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第二節(jié)　水的電離和溶液的pH
學習目標 重點難點
1.認識水的電離,了解水的離子積常數(shù)。能運用弱電解質(zhì)的電離模型分析水的電離、分析外界條件對水的電離平衡的影響。 2.掌握溶液的酸堿性與pH的關(guān)系。掌握檢測溶液pH的方法,了解溶液pH調(diào)控的意義。 重 點 1.pH與溶液酸堿性的關(guān)系。 2.酸堿中和滴定實驗的操作技能。
難 點 準確判斷酸堿中和滴定的終點
第1課時　水的電離
新知探究(一)——水的電離
1.水的電離
(1)水是一種極弱的　　　　,能發(fā)生微弱的電離。
(2)水的電離方程式為　　　　　　　　　　,簡寫為H2O 　。
2.水的離子積
表達式 Kw=c(H+)·c(OH-)
影響因素 只與溫度有關(guān),隨著溫度的升高,Kw
25 ℃時,Kw=　　　　　
適用范圍 Kw不僅適用于　　　　,也適用于稀的　　　　　　　
[微點撥]　不同溶液中,c(H+)、c(OH-)可能不同,但任何溶液中由水電離出的c(H+)與c(OH-)總是相等的。
3.外界條件對水的電離平衡的影響
(1)改變一種條件對水的電離平衡的影響
　其他條件不變的情況下,改變一種條件,對水的電離平衡H2O H++OH-　ΔH>0的影響如下表:
升高溫度 加入 HCl(g) 加入 NaOH(s) 加入金屬鈉
平衡移動方向 右移 左移
c(H+) 增大 減小 減小
c(OH-) 增大 減小
水的電離程度 減小
Kw 不變 不變(忽略 溫度變化)
(2)反應條件對水的電離平衡的影響
①因水的電離是吸熱過程,故溫度升高,會促進水的電離,c(H+)、c(OH-)都增大,水仍呈中性。
②外加酸(或堿),水中c(H+)[或c(OH-)]增大,會抑制水的電離,水的電離程度減小,Kw不變。
③加入活潑金屬,可與水電離產(chǎn)生的H+直接發(fā)生置換反應,產(chǎn)生H2,使水的電離平衡向右移動。
[題點多維訓練]
1.下列關(guān)于水的離子積常數(shù)的敘述正確的是 (　　)
A.因為水的離子積常數(shù)的表達式是Kw=c(H+)·c(OH-),所以Kw隨溶液中c(H+)和c(OH-)的變化而變化
B.水的離子積常數(shù)Kw與水的電離平衡常數(shù)K電離是同一個物理量
C.水的離子積常數(shù)是溫度的函數(shù),隨著溫度的變化而變化
D.水的離子積常數(shù)Kw與水的電離平衡常數(shù)K電離是兩個沒有任何關(guān)系的物理量
2.在某溫度時,測得純水中的c(OH-)=2.0×10-7 mol·L-1,則c(H+)為 (　　)
A.2.0×10-7 mol·L-1 B.1.0×10-7 mol·L-1
C. mol·L-1 D.4.0×10-7 mol·L-1
3.下列操作能使水的電離平衡發(fā)生移動,且c(H+)>c(OH-)的是 (　　)
A.向水中投入一小塊金屬鈉
B.將水加熱煮沸
C.向水中通入CO2氣體
D.向水中加食鹽晶體
4.已知:H2O H++OH-,在25 ℃、35 ℃下水的離子積分別為1×10-14、2.1×10-14。
則下列敘述不正確的是 (　　)
A.水的電離是一個吸熱過程
B.某溫度下水的pH=7.5時,c(H+)C.水中的c(OH-)隨著溫度的升高而升高
D.預測50 ℃時水的離子積大于2.1×10-14
新知探究(二)——Kw的相關(guān)計算及應用
典例導學　
　　[典例]　在水的電離平衡中,c(H+)和c(OH-)的關(guān)系如圖所示。
(1)A點水的離子積常數(shù)為1×10-14,B點水的離子積常數(shù)為　　　　。造成水的離子積常數(shù)變化的原因是 。
(2)T ℃時,若向水中滴加鹽酸,　　　　(填“能”或“不能”)使體系處于B點狀態(tài),原因是 　 。
(3)T ℃時,若鹽酸中c(H+)=5×10-4 mol·L-1,則由水電離產(chǎn)生的c水(H+)= 　。
聽課記錄:
[系統(tǒng)融通知能]
1.水電離出的c(H+)或c(OH-)的計算
Kw表達式中,c(H+)、c(OH-)均表示整個溶液中總物質(zhì)的量濃度,但是一般情況下有:
酸溶 液中 H+來源于酸的電離和水的電離,而OH-只來源于水的電離。如25 ℃時,0.01 mol·L-1的鹽酸中,酸電離出的c酸(H+)遠大于水電離出的c水(H+),溶液中水電離出的c水(H+)可忽略,所以水電離出的c水(H+)=c(OH-)==10-12 mol·L-1
堿溶 液中 OH-來源于堿的電離和水的電離,而H+只來源于水的電離,如25 ℃時0.01 mol·L-1的NaOH溶液中,堿電離出的c堿(OH-)遠大于水電離出的c水(OH-),溶液中水電離出的c水(OH-)可忽略,所以水電離產(chǎn)生的c水(OH-)=c(H+)==10-12 mol·L-1
純水中 水電離出的c(H+)與水電離出的c(OH-)一定相等,即c(H+)=c(OH-)=
2.水的電離平衡曲線的理解與識別
某溫度下,水溶液中H+和OH-的濃度變化曲線如圖所示。
(1)曲線上的任意點(如a、b、c)的Kw都相同,即c(H+)·c(OH-)相同,溫度相同。
(2)曲線外的任意點(如d)與曲線上任意點的Kw不同,溫度不同。
(3)實現(xiàn)曲線上點之間的轉(zhuǎn)化需保持溫度不變,改變酸堿性;實現(xiàn)曲線上點與曲線外點之間的轉(zhuǎn)化一定改變溫度。
[題點多維訓練]
1.在相同溫度下,0.01 mol·L-1的NaOH溶液和0.01 mol·L-1的鹽酸相比,下列說法正確的是 (　　)
A.由水電離出的c(H+)相等
B.由水電離出的c(H+)都是1.0×10-12 mol·L-1
C.由水電離出的c(H+)都是0.01 mol·L-1
D.兩者都促進了水的電離
2.下列關(guān)于水的電離H2O H++OH-　ΔH>0的說法不正確的是[已知pH=-lg c(H+)] (　　)
A.將水加熱至50 ℃,水的電離平衡正向移動,水依然呈中性
B.向水中加入少量NaOH,水的電離平衡逆向移動,溶液呈堿性
C.向水中加入少量冰醋酸,水的電離平衡逆向移動,溶液呈酸性
D.常溫下,pH=2的鹽酸中,水電離的c(H+)=1.0×10-2 mol·L-1
3.(2025·瀘州高二期中)一定溫度下,水溶液中H+和OH-的濃度變化曲線如圖,下列說法正確的是 (　　)
A.升高溫度,可能引起由c向b的變化
B.該溫度下,a點溶液呈酸性
C.該溫度下,水的離子積常數(shù)為1.0×10-13
D.該溫度下,稀釋溶液可能引起由c向d的變化
4.(1)某溫度時,水的Kw=1×10-12,則該溫度　　 　(填“>”“<”或“=”)25 ℃,其理由是 　。
(2)該溫度下,c(H+)=1×10-7 mol·L-1的溶液中的溶質(zhì)只有NaOH,則由H2O電離出來的c(OH-)=　　　　mol·L-1。
(3)實驗室用Zn和稀硫酸制取H2,反應時溶液中水的電離平衡　　　　(填“向左”“向右”或“不”,下同)移動。在新制氯水中加入少量NaCl固體,水的電離平衡　　　　移動。
