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第1課時　水的電離　溶液的酸堿性與pH
目 標 素 養
1.認識水存在電離平衡,了解其影響因素。
2.了解水的離子積常數,并能運用其進行簡單計算。
3.能進行溶液pH的簡單計算,掌握測定溶液pH的方法及調控溶液的酸堿性的方法。能選擇實例說明溶液pH的調控在工農業生產和科學研究中的重要作用。
4.掌握酸堿中和滴定的原理、操作方法和滴定誤差分析。
知 識 概 覽
一、水的電離
2.四個特點:
3.水的離子積常數。
(1)含義:當水的電離達到平衡時,電離產物H+和OH-濃度之積是一個常數,稱為水的離子積常數,簡稱水的離子積,用KW
表示。
(2)表達式:KW=　c(H+)·c(OH-)　。
(3)影響因素:KW只受溫度影響,由于水的電離是　吸熱　過程,溫度升高,KW　增大　。在常溫下,一般可以認為
KW=　1×10-14　。
(4)適用范圍:KW適用于純水及稀的電解質水溶液。
微判斷 (1)因為水是由水分子構成的,所以水中不存在離子。
(　　)
(2)水中加入酸或堿,水的電離受到抑制,KW變小。(　　)
(3)常溫下水的離子積KW=1×10-14,35 ℃時水的離子積KW=2.1×10-14,則35 ℃時水中的c(H+)>c(OH-)。(　　)
(4)某溫度下,純水中c(H+)=5×10-7mol·L-1,則
c(OH-)=2×10-8 mol·L-1。(　　)
×
×
×
×
二、溶液的酸堿性與pH
1.溶液酸堿性的判斷標準是c(H+)與c(OH-)的相對大小。常溫下,
中性溶液:c(H+)　=　c(OH-)=　1.0×10-7　 mol·L-1;
酸性溶液:c(H+)　>　c(OH-),c(H+)　>　1.0×10-7 mol·L-1,且c(H+)越大,酸性越　強　;
堿性溶液:c(H+)　<　c(OH-),c(H+)　<　1.0×10-7 mol·L-1,且c(OH-)越大,堿性越　強　。
2.溶液酸堿性的表示方法。
(1)當c(H+)或c(OH-)大于或等于
1 mol·L-1時,通常用　c(H+)或c(OH-)　直接表示。
(2)當c(H+)或c(OH-)小于1 mol·L-1時,通常用　pH　表示。
3.溶液的pH。
(1)表達式:pH=　-lg c(H+)　。
如c(H+)=1.0×10-5 mol·L-1的酸性溶液,pH= 5 。
(2)意義:pH越大,溶液堿性越　強　;pH越小,溶液酸性越
　強　。
(3)溶液的酸堿性與pH的關系(常溫下)。
4.測定溶液pH的方法。
(1)pH試紙法。
取一小片pH試紙放在玻璃片上,　用玻璃棒蘸取待測液少許,點在pH試紙上,將試紙顯示的顏色與標準比色卡對照,讀出溶液的pH　。最常用的廣泛pH試紙測得溶液的pH范圍是　1~14　,且都是　整數　值。
(2)pH計法。可精密測量溶液的pH,量程0~14,可精確到0.01。
微思考 用pH試紙測定溶液的pH,若將pH試紙潤濕,所測pH一定會有誤差嗎
提示:不一定。若待測溶液為中性,則測得的pH無誤差。
微訓練1.將純水加熱至較高溫度,下列敘述正確的是(　　)。
A.水的離子積變大、pH變小、呈酸性
B.水的離子積不變、pH不變、呈中性
C.水的離子積變小、pH變大、呈堿性
D.水的離子積變大、pH變小、呈中性
答案:D
解析:H2O的電離為吸熱過程,將純水加熱至較高溫度,水的電離平衡正向移動,c(H+)、c(OH-)增大,則水的離子積KW= c(H+)·c(OH-)增大,pH=-lg c(H+),pH減小,而c(H+)=c(OH-),仍呈中性。
2.某溫度下,純水中的c(H+)=5.0×10-7 mol·L-1,此時
c(OH-)=　　　　　 mol·L-1,這種水顯　　　(填“酸”“堿”或“中”)性,其理由是　　　　　　　　　;若溫度不變,向水中滴入稀鹽酸,用pH試紙測得溶液的pH=3,則溶液中
c(OH-)=　　　　 mol·L-1。
答案:5.0×10-7　中　c(H+)=c(OH-) 2.5×10-10
3.常溫下,0.1 mol·L-1的NaOH溶液中,c(OH-)=　　　　　　, c(H+)=　　　　　　, (OH-)=　　　　。
答案:0.1 mol·L-1　
1×10-13 mol·L-1
1×10-13 mol·L-1
一、影響水的電離平衡的因素與Kw
問題探究
我們知道,水是由水分子構成的,一般情況下,純水不導電。用精密的儀器測定純水的導電性,發現指針發生偏轉,說明純水中存在濃度極小的離子,純水能發生微弱的電離。水電離程度的大小與溫度有關。在水中加入酸、堿或其他物質也會影響水的電離程度。
