2024年高考化学一轮复习讲练测（全国通用）第24讲 水的电离和溶液的pH（讲）-（原卷版）

第24讲水的电离和溶液的pH目录第一部分：网络构建（总览全局）第二部分：知识点精准记忆第三部分：典型例题剖析高频考点1考查影响水电离平衡的因素及结果判断高频考点2考查水电离出的c(H＋)和c(OH－)及KW的应用的计算高频考点3考查混合溶液酸碱性的判断高频考点4考查溶液pH的计算高频考点5考查中和滴定仪器、指示剂的选择及滴定终点的规范描述高频考点6考查滴定终点的规范描述高频考点7考查中和滴定的数据处理及误差分析高频考点8考查酸碱中和滴定曲线分析正文第一部分：网络构建（总览全局）第二部分：知识点精准记忆知识点一水的电离与水的离子积常数1.水的电离(1)水是极弱的电解质①水的电离方程式为H2O＋H2OH3O＋＋OH－简写为H2OH＋＋OH－。②水的电离常数表达式K＝eq\f(c（H＋）·c（OH－）,c（H2O）)。(2)水的电离过程吸热(3)影响水的电离平衡的因素温度温度升高，水的电离平衡向正方向移动。加酸或碱会抑制(填“促进”或“抑制”)水的电离。加能水解的盐可与水电离出的H＋或OH－结合，使水的电离平衡正向移动。加Na、K等活泼金属会抑制(填“促进”或“抑制”)水的电离。(4)外界条件对水电离平衡的具体影响 体系变化条件 平移方向KW水的电离程度c(OH－)c(H＋)HCl逆不变减小减小增大NaOH逆不变减小增大减小水解盐Na2CO3正不变增大增大减小NH4Cl正不变增大减小增大温度升温正增大增大增大增大降温逆减小减小减小减小加入Na正不变增大增大减小2.水的离子积常数(1)Kw表达式：Kw＝c(H＋)·c(OH－)。(2)Kw数值：室温下：Kw＝1×10－14；100℃时：Kw＝1×10－12。(3)Kw影响因素：只与温度有关，升高温度，Kw增大。(4)Kw适用范围：Kw不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质水溶液。(5)Kw意义：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。【易错警示】(1)在不同溶液中,c(H+)、c(OH-)可能不同,但任何溶液中由水电离产生的c(H+)、c(OH-)总是相等的。在Kw的表达式中,c(H+)、c(OH-)均表示整个溶液中H+、OH-总的物质的量浓度而不是单指由水电离出的c(H+)、c(OH-)。(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。(3)水的电离是吸热过程,升高温度,水的电离平衡向电离方向移动,c(H+)和c(OH-)都增大,故Kw增大,但溶液仍呈中性;对于Kw,若未注明温度,一般认为在常温下,即25℃。知识点二溶液的酸碱性和pH1.溶液的酸碱性溶液的酸碱性取决于溶液中c(H＋)和c(OH－)的相对大小。【易错提醒】溶液显酸碱性的实质是溶液中c(H＋)与c(OH－)的相对大小。利用c(H＋)大于、小于或等于1×10－7mol·L－1或pH大于、小于或等于7来判断溶液的酸碱性，利用pH判断前提条件是在常温下。2.pH及其测量(1)计算公式：pH＝－lgc(H＋)。(2)测量方法①pH试纸法：用镊子夹取一小块试纸放在洁净的玻璃片或表面皿上，用玻璃棒蘸取待测液点在试纸的中央，变色后与标准比色卡对照，即可确定溶液的pH。【易错提醒】1．使用pH试纸测溶液pH时用蒸馏水润湿相当于将待测液稀释；2．不能用pH试纸测定“漂白性”溶液的pH；3．使用pH试纸测溶液的pH，读数只读取整数，如pH＝2；4.pH的使用范围0～14。②pH计测量法(3)溶液的酸碱性与pH的关系（常温下）：3.