资源简介

(共32张PPT)
主讲老师：
专题10
溶液pH随温度问题探究
高中化学二轮复习课件
2024
问题的提出：升温为什么多数溶液pH减小？
司空见惯的错误结论：
1.常温下，0.1mol·L-1的CH3COONa溶液的pH≈8，加热后平衡向（ ）方向移动，溶液的pH 。
2.常温下，0.1mol·L-1的Na2CO3溶液，加入1-2滴酚酞，加热后红色（ ），溶液的pH 。
CH3COO- + H2O CH3COOH + OH- 水解是吸热反应，升温c(OH-)增大，pH增大
水解
增大
加深
增大
以上两个问题c(OH-)增大是对的，但pH增大就错了。这是为什么呢？Kw发生了变化。强碱弱酸盐pH是间接计算出的，c(OH-)增大，Kw也增大了。




CO32- + H2O HCO3- + OH- 水解是吸热反应，升温c(OH-)增大，pH升高
常温下：c（H+）越大pH越小；c(OH-)越大，pH越大
（2021·浙江）
（2019北京）
pH随着温度变化的曲线
pH随着温度和加水量变化的曲线
强碱弱酸盐
强酸弱酸盐
纯水
证据1：
证据2：
结 论
升温，水的pH值减小。
升温，强碱弱酸盐的pH值减小
升温，强酸弱碱盐的pH值减小
酸性溶液碱性溶液随着水的增多，pH趋近于7
证据3：《组卷网》试题截图
升温，NaHCO3,（温度<45℃）Na2CO3溶液的pH值均减小
升温，Na2CO3和NaHCO3溶液的pH值均减小。【疑问】升温，所有溶液的pH值均减小吗？
合理猜想
升温，促进了水的电离，导致c（H+）浓度增大，pH值减小
升温，多种因素综合起作用，使pH呈减小趋势
升温，KW增大，由于计算方式需将OH-浓度换算成c(H+)计算
说明
根据手持pH传感器的数据绘出的图，真实可靠
2024
必备知识：弱酸碱及其盐的pH
快速计算方法
pH的定义
电解质溶液中氢离子浓度的负对数：pH= -lgc(H+)
pH的计算
（1）酸溶液：先求出c(H+),再根据公式：pH= -lgc(H+)进行计算
（2）碱溶液：先求出c(OH-),再根据公式c(H+)=Kw/c(OH-)求出氢离子浓度,再根据公式：pH= -lgc(H+)进行计算
（3）酸碱溶液混合，先判断谁过量，酸过量，返回（1）进行计算；碱过量，返回（2）进行计算。
（4）设水的离子积为Kw，则pH+pOH=pKw,常温pH+pOH=14，在100℃时，pH+pOH≈12
pH的定义和简单计算
弱酸的pH的计算方法
典例分析
常温下，CH3COOH的 Ka= 1.8×10-5（或10-4.75），求C0=0.1mol·L-1的CH3COOH溶液的pH？
mol·L-1 CH3COOH CH3COO- + H+
起始 0.1 0 0
转化 -x +x +x
平衡 0.1-x≈0.1 x x
二级结论： 2pH = pKa + pC0 (p=-lg）
Ka= x2/(0.1-x) ≈x2/0.1
则：c(H+) ≈ [Ka×c0]1/2
两边同取负对数得：2pH = pKa + pC0 （在酸不是很强的情况下，忽略掉电离的酸分子所得出的结论）
用以上公式可得：
2pH = -lg10-4.75 -lg10-1
= 4.75+1=5.75
故有：pH= 5.75/2 = 2.88
应用此公式的理由：通常题目给的都是C0=0.1mol·L-1，或C0=0.01mol·L-1，
则pC0=1或2，非常简单
C0为弱酸的浓度，pC0一般为1或2
弱碱的pH的计算方法
典例分析
常温下，NH3·H2O的 Kb= 1.8×10-5（或10-4.75），求C0=0.1mol·L-1的NH3·H2O溶液的pH？
mol·L-1 NH3·H2O NH4+ + OH-
起始 0.1 0 0