1.與純水相比,稀鹽酸和稀NaOH溶液中,水的電離程度發生了怎樣的變化
提示:稀鹽酸和稀NaOH溶液中,增大了c(H+)或c(OH-),對水的電離起抑制作用。
2.KW=c(H+)·c(OH-)中的c(H+)和c(OH-)一定是水電離出的c(H+)和c(OH-)嗎
提示:不是。表達式中的c(H+)和c(OH-)均表示整個溶液中的c(H+)和c(OH-)。
歸納總結
1.影響水的電離平衡的因素。
H2O H++OH-　ΔH>0
條件變化 移動方向 c(H+) c(OH-) KW
升高溫度 向右移動 增大 增大 增大
加酸 向左移動 增大 減小 不變
加堿 向左移動 減小 增大 不變
加活潑金屬,如Na 向右移動 減小 增大 不變
(1)不同的溶液中,c(H+)與c(OH-)不一定相等,但由水電離產生的c(H+)與c(OH-)一定相等。
(2)在純水中加酸或加堿,都會抑制水的電離。判斷溶液中水的電離程度時,酸溶液看c(OH-),堿溶液看c(H+),常溫下酸溶液中的c(OH-)和堿溶液中的c(H+)都小于1.0×10-7 mol·L-1。
(3)任何稀的電解質水溶液中都有關系c(H+)·c(OH-)=KW,常溫下KW=1.0×10-14。保持溫度不變,改變其他條件使c(H+)增大時,c(OH-)必然減小,但不會變為0。
2.水的電離平衡曲線的理解與識別。
(1)曲線上的任意點(如A、B、C)的Kw都相同,即c(H+)·c(OH-)相同,溫度相同。
(2)曲線外的任意點(如D)與曲線上任意點的Kw不同,溫度不同。
(3)實現曲線上點之間的轉化需保持溫度不變,改變酸堿性;實現曲線上點與曲線外點之間的轉化一定改變溫度。
典例剖析
【例1】 水的電離常數如圖所示,曲線上的點都符合c(H+)·c(OH-)=常數,下列說法錯誤的是(　　)。
A.圖中溫度:T1>T2
B.圖中五點Kw間的關系:B>C>A=D=E
C.曲線a、b均代表純水的電離情況
D.若處在B點時,將0.005 mol·L-1的H2SO4
溶液與由水電離的c(H+)=1.0×10-12 mol·L-1
的KOH溶液等體積混合后,溶液顯堿性
C
解析:由圖像可知,A點在T2時的曲線上,而B點在T1時的曲線上,因為A、B點溶液中的氫離子與氫氧根離子的濃度相等,所以是純水的電離,B點的電離程度大于A點,所以溫度T1>T2,A項正確;由圖像可知,A、E、D都是T2時曲線上的點,Kw只與溫度有關,溫度相同時Kw相同,溫度升高,促進水的電離,Kw增大,則B>A=D=E,由C點c(OH-)·c(H+)可知,C點的Kw大于A點,則Kw:B>C>A=D=E,B項正確;由E點和D點c(H+)≠c(OH-)可知其不是純水的電離,C項錯誤;
B點時,Kw=1×10-12,0.005 mol·L-1的H2SO4中c(H+)=0.01 mol·L-1,由水電離的c(H+)=1.0×10-12 mol·L-1的KOH溶液中c(OH-)=1 mol·L-1,兩溶液等體積混合后,溶液顯堿性,D項正確。
學以致用
1.一定溫度下,測得純水中c(OH-)=2.5×10-7 mol·L-1,則c(H+)為(　　)。
A.2.5×10-7 mol·L-1 B.0.1×10-7 mol·L-1
D.無法確定c(H+)
答案:A
解析:在純水中,c(H+)=c(OH-)。一定溫度下,測得純水中c(OH-)=2.5×10-7 mol·L-1,則c(H+)=2.5×10-7 mol·L-1,A項正確。
2.某溫度時,水溶液中Kw=4×10-14。
(1)該溫度比室溫(25 ℃)高還是低 　　　　,該溫度下純水中c(H+)=　　　　mol·L-1。
(2)若溫度不變,滴入稀鹽酸使c(H+)=5.0×10-6 mol·L-1,
則c(OH-)=　　　　mol·L-1,
水電離的c水(H+)=　 　　mol·L-1。
答案:(1)高　2×10-7 　(2)8.0×10-9　8.0×10-9
方法歸納 溶液中由水電離出的c(H+)或c(OH-)的計算方法。
二、溶液的酸堿性與pH計算
問題探究
不同的電解質溶液會呈現不同的酸堿性。判斷溶液的酸堿性,可根據溶液中c(H+)和c(OH-)的相對大小。當c(H+)或c(OH-)都很小時,使用起來不方便,可以使用與c(H+)有直接關系的pH表示溶液的酸堿性,或者比較兩種溶液的酸堿性強弱。
1.使用pH判斷溶液的酸堿性要注意什么問題
提示:水的電離受溫度影響,不同溫度下純水或中性溶液的pH不同。使用pH判斷溶液的酸堿性時要指明溶液的溫度。
2.一定溫度下,強堿溶液的pH一定比弱堿溶液的pH大嗎
提示:不一定,pH的大小取決于溶液中c(OH-)的大小,強堿溶液中的c(OH-)不一定大,弱堿溶液中的c(OH-)不一定小。
