋)H2O＝K W
2．水的离子积常数表示在任何水溶液中均存在水的电离平衡，都有H＋和
OH－共存，只是相对含量不同而已。
探究思考
1．常温下，在pH＝2的盐酸中由水电离出来的c(H＋)与c(OH－)之间的关系是什么？2．对于平衡体系H2O H＋＋OH－完成表格
体系变化条件平衡移动方
向
K W
水的电离程
度
c(OH－) c(H＋)
酸碱
可水解的盐Na2CO3 NH4Cl
温度升温降温
其他：如加入Na
3.求算下列溶液中H2O电离出的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－)＝________。
【示例1】(2012·上海，7)水中加入下列溶液对水的电离平衡不产生影响的是( )。
A．NaHSO4溶液 B．KF溶液 C．KAl(SO4)2溶液 D．NaI溶液
【示例2】(2011·四川理综，9)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
1．(2013·广东汕头二模)25 ℃时，水的电离达到平衡：H2O?H＋＋OH－ΔH＞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，K W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，K W增大，pH不变
2．(2013·安阳模拟)水的电离过程为H2O?H＋＋OH－，在不同温度下其离子积为K W(25 ℃)＝1.0×10－14，K W(35 ℃)＝2.1×10－14，则下列叙述中正确的是( )。
A．c(H＋)随温度的升高而降低
B．35 ℃时，c(H＋)>c(OH－)
C．溶液pH：pH(35 ℃)>pH(25 ℃)
D．35 ℃时已电离的水的浓度约为1.45×10－7 mol·L－1
3．下列说法正确的是( )。
A．在蒸馏水中滴加浓H2SO4，K W不变(2013·天津，5A)
B．25 ℃与60 ℃时，水的pH相等(2012·福建，10B)
C．25 ℃时NH4Cl溶液的K W小于100 ℃NaCl溶液的K W(2011·天津，5A)
D．由水电离的c(H＋)＝1×10－14 mol·L－1的溶液中：Ca2＋、K＋、Cl－、HCO3－能大量共存(2010·江苏，6B)
考点二 溶液的酸碱性与pH
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)
酸性溶液中 中性溶液中 碱性溶液中 c (H ＋)>c (OH －) c (H ＋)＝c (OH －) c (H ＋) 2.pH (1)定义式：pH ＝－lg__c (H ＋ )。 (2)溶液的酸碱性与pH 的关系： 室温下： 3．pH 试纸的使用 (1)方法：把小片试纸放在表面皿上，用洁净干燥的玻璃棒蘸取待测液滴在干燥的pH 试纸的中部，观察变化稳定后的颜色，与标准比色卡对比即可确定溶液的pH 。 (2)注意：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。广范pH 试纸只能测出pH 的整数值。 溶液pH 的计算方法 1．单一溶液的pH 计算 强酸溶液：如H n A ，设浓度为c mol ·L －1，[H ＋]＝nc mol ·L －1，pH ＝－lg[H ＋ ]＝－lg nc 。 强碱溶液(25 ℃)：如B(OH)n ，设浓度为c mo l·L －1 ， c (H ＋)＝10－14nc mol ·L －1，pH ＝－lg c (H ＋ )＝14＋lg nc 。 2．混合溶液pH 的计算类型 (1)两种强酸混合：直接求出c (H ＋ )混，再据此求pH 。 c (H ＋ )混＝c （H ＋）1V 1＋c （H ＋）2V 2V 1＋V 2 。 (2)两种强碱混合：先求出c (OH 混)，再据K W 求出c (H ＋ )混，最后求pH 。 c (OH － )混＝c （OH －）1V 1＋c （OH －）2V 2V 1＋V 2 。 (3)强酸、强碱混合：先判断哪种物质过量，再由下式求出溶液中H ＋或OH － 的浓度，最后求pH 。 c (H ＋)混或c (OH － )混＝|c （H ＋）酸V 酸－c （OH － ）碱V 碱|V 酸＋V 碱 探究思考 1．pH ＝7的溶液一定是中性溶液吗？ 2．判断下列溶液在常温下的酸、碱性(在括号中填“酸性”、“碱性”或“中性”)。 (1)相同浓度的HCl 和NaOH 溶液等体积混合( )。 (2)相同浓度的CH 3COOH 和NaOH 溶液等体积混合( )。 (3)相同浓度NH 3·H 2O 和HCl 溶液等体积混合( )。 (4)pH ＝2的HCl 和pH ＝12的NaOH 溶液等体积混合( )。 (5)pH ＝3的HCl 和pH ＝10的NaOH 溶液等体积混合( )。 (6)pH ＝3的HCl 和pH ＝12的NaOH 溶液等体积混合( )。 (7)pH ＝2的CH 3COOH 和pH ＝12的NaOH 溶液等体积混合( )。 (8)pH ＝2的HCl 和pH ＝12的NH 3·H 2O 等体积混合( )。 【示例3】(2013·山东理综)某温度下，向一定体积0.1 mol·L －1 的醋酸溶液中逐滴加 入等浓度的NaOH 溶液，溶液中pOH(pOH ＝－lg[OH － ])与pH 的变化关系如图所示，则( ) A ．M 点所示溶液的导电能力强于Q 点 B ．N 点所示溶液中c (CH 3COO －)>c (Na ＋ ) C ．M 点和N 点所示溶液中水的电离程度相同 D ．Q 点消耗NaOH 溶液的体积等于醋酸溶液的体积 【示例4】 (2012·浙江理综，12)下列说法正确的是( )。 A ．常温下，将pH ＝3的醋酸溶液稀释到原体积的10倍后，溶液的pH ＝4 B ．为确定某酸H 2A 是强酸还是弱酸，可测NaHA 溶液的pH 。若pH ＞7，则H 2A 是弱酸；若pH ＜7，则H 2A 是强酸 C ．用0.200 0 mol·L －1 NaOH 标准溶液滴定HCl 与CH 3COOH 的混合液(混合液中两种酸的 浓度均约为0.1 mol·L －1 )，至中性时，溶液中的酸未被完全中和 D ．相同温度下，将足量氯化银固体分别放入相同体积的①蒸馏水、②0.1 mol·L －1 盐酸、 ③0.1 mol·L －1氯化镁溶液、④0.1 mol·L －1硝酸银溶液中，Ag ＋ 浓度：①＞④＝②＞③ 1．