(4)25 ℃時,下列0.1 mol·L-1的6種溶液,水電離出的c(H+)由大到小的關(guān)系是　　　　　　　(填序號)。
①鹽酸　②H2SO4　
③CH3COOH(Ka=1.8×10-5)　
④NH3·H2O(Kb=1.8×10-5)
⑤NaOH　⑥Ba(OH)2
第1課時　水的電離
新知探究(一)
1.(1)電解質(zhì)　(2)H2O+H2O H3O++OH-　H++OH-
2.增大　1.0×10-14　純水　電解質(zhì)溶液
3.(1)從左到右:左移　右移　增大　增大　增大　增大　減小　增大　增大　不變
[題點多維訓練]
1.選C　水的離子積常數(shù)的表達式是Kw=c(H+)·c(OH-),但是Kw是溫度的函數(shù),不隨溶液中c(H+)和c(OH-)的變化而變化,A錯誤,C正確;水的離子積常數(shù)Kw=K電離·c(H2O),B、D錯誤。
2.選A　純水呈中性,則純水中c(H+)=c(OH-)=2.0×10-7 mol·L-1。
3.選C　A項中加入的鈉與H2O反應生成NaOH,使c(OH-)>c(H+);B項中c(H+)=c(OH-);C項中通入CO2:CO2+H2O H2CO3 H++HC,使水的電離平衡向左移動,且c(H+)>c(OH-);而D項中c(H+)=c(OH-)。
4.選B　在25 ℃、35 ℃下H2O的離子積分別為1×10-14、2.1×10-14,說明升高溫度電離程度變大,H2O的電離為吸熱過程,故A正確;H2O的pH=7.5,則c(H+)=10-7.5,但未注明溫度,不知H2O的離子積,不能計算出氫氧根離子的濃度,即不能比較二者的大小,故B錯誤;溫度升高,H2O的電離程度增大,氫氧根離子濃度增大,故C正確;H2O的電離是吸熱過程,溫度越高,電離程度越大,所以50 ℃時水的離子積大于2.1×10-14,故D正確。
新知探究(二)
[典例]　解析:(1)純水的電離平衡中,c(H+)=c(OH-),B點Kw=c(H+)·c(OH-)=10-6.5×10-6.5=1×10-13,B點水的離子積常數(shù)大于A點,原因是水的電離是吸熱過程,溫度升高,水的電離程度增大,則離子積常數(shù)增大。(2)向水中滴加鹽酸,c(H+)增大,水的電離平衡向左移動,c(OH-)減小,體系中c(H+)≠c(OH-),體系不會處于B點狀態(tài)。(3)T ℃時,Kw=1×10-13,若鹽酸中c(H+)=5×10-4 mol·L-1,則由水電離產(chǎn)生的c水(H+)等于水電離產(chǎn)生的c水(OH-),為 mol·L-1=2×10-10 mol·L-1。
答案:(1)1×10-13　水的電離是吸熱過程,溫度升高,水的電離程度增大,則離子積常數(shù)增大　(2)不能　滴加鹽酸后,c(H+)增大,水的電離平衡左移,c(OH-)減小,體系中c(H+)≠c(OH-)
(3)2×10-10 mol·L-1
[題點多維訓練]
1.選A　在相同溫度下,0.01 mol·L-1的NaOH溶液中c(OH-)是0.01 mol·L-1,水電離產(chǎn)生的氫離子為 mol·L-1,0.01 mol·L-1的鹽酸中c(H+)是0.01 mol·L-1,水電離產(chǎn)生的氫離子等于氫氧根離子濃度,為 mol·L-1,二者均抑制水的電離,且抑制程度相同。
2.選D　 水的電離吸熱,將水加熱至50 ℃,水的電離平衡正向移動,但水電離出的氫離子和氫氧根離子的濃度始終相等,水依然呈中性,故A正確;向水中加入少量NaOH,氫氧根離子濃度增大,水的電離平衡逆向移動,溶液呈堿性,故B正確;向水中加入少量冰醋酸,氫離子濃度增大,水的電離平衡逆向移動,溶液呈酸性,故C正確;鹽酸抑制水電離,常溫下,pH=2的鹽酸中,水電離的c(H+)=1.0×10-12 mol·L-1,故D錯誤。
3.選B　溫度升高,水的離子積常數(shù)增大,水溶液中,氫離子和氫氧根離子濃度都增大,不在曲線上,故A錯誤;該溫度下,a點溶液中氫離子濃度大于氫氧根離子濃度,a點溶液呈酸性,故B正確;b點氫離子濃度和氫氧根離子濃度相同c(H+)=c(OH-)=1.0×10-7 mol·L-1,故Kw=1.0×10-7×1.0×10-7=1.0×10-14,故C錯誤;d點,水的離子積常數(shù)減小,稀釋不會引起水的離子積的改變,溶液向中性靠近,該溫度下,稀釋溶液可能引起由c向b的變化,故D錯誤。
4.解析:(2)NaOH溶液中由水電離出來的c(OH-)等于溶液中的c(H+),即為1×10-7 mol·L-1。(3)Zn與稀硫酸反應過程中,溶液中c(H+)減小,水的電離平衡向右移動。新制氯水中加入少量NaCl固體,平衡Cl2+H2O H++Cl-+HClO向左移動,溶液中c(H+)減小,水的電離平衡向右移動。(4)25 ℃時,0.1 mol·L-1鹽酸中c(H+)與0.1 mol·L-1 NaOH溶液中c(OH-)相等,故兩溶液中水的電離程度相等。同理0.1 mol·L-1 H2SO4和0.1 mol·L-1 Ba(OH)2溶液中水的電離程度相等,0.1 mol·L-1 CH3COOH和0.1 mol·L-1氨水中水的電離程度幾乎相等,酸溶液中c(H+)越大或堿溶液中c(OH-)越大,水電離出的c(H+)就越小,故6種溶液中水電離出的c(H+)由大到小的關(guān)系為③=④>①=⑤>②=⑥。
答案:(1)>　升溫促進水的電離,Kw增大
(2)1×10-7　(3)向右　向右　(4)③=④>①=⑤>②=⑥
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第二節(jié)　水的電離和溶液的ph
學習目標 重點難點
1.認識水的電離，了解水的離子積常數(shù)。能運用弱電解質(zhì)的電離模型分析水的電離、分析外界條件對水的電離平衡的影響。 2.掌握溶液的酸堿性與pH的關(guān)系。掌握檢測溶液pH的方法，了解溶液pH調(diào)控的意義。 重點 1.pH與溶液酸堿性的關(guān)系。
2.酸堿中和滴定實驗的操作技能。
難點 準確判斷酸堿中和滴定的
終點
第1課時　水的電離
新知探究(一) 水的電離
新知探究(二) Kw的相關(guān)計算及應用
課時跟蹤檢測
目錄
新知探究(一) 水的電離
1.水的電離
(1)水是一種極弱的 ，能發(fā)生微弱的電離。
(2)水的電離方程式為 ，簡寫為H2O 。
電解質(zhì)
H2O+H2O H3O++OH-
H++OH-
2.水的離子積
[微點撥]　不同溶液中，c(H+)、c(OH-)可能不同，但任何溶液中由水電離出的c(H+)與c(OH-)總是相等的。
表達式 Kw=c(H+)·c(OH-)
影響因素 只與溫度有關(guān)，隨著溫度的升高，Kw________
25 ℃時，Kw=___________
適用范圍 Kw不僅適用于 ，也適用于稀的____________
增大
1.0×10-14
純水
電解質(zhì)溶液
3.外界條件對水的電離平衡的影響
(1)改變一種條件對水的電離平衡的影響