歸納總結
1.溶液酸堿性的判斷依據。
2.溶液pH的計算思路。
(1)單一溶液pH的計算。
①強酸溶液,如HnA溶液,設溶質的物質的量濃度為c mol·L-1, c(H+)=nc mol·L-1,pH=-lg c(H+)=-lg nc。
②強堿溶液,如B(OH)n溶液,設溶質的物質的量濃度為c mol·L-1,c(H+)= mol·L-1,pH=-lg c(H+)=14+lg nc。
(2)兩強酸溶液混合后pH的計算。
由c混(H+)= 先求出混合后的c混(H+),再根據公式pH=-lg c(H+)求pH。若兩強酸溶液等體積混合,可采用速算方法:混合后溶液的pH等于混合前溶液pH小的加0.3。如pH=3和pH=5的鹽酸等體積混合后,pH=3.3。
(3)兩強堿溶液混合后pH的計算。
由c混(OH-)= 先求出混合后的c混(OH-),再通過Kw求出混合后的c(H+),最后求pH。若兩強堿溶液等體積混合,可采用速算方法:混合后溶液的pH等于混合前溶液pH大的減0.3。如pH=9和pH=11的燒堿溶液等體積混合后,pH=10.7。
(4)強酸、強堿溶液混合后溶液pH的計算方法。
①若強酸、強堿溶液混合恰好完全反應,則混合后溶液中的pH=7(25 ℃)。
②若酸過量,直接求反應后溶液中的c混(H+),
典例剖析
【例2】 按要求計算下列溶液的pH(常溫下,忽略混合后溶液體積的變化):
(1)0.1 mol·L-1的CH3COOH溶液(已知CH3COOH的電離常數Ka=1.8×10-5)。
(2)0.1 mol·L-1的氨水(NH3·H2O的電離度α=1%)。
(3)pH=2的鹽酸與等體積的水混合。
(4)常溫下,將0.1 mol·L-1氫氧化鈉溶液與0.06 mol·L-1硫酸等體積混合。
(5)25 ℃時,pH=3的硝酸和pH=12的氫氧化鋇溶液按照體積比為9∶1混合。
答案:(1)2.9　(2)11　(3)2.3　(4)2　(5)10
解析:酸性溶液和堿性溶液pH的計算思路不同,所以首先應分析溶液的酸堿性,然后按照不同的計算思路,計算溶液的pH。
(1)　　　CH3COOH　 CH3COO-+H+
c(初始) 0.1 mol·L-1 0 0
c(電離) c(H+) c(H+) c(H+)
c(平衡) 0.1-c(H+) c(H+) c(H+)
所以pH=-lg c(H+)=-lg (1.3×10-3)≈2.9。
c(初始) 0.1 mol·L-1 0 0
c(電離) 0.1×1% 0.1×1% 0.1×1%
mol·L-1 mol·L-1 mol·L-1 則c(OH-)=0.1×1% mol·L-1=10-3 mol·L-1,c(H+)=10-11 mol·L-1,所以pH=11。
(4)0.1 mol·L-1 NaOH溶液中c(OH-)=0.1 mol·L-1,0.06 mol·L-1的硫酸中c(H+)=0.06 mol·L-1×2=0.12 mol·L-1,二者等體積混合后溶液呈酸性,混合溶液中c(H+)= =0.01 mol·L-1,則pH=-lg 0.01=2。
學以致用
3.下列說法正確的是(　　)。
A.pH=7的溶液一定顯中性
B.常溫下由水電離的c(OH-)為1×10-8 mol·L-1的溶液一定呈酸性
C.c(H+)D.c(OH-)>1×10-7 mol·L-1的溶液一定呈堿性
答案:C
解析:常溫下由水電離的c(OH-)為1×10-8 mol·L-1,可能溶液中c(OH-)=1×10-8 mol·L-1,c(H+)=1×10-6 mol·L-1,溶液呈酸性,也可能溶液中c(H+)=1×10-8 mol·L-1,c(OH-)=1×10-6 mol·L-1,溶液呈堿性。
4.t ℃時,某NaOH稀溶液中c(H+)=10-a mol·L-1,
c(OH-)=10-b mol·L-1,請回答下列問題。
(1)該溫度下水的離子積常數KW=　　　　。
(2)該NaOH溶液中NaOH的物質的量濃度為　　　　　　,該NaOH溶液中由水電離出的c(OH-)為　　　　　　。
(3)給該NaOH溶液加熱,pH　　　　(填“變大”“變小”或“不變”)。
答案:(1)10-(a+b) (2)10-b mol·L-1　10-a mol·L-1 (3)變小
解析:(1)KW=c(H+)·c(OH-)=10-a·10-b=10-(a+b)。(2)c(NaOH)=c(OH-)=10-b mol·L-1;該溶液中c(H+)=10-a mol·L-1, NaOH溶液中H+全是水電離的, (H+)= (OH-)=10-a mol·L-1。(3)溫度升高時,KW變大,而c(H+)= ,所以c(H+)變大,pH變小。
