1．了解水的电离、离子积常数(K_w)。2.了解溶液pH的含义及其测定方法，能进行pH的简单计算。

考点一　水的电离

1．水的电离方程式

水是极弱的电解质，其电离方程式为H₂O＋H₂O⥫⥬H₃O^＋＋OH^－，可简写为H₂O⥫⥬H^＋＋OH^－。

2．水的离子积常数

3．外界条件对水电离平衡的影响

正确的打“√”，错误的打“×”。

(1)水的离子积即水的电离平衡常数。(×)

(2)在表达式K_w＝c(H^＋)·c(OH^－)中c(H^＋)、c(OH^－)一定是水电离出的。(×)

(3)将水加热，K_w和c(H^＋)均增大。(√)

(4)25 ℃时NH₄Cl溶液的K_w小于100 ℃时NaCl溶液的K_w。(√)

(5)向0.1 mol·L^-1的醋酸中逐滴滴加NaOH溶液，水的电离程度逐渐增大。(×)

题组一　水的电离及影响因素

1．一定温度下，水存在H₂O⥫⥬H^＋＋OH^－　ΔH>0的平衡，下列叙述一定正确的是(　B　)

A．向水中滴入少量稀盐酸，平衡逆向移动，K_w减小

B．将水加热，K_w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，K_w不变

解析：A项，K_w应不变；C项，平衡应正向移动；D项，由于没有指明温度，c(H^＋)不一定等于10^-7 mol·L^-1。

2．计算下列溶液中水电离出的c_水(H^＋)或c_水(OH^－)。

(1)常温下，0.01 mol·L^-1的盐酸中，c_水(H^＋)＝1×10^-12 mol·L^-1。

(2)常温下，pH＝4的亚硫酸溶液中，c_水(H^＋)＝1×10^-10 mol·L^-1。

(3)常温下，pH＝10的KOH溶液中，c_水(OH^－)＝1×10^-10 mol·L^-1。

(4)常温下，pH＝4的NH₄Cl溶液中，c_水(H^＋)＝1×10^-4 mol·L^-1。

(5)常温下，pH＝10的CH₃COONa溶液中，c_水(OH^－)＝1×10^-4 mol·L^-1。

溶液中c_水(H^＋)或c_水(OH^－)的计算方法

(1)酸、碱抑制水的电离，酸溶液中求c_水(H^＋)，即c_水(H^＋)＝c_水(OH^－)＝c(OH^－)，碱溶液中求c_水(H^＋)，即c_水(H^＋)＝c_水(OH^－)＝c(H^＋)。

(2)水解的盐促进水的电离，故c_水(H^＋)等于显性离子的浓度。

酸性：c_水(H^＋)＝c_水(OH^－)＝c(H^＋)

碱性：c_水(H^＋)＝c_水(OH^－)＝c(OH^－)

(3)酸式盐溶液

酸式酸根以电离为主：c_水(H^＋)＝c_水(OH^－)＝c(OH^－)。

酸式酸根以水解为主：c_水(H^＋)＝c_水(OH^－)＝c(OH^－)。

题组二　水的电离平衡曲线分析

3．如图三条曲线表示不同温度下水的离子积常数，下列说法不正确的是(　D　)

A．图中温度：T₃>T₂>T₁

B．图中pH关系：pH(B)＝pH(D)＝pH(E)

C．图中五点K_w间的关系：E>D>A＝B＝C

D．C点可能是显酸性的盐溶液

解析：水的电离是吸热过程，升高温度促进水电离，则水中c(H^＋)、c(OH^－)及离子积常数增大，根据题图知，温度：T₃>T₂>T₁，A正确；B、D、E三点溶液的氢离子浓度相等，则pH相等，B正确；温度高低顺序是A＝B＝C     <D<E，水的离子积常数只与温度有关，温度越高，离子积常数越大，< span>K_w的关系：E>D>A＝B＝C，C正确；C点时，K_w＝1×10^-14，c(OH^－)＝1×10^-6 mol·L^-1，溶液的pH＝8，显碱性，D错误。      </D<E，水的离子积常数只与温度有关，温度越高，离子积常数越大，<>

4．如图为不同温度下水的电离平衡曲线，已知pOH＝－lg c(OH^－)，下列说法正确的是(　A　)

A．T₁和T₂的关系：T₁>T₂

B．A点到D点：加入少量碱可实现

C．K_w的关系：B>C>A＝D＝E

D．T₁时，pH＝2的硫酸与pH＝12的NaOH溶液等体积混合，溶液呈中性

解析：水的电离是吸热反应，升高温度促进水的电离，则水的离子积常数增大，根据pH＋pOH＝pK_w，由题图可知，离子积常数：A点>B点，则T₁>T₂，A正确；A点到D点是等温

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