其他條件不變的情況下，改變一種條件，對水的電離平衡H2O H++OH-　ΔH>0的影響如下表:
升高溫度 加入HCl(g) 加入NaOH(s) 加入金屬鈉
平衡移動方向 右移 左移 ______ ______
c(H+) _____ 增大 減小 減小
c(OH-) 增大 減小 ______ ______
水的電離程度 ______ 減小 ______ ______
Kw ______ ______ 不變 不變(忽略
溫度變化)
左移
右移
增大
增大
增大
增大
減小
增大
增大
不變
(2)反應條件對水的電離平衡的影響
①因水的電離是吸熱過程，故溫度升高，會促進水的電離，c(H+)、c(OH-)都增大，水仍呈中性。
②外加酸(或堿)，水中c(H+)[或c(OH-)]增大，會抑制水的電離，水的電離程度減小，Kw不變。
③加入活潑金屬，可與水電離產(chǎn)生的H+直接發(fā)生置換反應，產(chǎn)生H2，使水的電離平衡向右移動。
[題點多維訓練]
√
1.下列關(guān)于水的離子積常數(shù)的敘述正確的是 (　　)
A.因為水的離子積常數(shù)的表達式是Kw=c(H+)·c(OH-)，所以Kw隨溶液中c(H+)和c(OH-)的變化而變化
B.水的離子積常數(shù)Kw與水的電離平衡常數(shù)K電離是同一個物理量
C.水的離子積常數(shù)是溫度的函數(shù)，隨著溫度的變化而變化
D.水的離子積常數(shù)Kw與水的電離平衡常數(shù)K電離是兩個沒有任何關(guān)系的物理量
解析:水的離子積常數(shù)的表達式是Kw=c(H+)·c(OH-)，但是Kw是溫度的函數(shù)，不隨溶液中c(H+)和c(OH-)的變化而變化，A錯誤，C正確；水的離子積常數(shù)Kw=
K電離·c(H2O)，B、D錯誤。
√
2.在某溫度時，測得純水中的c(OH-)=2.0×10-7 mol·L-1，則c(H+)為 (　　)
A.2.0×10-7 mol·L-1 B.1.0×10-7 mol·L-1
C. mol·L-1 D.4.0×10-7 mol·L-1
解析:純水呈中性，則純水中c(H+)=c(OH-)=2.0×10-7 mol·L-1。
3.下列操作能使水的電離平衡發(fā)生移動，且c(H+)>c(OH-)的是 (　　)
A.向水中投入一小塊金屬鈉 B.將水加熱煮沸
C.向水中通入CO2氣體 D.向水中加食鹽晶體
解析:A項中加入的鈉與H2O反應生成NaOH，使c(OH-)>c(H+)；B項中c(H+)=c(OH-)；C項中通入CO2:CO2+H2O H2CO3 H++HC，使水的電離平衡向左移動，且c(H+)>c(OH-)；而D項中c(H+)=c(OH-)。
√
4.已知:H2O H++OH-，在25 ℃、35 ℃下水的離子積分別為1×10-14、2.1×10-14。則下列敘述不正確的是 (　　)
A.水的電離是一個吸熱過程
B.某溫度下水的pH=7.5時，c(H+)C.水中的c(OH-)隨著溫度的升高而升高
D.預測50 ℃時水的離子積大于2.1×10-14
√
解析:在25 ℃、35 ℃下H2O的離子積分別為1×10-14、2.1×10-14，說明升高溫度電離程度變大，H2O的電離為吸熱過程，故A正確；H2O的pH=7.5，則c(H+)=10-7.5，但未注明溫度，不知H2O的離子積，不能計算出氫氧根離子的濃度，即不能比較二者的大小，故B錯誤；溫度升高，H2O的電離程度增大，氫氧根離子濃度增大，故C正確；H2O的電離是吸熱過程，溫度越高，電離程度越大，所以50 ℃時水的離子積大于2.1×10-14，故D正確。
新知探究(二) Kw的相關(guān)計算及應用
典例導學
[典例]　在水的電離平衡中，
c(H+)和c(OH-)的關(guān)系如圖所示。
(1)A點水的離子積常數(shù)為1×10-14，B點水的離子積常數(shù)為　　　　。造成水的離子積常數(shù)變化的原因是____________________________________________
　　 。
[解析]　純水的電離平衡中，c(H+)=c(OH-)，B點Kw=c(H+)·c(OH-)=10-6.5×
10-6.5=1×10-13，B點水的離子積常數(shù)大于A點，原因是水的電離是吸熱過程，
溫度升高，水的電離程度增大，則離子積常數(shù)增大。
1×10-13　
水的電離是吸熱過程，溫度升高，水的電離程度
增大，則離子積常數(shù)增大
[典例]　在水的電離平衡中，
c(H+)和c(OH-)的關(guān)系如圖所示。
(2)T ℃時，若向水中滴加鹽酸，　　　(填“能”或“不能”)使體系處于B點狀態(tài)，原因是____________________________________________________________
　 。
[解析]　向水中滴加鹽酸，c(H+)增大，水的電離平衡向左移動，c(OH-)減小，體系中c(H+)≠c(OH-)，體系不會處于B點狀態(tài)。
不能
滴加鹽酸后，c(H+)增大，水的電離平衡左移，c(OH-)減小，體系
中c(H+)≠c(OH-)
(3)T ℃時，若鹽酸中c(H+)=5×10-4 mol·L-1，則由水電離產(chǎn)生的c水(H+)
= 　 。
[解析]　T ℃時，Kw=1×10-13，若鹽酸中c(H+)=5×10-4 mol·L-1，則由水電離產(chǎn)生的c水(H+)等于水電離產(chǎn)生的c水(OH-)，為 mol·L-1=2×10-10 mol·L-1。
[典例]　在水的電離平衡中，
c(H+)和c(OH-)的關(guān)系如圖所示。
2×10-10 mol·L-1
1.水電離出的c(H+)或c(OH-)的計算
Kw表達式中，c(H+)、c(OH-)均表示整個溶液中總物質(zhì)的量濃度，但是一般情況下有:
[系統(tǒng)融通知能]
酸溶 液中 H+來源于酸的電離和水的電離，而OH-只來源于水的電離。如25 ℃時，0.01 mol·L-1的鹽酸中，酸電離出的c酸(H+)遠大于水電離出的c水(H+)，溶液中水電離出的c水(H+)可忽略，所以水電離出的c水(H+)=c(OH-)==10-12 mol·L-1
堿溶 液中 OH-來源于堿的電離和水的電離，而H+只來源于水的電離，如25 ℃時0.01 mol·L-1的NaOH溶液中，堿電離出的c堿(OH-)遠大于水電離出的c水(OH-)，
溶液中水電離出的c水(OH-)可忽略，所以水電離產(chǎn)生的c水(OH-)=c(H+)=
=10-12 mol·L-1
純水中 水電離出的c(H+)與水電離出的c(OH-)一定相等，即c(H+)=c(OH-)=
續(xù)表
2.水的電離平衡曲線的理解與識別
某溫度下，水溶液中H+和OH-的濃度變化曲線如圖所示。
(1)曲線上的任意點(如a、b、c)的Kw都相同，即c(H+)·c(OH-)相同，溫度相同。
(2)曲線外的任意點(如d)與曲線上任意點的Kw不同，溫度不同。
(3)實現(xiàn)曲線上點之間的轉(zhuǎn)化需保持溫度不變，改變酸堿性；實現(xiàn)曲線上點與曲線外點之間的轉(zhuǎn)化一定改變溫度。