三、酸、堿溶液稀釋的定量分析
問題探究
pH=2的某酸溶液稀釋至原體積的100倍,pH如何變化 pH=12的某堿溶液稀釋至原體積的100倍,pH如何變化
提示:若某酸為強酸,則pH=4。若為弱酸,則pH<4。同理,對pH=12的某堿溶液稀釋至原體積的100倍,若為強堿,則pH=10;若為弱堿,則pH>10。
歸納總結
1.常溫下,a、b為pH相等的NaOH溶液和氨水,c、d為pH相等的鹽酸和醋酸。對于該圖像,要深刻理解以下4點:
(1)對pH=y的強酸溶液稀釋時,溶液體積每增大至10n倍,pH就增大n個單位,即pH=y+n;對于pH=y的弱酸溶液來說,溶液體積每增大至10n倍,pH增大不足n個單位,即pH(2)對pH=x的強堿溶液稀釋時,溶液體積每增大至10n倍,pH就減小n個單位,即pH=x-n;對于pH=x的弱堿溶液來說,溶液體積每增大至10n倍,pH減小不足n個單位,即pH>x-n;無論怎樣稀釋,堿溶液的pH不能等于或小于7,只能趨近于7。
(3)加水稀釋至原體積的相同倍數后,溶液pH的大小:氨水>NaOH溶液,鹽酸>醋酸。
(4)若稀釋后溶液的pH仍然相等,則加水量:氨水>NaOH溶液,醋酸>鹽酸。
2.體積相同、濃度相同的鹽酸與醋酸加水。稀釋圖像如圖
所示。
典例剖析
【例3】 某溫度下,相同pH的鹽酸和醋酸分別加水稀釋,pH隨溶液體積變化的曲線如圖所示。據圖判斷正確的是(　　)。
A.Ⅱ為鹽酸稀釋時pH的變化曲線
B.N點溶液的導電性比P點溶液的導電性強
C.M點KW的數值比P點KW的數值大
D.N點酸溶液的總濃度大于M點酸溶液的
總濃度
答案:B
解析:由圖示稀釋至原體積的相同倍數,pH變化大的是鹽酸,故Ⅰ為鹽酸稀釋時pH變化曲線,A項錯誤;N點比P點pH小,故N點c(H+)大,溶液中離子濃度N>P,溶液導電性N>P,B項正確;溫度不變,KW不變,C項錯誤;相同pH的鹽酸和醋酸,醋酸濃度遠大于鹽酸濃度,稀釋至原體積的相同倍數時,醋酸(Ⅱ)濃度大于鹽酸(Ⅰ)濃度,D項錯誤。
學以致用
5.常溫下,關于溶液的稀釋,下列說法正確的是(　　)。
A.pH=3的CH3COOH溶液稀釋至原體積的100倍,pH=5
B.若1 mL pH=1的鹽酸與100 mL NaOH溶液混合后,溶液的pH=7,則NaOH溶液的pH=11
C.將1 L 0.1 mol·L-1的Ba(OH)2溶液稀釋為2 L,pH=12
D.pH=8的NaOH溶液稀釋至原體積的100倍,其pH=6
答案:B
解析:A項,pH=3的CH3COOH溶液在稀釋過程中電離平衡正向移動,稀釋至原體積的100倍時,31.常溫下,水的電離達到平衡:H2O H++OH-　ΔH>0,下列敘述正確的是(　　)。
A.向水中加入稀氨水,平衡逆向移動,c(OH-)降低
B.向水中加入少量固體硫酸氫鈉,c(H+)增大,KW不變
C.向水中加入少量CH3COOH,平衡逆向移動,c(H+)降低
D.將水加熱,KW增大,c(H+)不變
答案:B
解析:解答時要先分析水的電離平衡的移動方向,再討論c(H+)、c(OH-)或KW的變化。向水中加入稀氨水,c(OH-)增大,平衡逆向移動,c(H+)減小,A項不正確;向水中加入少量固體NaHSO4:NaHSO4══Na++H++ ,c(H+)增大,但KW不變,B項正確;向水中加入少量CH3COOH后,使水的電離平衡逆向移動,c(OH-)減小,c(H+)增大,C項不正確;將水加熱,水的電離平衡正向移動,c(H+)、c(OH-)均增大,KW增大,但仍呈中性,D項不正確。
2.在相同溫度下,0.01 mol·L-1的NaOH溶液和0.01 mol·L-1的鹽酸相比,下列說法正確的是(　　)。
A.由水電離出的c(H+)相等
B.由水電離出的c(H+)都是1.0×10-12 mol·L-1
C.由水電離出的c(OH-)都是0.01 mol·L-1
D.兩者都促進了水的電離
答案:A
3.用pH試紙測定某無色溶液的pH,正確的是(　　)。
A.用廣泛pH試紙測得該溶液的pH為3.2
B.用pH試紙蘸取溶液,觀察其顏色變化并與標準比色卡對照
C.用干燥、潔凈的玻璃棒蘸取溶液,滴在pH試紙上,觀察其顏色變化并與標準比色卡對照
D.用干燥、潔凈的玻璃棒蘸取溶液,滴在濕潤的pH試紙上,所測得的pH一定偏小
答案:C
解析:廣泛pH試紙的讀數不會出現小數,只能讀到整數,A項錯誤;pH試紙直接浸入待測液,會污染溶液,B項錯誤;用玻璃棒蘸取待測液,滴在pH試紙上,觀察其顏色并與標準比色卡對照,測得溶液pH,C項正確;測溶液的pH時pH試紙不能濕潤,防止產生實驗誤差,測量的pH結果不一定偏低,如測得的中性溶液氯化鈉溶液的pH不變,D項錯誤。