转化 -x +x +x
平衡 0.1-x≈0.1 x x
二级结论：2pOH = pKb + pC0 (p=-lg）
Kb= x2/(0.1-x) ≈x2/0.1
则：c(OH-) ≈ [Kb×c0]1/2
两边同取负对数得：2pOH = pKb + pC0 （在弱碱不是很强的情况下，忽略掉电离的弱碱分子所得出的结论）
用以上公式可得：
2pOH = -lg10-4.75 -lg10-1=5.75
故有：pOH= 5.75/2 = 2.88
pH = 14-2.88 = 11.12
小结：弱碱，先根据公式2pOH = pKb + pC0求出pOH,再根据pH=pKw-pOH求出pH
pH=pKw-pOH
延伸拓展
2p□ = pK + pC0 (通式）
在弱酸弱碱不是很强的情况下，求一元弱酸、一元弱碱、二元弱酸、一元弱盐、弱酸的酸式盐的pH的方法如下:
Ka为弱酸的电离常数；Kb为弱碱的电离常数，Kw为水的离子积常数，Kh为水解常数
物质类别 pH的计算公式 说 明
一元弱酸 HAc
一元弱碱 NH3·H2O
二元弱酸 H2C2O4
强酸弱碱盐 NH4Cl
强碱弱酸盐 NaAc
酸式盐 NaHSO3
2pH = pKa + pC0
2pOH = pKb + pC0
需满足C0/Ka ≥400，酸不很强
再根据pH+pOH=14计算pH值
2pH = pKa1 + pC0
一级电离为主，Ka代入一级常数
2pOH = pKh + pC0
显碱性求pOH，Kh = Kw / Ka
2pH = pKh + pC0
显酸性求pH，Kh = Kw / Kb
2pH=pKa1+pKa2
酸式盐pH与初始浓度C0关系不大
酸性代pH，碱性代pOH
酸代Ka，碱代Kb，弱盐代Kh
【典例1】求25℃0.1mol·L-1的Na2CO3溶液的pH=？
（已知H2CO3 Ka1 = 4.5×10-7， Ka2=4.7×10-11）
【解析】Na2CO3的一级水解常数：
Kh1 = Kw/Ka2 =10-14/4.7×10-11=2.2×10-4
碳酸钠溶液显碱性，需要求出pOH值。
根据公式：2pOH = pKh1+pC =3.65+1=4.65
pOH = 2.33
pH = 14-pOH≈11.7
11.7
显碱性，2pOH=pKh+pC
Kh为一级水解常数
【典例2】求0.1mol·L-1的NaHCO3溶液和0.1mol·L-1的NaHSO3溶液的pH。
（H2CO3的Ka1=4.5×10-7， Ka2=4.7×10-11；H2SO3的Ka1=1.4×10-2， Ka2=6.0×10-8）
【解析】NaHCO3溶液：
2pH=(pKa1+pKa2)=(-lg4.5×10-7-lg4.7×10-11)=(7-0.65）+（11-0.67) =16.68 ，所以 : pH≈8.34
NaHSO3溶液：
2pH=(pKa1+pKa2)=（ 2-lg1.4）+（8-lg6.0）= （2-0.14）+（8-0.78）=9.08 , 所以： pH≈4.54
2024
电解质溶液pH随温度变化的规律
随着温度升高，酸碱盐溶液的pH的变化的规律探析
揭示
规律
强酸类
其它类
升高温度，pH不变
升高温度，pH均减小（降低）
（1）弱 酸
（2）弱 碱
（3）强 碱
（4）强酸弱碱盐
(5) 强碱弱酸盐
升温，pH没有升高的！
【探究1】：强酸类，升温pH基本不变
【前提】忽略强酸溶液的挥发，分解等等。
【探究】强酸氢离子包括酸氢离子、水氢离子（假设为0.1mol·L-1的HClO4）：
HClO4 = H++ClO4- H2O H+ + OH-
1.0×10-1mol·L-1 完全电离，升温基本不变
100℃，Kw=10-12，水电离出的H+浓度仅1.0×10-11mol·L-1,升温变化H+忽略不计