(2013·成都二诊)常温下，pH ＝a 和pH ＝b 的两种NaOH 溶液，已知b ＝a ＋2，则将两种溶液等体积混合后，所得溶液的pH 接近于( )。 A ．a －lg 2 B ．b －lg 2 C ．a ＋lg 2 D ．b ＋lg 2 2．(2012·新课标全国卷，11)已知温度T 时水的离子积常数为K W ，该温度下，将浓度为a mol ·L －1的一元酸HA 与b mol ·L －1的一元碱BOH 等体积混合，可判定该溶液呈中性的依据是( )。 A ．a ＝b B ．混合溶液的pH ＝7 C ．混合溶液中，c (H ＋)＝K W mol ·L －1 D ．混合溶液中，c (H ＋)＋c (B ＋)＝c (OH －)＋c (A － ) 3．(2013·全国卷Ⅱ，13)室温时，M(OH)2(s)M 2＋(aq)＋2OH －(aq) K sp ＝a 。c (M 2＋ ) ＝b mol ·L －1 时，溶液的pH 等于( )。 A.12lg ? ????b a B.12lg ? ????a b C ．14＋12lg ? ????a b D ．14＋12lg ? ?? ??b a 考点三 酸碱中和滴定 1．实验原理: 利用酸碱中和反应，用已知浓度酸(或碱)来测定未知浓度的碱(或酸)的实验 方法。以标准盐酸滴定待测的NaOH 溶液，待测的NaOH 溶液的物质的量浓度 为 c (NaOH)＝c （HCl ）·V （HCl ） V （NaOH ） 。其中酸碱中和滴定的关键是： (1)准确测定标准液的体积。(2)准确判断滴定终点。 2．实验用品 (1)仪器:酸式滴定管[如图A]、碱式滴定管[如图B]、滴定管夹、铁架台、锥形瓶。 (2)试剂 标准液、待测液、指示剂、蒸馏水。 (3)滴定管的使用 ①酸性、氧化性的试剂一般用酸式滴定管盛装，因为酸和氧化性物质易腐蚀橡胶管，所以不能用碱式滴定管盛装。 ②碱性的试剂一般用碱式滴定管盛装，因为碱性物质易腐蚀玻璃，致使活塞无法打开，所以不能用酸式滴定管盛装。 3．实验操作----以标准盐酸滴定待测NaOH 溶液为例： (1)滴定前的准备 ①滴定管：查漏→洗涤→润洗→装液→调液面→记录。 ②锥形瓶：洗涤→注碱液→加指示剂。 (2)滴定 (3)终点判断 等到滴入最后一滴标准液，指示剂变色，且在半分钟内不恢复原来的颜色，视为滴定终点并记录标准液的体积。 (4)数据处理: 按上述操作重复二至三次，求出用去标准盐酸体积的平均值， 根据c (NaOH)＝ c （HCl ）·V （HCl ） V （NaOH ） 计算。 4．常用酸碱指示剂及变色范围 指示剂 变色范围的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 5.中和滴定的误差分析 依据原理c (标准)·V (标准)＝c (待测)·V (待测)，则有c (待测)＝ c （标准）·V （标准） V （待测） ，因c (标准)与V (待测)已确定，因此只要分析出不正确操作引起V (标准)的变化，即可分 析出结果。 高二化学《水的电离和溶液的酸碱性》典型例题及习题 （一）典型例题 【例1】常温下，纯水中存在电离平衡：H O H+-，请填空： 【例2】室温下，在pH=12的某溶液中，由水电离生成的c(OH－)为（）双选 A.1.0×10－7 mol·Ｌ－1 B.1.0×10－6 mol·Ｌ－1 C.1.0×10－2 mol·Ｌ－1 D.1.0×10－12 mol·Ｌ－1 【例3】室温下，把1mL0.1mol/L的H2SO4加水稀释成2L溶液，在此溶液中由水电离产生的H+，其浓度接近于（） A. 1×10-4 mol/L B. 1×10-8 mol/L C. 1×10-11 mol/L D. 1×10-10 mol/L 【分析】温度不变时，水溶液中氢离子的浓度和氢氧根离子的浓度乘积是一个常数。在酸溶液中氢氧根离子完全由水电离产生，而氢离子则由酸和水共同电离产生。当酸的浓度不是极小的情况下，由酸电离产生的氢离子总是远大于由水电离产生的(常常忽略水电离的部分)，而水电离产生的氢离子和氢氧根离子始终一样多。所以，酸溶液中的水电离的氢离子的求算通常采用求算氢氧根离子。 稀释后c(H+)=（1×10-3L×0.1mol/L）/2L = 1×10-4mol/L c(OH-) = 1×10-14/1×10-4 = 1×10-10 mol/L 【答案】D 【例4】将pH为5的硫酸溶液稀释500倍，稀释后溶液中c (SO42－）：c (H+)约为（） A、1：1 B、1：2 C、1：10 D、10：1 【分析】根据定量计算，稀释后c(H+)=2×10-8mol·L-1，c(SO42-)=10-8mol·L-1，有同学受到思维定势，很快得到答案为B。其实，题中设置了酸性溶液稀释后，氢离子浓度的最小值不小于1×10-7mol·L-1。所以，此题稀释后氢离子浓度只能近似为1×10-7mol·L-1。 【答案】C 弱电解质的电离 〖复习目标〗 （1）巩固对电解质、强弱电解质概念的理解。 （2）了解弱电解质电离平衡的建立及移动的影响因素。 （3）能对溶液的导电能力判断及对强弱酸碱进行比较。 〖教学重点〗弱电解质电离平衡的建立及移动的影响因素。 〖教学难点〗弱电解质电离平衡的应用。 〖教学过程〗 考点一化学反应的方向、化学平衡状态 【知识精讲】 1、电解质 （1）电解质与非电解质 电解质：在水溶液里或熔融状态下能导电的化合物。 非电解质：在水溶液里或熔融状态下不能导电的化合物。 【注意】 ①电解质和非电解质的范畴都是化合物，所以单质既不是电解质也不是非电解质。 ②化合物为电解质，其本质是自身能电离出离子，有些物质溶于水时所得溶液也能导电， 但这些物质自身不电离，而是生成了一些电解质，则这些物质不属于电解质。如：SO2、SO3、CO2、NO2等。 ③常见电解质的范围：酸、碱、盐、离子型氧化物。 ④溶剂化作用：电解质溶于水后形成的离子或分子并不是单独存在的，而是与水分子相互 吸引、相互结合，以“水合离子”或“水合分子”的形态存在，这种溶质分子或离子与溶剂相互吸引的作用叫做溶剂作用。 （2）强电解质和弱电解质 强电解质：在溶液中能够全部电离的电解质。则强电解质溶液中不存在电离平衡。 弱电解质：在溶液中只是部分电离的电解质。则弱电解质溶液中存在电离平衡 【注意】 ①强、弱电解质的范围： 强电解质：强酸、强碱、绝大多数盐 弱电解质：弱酸、弱碱、水 ②强、弱电解质与溶解性的关系： 电解质的强弱取决于电解质在水溶液中是否完全电离，与溶解度的大小无关。一些难溶的电解质，但溶解的部分能全部电离，则仍属强电解质。如：BaSO4、BaCO3等。 ③强、弱电解质与溶液导电性的关系： 溶液的导电性强弱与溶液中的离子浓度大小有关。强电解质溶液的导电性不一定强，如很稀的强电解质溶液，其离子浓度很小，导电性很弱。而弱电解质溶液的导电性不一定弱，如较浓的弱电解质溶液，其电离出的离子浓度可以较大，导电性可以较强。 ④强、弱电解质与物质结构的关系： 强电解质一般为离子化合物和一些含强极性键的共价化合物，弱电解质一般为含弱极性键的化合物。 ⑤强、弱电解质在熔融态的导电性： 离子型的强电解质由离子构成，在熔融态时产生自由移动的离子，可以导电。而共价型的强电解质以及弱电解质由分子构成，熔融态时仍以分子形式存在，所以不导电。 2、弱电解质的电离平衡 （1）特征 弱电解质的电离平衡指在一定条件下（温度、浓度），弱电解质电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等时的状态。弱电解质的电离平衡的特点是： 高中化学复习知识点：水的电离方程式 一、单选题 1．科学家经过研究后发现，把水加热加压到 374℃、22.lMPa 以上时具有很多特性， 如其中含有的氢离子浓度远远大于10-7mol/L,还具有很强的溶解有机物的能力。由此可知，处于这种状态下的水（ ） A ．显中性， pH 一定等于 7 B ．表现出非极性溶剂的特性 C ．显酸性，pH 一定小于 7 D ．表现出极性溶剂的特性 2．水是极弱的电解质，改变外界条件对水的电离有促进或抑制作用，下列说法错误的是 A ．在蒸馏水中加入强酸或强碱对水的电离均有抑制作用；增加水的量，促进水的电离 B ．在蒸馏水中加入盐对水的电离可能有抑制作用，也可能有促进作用 C ．压强对水的电离影响较小，升高温度对水的电离有促进作用 D ．pH=4的某电解质溶液，其溶质可能是酸或者盐 3．室温下，水的电离达到平衡：H 2O ?H +＋OH －。下列叙述正确的是 A ．向水中加入少量金属 Na ，平衡正向移动，c (OH －)增大 B ．向水中加入少量 CH 3COOH ，平衡逆向移动，K W 变小 C ．向水中加入少量 NaHSO 4 或 NaHCO 3 固体，平衡均正向移动，水的电离程度增大 D ．向水中加入少量 CH 3COONH 4 固体，溶液呈中性，水的电离平衡不移动 4．对H 2O 的电离平衡不产生影响的粒子是( ) A ． B ．3+26M C ． D ． 5．下列解释实验事实的方程式正确的是()n n n n A ．243Al (SO )溶液滴加氨水产生白色胶状沉淀：33Al 3OH Al(OH)+-+=↓ B ．90℃时，测得纯水中()()13 c H c OH 3.810+--?=?：()()()2H O l H aq OH aq H 0+-+<僔 C ．除去3BaCO 中少量的4BaSO 的方法是加入足量饱和的23Na CO 溶液中充分搅拌、过滤、洗涤：()()()()224334BaSO s CO aq BaCO s SO aq --++? D ．碳酸钠溶液滴入酚酞变红：23223CO 2H O H CO 2OH --++? 水 溶 液 中 的 离 子 平 衡 （笔记） 一、水的电离： 1． 水是一种极弱的电解质，水的电离是永恒存在的。只要是水溶液，不要忽略H + 和 OH –的同时存在，注意不是大量共存。 （1）水分子能够发生电离，存在有电离平衡： H 2O+H 2O H 3O + ＋ OH – 简写为 H 2O H + ＋ OH – （2）水分子发生电离后产生的离子分别是H 3O + 和OH – （3）发生电离的水分子所占比例很小 根据水的电离平衡，写出相应的平衡常数表达式 应有K 电离＝ 室温时，1L 纯水中（即55.56mol/L ）测得只有1×10-7molH 2O 发生电离，电离前后H 2O 的物质的量几乎不变，故c (H 2O)可视为常数，上式可表示为：c (H +)·c (OH –)＝K 电离·c (H 2O) K 电离与常数c (H 2O)的积叫做水的离子积常数，用K W 表示 2．水的离子积： 一定温度下，无论是稀酸、稀碱或盐溶液中室温时K W ＝c (H +)·c (OH –) =1×10-14 水的电离是个吸热过程，故温度升高，水的K W 增大。同样K W 只与温度有关。 归纳： ①电离常数是表示弱电解质电离趋势的物理量。K 值越大，电离趋势越大。 ②一种弱电解质的电离常数只与温度有关，而与该弱电解质的浓度无关。 ③电离常数随温度升高而增大。室温范围温度对电离常数影响较小，可忽略 ④水的离子积不仅适用于纯水，也适用于酸、碱、盐稀溶液 ⑤任何溶液中由水电离的c (H +)与c (OH –)总是相等的 3．影响水的电离平衡的因素：酸、碱、水解盐等。 二、溶液的酸碱性和pH 1． 常温pH=7（中性） pH ＜7 （酸性） pH ＞7（碱性） 2．pH 测定方法：pH 试纸、酸碱指示剂、pH 计 3．溶液pH 的计算方法 （1）酸溶液： n (H +)→c(H +)→pH c (H +)·c (OH -) c (H 2O) 第二节水的电离和溶液的酸碱性 知识点一 水的电离和水的离子积 一、水的电离 1.电离平衡和电离程度 ①水是极弱的电解质，能微弱电离： H 2O+H 2O H 3O ++OH -，通常简写为H 2O H ++OH -；ΔH >0 ② 实验测得：室温下1LH2O （即55.6mol ）中只有1×10-7mol 发生电离，故25℃时，纯水中c(H + )=c(OH -)=1×10-7 mol/L ，平衡常数O) c(H ) c(OH )c(H K 2-?= +电离 2.影响水的电离平衡的因素 （1）促进水电离的因素： ①升高温度：因为水电离是吸热的，所以温度越高K 电离越大。 c(H +)和c(OH -)同时增大，K W 增大，但c(H +)和c(OH -)始终保持相等，仍显中性。 纯水由25℃升到100℃，c(H +)和c(OH -)从1×10-7mol/L 增大到1×10-6mol/L(pH 变为6)。 ②加入活泼金属 向纯水中加入活泼金属，如金属钠，由于活泼金属可与水电离产生的H ＋ 直接发生置换反应，产生H 2，使水的电离平衡向右移动。 ③加入易水解的盐 由于盐的离子结合H +或OH -而促进水的电离，使水的电离程度增大。温度不变时，K W 不变。 ④电解 如用惰性电极电解NaCl 溶液、CuSO 4溶液等。 （2）抑制水电离的因素： ①降低温度。 ②加入酸、碱、强酸酸式盐。 向纯水中加酸和强酸酸式盐（NaHSO4）能电离出H+、碱能电离出OH-，平衡向左移动，水的电离程度变小，但K W 不变。 练习：影响水的电离平衡的因素可归纳如下： 1. 