人教专题十三 水的电离与溶液的pH（专讲）-冲刺2023年高考化学二轮复习核心考点逐项突破（解析版）.docx

专题十三 水的电离和溶液的pH
核心考点1、水的电离溶液的酸碱性
1．水的电离
(1)任何条件下，水电离出的c(H＋)＝c(OH－)；常温下，离子积常数KW＝1.0×10－14。
(2)酸、碱抑制水的电离， pH相等的盐酸、醋酸对水的电离的抑制程度相同；浓度相等的盐酸和醋酸，盐酸对水的电离的抑制程度更大。
(3)能水解的正盐则促进水的电离。
(4)溶液中的c(H＋)与水电离出的c(H＋)的区别
①室温下水电离出的c(H＋)＝c(OH－)＝1.0×10－7 mol/L，若某溶液中水电离出的c(H＋)＜1.0×10－7 mol/L，则可判断该溶液呈酸性或碱性，电解质电离产生的H＋或OH－抑制了水的电离；若某溶液中水电离出的c(H＋)＞1.0×10－7 mol/L，则可判断该溶液中存在能水解的盐，从而促进了水的电离。
②室温下，溶液中c(H＋)＞1.0×10－7 mol/L，说明溶液是酸性溶液或水解呈酸性的盐溶液；溶液中c(H＋)＜1.0×10－7 mol/L，说明溶液是碱性溶液或水解呈碱性的盐溶液。
2．溶液的酸碱性及pH
(1)溶液酸碱性与pH：在任何温度下的中性溶液中c(H＋)＝c(OH－)＝，常温下中性溶液pH＝7，温度升高时，中性溶液的pH＜7。
(2)溶液pH的计算方法
①强酸溶液pH＝－lg c(H＋) ，若两强酸溶液(pH相差2以上)等体积混合，混合后溶液的pH等于混合前溶液pH小的加0.3。
②强碱溶液pH＝－lg c(H＋)＝14－lg c(OH－)，若两强碱溶液(pH相差2以上)等体积混合，混合后溶液的pH等于混合前溶液pH大的减0.3。
③强酸与强碱混合：若恰好中和，pH＝7；若剩余酸，先求中和后剩余的c(H＋)，再求pH；若剩余碱，先求中和后剩余的c(OH－)，再通过KW求出c(H＋)，最后求pH。
【归纳提升】1.一个基本不变
相同温度下，不论是纯水还是稀溶液，水的离子积常数不变。应用这一原则时需要注意两个条件：水溶液必须是稀溶液；温度必须相同。
2.两个判断标准
(1)任何温度
c(H＋)>c(OH－)，酸性；c(H＋)＝c(OH－)，中性；c(H＋)<c(OH－)，碱性。
(2)常温(25℃)
pH>7，碱性；pH＝7，中性；pH<7，酸性。
1．【2022年1月浙江卷】已知25℃时二元酸H2A的Ka1=1.3×10-7，Ka2=7.1×10-15。下列说法正确的是
A．在等浓度的Na2A．NaHA溶液中，水的电离程度前者小于后者
B．向0.1mol·L-1的H2A溶液中通入HCl气体(忽略溶液体积的变化)至pH=3，则H2A的电离度为0.013%
C．向H2A溶液中加入NaOH溶液至pH=11，则c(A2-)＞c(HA-)
D．取pH=a的H2A溶液10mL，加蒸馏水稀释至100mL，则该溶液pH=a+1
【答案】B
【解析】A．在等浓度的Na2A．NaHA溶液中，A2-的水解程度大于HA-，水的电离程度前者大于后者，故A错误；B．溶液中c(H+)=10-3mol/L，H2A电离程度较小，溶液中c(H2A)≈0.1mol/L，Ka1=，c(HA-)=1.3×10-5mol/L，c(HA-)≈c(H2A) 电离，则H2A的电离度 0.013%，故B正确；C．向H2A溶液中加入NaOH溶液至pH=11，，则c(A2-)<c(HA-)，故C错误；D．H2A是弱酸，取pH=a的H2A溶液10mL，加蒸馏水稀释至100mL，H2A的电离平衡正向移动，则该溶液pH<a+1，故D错误；选B。
2．（2021.1·浙江真题）25℃时，下列说法正确的是
A．NaHA溶液呈酸性，可以推测H2A为强酸
B．可溶性正盐BA溶液呈中性，可以推测BA为强酸强碱盐
C．0.010 mol·L-1、0.10mol·L-1的醋酸溶液的电离度分别为α1、α2，则α1＜α2
D．100 mL pH=10.00的Na2CO3溶液中水电离出H+的物质的量为1.0×10-5mol
【答案】D
【解析】A．NaHA溶液呈酸性，可能是HA－的电离程度大于其水解程度，不能据此得出H2A为强酸的结论，A错误；B．可溶性正盐BA溶液呈中性，不能推测BA为强酸强碱盐，因为也可能是B＋和A－的水解程度相同，即也可能是弱酸弱碱盐，B错误；C．弱酸的浓度越小，其电离程度越大，因此0.010 mol·L-1、0.10 mol·L-1的醋酸溶液的电离度分别为α1、α2，则α1＞α2，C错误；D．100 mL pH=10.00的Na2CO3溶液中氢氧根离子的浓度是1×10－4mol/L，碳酸根水解促进水的电离，则水电离出H＋的浓度是1×10－4mol/L，其物质的量为0.