19講水的電離和溶液的酸鹼性
【知識梳理】
一、水的電離
1．水的離子積常數：水能發生微弱的電離，且水的電離是一個可逆過程。在一定溫度下達到電離平衡，c(H+)c(OH－) = Kw，一定溫度時Kw是一個常數，Kw簡稱水的離子積。水的離子積與溫度有關，溫度升高Kw增大，如250C時，水的離子積為1.0×10-14；1000C時Kw =1.0×10-12。
溫馨提示：水的離子積常數KW＝c（H＋）·c（OH－），其實質是水溶液中的H＋和OH－濃度的乘積，不一定是水電離出的H＋和OH－濃度的乘積，所以無論是純水還是酸、鹼，鹽等電解質的稀溶液，水的離子積為該溫度下的Kw。
2．影響水的電離平衡的因素：
溫馨提示：溶液中的c(H+)和水電離出來的c(H+)是不同的：①常溫下水電離出的c(H+)=1×10-7mol/L，若某溶液中水電離出的c(H+)<1×10-7mol/L，則可判斷出該溶液中加入酸或鹼抑制了水的電離；若某溶液中水電離出的c(H+)>1×10-7mol/L，則可判斷出該溶液中加入可以水解的鹽或活潑金屬促進了水的電離。②常溫下溶液中的c(H+)>1×10-7mol/L，說明該溶液是酸溶液或水解顯酸性的鹽溶液；c(H+)<1×10-7mol/L，說明是鹼溶液或水解顯鹼性的鹽溶液。
例題1、下列說法正確的是 。
①95 ℃純水的pH<7，說明加熱可導致水呈酸性
②pH＝3的醋酸溶液，稀釋10倍後pH＝4
③t℃時，某溶液pH＝6，則該溶液一定為酸性
④常溫下，將pH＝11的氨水稀釋後，溶液中所有離子的濃度降低
⑤25℃時NH4Cl溶液的Kw大於100℃時NaCl溶液的Kw
⑥100℃時，將pH=2的鹽酸與pH=12的NaOH溶液等體積混合，溶液顯中性
三、中和滴定
1．實驗原理：利用中和反應，用已知濃度的酸(或鹼)來測定未知濃度的鹼(或酸)的濃度的實驗方法。
2．主要儀器：酸式滴定管、鹼式滴定管、錐形瓶、帶滴定管夾的鐵架臺等。
3.主要試劑：標準液、待測液、酸鹼指示劑、蒸餾水。
溫馨提示：指示劑選擇的基本原則：變色要靈敏，變色範圍要小，使變色範圍儘量與滴定終點溶液的酸鹼性一致。不能用石蕊作指示劑；滴定終點為鹼性時，用酚酞作指示劑，例如用NaOH溶液滴定醋酸；滴定終點為酸性時，用甲基橙作指示劑，例如用鹽酸滴定氨水；強酸滴定強鹼一般用甲基橙，但用酚酞也可以；並不是所有的滴定都須使用指示劑，如用標準的Na2SO3滴定KMnO4溶液時，KMnO4顏色褪去時即為滴定終點。
4.滴定管使用：a.查漏，b.洗滌，c.潤洗，d.裝液，e.排氣，f.調液面，g.記錄。
5.滴定操作：
6.終點判斷：等到滴入最後一滴標準液，溶液由紅色變為無色，且在半分鐘內不恢復原來的顏色，視為滴定終點並記錄標準液的體積。
7.誤差分析：以標準酸溶液滴定未知濃度的鹼溶液(酚酞作指示劑)為例，常見的因操作不正確而引起的誤差有：
例題3、乙二酸(HOOC—COOH)俗名草酸，是一種有還原性的有機弱酸，在化學上有廣泛應用。
(1)小剛在做「研究溫度對化學反應速率的影響」實驗時，他往A、B兩支試管中均加入4 mL 0.01mol·L－1的酸性KMnO4溶液和2 mL 0.1 mol·L－1 H2C2O4(乙二酸)溶液，振蕩，A試管置於熱水中，B試管置於冷水中，記錄溶液褪色所需的時間。褪色所需時間tA________tB(填「>」「＝」或「<」)。寫出該反應的離子方程式：_______________________。