水的离子积 （1）概念：因为水的电离极其微弱，在室温下电离前后n(H2O)几乎不变，因此c （H2O ）可视为常数，则在一定温度时，c(H +)与c(OH -)=K 电离c(H2O)的乘积是一个常数，称为水的离子积常数，简称水的离子积。 K W =c(H +)·c(OH -)，25℃时，K W =1×10-14(无单位)。 注意： ①K W 只受温度影响，水的电离吸热过程，温度升高，水的电离程度增大，K W 增大。与c(H+)、c(OH-)无关. 25℃时K W =1×10-14，100℃时K W 约为1×10-12。 一）盐类水解口诀：有弱才水解，越弱越水解，双弱双水解，谁强显谁性。（1）有弱才水解 要求盐要有弱酸根离子或者弱碱金属离子（包括铵离子）。 如：NaCl中的Na+对应的碱是强碱NaOH，则Na+是强碱金属离子，不会水解。NaCl中的Cl-对应的酸是强酸HCl ，则Cl-是强酸根离子，也不会水解。 所以，NaCl在水溶液中不会发生水解。 又如：CH3COONa中的CH3COO-对应的是弱酸CH3COOH，则CH3COO- 是弱酸根离子，会水解。消耗H2O电离出的H+，结合成CH3OOH分子。使得水中OH-多出。 所以，CH3COONa的水溶液显碱性。 （2）越弱越水解 盐中的离子对应的酸或碱的酸性越弱或碱性越弱，水解的程度越大。 如：Na2CO3和Na2SO3 CO3^2-对应的酸是H2CO3；SO3^2-对应的酸是H2SO3 由于H2CO3的酸性弱于H2SO3 则，CO3^2-的水解程度比SO3^2-的水解程度更大，结合的H+更多。 所以，Na2CO3的碱性比NaSO3的碱性强。 （3）双弱双水解 当盐中的阳离子对应的碱是弱碱并且盐中的阴离子对应的是弱酸时，则盐的这两种离子都会发生水解。阳离子水解结合水电离出的OH-；阴离子水解结合水电离出的H+，所以双水解发生的程度往往较大。 如：CH3COONH4 中的NH4+对应的碱是弱碱NH3*H2O ；CH3COO-对应的酸是弱酸CH3COOH 则NH4+和CH3COO-都会发生水解，NH4+结合OH-形成NH3*H2O；CH3COO-结合H+形成CH3COOH，相互促进，水解程度较大。 （4）谁强显谁性 主要是针对双水解的盐，即弱酸弱碱盐，由于盐中的阴离子水解结合H+，阳离子水解结合OH- 要判断盐溶液的酸碱性，则要比较阴离子的水解成度和阳离子的水解程度的大小。 如：(NH4)CO3 ，由于NH3的碱性比H2CO3的酸性强（实际上比较的是两者的电离度，中学不做要求，只需记忆），则NH4+的水解程度比CO3^2-的水解程度弱，使得水溶液中消耗的H+更多，有OH-多出。 所以，(NH4)2CO3 溶液显碱性。 又如：CH3COONH4，由于NH3的碱性和CH3COOH的酸性相当，则NH4+的水解度和CH3COO-的程度差不多，使得水溶液中的H+和OH-也差不多。 所以CH3COONH4溶液显中性。 再如：(NH4)2SO3，由于NH3的碱性比H2SO3的酸性弱，则NH4+的水解度比SO3^2-的水解度大，使得水溶液中消耗的OH-更多，有H+多出。 所以，(NH4)2SO3溶液显酸性。 （二）根据盐类的不同，可分为：强酸强碱盐（不水解）；强酸弱碱盐；强碱弱酸盐；弱酸弱碱盐 （1）强酸弱碱盐 如：NH4Cl的水解离子方程式： 电离度影响 1、在·mol-1的氨水溶液中，存在如下电离平衡：NH3H2O NH4++OH－（正反应为吸热反应）。在此平 衡体系中，若按下列情况变动，请将变化情况[增大用“↑”，减小用“↓”向左用“←”，向右用“→”] 条件变化电离平衡电离度CNH3H2O CNH4+COH －nNH3H2O nNH4+· nOH－ PH CH+ 通氨气。 加氢氧化 钠 " 加氯化铵; 加水* 加热！ 加盐酸" 加氯化铜[ 2在·mol-1的醋酸溶液中，存在如下电离平衡：CH3COOH CH3COO-+H+（正反应为吸热反应）。在此平衡体系中，若按下列情况变动，请将变化情况[增大用“↑”，减小用“↓”向左用“←”，向右用“→”] 条件变化电离平 衡 电离度电离平 衡常数 CCH3 * COOH CCH3 COO- CH+nCH3 COOH nCH3 COO- nH+PH; COH- 加冰醋 酸 【 加盐酸| 加水、 加热% 加氢氧 化钠 \ @ 加碳酸 钠 ' 加醋酸 钠 — 的醋酸溶液加水稀释或加入少量醋酸钠晶体时，发生变化相同的是( ) A.醋酸的电离程度增大 B.溶液的导电性减弱 C.溶液中c(H+)增大 D.溶液的PH增大 5．用水稀释L氨水时，溶液中随着水量的增加而减小的是（） & A．c(OH－)／c(NH3·H2O) B．c(NH3·H2O)／c(OH－) C．c(H+)和c(OH－)的乘积D．OH一的物质的量 6．在某温度下，可逆反应HA=H++A－，正反应为吸热反应，电离常数为Ka，Ka=c(H+)c(A－)/c(HA),下列说法正确的是（） A．Ka越大，表示该弱酸较易电离B．Ka越大，表示该弱酸较难电离 高三化学总复习之水的电离和溶液的酸碱性 一、水的电离平衡及影响因素 1、水的电离 1）、水是极弱的电解质，也存在着电离平衡：H2O?H++OH-。在一定温度下，水电离出来的H+和OH-浓度的乘积是一个常数，称为水的离子积常数，用符号KW表示。 2）、有关KW的两点说明 a、水的离子积(KW)也适用于稀的电解质水溶液，c(H+)和c(OH-)分别代表电解质溶液中H+和OH-的总物质的量浓度。KW与电解质溶液的酸碱性无关。一般情况下在25 ℃或室温下，KW约为1.0×10-14；而100 ℃时，KW约为 5.5×10-13。 b、在研究水溶液体系中离子的种类时，不要忽略H+、OH-的存在。 2、影响水的电离平衡的因素（水的电离平衡：H2O?H++OH- ） 二、溶液的酸碱性与pH 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。 1）、c(H+)>c(OH-)，溶液呈酸性； 2）、c(H+)=c(OH-)，溶液呈中性； 3）、c(H+) b、盛装酸性、氧化性试剂一般用酸式滴定管，因为酸性、氧化性物质易腐蚀或氧化橡胶；盛装碱性试剂一般用碱式滴定管，因为碱性物质易腐蚀玻璃，致使活塞无法打开。 3、实验操作 1）、滴定前的准备 a、滴定管：查漏→水洗→润洗→装液→排气泡→调液面→记录。 b、锥形瓶：注待测液→水洗→加指示剂。 2）、滴定过程 左手控制活塞或玻璃球，右手摇动锥形瓶，眼睛注视锥形瓶内溶液颜色变化。