水的电离和溶液的酸碱性知识点总结.doc

水的电离和溶液的酸碱性
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：
H2O+H2O H3O+ ＋ OH – 简写为H2O H+ ＋ OH –
（2）水分子发生电离后产生的离子分别是H3O+ 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
c (H+)·c (OH-)
c (H2O)
应有K电离＝
室温时，1L纯水中（即55。56mol/L）测得只有1×10—7molH2O发生电离，电离前后H2O的物质的量几乎不变，故c （H2O)可视为常数，上式可表示为：c (H+）·c （OH –）＝K电离·c （H2O)
K电离与常数c (H2O)的积叫做水的离子积常数,用KW 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KW ＝c (H+）·c （OH –) =1×10—14
水的电离是个吸热过程,故温度升高，水的KW增大。同样KW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：温度、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
(2）碱溶液：n (OH –） → c （OH –) →c(H+）=1×10-14/ c (OH –） →pH
（3）酸碱混合：
pH=7 ：n (H+)= n （OH –)
pH＞7 ：n （H+）＜n (OH –)，c （OH –）= n （OH –） — n (H+)/V混合液→c(H+) →pH
pH＜7;n (H+)＞ n (OH –)，c（H+）= n (H+)— n (OH –） /V混合液→pH
4．特例。。。
三、溶液的pH与c(H+）变化关系
pH增大1个单位,c(H+）减小10倍；pH减小1个单位,c（H+)增大10倍；pH改变n个单位，c(H+)就改变10n倍.
【1】常温下，纯水中存在电离平衡：H2OH++OH-，请填空：
改变条件
水的电离平衡移动
Kw
c(H+)总
c(OH-)总
水电离出的c（H+)
升温到100℃

