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第1课时 水的电离 溶液的酸碱性与pH
目 标 素 养
1.认识水存在电离平衡,了解其影响因素。
2.了解水的离子积常数,并能运用其进行简单计算。
3.能进行溶液pH的简单计算,掌握测定溶液pH的方法及调控溶液的酸碱性的方法。能选择实例说明溶液pH的调控在工农业生产和科学研究中的重要作用。
4.掌握酸碱中和滴定的原理、操作方法和滴定误差分析。
知 识 概 览
一、水的电离
2.四个特点:
3.水的离子积常数。
(1)含义:当水的电离达到平衡时,电离产物H+和OH-浓度之积是一个常数,称为水的离子积常数,简称水的离子积,用KW
表示。
(2)表达式:KW= c(H+)·c(OH-) 。
(3)影响因素:KW只受温度影响,由于水的电离是 吸热 过程,温度升高,KW 增大 。在常温下,一般可以认为
KW= 1×10-14 。
(4)适用范围:KW适用于纯水及稀的电解质水溶液。
微判断 (1)因为水是由水分子构成的,所以水中不存在离子。
( )
(2)水中加入酸或碱,水的电离受到抑制,KW变小。( )
(3)常温下水的离子积KW=1×10-14,35 ℃时水的离子积KW=2.1×10-14,则35 ℃时水中的c(H+)>c(OH-)。( )
(4)某温度下,纯水中c(H+)=5×10-7mol·L-1,则
c(OH-)=2×10-8 mol·L-1。( )
×
×
×
×
二、溶液的酸碱性与pH
1.溶液酸碱性的判断标准是c(H+)与c(OH-)的相对大小。常温下,
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 强 ;
碱性溶液:c(H+) < c(OH-),c(H+) < 1.0×10-7 mol·L-1,且c(OH-)越大,碱性越 强 。
2.溶液酸碱性的表示方法。
(1)当c(H+)或c(OH-)大于或等于
1 mol·L-1时,通常用 c(H+)或c(OH-) 直接表示。
(2)当c(H+)或c(OH-)小于1 mol·L-1时,通常用 pH 表示。
3.溶液的pH。
(1)表达式:pH= -lg c(H+) 。
如c(H+)=1.0×10-5 mol·L-1的酸性溶液,pH= 5 。
(2)意义:pH越大,溶液碱性越 强 ;pH越小,溶液酸性越
强 。
(3)溶液的酸碱性与pH的关系(常温下)。
4.测定溶液pH的方法。
(1)pH试纸法。
取一小片pH试纸放在玻璃片上, 用玻璃棒蘸取待测液少许,点在pH试纸上,将试纸显示的颜色与标准比色卡对照,读出溶液的pH 。最常用的广泛pH试纸测得溶液的pH范围是 1~14 ,且都是 整数 值。
(2)pH计法。可精密测量溶液的pH,量程0~14,可精确到0.01。
微思考 用pH试纸测定溶液的pH,若将pH试纸润湿,所测pH一定会有误差吗
提示:不一定。若待测溶液为中性,则测得的pH无误差。
微训练1.将纯水加热至较高温度,下列叙述正确的是( )。
A.水的离子积变大、pH变小、呈酸性
B.水的离子积不变、pH不变、呈中性
C.水的离子积变小、pH变大、呈碱性
D.水的离子积变大、pH变小、呈中性
答案:D
解析:H2O的电离为吸热过程,将纯水加热至较高温度,水的电离平衡正向移动,c(H+)、c(OH-)增大,则水的离子积KW= c(H+)·c(OH-)增大,pH=-lg c(H+),pH减小,而c(H+)=c(OH-),仍呈中性。
2.某温度下,纯水中的c(H+)=5.0×10-7 mol·L-1,此时
c(OH-)= mol·L-1,这种水显 (填“酸”“碱”或“中”)性,其理由是 ;若温度不变,向水中滴入稀盐酸,用pH试纸测得溶液的pH=3,则溶液中
c(OH-)= mol·L-1。
答案:5.0×10-7 中 c(H+)=c(OH-) 2.5×10-10
3.常温下,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、影响水的电离平衡的因素与Kw
问题探究
我们知道,水是由水分子构成的,一般情况下,纯水不导电。用精密的仪器测定纯水的导电性,发现指针发生偏转,说明纯水中存在浓度极小的离子,纯水能发生微弱的电离。水电离程度的大小与温度有关。在水中加入酸、碱或其他物质也会影响水的电离程度。
1.与纯水相比,稀盐酸和稀NaOH溶液中,水的电离程度发生了怎样的变化