溶液pH的计算(1)单一溶液的pH计算强酸溶液：如HnA，设浓度为cmol·L－1，c(H＋)＝ncmol·L－1，pH＝－lgc(H＋)＝－lg(nc)。强碱溶液(25℃)：如B(OH)n，设浓度为cmol·L－1，c(H＋)＝eq\f(10－14,nc)mol·L－1，pH＝－lgc(H＋)＝14＋lg(nc)。(2)混合溶液pH的计算类型①两种强酸混合：直接求出c(H＋)混，再据此求pH。c(H＋)混＝eq\f(c（H＋）1V1＋c（H＋）2V2,V1＋V2)。②两种强碱混合：先求出c(OH－)混，再据Kw求出c(H＋)混，最后求pH。c(OH－)混＝eq\f(c（OH－）1V1＋c（OH－）2V2,V1＋V2)。③强酸、强碱混合：先判断哪种物质过量，再由下式求出溶液中H＋或OH－的浓度，最后求pH。c(H＋)混或c(OH－)混＝eq\f(|c（H＋）酸V酸－c（OH－）碱V碱|,V酸＋V碱)。【规律总结】1.稀释规律：酸、碱溶液稀释相同倍数时，强电解质溶液比弱电解质溶液的pH变化幅度大，但不管稀释多少倍，最终都无限接近中性。2.酸碱混合规律(1)等浓度等体积一元酸与一元碱混合的溶液——“谁强显谁性，同强显中性”。(2)25℃时，等体积pH之和等于14的一强一弱酸碱混合溶液——“谁弱谁过量，谁弱显谁性”。(3)强酸、强碱等体积混合(25℃时)①pH之和等于14呈中性；②pH之和小于14呈酸性；③pH之和大于14呈碱性。知识点三酸碱中和滴定1.实验原理(1)用已知浓度的酸(或碱)滴定未知浓度的碱(或酸)，根据中和反应的等量关系来测定酸(或碱)的浓度。(2)利用酸碱指示剂明显的颜色变化，表示反应已完全，指示滴定终点。(3)酸碱中和滴定的关键：①准确测定标准液和待测液的体积；②准确判断滴定终点。(4)常用酸碱指示剂及变色范围指示剂变色范围的pH石蕊＜5.05.0～8.0>8.0红色紫色蓝色甲基橙＜3.13.1～4.4>4.4红色橙色黄色酚酞＜8.28.2～10.0>10.0无色浅红色红色【规律总结】酸碱中和滴定指示剂选择的基本原则①强酸滴定强碱可以用甲基橙或酚酞。②滴定终点为碱性时，用酚酞作指示剂。③滴定终点为酸性时，用甲基橙作指示剂。④石蕊不能做酸碱中和滴定的指示剂。2.实验用品(1)仪器图(A)是酸式滴定管、图(B)是碱式滴定管、滴定管夹、铁架台、锥形瓶。(2)试剂：标准液、待测液、指示剂、蒸馏水。(3)滴定管①构造：“0”刻度线在上方，尖嘴部分无刻度；精确度：读数可精确到0.01mL。。②滴定管使用前应检查是否漏水。③洗涤：先用蒸馏水洗涤，再用待装液润洗。④将反应液加入相应的滴定管中，使液面位于“0”刻度以上2～3mL处。⑤排泡：酸、碱式滴定管中的液体在滴定前均要排出尖嘴中的气泡，并使液面处于“0”刻度，并记录读数。⑤滴定时的操作⑥使用注意事项：试剂性质滴定管原因酸性、氧化性酸式滴定管氧化性物质易腐蚀橡胶管碱性碱式滴定管碱性物质易腐蚀玻璃，致使玻璃活塞无法打开(4)关于锥形瓶的使用①锥形瓶用蒸馏水洗净后，能否用待测液润洗？否。②中和滴定实验中，锥形瓶内盛放什么物质？待测液(或标准液)、指示剂。3.实验操作以标准盐酸滴定待测NaOH溶液为例(1)滴定前的准备①滴定管：查漏→洗涤→润洗→装液→调液面→记录。②锥形瓶：注碱液→记体积→加指示剂。(2)滴定(3)终点判断等到滴入最后半滴标准液，指示剂变色，且在半分钟内不恢复原来的颜色，视为滴定终点并记录标准液的体积。(4)数据处理按上述操作重复二至三次，根据所得数据，舍去相差较大的数据，求出用去标准盐酸体积的平均值，根据c(NaOH)＝eq\f(c（HCl）·V（HCl）,V（NaOH）)计算。4．滴定曲线（1）在酸碱中和滴定过程中，开始时由于被滴定的酸(或碱)浓度较大，滴入少量的碱(或酸)对其pH的影响不大。