[題點多維訓練]
√
1.在相同溫度下，0.01 mol·L-1的NaOH溶液和0.01 mol·L-1的鹽酸相比，下列說法正確的是 (　　)
A.由水電離出的c(H+)相等
B.由水電離出的c(H+)都是1.0×10-12 mol·L-1
C.由水電離出的c(H+)都是0.01 mol·L-1
D.兩者都促進了水的電離
解析:在相同溫度下，0.01 mol·L-1的NaOH溶液中c(OH-)是0.01 mol·L-1，水電離產(chǎn)生的氫離子為 mol·L-1，0.01 mol·L-1的鹽酸中c(H+)是0.01 mol·L-1，水電離產(chǎn)生的氫離子等于氫氧根離子濃度，為 mol·L-1，二者均抑制水的電離，且抑制程度相同。
√
2.下列關(guān)于水的電離H2O H++OH-　ΔH>0的說法不正確的是[已知pH=-lg c(H+)] (　)
A.將水加熱至50 ℃，水的電離平衡正向移動，水依然呈中性
B.向水中加入少量NaOH，水的電離平衡逆向移動，溶液呈堿性
C.向水中加入少量冰醋酸，水的電離平衡逆向移動，溶液呈酸性
D.常溫下，pH=2的鹽酸中，水電離的c(H+)=1.0×10-2 mol·L-1
解析: 水的電離吸熱，將水加熱至50 ℃，水的電離平衡正向移動，但水電離出的氫離子和氫氧根離子的濃度始終相等，水依然呈中性，故A正確；向水中加入少量NaOH，氫氧根離子濃度增大，水的電離平衡逆向移動，溶液呈堿性，故B正確；向水中加入少量冰醋酸，氫離子濃度增大，水的電離平衡逆向移動，溶液呈酸性，故C正確；鹽酸抑制水電離，常溫下，pH=2的鹽酸中，水電離的c(H+)=1.0×10-12 mol·L-1，故D錯誤。
3.(2025·瀘州高二期中)一定溫度下，水溶液中H+和OH-的濃度變化曲線如圖，下列說法正確的是 (　　)
A.升高溫度，可能引起由c向b的變化
B.該溫度下，a點溶液呈酸性
C.該溫度下，水的離子積常數(shù)為1.0×10-13
D.該溫度下，稀釋溶液可能引起由c向d的變化
解析:溫度升高，水的離子積常數(shù)增大，水溶液中，氫離子和氫氧根離子濃度都增大，不在曲線上，故A錯誤；該溫度下，a點溶液中氫離子濃度大于氫氧根離子濃度，a點溶液呈酸性，故B正確；b點氫離子濃度和氫氧根離子濃度相同c(H+)=c(OH-)=1.0×10-7 mol·L-1，故Kw=1.0×10-7×1.0×10-7=1.0×10-14，故C錯誤；d點，水的離子積常數(shù)減小，稀釋不會引起水的離子積的改變，溶液向中性靠近，該溫度下，稀釋溶液可能引起由c向b的變化，故D錯誤。
√
4.(1)某溫度時，水的Kw=1×10-12，則該溫度　　(填“>”“<”或“=”)25 ℃，其理由是 　 。
(2)該溫度下，c(H+)=1×10-7 mol·L-1的溶液中的溶質(zhì)只有NaOH，則由H2O電離出來的c(OH-)=　　　　mol·L-1。
解析:NaOH溶液中由水電離出來的c(OH-)等于溶液中的c(H+)，即為1×10-7 mol·L-1。
>
升溫促進水的電離，Kw增大
1×10-7
(3)實驗室用Zn和稀硫酸制取H2，反應時溶液中水的電離平衡　　　(填“向左”“向右”或“不”，下同)移動。在新制氯水中加入少量NaCl固體，水的電離平衡
　　　移動。
解析:Zn與稀硫酸反應過程中，溶液中c(H+)減小，水的電離平衡向右移動。新制氯水中加入少量NaCl固體，平衡Cl2+H2O H++Cl-+HClO向左移動，溶液中c(H+)減小，水的電離平衡向右移動。
向右
向右
(4)25 ℃時，下列0.1 mol·L-1的6種溶液，水電離出的c(H+)由大到小的關(guān)系是
　　 　　　(填序號)。
①鹽酸　②H2SO4　③CH3COOH(Ka=1.8×10-5)　④NH3·H2O(Kb=1.8×10-5)
⑤NaOH　⑥Ba(OH)2
解析:25 ℃時，0.1 mol·L-1鹽酸中c(H+)與0.1 mol·L-1 NaOH溶液中c(OH-)相等，故兩溶液中水的電離程度相等。同理0.1 mol·L-1 H2SO4和0.1 mol·L-1 Ba(OH)2溶液中水的電離程度相等，0.1 mol·L-1 CH3COOH和0.1 mol·L-1氨水中水的電離程度幾乎相等，酸溶液中c(H+)越大或堿溶液中c(OH-)越大，水電離出的c(H+)就越小，故6種溶液中水電離出的c(H+)由大到小的關(guān)系為③=④>①=⑤>②=⑥。
③=④>①=⑤>②=⑥
課時跟蹤檢測
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
13
√
12
一、選擇題
1.下列關(guān)于水的說法正確的是(　　)
A.水的離子積僅適用于純水
B.水的電離需要通電
C.升高溫度一定使水的離子積增大
D.加入電解質(zhì)一定會破壞水的電離平衡
15
14
解析:水的離子積適用于稀的電解質(zhì)溶液及純水，A項錯誤；水的電離不需要通電，B項錯誤；水的電離是吸熱過程，溫度升高，促進水的電離，水的離子積增大，C項正確；不是所有的電解質(zhì)都能破壞水的電離平衡，如NaCl，D項錯誤。
16
√
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12
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3
2.(2025·開封高二期中)改變下列條件，能使水的電離平衡向正向移動的是 (　)
A.通入HCl氣體 B.加入NaOH固體
C.升高溫度 D.加入NaCl固體
15
14
解析:通入HCl氣體，HCl在水中會電離出氫離子，增大了氫離子的濃度，使得水的電離逆向移動，故A錯誤；加入NaOH固體，在水中會電離出氫氧根離子，增大了氫氧根離子的濃度，使得水的電離逆向移動，故B錯誤；水的電離是吸熱的，升溫使得平衡朝著吸熱的正反應方向移動，故C正確；加入NaCl固體，水的平衡不移動，故D錯誤。
16
√
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3
3.(2025·信宜高二期中)關(guān)于水的說法，下列錯誤的是 (　　)
A.水的電離方程式:2H2O H3O++OH-
B.純水的pH可能為6
C.25 ℃時水中通入少量HCl，Kw減小
D.水的電離ΔH>0
15
14
解析:水部分電離出水合氫離子和氫氧根離子，電離方程式為2H2O H3O++OH-，故A正確；溫度越高，水的電離常數(shù)越大，常溫下純水的pH=7，故純水的pH可能為6，故B正確；Kw只與溫度有關(guān)，25 ℃時水中通入少量HCl，Kw不變，故C錯誤；水的電離是吸熱過程，水的電離ΔH>0，故D正確。
16
√
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12
13
3
4.溫度為T ℃時，在水中加入某物質(zhì)，水的電離平衡逆向移動，體系中的c(H+)增大，且水的Kw不變。加入的這種物質(zhì)可能是 (　　)