提示:稀盐酸和稀NaOH溶液中,增大了c(H+)或c(OH-),对水的电离起抑制作用。
2.KW=c(H+)·c(OH-)中的c(H+)和c(OH-)一定是水电离出的c(H+)和c(OH-)吗
提示:不是。表达式中的c(H+)和c(OH-)均表示整个溶液中的c(H+)和c(OH-)。
归纳总结
1.影响水的电离平衡的因素。
H2O H++OH- ΔH>0
条件变化 移动方向 c(H+) c(OH-) KW
升高温度 向右移动 增大 增大 增大
加酸 向左移动 增大 减小 不变
加碱 向左移动 减小 增大 不变
加活泼金属,如Na 向右移动 减小 增大 不变
(1)不同的溶液中,c(H+)与c(OH-)不一定相等,但由水电离产生的c(H+)与c(OH-)一定相等。
(2)在纯水中加酸或加碱,都会抑制水的电离。判断溶液中水的电离程度时,酸溶液看c(OH-),碱溶液看c(H+),常温下酸溶液中的c(OH-)和碱溶液中的c(H+)都小于1.0×10-7 mol·L-1。
(3)任何稀的电解质水溶液中都有关系c(H+)·c(OH-)=KW,常温下KW=1.0×10-14。保持温度不变,改变其他条件使c(H+)增大时,c(OH-)必然减小,但不会变为0。
2.水的电离平衡曲线的理解与识别。
(1)曲线上的任意点(如A、B、C)的Kw都相同,即c(H+)·c(OH-)相同,温度相同。
(2)曲线外的任意点(如D)与曲线上任意点的Kw不同,温度不同。
(3)实现曲线上点之间的转化需保持温度不变,改变酸碱性;实现曲线上点与曲线外点之间的转化一定改变温度。
典例剖析
【例1】 水的电离常数如图所示,曲线上的点都符合c(H+)·c(OH-)=常数,下列说法错误的是( )。
A.图中温度:T1>T2
B.图中五点Kw间的关系:B>C>A=D=E
C.曲线a、b均代表纯水的电离情况
D.若处在B点时,将0.005 mol·L-1的H2SO4
溶液与由水电离的c(H+)=1.0×10-12 mol·L-1
的KOH溶液等体积混合后,溶液显碱性
C
解析:由图像可知,A点在T2时的曲线上,而B点在T1时的曲线上,因为A、B点溶液中的氢离子与氢氧根离子的浓度相等,所以是纯水的电离,B点的电离程度大于A点,所以温度T1>T2,A项正确;由图像可知,A、E、D都是T2时曲线上的点,Kw只与温度有关,温度相同时Kw相同,温度升高,促进水的电离,Kw增大,则B>A=D=E,由C点c(OH-)·c(H+)可知,C点的Kw大于A点,则Kw:B>C>A=D=E,B项正确;由E点和D点c(H+)≠c(OH-)可知其不是纯水的电离,C项错误;
B点时,Kw=1×10-12,0.005 mol·L-1的H2SO4中c(H+)=0.01 mol·L-1,由水电离的c(H+)=1.0×10-12 mol·L-1的KOH溶液中c(OH-)=1 mol·L-1,两溶液等体积混合后,溶液显碱性,D项正确。
学以致用
1.一定温度下,测得纯水中c(OH-)=2.5×10-7 mol·L-1,则c(H+)为( )。
A.2.5×10-7 mol·L-1 B.0.1×10-7 mol·L-1
D.无法确定c(H+)
答案:A
解析:在纯水中,c(H+)=c(OH-)。一定温度下,测得纯水中c(OH-)=2.5×10-7 mol·L-1,则c(H+)=2.5×10-7 mol·L-1,A项正确。
2.某温度时,水溶液中Kw=4×10-14。
(1)该温度比室温(25 ℃)高还是低 ,该温度下纯水中c(H+)= mol·L-1。
(2)若温度不变,滴入稀盐酸使c(H+)=5.0×10-6 mol·L-1,
则c(OH-)= mol·L-1,
水电离的c水(H+)= mol·L-1。
答案:(1)高 2×10-7 (2)8.0×10-9 8.0×10-9
方法归纳 溶液中由水电离出的c(H+)或c(OH-)的计算方法。
二、溶液的酸碱性与pH计算
问题探究
不同的电解质溶液会呈现不同的酸碱性。判断溶液的酸碱性,可根据溶液中c(H+)和c(OH-)的相对大小。当c(H+)或c(OH-)都很小时,使用起来不方便,可以使用与c(H+)有直接关系的pH表示溶液的酸碱性,或者比较两种溶液的酸碱性强弱。
1.使用pH判断溶液的酸碱性要注意什么问题
提示:水的电离受温度影响,不同温度下纯水或中性溶液的pH不同。使用pH判断溶液的酸碱性时要指明溶液的温度。
2.一定温度下,强碱溶液的pH一定比弱碱溶液的pH大吗