4.已知25 ℃和t ℃時,水的電離平衡曲線如圖所示。
(1)25 ℃時表示純水的電離平衡的點應為　　　　　(填“A”或“B”),請說明理由:
　 。
(2)將A點變為B點,采取的措施是
　　　　　　　　　　。
(3)C點c(H+)=　　　　　　,
D點c(OH-)=　　　　　。
答案:(1)A　水的電離是吸熱過程,溫度低時,電離程度小, c(H+)、c(OH-)小
(2)升高溫度至t ℃
(3)10-8 mol·L-1　10-8 mol·L-1
解析:(1)水的電離是吸熱過程,當溫度升高時,促進水的電離,水的離子積增大,水中c(H+)、c(OH-)都增大,結合圖像中A、B兩點的情況及c(H+)、c(OH-)可以判斷表示25 ℃時純水的電離平衡的點應為A。
(2)A點的Kw=10-14,B點的Kw=10-12,
故由A點變為B點需進行升溫。
5.25 ℃時,pH的簡單計算。
(1)1 mL pH=2的硫酸溶液加水稀釋至100 mL,pH=　　　　。
(2)常溫下,由水電離出的c(H+)=1×10-12 mol·L-1,則該溶液的pH可能為　　　　。
(3)體積均為100 mL pH=2的CH3COOH溶液與一元酸HX溶液,加水稀釋過程中pH與溶液體積的變化關系如圖所示,則HX的電離平衡常數　　　　(填“大于”“小于”或“等于”) CH3COOH的電離平衡常數。
(4)常溫下,pH=12的NaOH溶液與pH=1的HCl溶液按一定比例混合,所得溶液pH=2,則NaOH溶液與HCl溶液的體積比為
　　　　　。
答案:(1)4　(2)2或12　(3)大于　(4)9∶2
解析:(1)1 mL pH=2的H2SO4溶液加水稀釋到100 mL,溶液中c(H+)由10-2 mol·L-1變為10-4 mol·L-1,則稀釋后溶液的pH=-lg 10-4=4。(2)如果該溶液呈酸性,c(H+)=0.01 mol·L-1,溶液的pH=-lg 0.01=2;如果該溶液呈堿性,c(OH-)=0.01 mol·L-1,
則溶液的pH=-lg(1×10-12)=12。
(3)pH相等的酸,加水稀釋促進弱酸電離,稀釋相同的倍數,pH變化大的為較強的酸,變化小的為較弱的酸,所以HX的酸性大于醋酸,則HX的電離平衡常數大于醋酸。
(4)pH=12的NaOH溶液中c(OH-)=10-2 mol·L-1,pH=1的HCl溶液中c(H+)=0.1 mol·L-1;設氫氧化鈉溶液體積為V堿,HCl溶液體積為V酸,依據混合溶液的pH=2知,氫離子過量,
則混合溶液中氫離子濃度為第二節　水的電離和溶液的pH
第1課時　水的電離　溶液的酸堿性與pH
課后·訓練提升
基礎鞏固
1.在不同溫度下水的離子積為Kw(25 ℃)=1.0×10-14,Kw(35 ℃)=2.1×10-14,則下列敘述正確的是(　　)。
A.c(H+)隨溫度的升高而降低
B.35 ℃時,c(H+)>c(OH-)
C.水的pH:pH(35 ℃)>pH(25 ℃)
D.35 ℃時已電離的水的濃度約為1.45×10-7mol·L-1
答案:D
解析:由兩種溫度下水的離子積常數值知,水的電離是吸熱過程,溫度高時水中c(H+)較大,pH較小,但水中c(H+)=c(OH-),水呈中性,A、B、C項錯誤。已電離的水的濃度與電離生成的c(H+)或c(OH-)相等,利用水的離子積常數可判斷D項正確。
2.常溫下,在0.01 mol·L-1硫酸中,水電離出的H+的濃度是(　　)。
A.5×10-13 mol·L-1
B.0.02 mol·L-1
C.1×10-7 mol·L-1
D.1×10-12 mol·L-1
答案:A
解析:溶液中的H+有兩部分來源:水電離出來的H+和H2SO4電離出來的H+。其中H2SO4電離出來的H+為c(H+)=0.01 mol·L-1×2=0.02 mol·L-1,受H2SO4的抑制,水電離出來的H+要小于10-7 mol·L-1,溶液中的H+幾乎全部來自H2SO4,可以認為溶液中的H+的總濃度就是0.02 mol·L-1。根據Kw可計算出溶液中的c(OH-)=5×10-13 mol·L-1。水電離出等量的H+和OH-,所以水電離出的H+的濃度也是5×10-13 mol·L-1。
3.關于室溫下pH=11的氨水,下列說法不正確的是(　　)。
A.溶液中c(OH-)=1.0×10-3 mol·L-1
B.由水電離出的c(OH-)=1.0×10-11 mol·L-1
C.加水稀釋100倍后,一水合氨的電離程度增大
D.加入等體積pH=3的鹽酸充分反應后,溶液呈中性
答案:D