3）、终点判断 滴入最后一滴标准液，指示剂变色，且在半分钟内不恢复为原来的颜色，视为滴定终点，记录标准液的体积。 4）、数据处理 重复滴定操作2~3次，求出用去标准溶液的体积的平均值，根据下面的公式计算。 c(待测)=γ×（γ：酸碱反应的比例系数） 4、酸碱中和滴定误差分析 以标准酸溶液滴定未知浓度的碱溶液(酚酞作指示剂)为例，常见的因操作不正确而引起的误差有: 知识点一 水的电离和水的离子积 一、水的电离 1.电离平衡和电离程度 ①水是极弱的电解质，能微弱电离： H 2O+H 2O H 3O ++OH -，通常简写为H 2O H ++OH -；ΔH >0 ② 实验测得：室温下1LH2O （即55.6mol ）中只有1×10-7mol 发生电离，故25℃时，纯水中c(H + )=c(OH -)=1×10-7 mol/L ，平衡常数O) c(H ) c(OH )c(H K 2-?= +电离 2.影响水的电离平衡的因素 （1）促进水电离的因素： ①升高温度：因为水电离是吸热的，所以温度越高K 电离越大。 c(H +)和c(OH -)同时增大，K W 增大，但c(H +)和c(OH -)始终保持相等，仍显中性。 纯水由25℃升到100℃，c(H +)和c(OH -)从1×10-7mol/L 增大到1×10-6mol/L(pH 变为6)。 ②加入活泼金属 向纯水中加入活泼金属，如金属钠，由于活泼金属可与水电离产生的H ＋ 直接发生置换反应，产生H 2，使水的电离平衡向右移动。 ③加入易水解的盐 由于盐的离子结合H +或OH -而促进水的电离，使水的电离程度增大。温度不变时，K W 不变。 ④电解 如用惰性电极电解NaCl 溶液、CuSO 4溶液等。 （2）抑制水电离的因素： ①降低温度。 ②加入酸、碱、强酸酸式盐。 向纯水中加酸和强酸酸式盐（NaHSO4）能电离出H+、碱能电离出OH-，平衡向左移动，水的电离程度变小，但K W 不变。 练习：影响水的电离平衡的因素可归纳如下： 1. 水的离子积 （1）概念：因为水的电离极其微弱，在室温下电离前后n(H2O)几乎不变，因此c （H2O ）可视为常数，则在一定温度时，c(H +)与c(OH -)=K 电离c(H2O)的乘积是一个常数，称为水的离子积常数，简称水的离子积。 K W =c(H +)·c(OH -)，25℃时，K W =1×10-14(无单位)。 注意： ①K W 只受温度影响，水的电离吸热过程，温度升高，水的电离程度增大，K W 增大。与c(H+)、c(OH-)无关. 25℃时K W =1×10-14，100℃时K W 约为1×10-12。 ②水的离子积不仅适用于纯水，也适用于其他稀溶液。不论是纯水还是稀酸、碱、盐溶液，只要温度不变，K W 高二化学电离水解部分笔记整理 ————Believe in yourself 电离平衡 一.相关概念 电解质：熔融状态或水溶液中能导电的化合物???????一部分氧化物盐 碱 酸 非电解质：熔融状态或水溶液中都不能导电的化合物?? ? ?? ??四氯化碳蔗糖乙醇 一部分有机物： 4 11221252CCl O H C OH H C 电解质 ?? ?? ? ??? ?????????????2 322 3`324332233 43424342COO)CH Pb HgCl O H NH SO H PO H SiO H S H HF HClO HAc HNO HCO NH NO NH NaCl OH Ba KOH NaOH HClO HNO SO H HCl （、少数盐：弱碱：、、、、、、弱酸：弱电解质、、绝大多数盐：）（、、强碱：、、、强酸：强电解质、 一元强酸与一元弱酸的比较 ② 相同 pH 、相同体积的一元强酸与一元弱酸的比较见下表： 弱电解质的电离平衡 1 ．概念 在一定条件（如温度、浓度）下，当电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态，这叫做电离平衡。 2 ．特征（动态平衡） （1）逆：可逆反应 （2）动：动态平衡 （3）等v （离子化）==v （分子化）≠0 （4）定：平衡时溶液中离子、分子浓度保持不变。 （5）变：条件改变，平衡可能发生移动。 3 ．影响因素 ( 1 ）浓度：浓度越大，电离程度越小。在稀释溶液时，电离平衡向右移动，而离子浓度一般会减小。 ( 2 ）温度：温度越高，电离程度越大。因电离是吸热的，升温平衡向吸热方向（电离方向）移动。 ( 3 ）同离子效应：醋酸溶液中加人醋裁钠晶体，平衡左移，电离程度减小，加人稀盐酸亦然。 ( 4 ）能反应的离子：醋酸溶液中加人NaOH ，平衡右移，电离程度增大。 电离方程式的书写 要求： ①质量守恒：即：“=”两边原子种类，数目、质量不变。 ②电荷守恒：即：正电荷总数=负电荷总数。 ③元素或原子团的化合价数等于形成的阳离子所带的正电荷数。同理，元素或原子团的负价数等于形成的阴离子所带的负电荷数。离子的个数用阿拉伯数字标在离子符号之前。( 1 ）强电解质，完全电离用“===”， 如：CH3COONH4 ===CH3COO一＋NH4+ A12 ( SO4)3 ==2A13 + + 3 SO42一 ( 2 ）弱电解质，部分电离用“”， 如：CH3COOH CH3COO一＋H+ NH3 ·H2O NH4＋+OH— ( 3 ）多元弱酸，分步电离，以第一步为主 H2CO3H+十HCO3—HCO3—H十十CO32— ( 4 ）多元弱碱一步电离Cu (O H ) 2Cu2++ 2O H— ( 5 ）酸式盐： 强酸的酸式盐完全电离，一步完成NaHSO4 ==Na+十H+十SO42— 弱酸的酸式盐强中有弱，分步完成NaHCO3==Na 十十HCO3— HCO3—H 十+ CO32 — 盐类的水解 定义：在水溶液中盐电离出的阴阳离子与H2O电离出的H+或OH-结合生成弱电解质的反应（有弱才水解） 高二化学《水的电离》知识点汇总 高二化学《水的电离》知识点汇总 一、水的离子积 纯水大部分以H2O的分子形式存在，但其中也存在 极少量的H3O+(简写成H+)和OH-，这种事实表明水是一 种极弱的电解质。水的电离平衡也属于化学平衡的一种，有自己的化学平衡常数。水的电离平衡常数是水或稀溶 液中氢离子浓度和氢氧根离子浓度的乘积，一般称作水 的离子积常数，记做Kw。Kw只与温度有关，温度一定，则Kw值一定。温度越高，水的电离度越大，水的离子积越大。 对于纯水来说，在任何温度下水仍然显中性，因此 c(H+)=c(OH¯)，这是一个容易理解的知识点。当然，这种情况也说明中性和溶液中氢离子的浓度并没有绝对 关系，pH=7表明溶液为中性只适合于通常状况的环境。 