提示:不一定,pH的大小取决于溶液中c(OH-)的大小,强碱溶液中的c(OH-)不一定大,弱碱溶液中的c(OH-)不一定小。
归纳总结
1.溶液酸碱性的判断依据。
2.溶液pH的计算思路。
(1)单一溶液pH的计算。
①强酸溶液,如HnA溶液,设溶质的物质的量浓度为c mol·L-1, c(H+)=nc mol·L-1,pH=-lg c(H+)=-lg nc。
②强碱溶液,如B(OH)n溶液,设溶质的物质的量浓度为c mol·L-1,c(H+)= mol·L-1,pH=-lg c(H+)=14+lg nc。
(2)两强酸溶液混合后pH的计算。
由c混(H+)= 先求出混合后的c混(H+),再根据公式pH=-lg c(H+)求pH。若两强酸溶液等体积混合,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的盐酸等体积混合后,pH=3.3。
(3)两强碱溶液混合后pH的计算。
由c混(OH-)= 先求出混合后的c混(OH-),再通过Kw求出混合后的c(H+),最后求pH。若两强碱溶液等体积混合,可采用速算方法:混合后溶液的pH等于混合前溶液pH大的减0.3。如pH=9和pH=11的烧碱溶液等体积混合后,pH=10.7。
(4)强酸、强碱溶液混合后溶液pH的计算方法。
①若强酸、强碱溶液混合恰好完全反应,则混合后溶液中的pH=7(25 ℃)。
②若酸过量,直接求反应后溶液中的c混(H+),
典例剖析
【例2】 按要求计算下列溶液的pH(常温下,忽略混合后溶液体积的变化):
(1)0.1 mol·L-1的CH3COOH溶液(已知CH3COOH的电离常数Ka=1.8×10-5)。
(2)0.1 mol·L-1的氨水(NH3·H2O的电离度α=1%)。
(3)pH=2的盐酸与等体积的水混合。
(4)常温下,将0.1 mol·L-1氢氧化钠溶液与0.06 mol·L-1硫酸等体积混合。
(5)25 ℃时,pH=3的硝酸和pH=12的氢氧化钡溶液按照体积比为9∶1混合。
答案:(1)2.9 (2)11 (3)2.3 (4)2 (5)10
解析:酸性溶液和碱性溶液pH的计算思路不同,所以首先应分析溶液的酸碱性,然后按照不同的计算思路,计算溶液的pH。
(1) CH3COOH CH3COO-+H+
c(初始) 0.1 mol·L-1 0 0
c(电离) 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(电离) 0.1×1% 0.1×1% 0.1×1%
mol·L-1 mol·L-1 mol·L-1 则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-1,二者等体积混合后溶液呈酸性,混合溶液中c(H+)= =0.01 mol·L-1,则pH=-lg 0.01=2。
学以致用
3.下列说法正确的是( )。
A.pH=7的溶液一定显中性
B.常温下由水电离的c(OH-)为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的溶液一定呈碱性
答案:C
解析:常温下由水电离的c(OH-)为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,溶液呈碱性。
4.t ℃时,某NaOH稀溶液中c(H+)=10-a mol·L-1,
c(OH-)=10-b mol·L-1,请回答下列问题。
(1)该温度下水的离子积常数KW= 。
(2)该NaOH溶液中NaOH的物质的量浓度为 ,该NaOH溶液中由水电离出的c(OH-)为 。
(3)给该NaOH溶液加热,pH (填“变大”“变小”或“不变”)。
答案:(1)10-(a+b) (2)10-b mol·L-1 10-a mol·L-1 (3)变小
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;该溶液中c(H+)=10-a mol·L-1, NaOH溶液中H+全是水电离的, (H+)= (OH-)=10-a mol·L-1。(3)温度升高时,KW变大,而c(H+)= ,所以c(H+)变大,pH变小。
三、酸、碱溶液稀释的定量分析
问题探究
pH=2的某酸溶液稀释至原体积的100倍,pH如何变化 pH=12的某碱溶液稀释至原体积的100倍,pH如何变化
