《3-2-水的电离和溶液的酸碱性》-同步练习4.doc

《水的电离和溶液的酸碱性》同步练习
考点1 水的电离平衡概念和影响平衡的因素
1.水的电离平衡和电离平衡常数
H2O+H2OH3O++OH--Q或者H2OH++OH--Q
①25℃时：KW= =10-14mol·L-1
②Kw随温度升高而
2.水的电离度
对于水 c(H2O)=(1000g/L)/(18g/mol) = 55.56mol/L(常数)
常温时 α水=10-7/55.6=1.8×10-9=1.8×10-7%
所以水是 的电解质，比水还难电离的物质通常看作是非电解质。
3.影响水的电离度大小的因素:
(1)温度的影响规律:升高温度，水的电离度 .
(2)浓度的影响规律:
①加入酸，c(H+)增大，水的电离平衡向 移动，水的电离度 。
②加入碱，c(OH-)增大，水的电离平衡向 移动，水的电离度 。
③加入因水解而使溶液呈酸性或呈碱性的盐，使水的电离度 。
④加入因电离而使溶液呈酸性的酸式盐， 如:NaHSO4、NaHSO3和NaH2PO4等，相当于加入酸的作用，使水的电离度 。
[特别提醒]：水的离子积不仅适用于纯水，还适用于稀的电解质溶液。
[例1]向纯水中加入少量的KHSO4固体(温度不变)则溶液的(　 )
A、pH值升高　　　B、[H+]和[OH-]的乘积增大
C、酸性增强　　　D、OH-离子浓度减小
考点2 溶液的酸碱性和pH值
1.溶液酸性、中性或碱性的判断依据是：看 和 的相对大小.
在任意温度的溶液中：若c(H+)>c(OH-) ，则c(H+)=c(OH-) ，c(OH-)>c(H+) 。
2.溶液的pH值:氢离子浓度的负对数。pH= ；同理pOH= 。
[特别提醒]：在标准温度(25℃)和压力下，pH=7的水溶液(如：纯水)为中性，水的离子积常数为1×10-14，且c(H+)和c(OH-)都是1×10-7mol/L。pH愈小，溶液的酸性愈强；pH愈大，溶液的碱性也就愈强。
通常pH是一个介于0和14之间的数，当pH<7的时候，溶液呈酸性，当pH>7的时候，溶液呈碱性，当pH=7的时候，溶液呈中性.但在非水溶液或非标准温度和压力的条件下，pH=7可能并不代表溶液呈中性，这需要通过计算该溶剂在这种条件下的电离常数来决
[例2](1)某温度下，某溶液的pH=7，该溶液一定是中性溶液吗？
(2)某温度下纯水的c(H+)==2.0×10-7mol/L。在此温度下，某溶液中由水电离出的c(H+)为4.0×10-13mol/L，则该溶液的pH值可能是_
[解析]在该温度下，kw=c(H+)·c(OH-)=2.0×10-7×2.0×10-7=4.0×10-14。
c(H+)＝4.0×10-13mol/L，则溶液可能呈酸性或碱性。若酸性溶液，溶液中的c(H+)=4.0×10-14/4.0×10-13=1.0×10-1mol/L。所以溶液的pH值=－lg c(H+)=－lg(1×10-1)=1；若碱性溶液，则溶液的pH值=－lg c(H+)=－lg4.0×10-13=13－lg4=12.4。
【答案】(1)不一定 (2)该溶液的pH值可能为1或12.4。
[规律总结](1)在25℃时是中性溶液，低于25℃时是弱酸性溶液，高于25℃时是弱碱性溶液。(2)本题的情境转换成非理想状况，主要考查考生灵活应变的能力。
考点3 pH值计算的基本规律
1. 两种强酸溶液混和，先求c(H+)，再求pH。
C(H+)=
两种强酸溶液等体积混和，且原溶液pH值相差≥2时，把稀溶液(pH较大的)当作水来处理，混和液的pH值=小pH+0.3。
2.两种强碱溶液混和，先求c(OH-)，再通过 求c(H+)，最后求pH值.
