常考點高考題――水的電離
知識點拔
該題型包括水的電離平衡的移動及計算水中電離的氫離子或氫氧根離子的濃度。要掌握以下的知識和規律。
1. Kw＝c(H+) c(OH-)。由于水中c(H+)＝c(OH-)，純水總是中性的。
2. 不能認為c(H+)或c(OH-)等于10-7 mol／L或pH＝7的溶液就一定是中性溶液，不能把pH＝7作為判斷一切溶液酸、堿性的分界線，應比較c(H+)和c(OH-)的大小。
3. 已知水中的c(H+)或c(OH-)并不能確定溶液的酸堿性，它既可以是酸(或酸性)溶液，也可能是堿(或堿性)溶液。
4. 什么物質或條件可以打破水的電離平衡？平衡如何移動？
(1) 酸、堿可以打破水的電離平衡，促使水的電離平衡逆向移動，造成c(H+)≠c(OH-)，αw下降。酸溶液的pH值表示的c(H+)為溶質酸的，通過水的離子積(Kw) 的公式計算出水電離的c(OH-)w，c(H+)w＝c(OH-)w。堿溶液的pH值表示的c(H+)則為水電離出的c(H+)w，因為堿本身不含有H+。
(2) 水解鹽可以打破水的電離平衡，促使水的電離平衡正向移動，αW增大。 只有一種弱離子水解，則c(H+)≠c(OH-)；若雙水解，則可能相等，也可能不相等。水解呈酸性的鹽溶液的pH值表示的是水電離的c(H+)W(與堿溶液相同)，水解呈堿性的鹽溶液的pOH值表示的是水電離的c(OH-)W(與酸溶液相同)。
(3) 溫度可以影響水的電離平衡。水的電離是吸熱反應，溫度升高，水的電離平衡向右移動，αW增大，KW增大，pH值降低，但c(H+)w＝c(OH-)w。常溫時水的離子積 KW＝10-14，100℃時，KW＝10-12。
6．對于極稀的酸、堿溶液，水的電離不可忽視。例如，c(H+)＝10－8 mol / L的鹽酸，如果認為pH＝8則錯了，因為酸溶液的pH值在常溫時是小于7的。在計算溶液的pH值時，要考慮水電離的c(H+)和c(OH－)，設水電離的c(H+)＝c(OH－)＝x mol / L，則根據水的離子積可得出如下代數方程式：(10－8＋x)x＝10－14，10－8x＋x2＝10－14。由于x已很小了，故x2更小，可忽略不計，10－8x＝10－14，x＝10－6，即該稀鹽酸的pH＝6。
題型練習
1．純水在25℃和80℃時的氫離子濃度前后兩個量的大小 ( C )
A. 大于 B. 等于 C. 小于 D. 不能肯定
2．室溫下，在pH＝12的某溶液中，由水電離的c(OH-)為 ( CD )
A．1.0×10-7 mol?L-1 B．1.0×10-6 mol?L-1
C．1.0×10-2 mol?L-1 D．1.0×10-12 mol?L-1
3．水的電離過程為H2OH+＋OH- ，在不同溫度下其平衡常數為K(25℃)＝1.0×l0-14，K(35℃)＝2.1×l0-14。則下列敘述正確的是 ( D )
A. c(H+)隨著溫度的升高而降低
B. 在35℃時，c(H+)＞c(OH-)
C. 水的電離度a(25℃)＞a(35℃)
D. 水的電離是吸熱的
4．在某溫度時，測得純水中的c(H+)＝2.4×10-7 mol / L，則c(OH-)為 ( A )
A. 2.4×10-7 mol / L B. 0.1×10-7 mol / L
C. mol / L D. c(OH-)無法確定
5．pH為4的FeCl3溶液和pH為10的K2CO3溶液中，水的電離度分別為a1和a2，則它們的大小關系是 ( C )
A. a1＞a2 B. a1＜a2 C. a1＝a2 D.無法判斷
6．下列四種溶液中，由水電離生成的氫離子濃度之比(①∶②∶③∶④)是 ( A )
① pH＝0的鹽酸 ② 0.1 mol / L的鹽酸
③ 0.01 mol / L的NaOH溶液 ④ pH＝11的NaOH溶液
A. 1∶10∶100∶1000 B. 0∶1∶12∶11
C. 14∶13∶12∶11 D. 14∶13∶2∶3
7．90℃時水的離子積Kw＝3.8×10-13，該溫度時純水的pH ( B )
A. 等于7 B. 小于7 C. 大于7 D. 無法確定
8．在80℃時，純水的pH值小于7 ，為什么？
答. 已知室溫時，純水中的c(H+)＝c(OH-)＝10-7 mol / L，又因水的離解(H2OH+＋OH-)是吸熱反應，故溫度升高到80℃，電離度增大，致使c(H+)＝c(OH-)＞10-7 mol / L，即pH＜7。(若只答出溫度升高純水電離度增大的給1分；若只答c(H+)＝10-7 mol / L，pH＜7，該題為0分)
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