解析:室溫下pH=11的氨水,c(H+)=10-11 mol·L-1,則c(OH-)= mol·L-1 =1.0×10-3 mol·L-1,A項正確;氨水中的H+只由水電離產生,且水電離產生的H+、OH-濃度相等,故由水電離出的c(OH-)=c(H+)=1.0×10-11 mol·L-1,B項正確;加水稀釋100倍后,一水合氨的電離平衡正向移動,因此其電離程度一定會增大,C項正確;NH3·H2O是弱電解質,在溶液中存在電離平衡,主要以電解質分子存在,該氨水的pH=11,c(OH-)=1.0×10-3 mol·L-1,但c(NH3·H2O)>1.0×10-3 mol·L-1。HCl是一元強酸,溶液pH=3,則c(HCl)=c(H+)=1.0×10-3 mol·L-1,當二者等體積混合后,由于n(NH3·H2O)>n(HCl),混合后溶液為過量NH3·H2O和反應產生的NH4Cl的混合溶液,NH3·H2O進一步電離產生OH-,使溶液顯堿性,D項錯誤。
4.常溫下,在由水電離出的c(OH-)=1.0×10-12 mol·L-1的溶液中,一定能大量共存的離子組是(　　)。
A.K+、Na+、HC、Cl-
B.K+、Mn、Br-、Cl-
C.Na+、Cl-、N、S
D.Al3+、N、Cl-、S
答案:C
解析:室溫時由水電離出的c(OH-)=1.0×10-12mol·L-1的溶液中存在大量氫離子或氫氧根離子。HC與氫離子和氫氧根離子反應,在溶液中一定不能大量共存,A項錯誤;Mn、Cl-在酸性條件下發生氧化還原反應,在溶液中不能大量共存,B項錯誤;Na+、Cl-、N、S之間不反應,都不與氫離子、氫氧根離子反應,在溶液中能夠大量共存,C項正確;Al3+、N與氫氧根離子反應,在溶液中不能大量共存,D項錯誤。
5.下列說法正確的是(　　)。
A.在100 ℃時,pH約為6的純水呈酸性
B.常溫下,將1 mL 1×10-6 mol·L-1鹽酸稀釋至1 000 mL,所得溶液的pH約為9
C.常溫下,當水電離出的c(H+)為1×10-13 mol·L-1時,此溶液的pH可能為1或13
D.常溫下,將pH=2的鹽酸和CH3COOH溶液各1 mL分別稀釋至100 mL,所得CH3COOH溶液的pH略大
答案:C
解析:100 ℃時,純水的pH約為6,但是氫離子濃度與氫氧根離子濃度相等,顯中性,A項錯誤;酸溶液無限稀釋后其pH不會大于7,B項錯誤;常溫下,Kw=c(OH-)·c(H+)=10-14,當水電離出的c(H+)為1×10-13 mol·L-1時,溶液中氫離子濃度可能是1×10-13 mol·L-1也可能是1×10-1 mol·L-1,所以pH可能為1或13,C項正確;將pH=2的鹽酸和CH3COOH溶液各1 mL分別稀釋至100 mL,因為CH3COOH存在電離平衡,稀釋促進CH3COOH的電離,所以CH3COOH溶液的pH變化小,D項錯誤。
6.一定溫度下,水溶液中H+和OH-的濃度變化曲線如圖。下列說法不正確的是(　　)。
A.升高溫度,不能實現由C向B的變化
B.該溫度下,水的離子積常數為1.0×10-14
C.該溫度下,加入稀鹽酸可能引起由B向A的變化
D.該溫度下,稀釋溶液可能引起由C向D的變化
答案:D
解析:C點溶液中c(OH-)>c(H+),溶液呈堿性,升溫,溶液中c(OH-)不可能減小,A項正確;由B點對應c(H+)與c(OH-)可知,Kw=c(H+)·c(OH-)=1.0×10-7×1.0×10-7=1.0×10-14,B項正確;加入稀鹽酸,溶液中c(H+)增大,因一定溫度下水的離子積是常數,故溶液中c(OH-)減小,因此可能引起由B向A的變化,C項正確;C點溶液呈堿性,稀釋時c(OH-)減小,同時c(H+)應增大,故稀釋溶液時不可能引起由C向D的變化,D項錯誤。
7.某溫度下,向c(H+)=1×10-6 mol·L-1的蒸餾水中加入NaHSO4晶體,保持溫度不變,測得溶液中c(H+)=1×10-3 mol·L-1。下列對該溶液的敘述不正確的是(　　)。
A.該溫度高于25 ℃
B.由水電離出來的H+的濃度為1×10-11 mol·L-1
C.加入NaHSO4晶體抑制水的電離
D.取該溶液加水稀釋100倍,溶液中的c(OH-)增大
答案:B
解析:25 ℃時,純水中c(H+)=1×10-7 mol·L-1,而此溫度下,c(H+)=1×10-6 mol·L-1,說明水的電離得到促進,故T>25 ℃,A項正確;該溫度下,c(H+)=1×10-6 mol·L-1,水的離子積常數為Kw=c(H+)·c(OH-)=1×10-12,當c(H+)=1×10-3 mol·L-1時,c(OH-)=1×10-9 mol·L-1,故由水電離出來的c(H+)=1×10-9 mol·L-1,B項錯誤;NaHSO4電離生成的氫離子對水的電離起抑制作用,水的電離程度減小,C項正確;溫度不變時,Kw不變,加水稀釋,c(H+)減小,Kw=c(H+)·c(OH-),所以c(OH-)增大,D項正確。
