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第2讲　水的电离和溶液的pH 考点一　水的电离 1．水的电离 水是极弱的电解质，水的电离方程式为H2O＋H2OH3O＋＋OH－或H2OH＋＋OH－。 2．水的离子积常数 Kw＝c(H＋)·c(OH－)。(1)室温下：Kw＝1×10－14。 (2)影响因素；只与温度有关，升高温度，Kw增大。 (3)适用范围：Kw不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质水溶液。 (4)Kw揭示了在任何水溶液中均存在H＋和OH－，只要温度不变，Kw不变。 3．影响水电离平衡的因素 (1)升高温度，水的电离程度增大，Kw增大。 (2)加入酸或碱，水的电离程度减小，Kw不变。 (3)加入可水解的盐(如FeCl3、Na2CO3)，水的电离程度增大，Kw不变。 4．外界条件对水的电离平衡的影响 体系变化 条件　　　 平衡移动方向 Kw 水的电离程度 c(OH－) c(H＋) 酸 碱 可水解的盐 Na2CO3 NH4Cl 温度 升温 降温 其他：如加入Na 深度思考 1．在pH＝2的盐酸溶液中由水电离出来的c(H＋)与c(OH－)之间的关系是什么？ 2．甲同学认为，在水中加入H2SO4，水的电离平衡向左移动，解释是加入H2SO4后c(H＋)增大，平衡左移。乙同学认为，加入H2SO4后，水的电离平衡向右移动，解释为加入H2SO4后，c(H＋)浓度增大，H＋与OH－中和，平衡右移。你认为哪种说法正确？并说明原因。水的电离平衡移动后，溶液中c(H＋)·c(OH－)是增大还是减小？ 答 1．水的离子积常数Kw＝c(H＋)·c(OH－)，其实质是水溶液中的H＋和OH－浓度的乘积，不一定是水电离出的H＋和OH－浓度的乘积，所以与其说Kw是水的离子积常数，不如说是水溶液中的H＋和OH－的离子积常数。即Kw不仅适用于水，还适用于酸性或碱性的稀溶液。不管哪种溶液均有c(H＋)H2O＝c(OH－)H2O。 2．水的离子积常数显示了在任何水溶液中均存在水的电离平衡，都有H＋和OH－共存，只是相对含量不同而已。 题组一　影响水电离平衡的因素及结果判断 1．25 ℃时，相同物质的量浓度的下列溶液：①NaCl　②NaOH ③H2SO4　④(NH4)2SO4，其中水的电离程度按由大到小顺序排列的一组是(　　) A．④③②① B．②③①④C．④①②③ D．③②①④ 2．一定温度下，水存在H2OH＋＋OH－　ΔH0的平衡，下列叙述一定正确的是(　　) A．向水中滴入少量稀盐酸，平衡逆向移动，Kw减小B．将水加热，Kw增大，pH减小 C．向水中加入少量固体CH3COONa，平衡逆向移动，c(H＋)降低 D．向水中加入少量固体硫酸钠，c(H＋)＝10－7 mol·L－1，Kw不变 题组二　水电离的c(H＋)或c(OH－)的计算 3．求算下列常温下溶液中由H2O电离的c(H＋)和c(OH－)。 (1)pH＝2的H2SO4溶液c(H＋)＝__________，c(OH－)＝__________。 (2)pH＝10的NaOH溶液c(H＋)＝__________，c(OH－)＝__________。 (3)pH＝2的NH4Cl溶液c(H＋)＝__________。 (4)pH＝10的Na2CO3溶液c(OH－)＝__________。 4．下列四种溶液中，室温下由水电离生成的H＋浓度之比(①∶②∶③∶④)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 理清溶液中H＋或OH－的来源 1．常温下，中性溶液c(OH－)＝c(H＋)＝10－7 mol·L－1 2．溶质为酸的溶液 (1)来源OH－全部来自水的电离，水电离产生的c(H＋)＝c(OH－)。 (2)实例如计算pH＝2的盐酸溶液中水电离出的c(H＋)，方法是先求出溶液中的c(OH－)＝(Kw/10－2) mol·L－1＝10－12 mol·L－1，即水电离出的c(H＋)＝c(OH－)＝10－12 mol·L－1。 3．溶质为碱的溶液 (1)来源H＋全部来自水的电离，水电离产生的c(OH－)＝c(H＋)。 (2)实例如计算pH＝12的NaOH溶液中水电离出的c(OH－)，方法是知道溶液中的c(H＋)＝10－12 mol·L－1，即水电离出的c(OH－)＝c(H＋)＝10－12 mol·L－1。 4．水解呈酸性或碱性的盐溶液 (1)pH＝5的NH4Cl溶液中H＋全部来自水的电离，由水电离的c(H＋)＝10－5 mol·L－1，因为部分OH－与部分NH结合，溶液中c(OH－)＝10－9 mol·L－1。 (2)pH＝1