A.氯化鈉固體 B.氨水
C.稀硫酸 D.Na2SO4溶液
15
14
解析:A項，加入氯化鈉固體，體系中的c(H+)不變，Kw不變，不符合題意；B項，加入氨水，電離出OH-，抑制水的電離，水的電離平衡逆向移動，體系中的c(H+)減小，不符合題意；C項，加入稀硫酸，電離出H+，抑制水的電離，電離平衡逆向移動，體系中的c(H+)增大，Kw不變，符合題意；D項，加入Na2SO4溶液，體系中的c(H+)不變，Kw不變，不符合題意。
16
√
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3
5.水的電離過程為H2O H++OH-。在25 ℃、35 ℃時水的離子積常數(shù)分別為1.0×10-14、2.1×10-14。下列敘述中正確的是 (　　)
A.純水中c(H+)隨著溫度的升高而增大
B.在35 ℃時，純水中c(H+)>c(OH-)
C.水的電離度α(25 ℃)>α(35 ℃)
D.水的電離過程是放熱過程
15
14
解析:升高溫度促進水的電離，則c(H+)隨溫度的升高而增大，故A正確。
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3
6.室溫下，某溶液中由水電離產(chǎn)生的c(H+)=10-10 mol·L-1，該溶液的溶質(zhì)不可能是 (　　)
A.H2SO4　 B.NaCl　 C.HCl　 D.Ba(OH)2
15
14
解析:由水電離產(chǎn)生的c(H+)等于10-10 mol·L-1，說明溶液中的溶質(zhì)抑制了水的電離，Ba(OH)2、HCl、H2SO4能電離出氫氧根離子或氫離子，抑制水的電離，而NaCl中的鈉離子和氯離子對水的電離無影響，故該溶液的溶質(zhì)不可能是NaCl。
16
√
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3
7.下列操作可以使水的離子積常數(shù)Kw增大的是 (　　)
A.加熱　　　 　　　　 B.通入少量HCl氣體
C.滴入少量NaOH溶液 D.加入少量CuSO4固體
15
14
解析:Kw只是溫度的函數(shù)，與離子濃度大小無關(guān)。
16
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3
8.25 ℃時，相同物質(zhì)的量濃度的下列溶液:①NaCl、②NaOH、③H2SO4，其中水的電離程度按由大到小順序排列的一組是 (　　)
A.③>②>① B.②>③>①
C.①>②>③ D.③>①>②
15
14
解析:分析三種物質(zhì)可知②③抑制水的電離，①不影響水的電離平衡，H2SO4為二元強酸，產(chǎn)生的c(H+)大于NaOH產(chǎn)生的c(OH-)，抑制程度更大，故順序為①>②>③。
16
√
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3
9.(2025·鞍山鞍鋼高級中學高二月考)向純水中加入少量KHSO4固體，在溫度不變時，溶液中 (　　)
A.c(OH-)增大 B.c(H+)減小
C.水中c(H+)與c(OH-)的乘積增大 D.增大
15
14
解析:硫酸氫鉀是強酸的酸式鹽，在水溶液中電離出氫離子、硫酸根離子和鉀離子；溫度不變，水的離子積常數(shù)不變，氫離子和氫氧根乘積不變，氫離子濃度增大，氫氧根離子濃度減小，所以A、B項均錯誤，D項正確；溫度不變，水中c(H+)與c(OH-)的乘積不變，C錯誤。
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√
10.常溫下，在0.01 mol·L-1 H2SO4溶液中，由水電離出的氫離子濃度是 (　　)
A.5×10-13 mol·L-1 B.0.02 mol·L-1
C.1×10-7 mol·L-1 D.1×10-12 mol·L-1
15
14
解析:H2SO4電離出的c(H+)=0.02 mol·L-1，由Kw=1.0×10-14可知c(OH-)=5×10-13 mol·L-1，OH-是由水電離產(chǎn)生的，則水電離產(chǎn)生的c(H+)=c(OH-)=5×10-13 mol·L-1。
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11.(2025·長沙高二期中)室溫下，由水電離出的c(H+)=1×10-14 mol·L-1的溶液中，一定能大量共存的離子組是 (　　)
①K+、Na+、HC、Cl- ②K+、Ba2+、Br-、Cl-
③Na+、Cl-、N、S ④Al3+、N、Cl-、S
A.①② B.②③ C.①③ D.②④
15
14
解析:室溫時，在由水電離出的c(H+)=1×10-14 mol·L-1的溶液可能為酸溶液，也可能為堿溶液。 HC無論是在酸溶液還是堿溶液中均不能大量共存，①錯誤；Al3+、N能與氫氧根離子反應，在堿溶液中不能大量共存，④錯誤。
√
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12
√
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3
12.某溫度下，水溶液中的c(H+)=10x mol·L-1，c(OH-)=10y mol·L-1。x與y的關(guān)系如圖所示。該溫度下0.01 mol·L-1 NaOH溶液的c(H+)為 (　　)
A.10-10 B.10-11 C.10-12 D.10-13
15
14
解析:由圖可知，當x=-5時，y=-10，故Kw=10-5×10-10=10-15。0.01 mol·L-1 NaOH溶液中c(OH-)=10-2 mol·L-1，故c(H+)== mol·L-1=10-13 mol·L-1。
16
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13
3
13.某溫度下，向c(H+)=1×1 mol·L-1的蒸餾水中加入NaHSO4晶體，保持溫度不變，測得溶液中c(H+)=1×10-3 mol·L-1。下列對該溶液的敘述不正確的是(　　)
A.該溫度高于25 ℃
B.由水電離出來的H+的濃度為1×10-11 mol·L-1
C.加入NaHSO4晶體抑制水的電離
D.取該溶液加水稀釋100倍，溶液中的c(OH-)增大
15
14
解析:25 ℃時，純水中c(H+)=1×10-7 mol·L-1，c(H+)=1×1 mol·L-1，說明水的電離得到促進，故T>25 ℃，A項正確；c(H+)=1×1 mol·L-1，水的離子積常數(shù)為1×10-12，Kw=c(H+)·c(OH-)，當c(H+)=1×10-3 mol·L-1時，c(OH-)=1×10-9 mol·L-1，故由水電離出來的c(H+)=1×10-9 mol·L-1，B項錯誤；NaHSO4電離生成的氫離子對水的電離起抑制作用，水的電離程度減小，C項正確；溫度不變時，Kw不變，加水稀釋，c(H+)減小，Kw=c(H+)·c(OH-)，所以c(OH-)增大，D項正確。