提示:若某酸为强酸,则pH=4。若为弱酸,则pH<4。同理,对pH=12的某碱溶液稀释至原体积的100倍,若为强碱,则pH=10;若为弱碱,则pH>10。
归纳总结
1.常温下,a、b为pH相等的NaOH溶液和氨水,c、d为pH相等的盐酸和醋酸。对于该图像,要深刻理解以下4点:
(1)对pH=y的强酸溶液稀释时,溶液体积每增大至10n倍,pH就增大n个单位,即pH=y+n;对于pH=y的弱酸溶液来说,溶液体积每增大至10n倍,pH增大不足n个单位,即pH(2)对pH=x的强碱溶液稀释时,溶液体积每增大至10n倍,pH就减小n个单位,即pH=x-n;对于pH=x的弱碱溶液来说,溶液体积每增大至10n倍,pH减小不足n个单位,即pH>x-n;无论怎样稀释,碱溶液的pH不能等于或小于7,只能趋近于7。
(3)加水稀释至原体积的相同倍数后,溶液pH的大小:氨水>NaOH溶液,盐酸>醋酸。
(4)若稀释后溶液的pH仍然相等,则加水量:氨水>NaOH溶液,醋酸>盐酸。
2.体积相同、浓度相同的盐酸与醋酸加水。稀释图像如图
所示。
典例剖析
【例3】 某温度下,相同pH的盐酸和醋酸分别加水稀释,pH随溶液体积变化的曲线如图所示。据图判断正确的是( )。
A.Ⅱ为盐酸稀释时pH的变化曲线
B.N点溶液的导电性比P点溶液的导电性强
C.M点KW的数值比P点KW的数值大
D.N点酸溶液的总浓度大于M点酸溶液的
总浓度
答案:B
解析:由图示稀释至原体积的相同倍数,pH变化大的是盐酸,故Ⅰ为盐酸稀释时pH变化曲线,A项错误;N点比P点pH小,故N点c(H+)大,溶液中离子浓度N>P,溶液导电性N>P,B项正确;温度不变,KW不变,C项错误;相同pH的盐酸和醋酸,醋酸浓度远大于盐酸浓度,稀释至原体积的相同倍数时,醋酸(Ⅱ)浓度大于盐酸(Ⅰ)浓度,D项错误。
学以致用
5.常温下,关于溶液的稀释,下列说法正确的是( )。
A.pH=3的CH3COOH溶液稀释至原体积的100倍,pH=5
B.若1 mL pH=1的盐酸与100 mL NaOH溶液混合后,溶液的pH=7,则NaOH溶液的pH=11
C.将1 L 0.1 mol·L-1的Ba(OH)2溶液稀释为2 L,pH=12
D.pH=8的NaOH溶液稀释至原体积的100倍,其pH=6
答案:B
解析:A项,pH=3的CH3COOH溶液在稀释过程中电离平衡正向移动,稀释至原体积的100倍时,31.常温下,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,KW不变
C.向水中加入少量CH3COOH,平衡逆向移动,c(H+)降低
D.将水加热,KW增大,c(H+)不变
答案:B
解析:解答时要先分析水的电离平衡的移动方向,再讨论c(H+)、c(OH-)或KW的变化。向水中加入稀氨水,c(OH-)增大,平衡逆向移动,c(H+)减小,A项不正确;向水中加入少量固体NaHSO4:NaHSO4══Na++H++ ,c(H+)增大,但KW不变,B项正确;向水中加入少量CH3COOH后,使水的电离平衡逆向移动,c(OH-)减小,c(H+)增大,C项不正确;将水加热,水的电离平衡正向移动,c(H+)、c(OH-)均增大,KW增大,但仍呈中性,D项不正确。
2.在相同温度下,0.01 mol·L-1的NaOH溶液和0.01 mol·L-1的盐酸相比,下列说法正确的是( )。
A.由水电离出的c(H+)相等
B.由水电离出的c(H+)都是1.0×10-12 mol·L-1
C.由水电离出的c(OH-)都是0.01 mol·L-1
D.两者都促进了水的电离
答案:A
3.用pH试纸测定某无色溶液的pH,正确的是( )。
A.用广泛pH试纸测得该溶液的pH为3.2
B.用pH试纸蘸取溶液,观察其颜色变化并与标准比色卡对照
C.用干燥、洁净的玻璃棒蘸取溶液,滴在pH试纸上,观察其颜色变化并与标准比色卡对照
D.用干燥、洁净的玻璃棒蘸取溶液,滴在湿润的pH试纸上,所测得的pH一定偏小
答案:C
解析:广泛pH试纸的读数不会出现小数,只能读到整数,A项错误;pH试纸直接浸入待测液,会污染溶液,B项错误;用玻璃棒蘸取待测液,滴在pH试纸上,观察其颜色并与标准比色卡对照,测得溶液pH,C项正确;测溶液的pH时pH试纸不能湿润,防止产生实验误差,测量的pH结果不一定偏低,如测得的中性溶液氯化钠溶液的pH不变,D项错误。
4.已知25 ℃和t ℃时,水的电离平衡曲线如图所示。
(1)25 ℃时表示纯水的电离平衡的点应为 (填“A”或“B”),请说明理由:
。
(2)将A点变为B点,采取的措施是
。
(3)C点c(H+)= ,
D点c(OH-)= 。
答案:(1)A 水的电离是吸热过程,温度低时,电离程度小, c(H+)、c(OH-)小
(2)升高温度至t ℃
(3)10-8 mol·L-1 10-8 mol·L-1
解析:(1)水的电离是吸热过程,当温度升高时,促进水的电离,水的离子积增大,水中c(H+)、c(OH-)都增大,结合图像中A、B两点的情况及c(H+)、c(OH-)可以判断表示25 ℃时纯水的电离平衡的点应为A。
(2)A点的Kw=10-14,B点的Kw=10-12,
故由A点变为B点需进行升温。
5.25 ℃时,pH的简单计算。
(1)1 mL pH=2的硫酸溶液加水稀释至100 mL,pH= 。
(2)常温下,由水电离出的c(H+)=1×10-12 mol·L-1,则该溶液的pH可能为 。
(3)体积均为100 mL pH=2的CH3COOH溶液与一元酸HX溶液,加水稀释过程中pH与溶液体积的变化关系如图所示,则HX的电离平衡常数 (填“大于”“小于”或“等于”) CH3COOH的电离平衡常数。
(4)常温下,pH=12的NaOH溶液与pH=1的HCl溶液按一定比例混合,所得溶液pH=2,则NaOH溶液与HCl溶液的体积比为
。
答案:(1)4 (2)2或12 (3)大于 (4)9∶2
解析:(1)1 mL pH=2的H2SO4溶液加水稀释到100 mL,溶液中c(H+)由10-2 mol·L-1变为10-4 mol·L-1,则稀释后溶液的pH=-lg 10-4=4。(2)如果该溶液呈酸性,c(H+)=0.01 mol·L-1,溶液的pH=-lg 0.01=2;如果该溶液呈碱性,c(OH-)=0.01 mol·L-1,
则溶液的pH=-lg(1×10-12)=12。
(3)pH相等的酸,加水稀释促进弱酸电离,稀释相同的倍数,pH变化大的为较强的酸,变化小的为较弱的酸,所以HX的酸性大于醋酸,则HX的电离平衡常数大于醋酸。
(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;设氢氧化钠溶液体积为V碱,HCl溶液体积为V酸,依据混合溶液的pH=2知,氢离子过量,
则混合溶液中氢离子浓度为第二节 水的电离和溶液的pH
第1课时 水的电离 溶液的酸碱性与pH
课后·训练提升
基础巩固
1.在不同温度下水的离子积为Kw(25 ℃)=1.0×10-14,Kw(35 ℃)=2.1×10-14,则下列叙述正确的是( )。
A.c(H+)随温度的升高而降低
B.35 ℃时,c(H+)>c(OH-)
C.水的pH:pH(35 ℃)>pH(25 ℃)
D.35 ℃时已电离的水的浓度约为1.45×10-7mol·L-1
答案:D
解析:由两种温度下水的离子积常数值知,水的电离是吸热过程,温度高时水中c(H+)较大,pH较小,但水中c(H+)=c(OH-),水呈中性,A、B、C项错误。已电离的水的浓度与电离生成的c(H+)或c(OH-)相等,利用水的离子积常数可判断D项正确。
2.常温下,在0.01 mol·L-1硫酸中,水电离出的H+的浓度是( )。
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+有两部分来源:水电离出来的H+和H2SO4电离出来的H+。其中H2SO4电离出来的H+为c(H+)=0.01 mol·L-1×2=0.02 mol·L-1,受H2SO4的抑制,水电离出来的H+要小于10-7 mol·L-1,溶液中的H+几乎全部来自H2SO4,可以认为溶液中的H+的总浓度就是0.02 mol·L-1。根据Kw可计算出溶液中的c(OH-)=5×10-13 mol·L-1。水电离出等量的H+和OH-,所以水电离出的H+的浓度也是5×10-13 mol·L-1。
3.关于室温下pH=11的氨水,下列说法不正确的是( )。
A.溶液中c(OH-)=1.0×10-3 mol·L-1
B.由水电离出的c(OH-)=1.0×10-11 mol·L-1
C.加水稀释100倍后,一水合氨的电离程度增大
D.加入等体积pH=3的盐酸充分反应后,溶液呈中性
答案:D