结论
强酸类，升温pH不变
pH=-lgc(H+) , c(H+)基本不变，则pH不变！
反思：pH计算的依据是氢离子浓度的负对数，这是强酸升温pH不变的根本原因
【探究2】弱酸类，温度升高，pH变小
【分析】 HAc H++ Ac- H2O H+ + OH- 升温，HAc和H2O的电离平衡均向右移动，c(H+)明显增大，pH减小。
【问题】0.1mol·L-1的CH3COOH（HAc）溶液：温度升高，pH如何变化？
结论
弱酸类升温pH减小，是弱酸的电离平衡和水电离平衡均正向移动的叠加效果
均增大
pH=-lgc(H+) , c(H+)增大，则pH减小！
【探究3】NaOH溶液温度升高，pH减小
【问题】0.1mol·L-1的NaOH溶液：升温，pH如何变化？
【推导】NaOH = Na+ + OH-, H2O H+ + OH-， 升温，NaOH的c(OH-)不变，H2O电离出的的OH-浓度增大（强碱中水的电离受到抑制，OH-浓度变化忽略不计）。pOH=-lg0.1=1
升温，pOH不变，但pKw减小，25℃： pKw = 14，100℃： pKw = 12
根据
25℃时Kw为1.0×10-14，100摄氏度时Kw约为1.0×10-12
【公式】 pH = pKw - pOH
25℃： pH = 14 - pOH=13
100℃： pH = 12 - pOH=11
强碱升温pH减小，是因为其升温时，Kw增大，但pKw减小的缘故
结论
pOH=1不变
升温强碱pH值减小，是因为升温促进水的电离H+浓度增大的缘故。
【探究4】弱碱溶液升温时，pH减小
【问题】为什么0.1mol·L-1氨水，升高温度pH下降？（不考虑挥发，分解）
【解析】NH3·H2O NH4+ + OH- ，H2O H+ + OH-
根据pH的计算公式：2pOH = pKb + pc ，2(pKw -pH) = pKw - pKh +pc，2pH=pKw+pKh-pc，升温，Kw，Kh均增大，pKw+pKh减小，pc不变，故pH减小。
结论
弱碱升温pH减小，是因为其升温时，Kw和Kh均增大，pKw+pKh减小
设氨水浓度为cmol·L-1
以上Kw与Kh是为了方便比较引入数据
因Kb=Kw/Kh
【探究5】NaAc溶液温度升高，pH也减小
【问题】为什么0.1mol·L-1的NaAc溶液温度升高，pH也减小？
【推导】CH3COO- +H2O CH3COOH +OH- , H2O H+ + OH-
根据强碱弱酸盐pH的推导公式：
2pOH = pKh + pc① pOH = pKw - pH②， pKh = pKw- pKa③，
将②③代入①可得：
2（pKw - pH）= pKw - pKa + pc ，2pH = pKw + pKa -pc
升温KW,Ka增大，pKW,pKa减小，故pH减小
结论
强碱弱酸盐升温pH减小，是因为其升温KW,Ka增大，pKW,pKa减小，故pH减小
Kh=Kw/Ka
2024
溶液温度与pH关系典型例题分析
易错点1：强碱弱酸盐升温，pH一定增大（ ）
【典例1】加热0.1mol·L-1的Na2CO3溶液，溶液水解程度（变大），溶液的碱性增强，pH增大（ ）

【 点评 】加热0.1mol·L-1的Na2CO3溶液，溶液水解程度（变大），CO32-+H2O HCO3-+OH-，氢氧根浓度增大，碱性增强，所以我们会以为pH增大。但这个推理有个前提，是温度不变时。本题温度升高，水的电离平衡移动，Kw增大，c(H+)也增大，故pH=-lgc（H+）减小。
【规律揭示】升温强酸pH不变，其余类物质一般pH减小（前面提到的）
反思：氢氧根浓度增大、pH增大的前提是：温度不变。