√
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3
14.(2025·綿陽高二期中)如圖所示，不同溫度下，水溶液中c(H+)與c(OH-)的變化如下，下列說法中不正確的是 (　　)
A.圖中四點，Kw的大小關(guān)系是A=DB.A、B、C三點所在的直線上任意一點對應的溶液中c(H+)與c(OH-)相等
C.若想要A點移動到B點，采用的方法是升高溫度
D.往A點中加入鹽酸，A點將會朝D點移動，Kw增大
14
15
√
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3
解析:如題圖所示，A與D所處溫度相同，Kw只與溫度有關(guān)，溫度升高Kw變大，A與D兩點在同一條曲線上即對應的Kw相同，找到A、B兩點的坐標并根據(jù)Kw=c(H+)×c(OH-)可求得A點Kw=1×10-14，B點Kw=1×10-12，并且C點的c(H+)和c(OH-)大于A點的c(H+)和c(OH-)小于B點的c(H+)和c(OH-)，故Kw的大小關(guān)系是A=D14
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二、非選擇題
15.(8分)實驗表明，純硫酸的導電性顯著強于水。又知液氨像水一樣，有自身的電離(2H2O H3O++OH-)而建立平衡，且一定溫度下都有各自的離子積常數(shù)。
(1)已知t ℃時，0.1 mol·L-1 NaOH溶液中c(H+)=10-12 mol·L-1，0.01 mol·L-1的HA溶液中=107。該溫度下，水的離子積Kw=　　　　，0.01 mol·L-1的HA溶液的電離度為　　　　。
14
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10-13
10%
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解析: t ℃下，0.1 mol·L-1 NaOH溶液中c(OH-)=c(NaOH)=0.1 mol·L-1，c(H+)=10-12 mol·L-1，Kw=c(OH-)·c(H+)=0.1×10-12=10-13。該溫度下，水的離子積Kw=c(OH-)·c(H+)=10-13，0.01 mol·L-1的HA溶液中=107，則c(H+)=10-3 mol·L-1，0.01 mol·L-1的HA溶液的電離度=×100%=×100%=10%。
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15.(8分)實驗表明，純硫酸的導電性顯著強于水。又知液氨像水一樣，有自身的電離(2H2O H3O++OH-)而建立平衡，且一定溫度下都有各自的離子積常數(shù)。
(2)在-50 ℃時液氨中存在著下列平衡:2NH3(液) N+N，兩種離子的平衡濃度均為1.0×10-15 mol·L-1。有關(guān)-50 ℃時液氨，下列敘述正確的是__________　　　　(填字母)。
A.17 g液氨中含有的N數(shù)目為0.5NA
B.液氨的離子積為1.0×1
C.向液氨中加入NH4Cl(s)，c(N)增大，液氨的電離程度減小
D.向液氨中加入氨基鈉(NaNH2)，液氨的離子積增大
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15
BC
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3
解析:n(NH3)==1 mol，液氨部分電離，所以17 g液氨中含有的N數(shù)目小于0.5NA，A錯誤；離子積常數(shù)K=c(N)×c(N)=1×10-15×1×10-15
=1×1，B正確；加入NH4Cl， c(N)增大，抑制液氨電離，液氨的電離程度減小，C正確；向液氨中加入氨基鈉(NaNH2)，溫度不變，液氨的離子積常數(shù)不變，D錯誤。
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3
15.(8分)實驗表明，純硫酸的導電性顯著強于水。又知液氨像水一樣，有自身的電離(2H2O H3O++OH-)而建立平衡，且一定溫度下都有各自的離子積常數(shù)。
(3)25 ℃時，液態(tài)純硫酸的離子積K(H2SO4)　　1.0×10-14(填“>”“<”或“=”)。
14
15
解析:液態(tài)時純硫酸的導電性顯著強于水，導電性越強，電離程度越大，說明硫酸的電離程度大于水的電離程度，25 ℃時，液態(tài)純硫酸的離子積K(H2SO4)>1.0×10-14。
　>
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16.(12分)硫酸是中學階段常見的強酸之一。對于常溫下0.05 mol·L-1 H2SO4溶液。
(1)若將溶液升高溫度到100 ℃，溶液中的c(OH-)=1×10-11 mol·L-1，則100 ℃時水的離子積是　　　　。
16
解析:100 ℃時，溶液中的c(H+)=0.05 mol·L-1×2=0.1 mol·L-1，水電離產(chǎn)生的c(OH-)=1×10-11 mol·L-1，所以100 ℃時水的離子積為Kw=0.1×1×10-11=10-12。
10-12
(2)該溶液中硫酸電離出的c(H+)與H2O電離出的c(H+)之比為　　　　。
解析:0.05 mol·L-1 H2SO4溶液中硫酸電離出的c(H+)=0.1 mol·L-1，水電離出的c(H+)=c(OH-)=1×10-13 mol·L-1，兩者之比為(10-1 mol·L-1)∶(10-13 mol·L-1)=1012∶1。
1012∶1
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16.(12分)硫酸是中學階段常見的強酸之一。對于常溫下0.05 mol·L-1 H2SO4溶液。
(3)將該溶液放入燒杯中滴入幾滴酚酞，插入兩個電極與直流電源連接形成閉合回路。
①向燒杯中逐滴加入同濃度的氫氧化鋇溶液，燈泡逐漸變暗，后熄滅。該過程中發(fā)生反應的離子方程式為　 。
②向熄滅后的燒杯中再逐滴加入氫氧化鋇溶液，觀察到燈泡逐漸變亮，還觀察到溶液　　　　，此過程中水的電離程度　 (填“增大”“減小”或“不確定”)。
16
2H++S+B+2OH-==BaSO4↓+2H2O　
變紅色
減小
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解析:①向硫酸中逐滴加入同濃度的氫氧化鋇溶液，燈泡逐漸變暗，后熄滅，是因為兩者反應生成了難溶的BaSO4和弱電解質(zhì)水，溶液中幾乎沒有自由移動的離子，該過程中發(fā)生反應的離子方程式為2H++S+B+2OH-==BaSO4↓+2H2O。②向熄滅后的燒杯中再逐滴加入氫氧化鋇溶液，此時Ba(OH)2電離出B和OH-，自由移動的離子濃度增加，導電性增強，所以燈泡變亮，同時Ba(OH)2為強堿，與H2SO4反應后再滴加Ba(OH)2溶液，溶液顯堿性，酚酞遇堿變紅色，所以還能觀察到溶液變紅色。Ba(OH)2溶液能抑制水的電離，所以水的電離程度減小。