此外，对于非中性溶液，溶液中的氢离子浓度和氢氧根 离子浓度并不相等。但是在由水电离产生的氢离子浓度 和氢氧根浓度一定相等。 二、其它物质对水电离的影响 水的电离不仅受温度影响，同时也受溶液酸碱性的 强弱以及在水中溶解的不同电解质的影响。H+和 OH¯共存，只是相对含量不同而已。溶液的酸碱性 越强，水的电离程度不一定越大。 无论是强酸、弱酸还是强碱、弱碱溶液，由于酸电 离出的H+、碱电离出的OH¯均能使H2O=OH¯ + H+平衡向左移动，即抑制了水的电离，故水的电离程度 将减小。 盐溶液中水的电离程度：①强酸强碱盐溶液中水的 电离程度与纯水的电离程度相同;②NaHSO4溶液与酸溶 液相似，能抑制水的电离，故该溶液中水的电离程度比 纯水的电离程度小;③强酸弱碱盐、强碱弱酸盐、弱酸弱碱盐都能发生水解反应，将促进水的电离，故使水的电 离程度增大。 三、水的电离度的计算 计算水的电离度首先要区分由水电离产生的氢离子 和溶液中氢离子的不同，由水电离的氢离子浓度和溶液 中的氢离子浓度并不是相等，由于酸也能电离出氢离子，因此在酸溶液中溶液的氢离子浓度大于水电离的氢离子 浓度;同时由于氢离子可以和弱酸根结合，因此在某些盐溶液中溶液的氢离子浓度小于水电离的氢离子浓度。只 有无外加酸且不存在弱酸根的条件下，溶液中的氢离子 才和水电离的氢离子浓度相同。溶液的氢离子浓度和水 电离的氢氧根离子浓度也存在相似的关系。 因此计算水的电离度，关键是寻找与溶液中氢离子 弱电解质的电离、水的电离和溶液的酸碱性知识点总结及习题 、弱电解质的电离 2、 电解质与非电解质本质区别： 电解质——离子化合物或共价化合物 非电解质——共价化合物 注意：①电解质、非电解质都是化合物 ②SO 、NH 、CO 等属于非电解质 ③强电解质不等于易溶于水的化合物（如 BaSO 不溶于水，但溶于水的 BaSO 全部 电离，故BaSQ 为强电解质）一一 电解质的强弱与导电性、溶解性无关。 3、 电离平衡：在一定的条件下，当电解质分子电离成 离子的速率 和离子结合成 时，电离过程就达到了 平衡状态 ______ ，这叫电离平衡。 4、 影响电离平衡的因素： A 温度：电离一般吸热，升温有利于电离。 B 浓度：浓度越大，电离程度 越小 ；溶液稀释时，电离平衡向着电离的方向移动。 C 、 同离子效应：在弱电解质溶液里加入与弱电解质具有相同离子的电解质，会 减弱 电离。D 其他外加试剂：加入能与弱电解质的电离产生的某种离子反应的物质时，有利于电离。 9、 电离方程式的书写：用可逆符号 弱酸的电离要分布写（第一步为主） 10、 电离常数：在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓 度的乘积，跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数。 叫做电离平衡常数，（一般用Ka 表示 酸，Kb 表示碱。） 表示方法：A ++B - Ki=[ A +][ B -]/[AB] 11影响因素： a 、 电离常数的大小主要由物质的本性决定。 b 、 电离常数受温度变化影响，不受浓度变化影响，在室温下一般变化不大。 C 、同一温度下，不同弱酸，电离常数越大，其电离程度越大，酸性越强。如： HSO>H 3PO>HF>CHCOOH>CO>HS>HCIO 二、水的电离和溶液的酸碱性 非电解质: 强电解质: 弱电解质： : 在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物 。 : 在水溶液里全部电离成离子的电解质 。 在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质 物质?： 纯净物 （电解质* 化合物， 卩虽电解质: :弱电解质: 讥0 ，非电解质: ________ 强酸，强碱，大多数盐 ___________ 。女口 HCI 、NaOH NaCl 、BaSQ ________ 。女口 HCIQ NH 3 ? UQ Cu （OH 》、 非金属氧化物，大部分有机物 。女口 SO 、CO 、CH126 CCI 4、CH=CH 1水电离平衡: 丄」 二[匚 1定义：电解质: 在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物 ，叫电解 质 .混和物 单质 高三化学-水解和电离 电离与水解 电解质溶液中有关离子浓度的判断是近年高考的重要题型之一。解此类型题的关键是掌握“两平衡、两原理”，即弱电解质的电离平衡、盐的水解平衡和电解质溶液中的电荷守恒、物料守恒原理。首先，我们先来研究一下解决这类问题的理论基础。 一、电离平衡理论和水解平衡理论 1.电离理论： ⑴弱电解质的电离是微弱的，电离消耗的电解质及产生的微粒都是少量的，同时注意考虑水的电离的存在；⑵多元弱酸的电离是分步的，主要以第一步电离为主； 2.水解理论： 从盐类的水解的特征分析：水解程度是微弱的（一般不超过2‰）。例如：NaHCO 3 溶液中， c(HCO 3―)＞＞c(H 2 CO 3 )或c(OH― ) 理清溶液中的平衡关系并分清主次： ⑴弱酸的阴离子和弱碱的阳离子因水解而损耗； 如NaHCO 3溶液中有：c(Na+) ＞ c(HCO 3 -)。⑵弱 酸的阴离子和弱碱的阳离子的水解是微量的（双水解除外），因此水解生成的弱电解质及产生H+的（或OH-）也是微量，但由于水的电离平衡和盐类水解平衡的存在，所以水解后的酸性溶液中c(H+)（或碱性溶液中的c(OH-)）总是大于水解产生的弱电解质的浓度；⑶一般来说“谁弱谁水解，谁强显谁性”，如水解呈酸性的溶液中c(H+)＞c(OH-)，水解呈碱性的溶液中c(OH-)＞c(H+)；⑷多元弱酸的酸根离子的水解是分步进行的，主要以第一步水解为主。 。 二、电解质溶液中的守恒关系 1、电荷守恒：电解质溶液中的阴离子的负电荷总数等于阳离子的正电荷总数， 电荷守恒的重要应用是依据电荷守恒列出等式，比较或计算离子的物质的量或物质的量浓度。如（1）在只含有A＋、M－、H＋、OH―四种离子的溶液中c(A+)+c(H＋)==c(M-)+c(OH―),若c(H ＋)＞c(OH―)，则必然有c(A+)＜c(M-)。 书写电荷守恒式必须①准确的判断溶液中离子的种类；②弄清离子浓度和电荷浓度的关系。例： 高中化学高三素材高考化学专题（4）电离平衡和电化学的梳 理和综合高中化学 专题四：电离平稳和电化学的梳理和综合 [命题趋向] ?考试大纲?