【典例2】（2019北京）实验测得0.5 mol·L 1CH3COONa溶液、0.5 mol·L 1 CuSO4溶液以及H2O的pH随温度变化的曲线如图所示。下列说法正确的是（ ）
A．随温度升高，纯水中c(H+)>c(OH )
B．随温度升高，CH3COONa溶液的c(OH )减小
C．随温度升高，CuSO4溶液的pH变化是Kw改变与水解平衡移动共同作用的结果
D．随温度升高，CH3COONa溶液和CuSO4溶液的pH均降低，是因为CH3COO 、Cu2+水解平衡移动方向不同
C
从左图看出，升温pH减小，但c(H+)=c(OH )， 水仍为中性
，T↑平衡 CH3COO- +H2O CH3COOH+OH- 平衡正移，c(OH )增大
强碱弱酸盐
强酸弱酸盐
纯水
，T↑平衡 Cu2+ +2H2O Cu(OH)2+2H+ 平衡正移 H2O H++OH-平衡正移Kw增大
，T↑平衡 CH3COO- +H2O CH3COOH+OH- 平衡正移，
T↑平衡 Cu2+ +2H2O Cu(OH)2+2H+ 平衡正移
水解平衡移动方向相同
【典例3】（2022·浙江卷）25℃时，苯酚（C6H5OH）的Ka=1.0×10-10，下列说法正确的是（ ）
A．相同温度下等pH的C6H5ONa和CH3COONa溶液中，c(C6H5O-) > c(CH3COO-)
B．将浓度均为0.1 mol·L 1的C6H5ONa和NaOH溶液加热，两种溶液的pH均变大
C．25℃时，C6H5OH溶液与NaOH溶液混合，测得pH=10.00，则此时溶液中c(C6H5O-）= c(C6H5OH）
D．25℃时，0.1 mol·L 1的C6H5OH溶液中加少量C6H5ONa固体，水的电离程度变小

C
<
酸性：CH3COOH>C6H5OH,苯酚根水解程度大，水解得到等浓度OH-离子所需浓度小
升温，除了强酸pH基本不变，其余溶液pH一般均减小，B
C6H5ONa可以水解，促进水的电离 ，水的电离程度变大。 D
【典例4】（2020·浙江卷）下列说法不正确的是( )
A. 2.0×10-7mol·L 1的盐酸中c(H+)=2.0×10-7mol·L 1
B. 将KCl溶液从常温加热至80℃，溶液的pH变小但仍保持中性
C. 常温下，NaCN溶液呈碱性，说明HCN是弱电解质
D. 常温下，pH为3的醋酸溶液中加入醋酸钠固体，溶液pH增大
A
，酸的浓度很小，接近中性时，水电离出的H+不能忽略不计。应大于
，KCl不影响水的电离，升温H2O H++OH-平衡正移，Kw变大，pH减小，仍为中性。
，显碱性说明NaCN是强碱弱酸盐，HCN为弱酸
，利用整体法：醋酸溶液显酸性，加入因水解显碱性的醋酸钠，溶液pH增大
【典例5】（2018年北京卷）测定0.1 mol·L-1 Na2SO3溶液先升温再降温过程中的pH，数据如下。
时刻 ① ② ③ ④
温度/℃ 25 30 40 25
pH 9.66 9.52 9.37 9.25
已知：实验过程中，取①④时刻的溶液，加入盐酸酸化的BaCl2溶液做对比实验，④产生白色沉淀多。
下列说法不正确的是
A. Na2SO3溶液中存在水解平衡：SO32-+H2O HSO3-+OH
B. ④的pH与①不同，是由于SO32-浓度减小造成的
C. ①→③的过程中，温度和浓度对水解平衡移动方向的影响一致
D. ①与④的Kw值相等
（ C ）
B ，SO32-离子被氧化成SO42-，SO32-浓度减小 水解出OH-变少
，A正确
C ，升温，水解平衡向右；降低SO32-离子浓度向左移动
D ，温度相同，Kw值相同
有水解性:SO32-+H2O HSO3-+OH 和还原性：2SO32-+O2=2SO42-
【典例6】（2021福建卷）右图为某实验测得0.1mol·L－1NaHCO3溶液在升温过程中（不考虑水挥发）的pH变化曲线。下列说法正确的是( )