(2)實驗室有一瓶混有泥沙的乙二酸樣品，小剛利用上述反應的原理來測定其含量，具體操作為：
①配製250 mL溶液：準確稱量5.000 g乙二酸樣品，配成250 mL溶液。配製溶液需要的計量儀器有__________________________________________________。
②滴定：準確量取25.00 mL所配溶液於錐形瓶中，加少量酸酸化，將0.100 0 mol·L－1 KMnO4標準溶液裝入______(填「酸式」或「鹼式」)滴定管，進行滴定操作。在滴定過程中發現，剛滴下少量KMnO4標準溶液時，溶液紫紅色並沒有馬上褪去。將錐形瓶搖動一段時間後，紫紅色才慢慢消失；再繼續滴加時，紫紅色就很快褪去，可能的原因是______________________；判斷滴定達到終點的現象是_______________________________________。
③計算：重複上述操作2次，記錄實驗數據如下表。則消耗KMnO4標準溶液的平均體積為________ mL，此樣品的純度為____________。
④誤差分析：下列操作會導致測定結果偏高的是________。
A．未用KMnO4標準溶液潤洗滴定管
B．滴定前錐形瓶內有少量水
C．滴定前滴定管尖嘴部分有氣泡，滴定後氣泡消失
D．觀察讀數時，滴定前仰視，滴定後俯視
【課時練習】
1．下列實驗誤差分析正確的是
A．用潤溼的pH試紙測稀鹼溶液的pH，測定值偏大
B．酸鹼中和滴定時，開始時俯視滴定管讀數，結束時仰視滴定管讀數，所測液體體積偏大
C．測定中和熱時，使用稀醋酸代替稀鹽酸，所測中和熱無影響
D．測定硫酸銅晶體中結晶水含量時，被測樣品中含有加熱不揮發雜質，所測結晶水含量偏高
2．下列說法中，正確的是()
A．在任何條件下，純水的pH都等於7
B．在任何條件下，純水都呈中性
C．在95 ℃時，純水的pH大於7
D．在95 ℃時，純水中H＋的物質的量濃度小於10－7mol/L
（1）儀器A的名稱為________，儀器B中所盛裝的試劑為________。
（2）實驗過程中，最適宜的加熱方法為________；該加熱方法的優點是________。
（3）本實驗中稱量釩酸銨的儀器應選用________（填「託盤天平」或「電子天平」）。
（4）減壓過濾後的晶體用冷水洗滌，簡述洗滌的操作過程：________。
（5）為測定粗產品中己二酸的含量，將得到的粗產品配成溶液，並用的標準溶液進行滴定，下列操作可能使實際消耗標準溶液的體積偏大的是________（填標號）。
A．使用甲基橙作指示劑
B．滴定前俯視讀數，滴定後仰視讀數
C．實驗用的鹼式滴定管、錐形瓶水洗後均未潤洗
（6）若純化後稱重得到精製己二酸，則己二酸的產率為________（保留三位有效數字）。
①以酚酞為指示劑(變色範圍pH 8.0 ~ 10.0)，將NaOH溶液逐滴加入到H3AsO3溶液中，當溶液由無色變為淺紅色時停止滴加。該過程中主要反應的離子方程式為_________。
②H3AsO4第一步電離方程式H3AsO4H2AsO4-+H+的電離常數為Ka1,則pKa1=___(p Ka1 = -lg Ka1 )。
（3）溶液的pH對吸附劑X表面所帶電荷有影響。pH =7．1時, 吸附劑X表面不帶電荷; pH > 7.1時帶負電荷,pH越高,表面所帶負電荷越多;pH<7.1時帶正電荷,pH越低,表面所帶正電荷越多。pH不同時吸附劑X對三價砷和五價砷的平衡吸附量(吸附達平衡時單位質量吸附劑X吸附砷的質量)如圖-3所示。