解析:室温下pH=11的氨水,c(H+)=10-11 mol·L-1,则c(OH-)= mol·L-1 =1.0×10-3 mol·L-1,A项正确;氨水中的H+只由水电离产生,且水电离产生的H+、OH-浓度相等,故由水电离出的c(OH-)=c(H+)=1.0×10-11 mol·L-1,B项正确;加水稀释100倍后,一水合氨的电离平衡正向移动,因此其电离程度一定会增大,C项正确;NH3·H2O是弱电解质,在溶液中存在电离平衡,主要以电解质分子存在,该氨水的pH=11,c(OH-)=1.0×10-3 mol·L-1,但c(NH3·H2O)>1.0×10-3 mol·L-1。HCl是一元强酸,溶液pH=3,则c(HCl)=c(H+)=1.0×10-3 mol·L-1,当二者等体积混合后,由于n(NH3·H2O)>n(HCl),混合后溶液为过量NH3·H2O和反应产生的NH4Cl的混合溶液,NH3·H2O进一步电离产生OH-,使溶液显碱性,D项错误。
4.常温下,在由水电离出的c(OH-)=1.0×10-12 mol·L-1的溶液中,一定能大量共存的离子组是( )。
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:室温时由水电离出的c(OH-)=1.0×10-12mol·L-1的溶液中存在大量氢离子或氢氧根离子。HC与氢离子和氢氧根离子反应,在溶液中一定不能大量共存,A项错误;Mn、Cl-在酸性条件下发生氧化还原反应,在溶液中不能大量共存,B项错误;Na+、Cl-、N、S之间不反应,都不与氢离子、氢氧根离子反应,在溶液中能够大量共存,C项正确;Al3+、N与氢氧根离子反应,在溶液中不能大量共存,D项错误。
5.下列说法正确的是( )。
A.在100 ℃时,pH约为6的纯水呈酸性
B.常温下,将1 mL 1×10-6 mol·L-1盐酸稀释至1 000 mL,所得溶液的pH约为9
C.常温下,当水电离出的c(H+)为1×10-13 mol·L-1时,此溶液的pH可能为1或13
D.常温下,将pH=2的盐酸和CH3COOH溶液各1 mL分别稀释至100 mL,所得CH3COOH溶液的pH略大
答案:C
解析:100 ℃时,纯水的pH约为6,但是氢离子浓度与氢氧根离子浓度相等,显中性,A项错误;酸溶液无限稀释后其pH不会大于7,B项错误;常温下,Kw=c(OH-)·c(H+)=10-14,当水电离出的c(H+)为1×10-13 mol·L-1时,溶液中氢离子浓度可能是1×10-13 mol·L-1也可能是1×10-1 mol·L-1,所以pH可能为1或13,C项正确;将pH=2的盐酸和CH3COOH溶液各1 mL分别稀释至100 mL,因为CH3COOH存在电离平衡,稀释促进CH3COOH的电离,所以CH3COOH溶液的pH变化小,D项错误。
6.一定温度下,水溶液中H+和OH-的浓度变化曲线如图。下列说法不正确的是( )。
A.升高温度,不能实现由C向B的变化
B.该温度下,水的离子积常数为1.0×10-14
C.该温度下,加入稀盐酸可能引起由B向A的变化
D.该温度下,稀释溶液可能引起由C向D的变化
答案:D
解析:C点溶液中c(OH-)>c(H+),溶液呈碱性,升温,溶液中c(OH-)不可能减小,A项正确;由B点对应c(H+)与c(OH-)可知,Kw=c(H+)·c(OH-)=1.0×10-7×1.0×10-7=1.0×10-14,B项正确;加入稀盐酸,溶液中c(H+)增大,因一定温度下水的离子积是常数,故溶液中c(OH-)减小,因此可能引起由B向A的变化,C项正确;C点溶液呈碱性,稀释时c(OH-)减小,同时c(H+)应增大,故稀释溶液时不可能引起由C向D的变化,D项错误。
7.某温度下,向c(H+)=1×10-6 mol·L-1的蒸馏水中加入NaHSO4晶体,保持温度不变,测得溶液中c(H+)=1×10-3 mol·L-1。下列对该溶液的叙述不正确的是( )。
A.该温度高于25 ℃
B.由水电离出来的H+的浓度为1×10-11 mol·L-1
C.加入NaHSO4晶体抑制水的电离
D.取该溶液加水稀释100倍,溶液中的c(OH-)增大
答案:B
解析:25 ℃时,纯水中c(H+)=1×10-7 mol·L-1,而此温度下,c(H+)=1×10-6 mol·L-1,说明水的电离得到促进,故T>25 ℃,A项正确;该温度下,c(H+)=1×10-6 mol·L-1,水的离子积常数为Kw=c(H+)·c(OH-)=1×10-12,当c(H+)=1×10-3 mol·L-1时,c(OH-)=1×10-9 mol·L-1,故由水电离出来的c(H+)=1×10-9 mol·L-1,B项错误;NaHSO4电离生成的氢离子对水的电离起抑制作用,水的电离程度减小,C项正确;温度不变时,Kw不变,加水稀释,c(H+)减小,Kw=c(H+)·c(OH-),所以c(OH-)增大,D项正确。