当滴定接近终点(pH＝7)时，很少量(一滴，约0.04mL)的碱(或酸)就会引起溶液pH的突变(如图为NaOH滴定盐酸的滴定曲线)（2）图示强酸与强碱滴定过程中pH曲线以0.1000mol·L－1NaOH溶液滴定20.00mL0.1000mol·L－1盐酸为例：（3）强酸(碱)滴定弱碱(酸)pH曲线比较氢氧化钠滴定等浓度等体积的盐酸、醋酸的滴定曲线盐酸滴定等浓度等体积的氢氧化钠、氨水的滴定曲线曲线起点不同：强碱滴定强酸、弱酸的曲线，强酸起点低；强酸滴定强碱、弱碱的曲线，强碱起点高突跃点变化范围不同：强碱与强酸反应(强酸与强碱反应)的突跃点变化范围大于强碱与弱酸反应(强酸与弱碱反应)5．误差分析(1)误差分析的方法依据原理c(标准)·V(标准)＝c(待测)·V(待测)，得c(待测)＝eq\f(c标准·V标准,V待测)，因为c(标准)与V(待测)已确定，所以只要分析出不正确操作引起V(标准)的变化，即分析出结果。(2)常见误差分析以标准酸溶液滴定未知浓度的碱(酚酞作指示剂)为例，常见的因操作不正确而引起的误差有：步骤操作V(标准)c(待测)洗涤酸式滴定管未用标准溶液润洗变大偏高碱式滴定管未用待测溶液润洗变小偏低锥形瓶用待测溶液润洗变大偏高锥形瓶洗净后还留有蒸馏水不变无影响取液放出碱液的滴定管开始有气泡，放出液体后气泡消失变小偏低步骤操作V(标准)c(待测)洗涤酸式滴定管未用标准溶液润洗变大偏高碱式滴定管未用待测溶液润洗变小偏低锥形瓶用待测溶液润洗变大偏高锥形瓶洗净后还留有蒸馏水不变无影响取液放出碱液的滴定管开始有气泡，放出液体后气泡消失变小偏低【特别提醒】1．中和滴定终点是指示剂颜色发生突变的点，但不一定是酸碱恰好中和的点。通常有一定误差(允许误差)。2．滴定停止后，必须等待1～2分钟，待附着在滴定管内壁的溶液流下后，再进行读数。知识点四氧化还原滴定和沉淀滴定(一)氧化还原滴定原理及应用1．原理以氧化剂(或还原剂)为滴定剂，直接滴定一些具有还原性(或氧化性)的物质。2．试剂(1)常见的用于滴定的氧化剂有KMnO4、K2Cr2O7等；(2)常见的用于滴定的还原剂有亚铁盐、草酸、维生素C等。(3)指示剂：氧化还原滴定所用指示剂可归纳为三类：①氧化还原指示剂；②专用指示剂，如在碘量法滴定中，可溶性淀粉溶液遇碘变蓝；③自身指示剂，如高锰酸钾标准溶液滴定草酸时，滴定终点为溶液由无色变为浅红色。3．实例(1)酸性KMnO4溶液滴定H2C2O4溶液原理2MnOeq\o\al(－,4)＋6H＋＋5H2C2O4===10CO2↑＋2Mn2＋＋8H2O指示剂酸性KMnO4溶液本身呈紫色，不用另外选择指示剂终点判断当滴入最后一滴酸性KMnO4溶液后，溶液由无色变浅红色，且半分钟内不褪色，说明到达滴定终点(2)Na2S2O3溶液滴定碘液原理2Na2S2O3＋I2===Na2S4O6＋2NaI指示剂用淀粉溶液作指示剂终点判断当滴入最后一滴Na2S2O3溶液后，溶液的蓝色褪去，且半分钟内不恢复原色，说明到达滴定终点(二)沉淀滴定原理及应用含义沉淀滴定法是利用沉淀反应进行滴定、测量分析的方法。生成沉淀的反应很多，但符合条件的却很少，实际上应用最多的是银量法，即利用Ag＋与卤素离子的反应来测定Cl－、Br－、I－浓度原理沉淀滴定所用的指示剂本身就是一种沉淀剂，滴定剂与被滴定物反应的生成物的溶解度要比滴定剂与指示剂反应的生成物的溶解度小，否则不能用这种指示剂。如用AgNO3溶液滴定溶液中的Cl－的含量时常以CrOeq\o\al(2－,4)为指示剂，这是因为AgCl比Ag2CrO4更难溶第三部分：典型例题剖析高频考点1考查影响水电离平衡的因素及结果判断例1.关于水的电离，下列叙述中，正确的是A．升高温度，水的平衡向正反应方向移动，KW增大，c(H+)不变B．向水中加入少量硫酸，水的平衡向逆反应方向移动，KW不变，c(H+)增大C．向水中加入氨水，水的平衡向逆反应方向移动，KW不变，c(OH-)降低D．向水中加入少量固体