①在pH7~9之間,吸附劑X對五價砷的平衡吸附量隨pH升高而迅速下降,其原因是___。
②在pH4~7之間,吸附劑X對水中三價砷的去除能力遠比五價砷的弱,這是因為_____。提高吸附劑X對三價砷去除效果可採取的措施是________。
16．回答下列問題：
(1)某溫度(t℃)時，水的電離圖象如下圖所示，a點水的離子積Kw＝_____該溫度下，pH＝11的NaOH溶液與pH＝2的H2SO4溶液等體積混合，溶液顯_____(填「酸」或「鹼」)性。
【課時練習】
1．B【解析】A. 用潤溼的pH試紙測稀鹼溶液的pH，相當於稀釋溶液，氫氧根離子濃度減小，測定值偏小，A錯誤；
B. 酸鹼中和滴定時，開始時俯視滴定管讀數，結束時仰視滴定管讀數，所測液體體積偏大，B正確；
C.測定中和熱時，使用稀醋酸代替稀鹽酸，醋酸是弱酸，電離要吸熱，所測中和熱偏小，C錯誤；
D.測定硫酸銅晶體中結晶水含量時，被測樣品中含有加熱不揮發雜質，樣品質量大，所測結晶水含量偏低，D錯誤；
答案選B。
2．B【解析】A．只有25℃下純水的pH才等於7，A選項錯誤；
B．任何條件下，純水中的氫離子和氫氧根離子的濃度一定相等，所以純水一定顯中性，B選項正確；
C．25℃下，純水的pH=7，溫度升高到95℃，水的電離平衡正向移動，電離出更多的氫離子使其pH下降，所以pH小於7，C選項錯誤；
D．25℃下，純水的pH=7，溫度升高到95℃，水的電離平衡正向移動，電離出更多的氫離子使其pH下降，所以pH小於7，即氫離子濃度大於1×10-7mol/L，D選項錯誤；
答案選B。
3．A【解析】A、向水中加入少量固體硫酸氫鈉，硫酸氫鈉電離出的氫離子，抑制水電離，平衡逆向移動，但是c(H+)增大，因為溫度不變，Kw不變，A正確；
B、向水中加入氨水，氨水是鹼能夠抑制水的電離，平衡逆向移動，c(H+)減小，c(OH－)增大，B錯誤；
C、向水中加入少量固體醋酸鈉，醋酸根離子與水電離出的氫離子結合生成弱電解質醋酸，促進水電離，平衡正向移動，C錯誤；
D、水的電離是吸熱過程，將水加熱，促進水的電離，Kw增大，氫離子濃度增大，pH減小，D錯誤；
正確選項A。
4．D【解析】A．碳酸根會和氫離子反應生成二氧化碳而不能大量共存，故A不符合題意；
B．鐵離子和SCN－反應生成絡合物，且硝酸根和鐵離子均可以氧化硫離子，所以不能大量共存，故B不符合題意；
C．使酚酞變紅的溶液顯鹼性，銅離子不能大量存在，故C不符合題意；
D．該溶液中氫離子濃度較小，碳酸根可以大量存在，其他幾種離子也相互不反應，可以大量共存，故D符合題意；
綜上所述答案為D。
5．C【解析】CH3COOH溶液與0.1molNaOH 固體混合，CH3COOH+NaOH=CH3COONa+H2O，a點顯酸性，故形成CH3COOH和CH3COONa的混合溶液。若向該混合溶液中通入CH3COOH，CH3COONa減少，CH3COOH增多；若向該混合溶液中加入CH3COONa固體，CH3COONa增多，CH3COOH減少。
A．根據電荷守恆可知，c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(CH3COO-)，由題可知，在b點時，c（H+）＜c(OH-) + c(CH3COO-)，A錯誤；