8.在水的電離平衡中,c(H+)和c(OH-)的關系如下圖所示:
(1)A點水的離子積為1×10-14,B點水的離子積為　　　　　　,造成水的離子積變化的原因是　 　。
(2)25 ℃時,H2R在水溶液中的電離方程式為H2RH++HR-,HR-H++R2-。0.1 mol·L-1H2R溶液的pH　　　　　(填“>”“<”或“=”)1。
(3)100 ℃時,0.01 mol·L-1 NaOH溶液的pH=　　　　　　。
答案:(1)1×10-12　水的電離吸熱,升高溫度,水的電離程度增大,水的離子積增大　(2)<　(3)10
解析:(1)對于100 ℃曲線,Kw=c(H+)·c(OH-)=1.0×10-12;水的電離過程是吸熱的,100 ℃曲線相對于25 ℃曲線是升高溫度,則水的電離程度增大,水的離子積增大。
(2)由H2R的電離方程式H2RH++HR-,HR-H++R2-可知,第一步完全電離,第二步部分電離,0.1 mol·L-1H2R溶液中氫離子濃度大于0.1 mol·L-1,因此pH<1。
(3)100 ℃時,Kw=10-12,0.01 mol·L-1NaOH溶液中,c(OH-)=0.01 mol·L-1, c(H+)= mol·L-1=10-10 mol·L-1,pH=-lg c(H+)=10。
9.請回答下列問題。
(1)某溫度下,純水中c(H+)=5×10-7 mol·L-1,則此時純水中的c(OH-)=　　 mol·L-1;若溫度不變,滴入稀硫酸使c(H+)=5.0×10-3 mol·L-1,則c(OH-)=　　　　　　 mol·L-1。
(2)已知常溫下pH=2的高碘酸(H5IO6)溶液與pH=12的NaOH溶液等體積混合,所得混合溶液呈酸性,則高碘酸的電離方程式是 　。
答案:(1)5×10-7　5.0×10-11
(2)H5IO6H++H4I
解析:(1)純水中c(H+)=c(OH-)=5×10-7 mol·L-1,所以該溫度下Kw=2.5×10-13,滴入稀硫酸后,c(H+)=5.0×10-3 mol·L-1,則溶液中c(OH-)==5.0×10-11 mol·L-1。(2)常溫下pH=2的高碘酸(H5IO6)溶液與pH=12的NaOH溶液等體積混合,所得混合溶液呈酸性,表明高碘酸H5IO6為弱酸,不完全電離,所以電離方程式為H5IO6H++H4I。
10.某溫度下的水溶液中,c(H+)=10-x mol·L-1,c(OH-)=10-y mol·L-1。x與y的關系如下圖所示:
(1)該溫度下水的離子積為　　　　(填具體數值);該溫度　　　　(填“高于”“低于”或“等于”)常溫。
(2)該溫度下0.01 mol·L-1 NaOH溶液的pH為　 　。
(3)除了用pH外,科學家還建議用酸度(AG)來表示溶液的酸堿性:AG=lg,則該溫度下,0.01 mol·L-1鹽酸的酸度AG=　　　　。
答案:(1)10-13　高于　(2)11　(3)9
解析:(1)當x=4時,y=9,則Kw=c(H+)·c(OH-)=10-4×10-9=10-13且大于10-14,
故該溫度高于常溫。
(2)c(H+)= mol·L-1=10-11 mol·L-1,
pH=-lg c(H+)=11。
(3)AG=lg=lg=lg 109=9。
能力提升
1.下列有關水電離情況的說法錯誤的是(　　)。
A.t ℃時,Kw=1×10-12,此溫度下pH=6的溶液呈中性
B.HCl、NaOH、NaHSO4溶于水,對水的電離都有抑制作用
C.常溫下,在pH=4的鹽酸中,由水電離出的c(H+)=1×10-4 mol·L-1
D.如圖為水的電離平衡曲線,從A點到C點,可采用升高溫度的方法
答案:C
解析:t ℃時,Kw=c(H+)·c(OH-)=1×10-12,c(H+)=c(OH-)= mol·L-1=1×10-6 mol·L-1,即pH=6,此溫度下pH=6的溶液呈中性,A項正確;HCl、NaOH、NaHSO4溶于水電離出H+或OH-,抑制水的電離,B項正確;常溫下,pH=4的鹽酸中,c(OH-)=1×10-10 mol·L-1,由水電離出的c(H+)=1×10-10 mol·L-1,C項錯誤;圖中A點到C點,c(H+)與c(OH-)同等程度增大,說明是溫度升高的結果,D項正確。
2.一定溫度下,用水稀釋0.1 mol·L-1的一元弱酸HA,隨著稀釋的進行,下列數值一定增大的是(Kw表示水的離子積,Ka表示HA的電離常數)(　　)。
A.Kw B.