8.在水的电离平衡中,c(H+)和c(OH-)的关系如下图所示:
(1)A点水的离子积为1×10-14,B点水的离子积为 ,造成水的离子积变化的原因是 。
(2)25 ℃时,H2R在水溶液中的电离方程式为H2RH++HR-,HR-H++R2-。0.1 mol·L-1H2R溶液的pH (填“>”“<”或“=”)1。
(3)100 ℃时,0.01 mol·L-1 NaOH溶液的pH= 。
答案:(1)1×10-12 水的电离吸热,升高温度,水的电离程度增大,水的离子积增大 (2)< (3)10
解析:(1)对于100 ℃曲线,Kw=c(H+)·c(OH-)=1.0×10-12;水的电离过程是吸热的,100 ℃曲线相对于25 ℃曲线是升高温度,则水的电离程度增大,水的离子积增大。
(2)由H2R的电离方程式H2RH++HR-,HR-H++R2-可知,第一步完全电离,第二步部分电离,0.1 mol·L-1H2R溶液中氢离子浓度大于0.1 mol·L-1,因此pH<1。
(3)100 ℃时,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.请回答下列问题。
(1)某温度下,纯水中c(H+)=5×10-7 mol·L-1,则此时纯水中的c(OH-)= mol·L-1;若温度不变,滴入稀硫酸使c(H+)=5.0×10-3 mol·L-1,则c(OH-)= mol·L-1。
(2)已知常温下pH=2的高碘酸(H5IO6)溶液与pH=12的NaOH溶液等体积混合,所得混合溶液呈酸性,则高碘酸的电离方程式是 。
答案:(1)5×10-7 5.0×10-11
(2)H5IO6H++H4I
解析:(1)纯水中c(H+)=c(OH-)=5×10-7 mol·L-1,所以该温度下Kw=2.5×10-13,滴入稀硫酸后,c(H+)=5.0×10-3 mol·L-1,则溶液中c(OH-)==5.0×10-11 mol·L-1。(2)常温下pH=2的高碘酸(H5IO6)溶液与pH=12的NaOH溶液等体积混合,所得混合溶液呈酸性,表明高碘酸H5IO6为弱酸,不完全电离,所以电离方程式为H5IO6H++H4I。
10.某温度下的水溶液中,c(H+)=10-x mol·L-1,c(OH-)=10-y mol·L-1。x与y的关系如下图所示:
(1)该温度下水的离子积为 (填具体数值);该温度 (填“高于”“低于”或“等于”)常温。
(2)该温度下0.01 mol·L-1 NaOH溶液的pH为 。
(3)除了用pH外,科学家还建议用酸度(AG)来表示溶液的酸碱性:AG=lg,则该温度下,0.01 mol·L-1盐酸的酸度AG= 。
答案:(1)10-13 高于 (2)11 (3)9
解析:(1)当x=4时,y=9,则Kw=c(H+)·c(OH-)=10-4×10-9=10-13且大于10-14,
故该温度高于常温。
(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.下列有关水电离情况的说法错误的是( )。
A.t ℃时,Kw=1×10-12,此温度下pH=6的溶液呈中性
B.HCl、NaOH、NaHSO4溶于水,对水的电离都有抑制作用
C.常温下,在pH=4的盐酸中,由水电离出的c(H+)=1×10-4 mol·L-1
D.如图为水的电离平衡曲线,从A点到C点,可采用升高温度的方法
答案:C
解析:t ℃时,Kw=c(H+)·c(OH-)=1×10-12,c(H+)=c(OH-)= mol·L-1=1×10-6 mol·L-1,即pH=6,此温度下pH=6的溶液呈中性,A项正确;HCl、NaOH、NaHSO4溶于水电离出H+或OH-,抑制水的电离,B项正确;常温下,pH=4的盐酸中,c(OH-)=1×10-10 mol·L-1,由水电离出的c(H+)=1×10-10 mol·L-1,C项错误;图中A点到C点,c(H+)与c(OH-)同等程度增大,说明是温度升高的结果,D项正确。
2.一定温度下,用水稀释0.1 mol·L-1的一元弱酸HA,随着稀释的进行,下列数值一定增大的是(Kw表示水的离子积,Ka表示HA的电离常数)( )。
A.Kw B.