A．a点溶液的c(OH－)比c点溶液的小
B．a点时，Kw＜Ka1(H2CO3)·Ka2(H2CO3)
，pH相同，a到c氢离子浓度相同但Kw增大，c(OH-)=Kw/c(H+)增大
HCO3- H+ + CO32- Ka2
HCO3- + H2O H2CO3 +OH- Kh2=KW/Ka1
，碳酸氢钠溶液中存在电离平衡和水解平衡，根据图示可知，碳酸氢钠溶液显碱性，水解过程大于电离过程：
45℃以上快速分解，逐步转化为Na2CO3:
2NaHCO3=Na2CO3+H2O+CO2↑
相关性质：NaHCO3溶液有水解性:HCO3-+H2O H2CO3+OH 和 不稳定性：2NaHCO3=Na2CO3+H2O+CO2↑
A
易分解酸式盐NaHCO3随着温度升高pH变化的曲线
a、c两点温度不同
【典例6】（2021福建卷）右图为某实验测得0.1mol·L－1NaHCO3溶液在升温过程中（不考虑水挥发）的pH变化曲线。下列说法正确的是（ ）
A．a点溶液的c(OH－)比c点溶液的小
B．a点时，Kw＜Ka1(H2CO3)·Ka2(H2CO3)
C．b点溶液中，c(Na+)＝c(HCO3－)＋2c(CO32－)
D．ab段，pH减小说明升温抑制了HCO3－的水解


A
C ，原型电荷守恒：c(H+)+c(Na+)＝c(HCO3－)＋2c(CO32－)+c（OH-）
因显碱性，c(H+)c(HCO3－)＋2c(CO32－)
,升温促进水解。pH减小因升温促进水的电离，Kw增大，致c(H+)增大，pH减小
【典例7】（2021·浙江）实验测得10 mL 0.50 mol·L-1NH4Cl溶液、10 mL 0.50mol·L-1 CH3COONa溶液的pH分别随温度与稀释加水量的变化如图所示。已知25 ℃时CH3COOH和NH3·H2O的电离常数均为1.8×10-5.下列说法不正确的是（ ）

稀释“酸性”减弱，“碱性”减弱，故实线表示加水pH变化，虚线表示温度影响
稀释存在水解平衡，根据勒夏特列原理，会减弱稀释引起的变化，故pH变化小于lgx，
升温促进水的电离，故Kw增大；促进CH3COONa水解，c(OH-)浓度增大，，pH应减小 C
C
加水酸碱性趋于中性
除强酸外，多类物质温度升高，pH均减小，故虚线表示温度与pH的变化关系；
Ka或Kb相同，即弱酸碱的电离或离子的水解程度相同
由于25 ℃时CH3COOH和NH3·H2O的电离常数均为1.8 ×10-5，原溶液的物质的量浓度相同，稀释相同倍数后的NH4Cl溶液与CH3COONa溶液，溶质的物质的量浓度仍相等，电离常数相同，其中盐的水解程度是相同的，
因此，两溶液中|c(OH-) -c(H+)|（两者差的绝对值）相等，故
c(Na+ )-c(CH3COO- )=c(Cl-)-c(NH4+) D说法正确 。
25 ℃时CH3COOH和NH3·H2O的电离常数均为1.8×10-5
【分析】稀释相同倍数的NH4Cl溶液与CH3COONa溶液中均分别存在电荷守恒：
c(Na+ ) +c(H+) =c(OH-)+c(CH3COO- ) ，c(NH4+)+c(H+ ) =c(Cl-)+c(OH- )。
氯化铵溶液中，c(Cl-)-c(NH4+) =c(H+ )-c(OH- )
醋酸钠溶液中，c(Na+ )-c(CH3COO- )= c(OH-) -c(H+)
结论和反思
温度升高时：
强酸的pH不变；
强碱的pH减小；
弱酸、弱碱、强酸弱碱盐、弱酸强碱盐的pH均减小
纯水的pH减小
升温，H2O电离程度的增加致c(H+) 增大，pH减小的作用相当重要
THANKS

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