中对这部分内容的要求能够总结成如下几条： 〔1〕明白得盐类水解的原理．了解盐溶液的酸碱性。明白得阻碍弱电解质电离平稳的因素。明白得弱电解质的电离跟盐的水解的内在联系，能依照这种联结关系进行辩证分析。 〔2〕能用电离原理、盐类水解原理分析比较溶液的酸碱性强弱，判定溶液中某些离子间浓度大小，解决一些实际咨询题。 〔3〕明白得原电池原理及构成原电池的条件。明白得原电池反应和一样氧化还原反应的异同。能分析常见化学电源的化学原理。 〔4〕明白得化学腐蚀和电化腐蚀、析氢腐蚀和吸氧腐蚀的异同。了解生产实际中常见的金属防腐方法的化学原理和金属防腐的一样方法。 〔5〕明白得电解的差不多原理。记住电解反应中常见离子在阴、阳极的放电顺序。阳极上失电子顺序为……Al>Zn>Fe>Sn>Pb>(H)>Cu>Hg>Ag>S2->I->Br->Cl->OH->含氧酸根离子>F-；阴极上得电子顺序为O2> Cl2> Br2> I2> S> Ag+> Hg2+> Cu2+> (H+)> Pb2+> Fe2+> Zn2+> Al3+>…… 〔6〕电解原理的应用：氯碱工业、冶炼铝、电镀、精炼铜等。 近几年考查这方面内容的试题在高考所占的比例较大，在理科综合试题每年都会2-3道选题、一道大题，在化学单科试题也常会有大题显现。 [知识体系和复习重点] 1．本章内容的核心是实质是化学平稳移动原理的具体应用，电离平稳、水解平稳、原电池反应、电解反应中都涉及到化学平稳移动原理。下表列举了这部分内容中的跟平稳移动有关的一些实例：表：化学平稳与其它各类平稳的关系 知识内容与化学平稳之间的联系 弱电解质的电离电离平稳实质上确实是一种化学平稳，能够用化学平稳移动原理对弱电解质的电离平稳作定性的、或定量的分析。依照电离度大小可比较弱电解质相对强弱，依照相应盐的水解程度也可比较弱电解质的相对强弱。 水的电离水是一种专门弱的电解质，加酸、加碱会抑制水的电离，升高温度会促进水的电离。K w=[OH-][H+]是水的电离平稳的定量表现，H+、OH-浓度能够用那个关系 进行换算。 盐类水解盐类水解〔如F- + H 2O HF + OH-〕实质上可看成是两个电离平稳移动的综合结果：①水的电离平稳向正方向移动〔H 2O H++OH-〕，②另一种弱电 解质的电离平稳向逆方向移动〔HF F-+H+〕。也能够看成是中和反应的逆 反应，升高温度会促进水解。 中和滴定水的电离程度专门小，H++OH-=H2O的反应程度专门大，因此能够利用那个反应进行中和滴定实验，测定酸或碱溶液的浓度。 2018年北京顺义高三化学总复习一轮复习水的电离和溶液的酸碱性（专题训 练） 一、选择题(本题包括12个小题，每小题5分，共60分) 1．以下离子①H＋、②Cl－、③Al3＋、④K＋、⑤SO2－4、⑥OH－、⑦NO－3、⑧NH＋4中，基本上不影响水的电离平衡的是() A．①③⑤⑦⑧B．②④⑥⑦C．②④⑤⑦D．②④⑥⑧2．下列叙述正确的是() A．无论是纯水，还是酸性、碱性或中性稀溶液，在常温下，其c(H＋)·c(OH－)＝1×10－14 B．c(H＋)等于1×10－7 mol/L的溶液一定是中性溶液 C．0.2 mol/L CH3COOH溶液中的c(H＋)是0.1 mol/L CH3COOH溶液中的c(H＋)的2倍D．任何浓度的溶液都可以用pH来表示其酸性的强弱 3．常温下，在120 mL 0.05 mol/L盐酸中，滴加0.1 mol/L一元碱BOH，当所滴加的BOH 的体积为68 mL时，测得混合溶液的pH＝7。下列说法正确的是() A．一元碱BOH是强碱 B．一元碱BOH是弱碱 C．不能确定一元碱BOH的强弱 D．120 mL 0.05 mol/L盐酸可与68 mL 0.1 mol/L BOH恰好反应 4．取浓度相同的NaOH和HCl溶液，以3∶2体积比相混合，所得溶液的pH等于12，则原溶液的浓度为() A．0.01 mol/L B．0.017 mol/L C．0.05 mol/L D．0.50 mol/L 5．在一定体积pH＝12的Ba(OH)2溶液中，逐滴加入一定物质的量浓度的NaHSO4溶液。当溶液中的Ba2＋恰好完全沉淀时，溶液pH＝11。若反应后溶液的体积等于Ba(OH)2溶液与NaHSO4溶液的体积之和，则Ba(OH)2溶液与NaHSO4溶液的体积比是() A．1∶9 B．1∶1 C．1∶2 D．1∶4 6．用标准的KOH溶液滴定未知浓度的盐酸，若测定结果偏低，其原因可能是() A．配制标准溶液的固体KOH中混有NaOH杂质 B．滴定终点读数时，仰视滴定管的刻度，其他操作正确 C．盛装未知液的锥形瓶用蒸馏水洗过后再用未知液润洗 D．滴定到终点读数时，发现滴定管尖嘴处悬挂一滴溶液 7．(2008·全国理综Ⅱ，7)实验室现有3种酸碱指示剂，其pH变色范围如下： 甲基橙：3.1～4.4石蕊：5.0～8.0酚酞：8.2～10.0 用0.100 0 mol/L NaOH溶液滴定未知浓度的CH3COOH溶液，反应恰好完全时，下列叙述中正确的是() A．溶液呈中性，可选用甲基橙或酚酞作指示剂 B．溶液呈中性，只能选用石蕊作指示剂 C．溶液呈碱性，可选用甲基橙或酚酞作指示剂 D．溶液呈碱性，只能选用酚酞作指示剂 8．印染工业常用亚氯酸钠(NaClO2)漂白织物。亚氯酸钠在溶液中可生成ClO2、HClO2、 3-2-1《水的电离和溶液的酸碱性》课时练 双基练习 1．(2011·新课标全国高考)将浓度为0.1 mol/LHF溶液加水不断稀释，下列各量始终保持增大的是() A．c(H＋) B．K a(HF) C.c?F－? c?H＋?D. c?H＋? c?HF? 解析：HF属于弱电解质，加水促进HF的电离平衡向右移动，即电离程度增大，但电离平衡常数只与温度有关，所以选项B不变；但同时溶液的体积也增大，所以溶液的酸性会降低，即c(H＋)、c(F－)和c(HF)的浓度均降低，考虑到溶液中水还会电离出氢离子，所以稀释到一定程度(即无限稀释时)，c(H ＋)就不再发生变化，但c(F－)和c(HF)却一直会降低，所以选D符合题意。 答案：D 2．(2011·咸阳高二检测)常温下，c(OH－)最小的是() A．pH＝0的溶液 B．0.05 mol/L H2SO4 C．0.5 mol/L HCl D．0.05 mol/L的Ba(OH)2 解析：四种溶液中OH－的浓度分别为1×10－14 mol/L、1×10－13 mol/L、2×10－14 mol/L、0.1 mol/L。 答案：A 3．下列液体pH＞7的是() A ．人体血液 B ．蔗糖溶液 C ．橙汁 D ．胃液 解析：人体血液的正常pH 范围是7.35～7.45。 