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16.(12分)硫酸是中學階段常見的強酸之一。對于常溫下0.05 mol·L-1 H2SO4溶液。
(4)將該H2SO4溶液加水稀釋，水的電離平衡　　　　(填“向左”“向右”或“不”)移動。
16
解析:將該H2SO4溶液稀釋，該過程溶液中由硫酸電離產(chǎn)生的c(H+)變小，對水的電離抑制程度變小，水的電離程度增大。
向右課時跟蹤檢測(十七)　水的電離
一、選擇題
1.下列關(guān)于水的說法正確的是 (　　)
A.水的離子積僅適用于純水
B.水的電離需要通電
C.升高溫度一定使水的離子積增大
D.加入電解質(zhì)一定會破壞水的電離平衡
2.(2025·開封高二期中)改變下列條件,能使水的電離平衡向正向移動的是 (　　)
A.通入HCl氣體 B.加入NaOH固體
C.升高溫度 D.加入NaCl固體
3.(2025·信宜高二期中)關(guān)于水的說法,下列錯誤的是 (　　)
A.水的電離方程式:2H2OH3O++OH-
B.純水的pH可能為6
C.25 ℃時水中通入少量HCl,Kw減小
D.水的電離ΔH>0
4.溫度為T ℃時,在水中加入某物質(zhì),水的電離平衡逆向移動,體系中的c(H+)增大,且水的Kw不變。加入的這種物質(zhì)可能是 (　　)
A.氯化鈉固體 B.氨水
C.稀硫酸 D.Na2SO4溶液
5.水的電離過程為H2OH++OH-。在25 ℃、35 ℃時水的離子積常數(shù)分別為1.0×10-14、2.1×10-14。下列敘述中正確的是 (　　)
A.純水中c(H+)隨著溫度的升高而增大
B.在35 ℃時,純水中c(H+)>c(OH-)
C.水的電離度α(25 ℃)>α(35 ℃)
D.水的電離過程是放熱過程
6.室溫下,某溶液中由水電離產(chǎn)生的c(H+)=10-10 mol·L-1,該溶液的溶質(zhì)不可能是 (　　)
A.H2SO4 B.NaCl
C.HCl D.Ba(OH)2
7.下列操作可以使水的離子積常數(shù)Kw增大的是 (　　)
A.加熱
B.通入少量HCl氣體
C.滴入少量NaOH溶液
D.加入少量CuSO4固體
8.25 ℃時,相同物質(zhì)的量濃度的下列溶液:①NaCl、②NaOH、③H2SO4,其中水的電離程度按由大到小順序排列的一組是 (　　)
A.③>②>① B.②>③>①
C.①>②>③ D.③>①>②
9.(2025·鞍山鞍鋼高級中學高二月考)向純水中加入少量KHSO4固體,在溫度不變時,溶液中 (　　)
A.c(OH-)增大
B.c(H+)減小
C.水中c(H+)與c(OH-)的乘積增大
D.增大
10.常溫下,在0.01 mol·L-1 H2SO4溶液中,由水電離出的氫離子濃度是 (　　)
A.5×10-13 mol·L-1
B.0.02 mol·L-1
C.1×10-7 mol·L-1
D.1×10-12 mol·L-1
11.(2025·長沙高二期中)室溫下,由水電離出的c(H+)=1×10-14 mol·L-1的溶液中,一定能大量共存的離子組是 (　　)
①K+、Na+、HC、Cl-
②K+、Ba2+、Br-、Cl-
③Na+、Cl-、N、S
④Al3+、N、Cl-、S
A.①② B.②③
C.①③ D.②④
12.某溫度下,水溶液中的c(H+)=10x mol·L-1,c(OH-)=10y mol·L-1。x與y的關(guān)系如圖所示。該溫度下0.01 mol·L-1 NaOH溶液的c(H+)為 (　　)
A.10-10 B.10-11
C.10-12 D.10-13
13.某溫度下,向c(H+)=1×1 mol·L-1的蒸餾水中加入NaHSO4晶體,保持溫度不變,測得溶液中c(H+)=1×10-3 mol·L-1。下列對該溶液的敘述不正確的是 (　　)
A.該溫度高于25 ℃
B.由水電離出來的H+的濃度為1×10-11 mol·L-1
C.加入NaHSO4晶體抑制水的電離
D.取該溶液加水稀釋100倍,溶液中的c(OH-)增大
14.(2025·綿陽高二期中)如圖所示,不同溫度下,水溶液中c(H+)與c(OH-)的變化如下,下列說法中不正確的是 (　　)
A.圖中四點,Kw的大小關(guān)系是A=DB.A、B、C三點所在的直線上任意一點對應的溶液中c(H+)與c(OH-)相等
C.若想要A點移動到B點,采用的方法是升高溫度
D.往A點中加入鹽酸,A點將會朝D點移動,Kw增大
二、非選擇題
15.(8分)實驗表明,純硫酸的導電性顯著強于水。又知液氨像水一樣,有自身的電離(2H2OH3O++OH-)而建立平衡,且一定溫度下都有各自的離子積常數(shù)。
(1)已知t ℃時,0.1 mol·L-1 NaOH溶液中c(H+)=10-12 mol·L-1,0.01 mol·L-1的HA溶液中=107。該溫度下,水的離子積Kw=　　　　,0.01 mol·L-1的HA溶液的電離度為　　　　。
(2)在-50 ℃時液氨中存在著下列平衡:2NH3(液)N+N,兩種離子的平衡濃度均為1.0×10-15 mol·L-1。有關(guān)-50 ℃時液氨,下列敘述正確的是　　　　(填字母)。
A.17 g液氨中含有的N數(shù)目為0.5NA
B.液氨的離子積為1.0×1
C.向液氨中加入NH4Cl(s),c(N)增大,液氨的電離程度減小
D.向液氨中加入氨基鈉(NaNH2),液氨的離子積增大
(3)25 ℃時,液態(tài)純硫酸的離子積K(H2SO4)　　1.0×10-14(填“>”“<”或“=”)。
16.(12分)硫酸是中學階段常見的強酸之一。對于常溫下0.05 mol·L-1 H2SO4溶液。
(1)若將溶液升高溫度到100 ℃,溶液中的c(OH-)=1×10-11 mol·L-1,則100 ℃時水的離子積是　　　　。
(2)該溶液中硫酸電離出的c(H+)與H2O電離出的c(H+)之比為　　　　。
(3)將該溶液放入燒杯中滴入幾滴酚酞,插入兩個電極與直流電源連接形成閉合回路。
①向燒杯中逐滴加入同濃度的氫氧化鋇溶液,燈泡逐漸變暗,后熄滅。該過程中發(fā)生反應的離子方程式為 　。
②向熄滅后的燒杯中再逐滴加入氫氧化鋇溶液,觀察到燈泡逐漸變亮,還觀察到溶液　　　　　,此過程中水的電離程度　　　　(填“增大”“減小”或“不確定”)。
(4)將該H2SO4溶液加水稀釋,水的電離平衡　　　　(填“向左”“向右”或“不”)移動。
課時跟蹤檢測(十七)
1.選C　水的離子積適用于稀的電解質(zhì)溶液及純水,A項錯誤;水的電離不需要通電,B項錯誤;水的電離是吸熱過程,溫度升高,促進水的電離,水的離子積增大,C項正確;不是所有的電解質(zhì)都能破壞水的電離平衡,如NaCl,D項錯誤。