C. D.c(OH-)
答案:D
解析:温度不变,Kw不变,A项不符合题意;根据Ka=,推出,加水稀释时,HA电离程度增大,n(HA)减小,n(A-)增大,则减小,B、C项不符合题意;加水稀释,HA电离程度增大,但是c(H+)减小,因Kw不变,可知c(OH-)增大,D符合题意。
3.在体积都为1 L,c(H+)都为0.01 mol·L-1的盐酸和醋酸溶液中,投入0.65 g锌粒,则下列图示符合客观事实的是( )。
答案:C
解析:盐酸是强酸,醋酸是弱酸,c(H+)都为0.01 mol·L-1的两溶液的初始pH都等于2,两溶液体积都为1 L,所以n(HCl)=0.01 mol,n(CH3COOH)>0.01 mol,n(Zn)=0.01 mol,盐酸可反应完全,醋酸过量。A项,相同时间内pH变化较大的应为HCl,错误;B项,产生H2的速率大的应为CH3COOH,错误;D项,相同时间内c(H+)变化较大的应为HCl,错误。
4.常温下,向一定体积pH=13的氢氧化钾溶液中逐滴加入pH=1的稀盐酸,溶液的pH与pOH[pOH=-lgc(OH-)]的变化关系如图所示。
下列有关说法错误的是( )。
A.Q点溶液呈中性,且a=7
B.M点和N点水的电离程度不相等
C.Q点消耗稀盐酸的体积等于氢氧化钾溶液的体积
D.若b=12,则N点消耗稀盐酸的体积与氢氧化钾溶液的体积之比为9∶11
答案:B
解析:Q点溶液的pH=pOH,因此溶液呈中性,由于是常温下,则a=7,A正确;M点溶液的pOH与N点溶液的pH相等,即M点溶液(呈酸性)中氢离子和N点溶液(呈碱性)中氢氧根离子的浓度相等,二者对水的电离的抑制程度相等,所以水的电离程度相等,B错误;Q点溶液呈中性,氢氧化钾和稀盐酸恰好完全反应,由于二者的浓度相等,则消耗稀盐酸的体积等于氢氧化钾溶液的体积,C正确;N点溶液呈碱性,稀盐酸不足,氢氧化钾过量,若b=12,则反应后溶液中氢氧根离子的浓度是0.01 mol·L-1,则=0.01 mol·L-1,解得V(HCl)∶V(KOH) =9∶11,所以消耗稀盐酸的体积与氢氧化钾溶液的体积之比为9∶11,D正确。
5.如图表示水中c(H+)和c(OH-)的关系,下列判断错误的是( )。
A.两条曲线间任意点均有c(H+)·c(OH-)=Kw
B.M区域内任意点均有c(H+)C.图中T1D.XZ线上任意点均有pH=7
答案:D
解析:任何水溶液中都有Kw=c(H+)·c(OH-),因此两条曲线间任一点均有此关系,A项正确;XZ线上任意点溶液呈中性,M区域在XZ上方,均有c(H+)6.下表是不同温度下水的离子积:
温度/℃ 25 t1 t2
水的离子积Kw 1×10-14 a 1×10-12
(1)若25”“<”或“=”)1×10-14。
(2)25 ℃时,某Na2SO4溶液中c(S)=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)在t2 ℃,pH=10的NaOH溶液中,水电离产生的OH-浓度为 。
(4)在t2 ℃时由水电离出的c(H+)=1×10-6 mol·L-1。若该温度下,某溶液的pH=7,则该溶液中c(OH-)= c(H+)。
答案:(1)>
(2)1 000∶1
(3)1×10-10 mol·L-1
(4)100
解析:(1)升温,Kw变大。
(2)c(S)=5×10-4 mol·L-1,则c(Na+)=2c(S)=1×10-3 mol·L-1,稀释至原溶液体积的10倍,则c(Na+)=1×10-4 mol·L-1;25 ℃时,Na2SO4溶液中c(OH-)=1×10-7 mol·L-1,稀释至原溶液体积的10倍后仍然为1×10-7 mol·L-1,则c(Na+)∶c(OH-)=103∶1。
(3)在t2 ℃时,pH=10的NaOH溶液中c(H+)=1×10-10 mol·L-1,NaOH溶液中,H+来自水的电离,水电离出H+的同时也电离出等量的OH-。
(4)在t2 ℃时,水电离的c(H+)=1×10-6 mol·L-1,则此时水电离的c(OH-)=1×10-6 mol·L-1,即t2 ℃时Kw=(1×10-6)×(1×10-6)=10-12;某溶液的pH=7,c(H+)=1×10-7 mol·L-1,该溶液中c(OH-)=1×10-5 mol·L-1>c(H+),溶液呈碱性,此时=100,即c(OH-)=100c(H+)。
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