答案：A 4．(2011·广州模拟)常温下，0.1 mol/L 的一元弱酸溶液的pH 为( ) A ．1 B ．大于1 C ．小于1 D ．无法确定 解析：假设为一元强酸，则pH ＝1，据题意为一元弱酸，由于不能完全电离，故c (H ＋)＜0.1 mol/L ，pH ＞1。 答案：B 5．有人建议用AG 表示溶液的酸度，AG 的定义为AG ＝lg[c (H ＋)/c (OH －)]，下列表述正确的是( ) A ．在25℃时，若溶液呈中性，则pH ＝7，AG ＝1 B ．在25℃时，若溶液呈酸性，则pH ＜7，AG ＜0 C ．在25℃时，若溶液呈碱性，则pH ＞7，AG ＞0 D ．在25℃时，溶液的pH 与AG 的换算公式为：AG ＝2(7－pH) 解析：根据定义式可看出：中性溶液中c (H ＋)＝c (OH －)，AG ＝0；酸性溶液，AG ＞0；碱性溶液，AG ＜0，前三项均错。 AG ＝lg c ?H ＋? c ?OH －?＝lg c 2?H ＋?10－14＝lg c 2(H ＋)＋14＝2lg c (H ＋)＋14＝2(7－pH)。 答案：D 6．将pH ＝8的NaOH 与pH ＝10的NaOH 溶液等体积混合后，溶液后c (H ＋)最接近于( ) A ．(10－8＋10－10) mol/L 高中化学3-2-1水的电离45分钟作业新人教版选修4 一、选择题(每小题4分，每小题有1－2个正确选项) 1．能影响水的电离平衡，并使溶液中的c(H＋)＞c(OH－)的操作是() A．向水中投入一小块金属钠 B．将水加热煮沸 C．向水中通入二氧化碳气体 D．向水中加食盐晶体 解析:向水中通入CO2气体，CO2与水反应生成H2CO3，H2CO3发生电离生成H＋和HCO－3，c(H＋)增大，水的电离平衡向左移动，且c(H＋)＞c(OH－)。 答案:C 2．室温下，某溶液中由水电离产生的c(H＋)等于10－10mol·L－1，该溶液的溶质不可能是() A．NaHSO4B．NaCl C．HCl D．Ba(OH)2 解析:此时c(H＋)小于常温下纯水电离产生的c(H＋)，说明水的电离受到了抑制，NaHSO4、HCl、Ba(OH)2对水的电离都起抑制作用。 答案:B 3．在25℃时，某稀溶液中由水电离产生的c(OH－)＝10－10mol/L。下列有关该溶液的叙述正确的是() A．该溶液一定呈酸性 B．该溶液中的c(H＋)可能等于10－5 C．该溶液的pH可能为4，可能为10 D．该溶液有可能呈中性 解析:涉及到由水电离出的c(OH－)或c(H＋)时，此类问题应注意理解一个问题，即由水电离出来的c(H＋)或c(OH－)始终是相等的，有c(H＋)水＝c(OH－)水，只不过是在溶液中以什么形式存在而已。在本题中，由水电离出来的c(OH－)＝10－10，故溶液中的c(H＋)水＝c(OH－)－10mol/L，若溶液中的c(OH－)＝10－10，则该溶液中的c(H＋)应等于10－4，则溶液水＝1×10 的pH应为4，溶液呈酸性；若溶液中的c(H＋)＝10－10，则溶液的pH应为10，(该溶液中的c(OH－)应等于10－4)，溶液呈碱性；溶液可能是呈酸性也可能是呈碱性，但溶液不可能是pH＝5的溶液，当然也不可能呈中性。 答案:C 4．若溶液中由水电离产生的c(OH－)＝1×10－14mol/L， 满足此条件的溶液中一定可以大量共存的离子组是() A．Al3＋，Na＋，NO－3，Cl－ 2009届高考化学专题复习电离平衡与水的电离 姓名_____________学号_____________得分_____________ 考纲要求：1、理解弱电解质的电离平衡概念和浓度等条件对电离平衡的影响。 2、了解水的电离和水的离子积。 一、选择题 1．常温下，下列各组溶液的c(H＋)一定等于1×10－7mol/L的是[ B ] (A)pH=2和pH=12的两种溶液以等体积混合 (B)0.05mol/L的硫酸与0.10mol/L的NaOH 溶液以等体积混合 (C)将pH=5的CH3COOH 溶液稀释100倍 (D)pH=1的H2SO4与0.10mol/L的Ba(OH)2溶液以等体积混合 解法与规律：注意pH和溶质物质的量浓度之间的关系和差异以及电解质强弱对混合后溶液酸碱性的影响。 2．在醋酸溶液中，CH3COOH的电离达到平衡的标志是[ C ] (A)溶液显电中性(B)溶液中检不出CH3COOH分子存在 (C)氢离子浓度恒定不变(D)c(H+)＝c(CH3COO-) 解法与规律：弱电解质的电离达到平衡时，电离平衡中各微粒浓度不变，但还要考虑水的电离的存在。 3.常温下，将pH=11的某碱溶液与pH=3的某酸溶液等体积混合，下列说法正确的是[ D ] (A)若所得溶液呈中性，则生成的盐一定为强酸强碱盐 (B)若所得的溶液呈碱性，则可能是强碱与弱酸溶液反应 (C)若所得溶液呈酸性，则可能是强酸与弱碱溶液反应 (D)若所得溶液的pH=5，则可能强碱与弱酸溶液反应 解法与规律：掌握等物质的量浓度一元酸与一元碱等体积混合和pH=11的某碱溶液与pH=3的某酸溶液等体积混合的差异。 4．在含有酚酞的0.1mol/L氨水中加入少量的NH4Cl晶体，则溶液颜色[ C ] (A)变蓝色(B)变深(C)变浅(D)不变 解法与规律：增大了NH4+的浓度，氨水的电离平衡左移，OH－的浓度减小。 5．在水中存在如下平衡：2H2O H3O+＋OH-，则下列条件能使水的电离平衡向左移动的是[ D ] (A)升温(B)加H2O (C)加NaHCO3(D)加NaHSO4 解法与规律：掌握电离是吸热过程；酸或碱抑制水的电离；水解盐促进水的电离，NaHSO4的特殊性。6．有一种酸式盐AHB，它的水溶液显弱碱性，今有下列说法，其中正确的是[ AC ] (A)同浓度的AOH溶液和H2B溶液，电离程度前者大于后者 (B)HB－的电离程度大于HB－的水解程度 (C)该盐的电离方程式为AHB＝A++HB－ (D)在溶液中离子浓度大小顺序一般为：c(A+)＞c(HB－)＞c(OH－)＞c(B2－)＞c(H+) 解法与规律：通过盐溶液的弱碱性判断H2B是弱酸，AOH是强碱。要注意c(B2－)c(H+)的比较。 7．pH=11的X、Y两种碱溶液各10mL，分别稀释至1000mL。其pH与溶液体积V的关系如图所示，下列说法正确的是[ A ] (A)X、Y两种碱的物质的量浓度一定相等 (B)稀释后，X溶液碱性比Y溶液碱性强 (C)若9水的电离和溶液的酸碱性典型例题及习题
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