2.選C　通入HCl氣體,HCl在水中會電離出氫離子,增大了氫離子的濃度,使得水的電離逆向移動,故A錯誤;加入NaOH固體,在水中會電離出氫氧根離子,增大了氫氧根離子的濃度,使得水的電離逆向移動,故B錯誤;水的電離是吸熱的,升溫使得平衡朝著吸熱的正反應方向移動,故C正確;加入NaCl固體,水的平衡不移動,故D錯誤。
3.選C　水部分電離出水合氫離子和氫氧根離子,電離方程式為2H2O H3O++OH-,故A正確;溫度越高,水的電離常數(shù)越大,常溫下純水的pH=7,故純水的pH可能為6,故B正確;Kw只與溫度有關(guān),25 ℃時水中通入少量HCl,Kw不變,故C錯誤;水的電離是吸熱過程,水的電離ΔH>0,故D正確。
4.選C　A項,加入氯化鈉固體,體系中的c(H+)不變,Kw不變,不符合題意;B項,加入氨水,電離出OH-,抑制水的電離,水的電離平衡逆向移動,體系中的c(H+)減小,不符合題意;C項,加入稀硫酸,電離出H+,抑制水的電離,電離平衡逆向移動,體系中的c(H+)增大,Kw不變,符合題意;D項,加入Na2SO4溶液,體系中的c(H+)不變,Kw不變,不符合題意。
5.選A　升高溫度促進水的電離,則c(H+)隨溫度的升高而增大,故A正確。
6.選B　由水電離產(chǎn)生的c(H+)等于10-10 mol·L-1,說明溶液中的溶質(zhì)抑制了水的電離,Ba(OH)2、HCl、H2SO4能電離出氫氧根離子或氫離子,抑制水的電離,而NaCl中的鈉離子和氯離子對水的電離無影響,故該溶液的溶質(zhì)不可能是NaCl。
7.選A　Kw只是溫度的函數(shù),與離子濃度大小無關(guān)。
8.選C　分析三種物質(zhì)可知②③抑制水的電離,①不影響水的電離平衡,H2SO4為二元強酸,產(chǎn)生的c(H+)大于NaOH產(chǎn)生的c(OH-),抑制程度更大,故順序為①>②>③。
9.選D　硫酸氫鉀是強酸的酸式鹽,在水溶液中電離出氫離子、硫酸根離子和鉀離子;溫度不變,水的離子積常數(shù)不變,氫離子和氫氧根乘積不變,氫離子濃度增大,氫氧根離子濃度減小,所以A、B項均錯誤,D項正確;溫度不變,水中c(H+)與c(OH-)的乘積不變,C錯誤。
10.選A　H2SO4電離出的c(H+)=0.02 mol·L-1,由Kw=1.0×10-14可知c(OH-)=5×10-13 mol·L-1,OH-是由水電離產(chǎn)生的,則水電離產(chǎn)生的c(H+)=c(OH-)=5×10-13 mol·L-1。
11.選B　室溫時,在由水電離出的c(H+)=1×10-14 mol·L-1的溶液可能為酸溶液,也可能為堿溶液。HC無論是在酸溶液還是堿溶液中均不能大量共存,①錯誤;Al3+、N能與氫氧根離子反應,在堿溶液中不能大量共存,④錯誤。
12.選D　由圖可知,當x=-5時,y=-10,故Kw=10-5×10-10=10-15。0.01 mol·L-1 NaOH溶液中c(OH-)=10-2 mol·L-1,故c(H+)== mol·L-1=10-13 mol·L-1。
13.選B　25 ℃時,純水中c(H+)=1×10-7 mol·L-1,c(H+)=1×1 mol·L-1,說明水的電離得到促進,故T>25 ℃,A項正確;c(H+)=1×1 mol·L-1,水的離子積常數(shù)為1×10-12,Kw=c(H+)·c(OH-),當c(H+)=1×10-3 mol·L-1時,c(OH-)=1×10-9 mol·L-1,故由水電離出來的c(H+)=1×10-9 mol·L-1,B項錯誤;NaHSO4電離生成的氫離子對水的電離起抑制作用,水的電離程度減小,C項正確;溫度不變時,Kw不變,加水稀釋,c(H+)減小,Kw=c(H+)·c(OH-),所以c(OH-)增大,D項正確。
14.選D　如題圖所示,A與D所處溫度相同,Kw只與溫度有關(guān),溫度升高Kw變大,A與D兩點在同一條曲線上即對應的Kw相同,找到A、B兩點的坐標并根據(jù)Kw=c(H+)×c(OH-)可求得A點Kw=1×10-14,B點Kw=1×10-12,并且C點的c(H+)和c(OH-)大于A點的c(H+)和c(OH-)小于B點的c(H+)和c(OH-),故Kw的大小關(guān)系是A=D15.解析:(1)t ℃下,0.1 mol·L-1 NaOH溶液中c(OH-)=c(NaOH)=0.1 mol·L-1,c(H+)=10-12 mol·L-1,Kw=c(OH-)·c(H+)=0.1×10-12=10-13。該溫度下,水的離子積Kw=c(OH-)·c(H+)=10-13,0.01 mol·L-1的HA溶液中=107,則c(H+)=10-3 mol·L-1,0.01 mol·L-1的HA溶液的電離度=×100%=×100%=10%。
(2)n(NH3)==1 mol,液氨部分電離,所以17 g液氨中含有的N數(shù)目小于0.5NA,A錯誤;離子積常數(shù)K=c(N)×c(N)=1×10-15×1×10-15=1×1,B正確;加入NH4Cl, c(N)增大,抑制液氨電離,液氨的電離程度減小,C正確;向液氨中加入氨基鈉(NaNH2),溫度不變,液氨的離子積常數(shù)不變,D錯誤。(3)液態(tài)時純硫酸的導電性顯著強于水,導電性越強,電離程度越大,說明硫酸的電離程度大于水的電離程度,25 ℃時,液態(tài)純硫酸的離子積K(H2SO4)>1.0×10-14。
答案:(1)10-13　10%　(2)BC　(3)>
16.解析:(1)100 ℃時,溶液中的c(H+)=0.05 mol·L-1×2=0.1 mol·L-1,水電離產(chǎn)生的c(OH-)=1×10-11 mol·L-1,所以100 ℃時水的離子積為Kw=0.1×1×10-11=10-12。(2)0.05 mol·L-1 H2SO4溶液中硫酸電離出的c(H+)=0.1 mol·L-1,水電離出的c(H+)=c(OH-)=1×10-13 mol·L-1,兩者之比為(10-1 mol·L-1)∶(10-13 mol·L-1)=1012∶1。(3)①向硫酸中逐滴加入同濃度的氫氧化鋇溶液,燈泡逐漸變暗,后熄滅,是因為兩者反應生成了難溶的BaSO4和弱電解質(zhì)水,溶液中幾乎沒有自由移動的離子,該過程中發(fā)生反應的離子方程式為2H++S+B+2OH-BaSO4↓+2H2O。②向熄滅后的燒杯中再逐滴加入氫氧化鋇溶液,此時Ba(OH)2電離出B和OH-,自由移動的離子濃度增加,導電性增強,所以燈泡變亮,同時Ba(OH)2為強堿,與H2SO4反應后再滴加Ba(OH)2溶液,溶液顯堿性,酚酞遇堿變紅色,所以還能觀察到溶液變紅色。Ba(OH)2溶液能抑制水的電離,所以水的電離程度減小。(4)將該H2SO4溶液稀釋,該過程溶液中由硫酸電離產(chǎn)生的c(H+)變小,對水的電離抑制程度變小,水的電離程度增大。
答案:(1)10-12　(2)1012∶1　(3)①2H++S+B+2OH-BaSO4↓+2H2O　②變紅色　減小　(4)向右
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