7．A【解析】A．在圖中可看出：A、D、E是在25 ℃水的電離平衡曲線，三點的Kw相同。B是在100℃水的電離平衡曲線產生的離子濃度的關係，C在A、B的連線上，由於水是弱電解質，升高溫度，促進水的電離，水的離子積常數增大，則圖中五點KW間的關係：B>C>A＝D＝E，故A正確；
B．若從A點到D點，由於溫度不變，溶液中c(H+)增大，c(OH-)減小。可採用在水中加入少量酸的方法，故B錯誤；
C．若從A點到C點，由於水的離子積常數增大，所以可採用升高溫度的方法，故C錯誤；
D．若處在B點時，由於Kw=10—12。 pH＝2的硫酸，c(H+)=10-2mol/L,pH＝12的KOH, c(OH-)=1mol/L，若二者等體積混合，由於n(OH-)> n(H+)，所以溶液顯鹼性，故D錯誤；
答案選A。
8．D【解析】A．酸或鹼抑制水電離，含有弱離子的鹽促進水電離，a點溶質為氯化銨，是強酸弱鹼鹽，NH4+促進水的電離，則a所示溶液中水的電離程度大於相同溫度下純水的電離程度，A錯誤；
B．b點溶液呈中性，則c(H+)=c(OH-)，水的電離程度很小，鹽電離產生的離子濃度大於水電離產生的離子濃度，所以c(K+)＞c(H+)，B錯誤；
C．d點KOH溶液體積與NH4Cl溶液的體積相等，二者濃度相等，則二者恰好完全反應，混合溶液中溶質為反應產生的KCl、NH3·H2O等物質的量濃度的混合溶液，C錯誤；
D．c點溶液中溶質為等物質的量濃度的一水合氨、KCl、NH4Cl的混合溶液，溶液中存在電荷守恆c(NH4+)+c(K+)＋c(H＋)=c(OH－)+c(Cl-)、同時存在物料守恆：c(NH3H2O)+c(NH4+)=c(Cl-)，則c(K+)＋c(H＋)=c(NH3H2O)+ c(OH－)，D正確；
故合理選項是D。
9．C【解析】A．根據圖知，升高溫度，化學平衡常數減小，說明平衡逆向，升高溫度平衡向吸熱方向移動，則逆反應是吸熱反應，正反應是放熱反應，即正反應△H＜0，故A正確；
B．根據圖象分析，pH=4時，溶液中主要存在為HSO3-，所以當pH=4時應停止通入SO2，控制pH，主要得到NaHSO3，故B正確；
C．鹽酸溶液pH小於一水合氨，稀釋過程中鹽酸溶液pH增大，溶液的pH大小關係：b＞d＞c，故C錯誤；
D．-lgc(H+)、-lgc(OH-)的乘積越大，水的電離程度越小，可知T1＜T2，故D正確，
故選：C。
10．B【解析】A. 由圖中信息可知，ab段溶液的導電能力逐漸減弱至最低，說明在此過程中，溶液中的離子總濃度逐漸減小，只是CH3COOH與NaOH的中和過程，NaOH是強鹼，其完全電離，故其先參與中和反應，NH3·H2O是弱鹼，其沒有參加反應，因為只要NH3·H2O參加反應就會生成可溶性的強電解質醋酸銨，離子總濃度必然增大，A敘述正確；
B. b點為醋酸鈉和NH3·H2O的混合液，此時NH3·H2O的電離抑制了水的電離，在d點恰好完成所有的中和反應，溶液中只有醋酸鈉和醋酸銨兩種溶質，兩者的水解均促進水的電離，故d點水的電離程度最大，B敘述錯誤；
C.由於起始狀態時醋酸和氫氧化鈉的物質的量濃度相同，在c點，醋酸的體積是原氫氧化鈉溶液體積的1.5倍，根據物料守恆可知，3c(Na+)=2c(CH3COOH)+2c(CH3 COO-)，C敘述正確；
D. 在室溫下，兩種弱電解質的電離常數相同。在d點溶液中只有醋酸鈉和醋酸銨，且兩者物質的量濃度相同。若醋酸根離子的物質的量濃度與銨根離子濃度相同，則溶液呈中性，但是，此時溶液中醋酸根離子的物質的量濃度是銨根離子的2倍，因此，醋酸根離子的水解作用大於銨根離子的水解作用，溶液呈鹼性，