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一、水的电离和水的离子积常数Kw：1、水是一种极弱的电解质：电离方程式为 ， △H 0，平衡常数表达式为_______________25℃(常温)的纯水中：c(H+)= ，c(OH-)= ，pH = ，Kw = 注意：（1）Kw不仅适用于纯水，还适用于任何稀的水溶液。即水溶液中均存在H+ 和OH-，且[H+][OH-]=Kw，常温下Kw = ___________，室温下Kw一般也取这个数值。KW与溶液的酸碱性无关，只与 有关。（2）、在酸溶液中，[H+]近似看成是酸电离出来的H+浓度，[OH-]则来自于水的电离。(3)、在碱溶液中，[OH-]近似看成是碱电离出来的OH- 浓度，而[H+]则是来自于水的电离。考点1、影响水电离平衡的因素：（1）温度：水的电离是 过程，故温度升高，水的Kw （2）酸、碱：向纯水中加酸、碱平衡向左移动，水的电离程度变小，但KW （3）在水中加能水解的盐：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，KW 。加酸加碱抑制水的电离，加能水解的盐促进水的电离。实例H2O OH-+H+条件改变平衡移动方向电离程度变化溶液中离子总浓度变化H2O电离出C（H+）变化Kw变化升高温度加HCl加NaOH加CH3COONa加NH4Cl加入NaCl固体例1：某温度下，纯水中的c（H+）=2.0×10-7mol/L，则此时溶液中c（OH-）为 ；若温度不变，滴入稀硫酸使c（H+）=5.0×10-6mol/L，则c（OH-）为 。[练习1]、若100℃时纯水电离出的H+浓度为1.0×10-6mol/L，此时Kw = ， pH= ；pH=2的硫酸溶液温度由25℃升高到100℃，pH = ______ ；pH＝12的氢氧化钠溶液由25℃升高到100℃，pH = ______。 [练习2]、25℃时pH=3的盐酸和氯化铁溶液中由水电离出的H+浓度之比是 ， pH=10的烧碱溶液和纯碱溶液中由水电离出的OH-浓度之比是 3．常温下，某溶液中由水电离出来的c(H＋)＝1.0×10-13mol·L－1，该溶液可能是( ) ①二氧化硫 ②氯化铵水溶液 ③硝酸钠水溶液 ④氢氧化钠水溶液A．①④ B．①② C．②③ D．③④4. 某溶液中水电离产生的C(H+)=10-3mol/L，,该溶液中溶质可能是（ ） ①Al2(SO4)3 ②NaOH ③NH4Cl ④NaHSO4 A、①② B、①③ C、②③ D、①④5. 能促进水的电离，并使溶液中C(H+)C(OH—)的操作是 （ ）（1）将水加热煮沸 （2）向水中投入一小块金属钠 （3）向水中通CO2 （4）向水中通NH3 （5）向水中加入明矾晶体 （6）向水中加入NaHCO3固体 （7）向水中加NaHSO4固体A、（1）（3）（6）（7） B、（1）（3）（6） C、（5）（7） D、（5）6．下列四种溶液中，室温下由水电离生成的H＋浓度之比是(　　)①pH＝0的盐酸②0.1 mol·L－1的盐酸　③0.01 mol·L－1的NaOH溶液　④pH＝11的NaOH溶液A．1∶10∶100∶1 000 B．0∶1∶12∶11 C．14∶13∶12∶11 D．14∶13∶2∶3二、 溶液的酸碱性和pH值1、溶液的酸碱性：溶液的酸碱性取决于溶液中的c(H+)与c(OH-)的相对大小。在常温下，中性溶液：c(H+)=c(OH-)=1×10-7mol/L；酸性溶液：c(H+)c(OH-), c(H+)1×10-7mol/L；碱性溶液：c(H+)c(OH-)，c(H+)1×10-7mol/L。思考：c(H+)1×10-7mol/L （pH7）的溶液是否一定成酸性？2、溶液的pH表示方法：pH=-lgc(H+) pH范围0～14。 考点2：pH计算的基本类型：酸按酸，碱按碱，同强混合在之间，异强混合看过量。一：单一溶液pH的计算1：求浓度为0.05mol/L的硫酸溶液的pH为 2: 常温时，求浓度为0.005mol/L的氢氧化钡溶液的pH为： 二、混合溶液的pH1、规律:①两强酸混合,先求混合后的c(H+)混,再直接求pH值：c(H+)混==[c(H＋)1·V1＋c(H＋)2·V2]/(V1＋V2) 速算规律： p