C. D.c(OH-)
答案:D
解析:溫度不變,Kw不變,A項不符合題意;根據Ka=,推出,加水稀釋時,HA電離程度增大,n(HA)減小,n(A-)增大,則減小,B、C項不符合題意;加水稀釋,HA電離程度增大,但是c(H+)減小,因Kw不變,可知c(OH-)增大,D符合題意。
3.在體積都為1 L,c(H+)都為0.01 mol·L-1的鹽酸和醋酸溶液中,投入0.65 g鋅粒,則下列圖示符合客觀事實的是(　　)。
答案:C
解析:鹽酸是強酸,醋酸是弱酸,c(H+)都為0.01 mol·L-1的兩溶液的初始pH都等于2,兩溶液體積都為1 L,所以n(HCl)=0.01 mol,n(CH3COOH)>0.01 mol,n(Zn)=0.01 mol,鹽酸可反應完全,醋酸過量。A項,相同時間內pH變化較大的應為HCl,錯誤;B項,產生H2的速率大的應為CH3COOH,錯誤;D項,相同時間內c(H+)變化較大的應為HCl,錯誤。
4.常溫下,向一定體積pH=13的氫氧化鉀溶液中逐滴加入pH=1的稀鹽酸,溶液的pH與pOH[pOH=-lgc(OH-)]的變化關系如圖所示。
下列有關說法錯誤的是(　　)。
A.Q點溶液呈中性,且a=7
B.M點和N點水的電離程度不相等
C.Q點消耗稀鹽酸的體積等于氫氧化鉀溶液的體積
D.若b=12,則N點消耗稀鹽酸的體積與氫氧化鉀溶液的體積之比為9∶11
答案:B
解析:Q點溶液的pH=pOH,因此溶液呈中性,由于是常溫下,則a=7,A正確;M點溶液的pOH與N點溶液的pH相等,即M點溶液(呈酸性)中氫離子和N點溶液(呈堿性)中氫氧根離子的濃度相等,二者對水的電離的抑制程度相等,所以水的電離程度相等,B錯誤;Q點溶液呈中性,氫氧化鉀和稀鹽酸恰好完全反應,由于二者的濃度相等,則消耗稀鹽酸的體積等于氫氧化鉀溶液的體積,C正確;N點溶液呈堿性,稀鹽酸不足,氫氧化鉀過量,若b=12,則反應后溶液中氫氧根離子的濃度是0.01 mol·L-1,則=0.01 mol·L-1,解得V(HCl)∶V(KOH) =9∶11,所以消耗稀鹽酸的體積與氫氧化鉀溶液的體積之比為9∶11,D正確。
5.如圖表示水中c(H+)和c(OH-)的關系,下列判斷錯誤的是(　　)。
A.兩條曲線間任意點均有c(H+)·c(OH-)=Kw
B.M區域內任意點均有c(H+)C.圖中T1D.XZ線上任意點均有pH=7
答案:D
解析:任何水溶液中都有Kw=c(H+)·c(OH-),因此兩條曲線間任一點均有此關系,A項正確;XZ線上任意點溶液呈中性,M區域在XZ上方,均有c(H+)6.下表是不同溫度下水的離子積:
溫度/℃ 25 t1 t2
水的離子積Kw 1×10-14 a 1×10-12
(1)若25”“<”或“=”)1×10-14。
(2)25 ℃時,某Na2SO4溶液中c(S)=5×10-4 mol·L-1,取該溶液1 mL加水稀釋至10 mL,則稀釋后溶液中c(Na+)∶c(OH-)=　　　　　。
(3)在t2 ℃,pH=10的NaOH溶液中,水電離產生的OH-濃度為　　　　　　　。
(4)在t2 ℃時由水電離出的c(H+)=1×10-6 mol·L-1。若該溫度下,某溶液的pH=7,則該溶液中c(OH-)=　　　　c(H+)。
答案:(1)>　
(2)1 000∶1　
(3)1×10-10 mol·L-1　
(4)100
解析:(1)升溫,Kw變大。
(2)c(S)=5×10-4 mol·L-1,則c(Na+)=2c(S)=1×10-3 mol·L-1,稀釋至原溶液體積的10倍,則c(Na+)=1×10-4 mol·L-1;25 ℃時,Na2SO4溶液中c(OH-)=1×10-7 mol·L-1,稀釋至原溶液體積的10倍后仍然為1×10-7 mol·L-1,則c(Na+)∶c(OH-)=103∶1。
(3)在t2 ℃時,pH=10的NaOH溶液中c(H+)=1×10-10 mol·L-1,NaOH溶液中,H+來自水的電離,水電離出H+的同時也電離出等量的OH-。
(4)在t2 ℃時,水電離的c(H+)=1×10-6 mol·L-1,則此時水電離的c(OH-)=1×10-6 mol·L-1,即t2 ℃時Kw=(1×10-6)×(1×10-6)=10-12;某溶液的pH=7,c(H+)=1×10-7 mol·L-1,該溶液中c(OH-)=1×10-5 mol·L-1>c(H+),溶液呈堿性,此時=100,即c(OH-)=100c(H+)。
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