C(OH-)=
两种强碱溶液等体积混和，且原溶液pH值相差≥2时，把稀溶液(pH值较小的)当作水来处理，混和液的pH大pH－0.3。
3.强酸和强碱混和，先确定过量离子的浓度:
若H+过量 c(H+)=(c(H+)酸V酸－c(OH_)碱V碱)／(V酸+V碱)
若碱过量 c(OH-)=(c(OH-)碱V碱 －c(H+)酸V酸)／(V碱+V酸)
当酸过量时，必须以剩余的氢离子浓度来计算溶液的 PH 值；当碱过量时，必须以剩余的氢氧根离子浓度来计算溶液的POH值，再求pH值。
4. 有关酸、碱溶液的稀释
强酸溶液每稀释10倍，pH增大一个单位，弱酸溶液每稀释10倍，pH增大不到一个单位；强碱溶液每稀释10倍，pH减小一个单位。弱碱溶液每稀释10倍，pH减小不到一个单位。
[特别提醒]：混和后溶液呈酸性时，一定用c(H+)计算pH；呈碱性时，一定用c(OH-)计算pH值。
[例3] 求下列溶液的pH：
(1)某H2SO4溶液的浓度是0.005mol/L：①求此溶液的pH；②用水稀释到原来体积的100倍；③再继续稀释至104倍
(2)pH=3的盐酸与pH=5的硫酸等体积混合
(3)pH=10和pH=12的两种NaOH溶液等体积混合
(4)pH=12的NaOH和pH =4的HCl等体积混合
[解析](1)① c(H+)=0.005mol/L×2=0.01 mol/L ， pH=-lg10-2=2
② c(H+)=0.01mol/L÷100=10-4 mol/L ， pH=lg10-4=4
③ pH=7(强调酸稀释后不会变成碱！)
(2)c(H+)==5×10-4， pH=-lg(5×10-4)=4-lg5=3.3
(强调10-3是10-5的100倍，所以10-5可以忽略不计)
(3)因为溶液呈碱性c(OH—)==5×10-3 c(H+)==2×10-12
pH=-lg(2×10-12)=12-lg2=11.7
(4)NaOH中c(OH—)=10-2 mol/L，HCl中c(H+)=10-4 mol/L 二者等体积反应，碱过量，反应后溶液呈碱性。所以反应后c(OH—)==5×10-3 c(H+)==2×10-12 pH=-lg(2×10-12)=12-lg2=11.7
[规律总结] (1)两强酸等体积混合 混合后的pH=小的+0.3
(2)两强碱等体积混合 混合后的pH=大的—0.3
(3)当按所给反应物质的量之比计算时，酸碱不论强弱，谁大谁过剩，溶液呈谁性。
(4)酸碱等体积混合①pH=2某酸与pH=12某碱混合pH难定；②pH=4某酸与pH=10NaOH混合 pH≤7；③pH=4H2SO4与pH=10某碱混合pH≥7；④0.01mol/LpH=2一元酸与0.1mol/L pH=12一元碱混合pH=7
(5)pH减小一个单位，c(H+)扩大为原来的10倍。pH增大2个单位，c(H+)减为原来的1/100
(6)稀释规律：分别加水稀释m倍时，溶液的物质的量的浓度均变为原来的1/m，强酸中c(H+)变为原来的1/m，但弱酸中c(H+)减小，小于m倍，故稀释后弱酸酸性强于强酸。

参考答案
考点1 1. c(H+)•c(OH-) 增大
2. 极弱
3. (1)增大 (2)①逆 减小 ②逆 减小 ③增大 ④减小
考点2 1. c(H+) c(OH-) 酸性 中性 碱性 2. －lg c(H+) －lg c(OH-)
考点3 1.(c(H+)1V1+c(H+)2V2)／(V1+V2)
2. Kw (c(OH-)1V1+c(OH-)2V2)／(V1+V2)
考点4 (1)双水解 (2)氧化还原 (3)络合 (4)复分解