通氯化氢

10—2mol/L

加氢氧化钠固体

10-4mol/L

加氯化钠固体

10-7mol/L

【2】室温下,在pH=12的某溶液中,由水电离生成的c（OH－)为（ )
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
【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
【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
【5】将体积均为10 mL、pH均为3的盐酸和醋酸,加入水稀释至a mL和b mL，测得稀释后溶液的pH均为5,则稀释后溶液的体积( ）
A.a=b=100 mL B.a=b=1000 mL
C。a＜b D。a＞b
【6】99mL0.1mol/L的盐酸和101mL0.05mol/L氢氧化钡溶液混合后，溶液的c(H+）为（ )（不考虑混合时的体积变化)。
A。 0。5×（10—8+10-10）mol/L B。 （10-8+10—10）mol/L
C.（1×10-14—5×10—5）mol/L D. 1×10-11 mol/L
【7】将pH=8的NaOH溶液与pH=10的NaOH溶液等体积混合后,溶液的pH值最接近于（ ）。
A。 8.3 B。 8。 C. 9 D. 9.7
【8】室温下xL pH=a的盐酸溶液和yL pH=b的电离度为α的氨水恰好完全中和，则x/y的值为( )
A.1 B。 10—14—a-b /α C. 10a+b-14/α D。10a-b/α
【9】若在室温下pH=a的氨水与pH=b的盐酸等体积混合，恰好完全反应，则该氨水的电离度可表示为（ )
A.10a+b-12 % B. 10a+b—14 ％ C. 1012-a-b % D. 1014-a-b %
【10】用0。01mol/LH2SO4滴定0.01mol/LNaOH溶液，中和后加水至100mL。若滴定时终点判断有误差：①多加了1滴H2SO4；②少加了1滴H2SO4(设1滴为0.05mL)。则①和②c(H+）之比为（ ）
A。 10 B。 50 C. 5×103 D。 104
【11】有①、②、③三瓶体积相等，浓度都是1mol·L-1的盐酸溶液，将①加热蒸发至体积一半;向②中加入少量的CH3COONa固体（加入后仍显酸性）；③不作任何改变，以酚酞作指示剂，用NaOH溶液滴定上述三种溶液，所耗NaOH溶液的体积为( )
A. ①=②>③ B。 ③>②>① C。 ③=②>① D. ①=②=③
【12】用0.01mol/LH2SO4滴定0.01mol/LNaOH溶液,中和后加水至100mL。若滴定时终点判断有误差：①多加了1滴H2SO4；②少加了1滴H2SO4(设1滴为0。05mL)。则①和②c（H+）之比为（ ）
A. 10 B. 50 C。 5×103 D. 104
【13】pH相同的氨水、氢氧化钠和氢氧化钡溶液，分别用蒸馏水稀释到原来的X倍、Y倍、Z倍，稀释后三种溶液的pH同，则X、Y、Z的关系是( )
A。X＝Y＝Z B.X＞Y＝Z C.X＜Y＝Z D.X＝Y＜Z
【14】在某未知溶液中再溶入CH3COONa晶体,测得［Na＋]与[CH3COO－]几乎相等，则原溶液可能是（ )
A.HCl溶液 B.NaOH溶液 C.KCl溶液 D。KOH溶液
【15】下列事实能说明亚硝酸是弱电解质的是（ ）
A。NaNO2溶液的pH大于7 B。用HNO2溶液作导电试验，灯泡很暗
C.HNO2不跟NaCl反应 D.常温下0.1mol/LHNO2溶液的pH为2.145
【16】pH=13的强碱溶液和pH=2的强酸溶液混合,所得溶液的pH=11，则强碱溶液和强酸溶液的体积之比为（ ）
A. 11:1 B。 9:1 C. 1:11 D. 1：9
【17】以标准的盐酸溶液滴定未知的氢氧化钠为例，判断以下操作所引起的误差（填“偏大”、“偏小”或“不变"）
⑴滴定过程中，锥形瓶振荡太剧烈，有少量液滴溅出； （ ）
⑵标准液在刻度线以上，未予调整； （ ）
⑶滴定前仰视，滴定后俯视(标准液）； ( ）
⑷碱式滴定管(待测液)，或移液管里有水珠未经润洗,直接注入待测液；( ）
⑸移液管吸取待测液后,悬空放入锥形瓶(尖嘴与瓶壁不接触)； ( )
⑹滴定到指示剂颜色刚变化,就认为到了滴定终点。 （ ）
⑺锥形瓶用蒸馏水冲洗后，不经干燥便直接盛待测溶液； ( )
⑻滴定接近终点时，用少量蒸馏水冲洗瓶内壁。 （ ）
18．在25℃时，有pH=a的盐酸与pH=b的NaOH溶液，取VaL该盐酸同该NaOH溶液恰好反应，需VbLNaOH溶液，问：
(1)若a+b=14时，则Va/Vb= (填数值)；
（2）若a+b=13时，则Va/Vb= (填数值）;
(3)若a+b〉14时，则Va/Vb= （填表达式），且Va Vb(填〉、<或=）．
19．有甲、乙两份等体积的浓度均为0.1mol·L-1的氨水,pH为11。
（1）甲用蒸馏水稀释100倍,则NH3·H2O的电离平衡向__________ （填“促进”或“抑制”)电离的方向移动，溶液的pH将为_______ （填序号）.
A．9～11之间 B．11
C．12～13之间 D．13
（2)乙用0.1mol·L-1的氯化铵溶液稀释100倍。稀释后的乙溶液与稀释后的甲溶液比较,pH______（填“甲大”、“乙大”或“相等”），其原因是____________________________________________________
20．在t℃时，稀硫酸和盐酸混合液中，c(H+)=10－a mol·L－1,c(OH—）=10－b mol·L－1，已知a+b=12.向20mL该混合酸溶液中逐滴加入pH=11Ba（OH）2溶液，生成BaSO4的量如图所示，当加入60mL Ba（OH）2溶液时，C点溶液的pH=6（体积变化忽略不计），试计算：
（1）最初混合酸溶液中c(H2SO4）= ，
c(HCl）= ；
（2)A点pH= ；
（3）B点比最初混合酸的pH增加多少
（写出计算过程）?（lg3=0.48）
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