资源简介

(共76张PPT)
第40讲　水的电离和溶液的pH
第九章　水溶液中的离子平衡
复习要点　1.了解水的电离、离子积常数（Kw）。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1
考点 　水的电离和水的离子积常数
1. 水的电离和水的离子积常数
2. 外界条件对水的电离平衡的影响
　　　体系变化
条件　　　 平衡移
动方向 Kw 水的电
离程度 c（OH－） c（H＋）
酸 　 逆 　 　 不　 　减 小　 　减 小　 　增 大　
碱 　 逆　 　 不　 　减 小　 　增 大　 　减 小　
可水解
的盐 Na2CO3 　 正　 　 不　 　增 大　 　增 大　 　减 小　
NH4Cl 　 正　 　不 变　 　 增大 　 　 减小 　 　增 大　
温度 升温 　 正　 　 增　 　增 大　 　增 大　 　 增大 　
降温 　 逆　 　减 小　 　减 小　 　减 小　 　减 小　
其他：如加入Na 　 正　 　 不 　 增大　 　 增大　 　 减小　
逆　
不变　
减小　
减小　
增大　
逆　
不变　
减小　
增大　
减小　
正　
不变　
增大　
增大　
减小　
正　
不变　
增大　
减小　
增大　
正　
增大　
增大　
增大　
增大　
逆　
减小　
减小　
减小　
减小　
正　
不变　
增大　
增大　
减小　
题组一　水的电离及影响因素
A. 向水中加入NaOH固体，c（OH－）增加，促进水的电离
B. 向水中加入CH3COOH固体，c（H＋）减少，抑制水的电离
C. 向水中加入CH3COONa固体，c（H＋）增加，促进水的电离
D. 向水中加入NaCl固体，加热，pH＜7，呈中性
D
解析：向水中加入NaOH固体，c（OH－）增大，NaOH电离出的氢氧根离子抑制水的 电离，则水的平衡逆向移动，故A错误；向水中加入CH3COOH固体，氢离子浓度增 大，导致水平衡逆向移动，c（OH－）减小，c（H＋）增大，抑制水的电离，故B错 误；向水中加入CH3COONa固体，醋酸根离子水解促进水的电离，溶液显碱性，氢氧 根离子浓度增大，c（H＋）减小，故C错误；向水中加入NaCl固体，水的电离平衡不 移动，水的电离是吸热过程，升高温度促进水电离，导致纯水中H＋与OH－浓度均增 大且相等，pH＜7，溶液呈中性，故D正确。
B　
＞　
题组二　水的电离平衡曲线
2. （2025·重庆高考）水是化学反应的良好介质，探索水溶液中的酸碱平衡具有重要 意义。
②水的电离平衡为吸热过程，温度升高，电离程度增大，c（D＋），c（OD－）均增 大，Kw也增大，分析题图可知，T1时离子浓度更高，Kw更大，所以T1＞T2；
1.8×10－16　
1.25×101　
D　
②瞬时升温后，逆反应速率增大，但水的浓度是恒定的，正反应速率不变，所以建立 新平衡的过程示意图为D；
题组三　水电离的c（H＋）或c（OH－）计算
3. （1）
溶液
（25 ℃） c（H＋）/
（mol·L－1） c（OH－）/
（mol·L－1） 水电离出来的c（H＋）或
c（OH－）/（mol·L－1）
pH＝2
的盐酸 10－2 　10－12　 　10－12　
pH＝13的
NaOH溶液 10－13 　10－1　 　10－13　
10－12
10－12
10－1
10－13
（2）
溶液
（25 ℃） c（H＋）/
（mol·L－1） c（OH－）/
（mol·L－1） 水电离出来的c（H＋）或
c（OH－）/（mol·L－1）
pH＝5的
NH4Cl溶液 10－5 　10－9　 　10－5　
pH＝10的 Na2CO3溶液 10－10 　10－4　 　10－4　
10－9
10－5
10－4
10－4
4. 如表是不同温度下水的离子积常数：
温度/℃ 25 T1 T2
水的离子积常数 1×10－14 Kw 1×10－12
试回答下列问题。
＞　
水的电离是吸热过程，升高温度，平衡向电离方向移动，c（H＋）、c（OH－）
均增大，Kw＝c（H＋）·c（OH－），Kw增大
2.4×10－7 mol·L－1　
5.76×10－9　
解题感悟
水电离出的c（H＋）或c（OH－）的计算（25 ℃）
（1）溶质为酸的溶液
c（OH－）溶液＝c（OH－）水＝c（H＋）水
c（H＋）溶液＝c（H＋）酸＋c（H＋）水
（2）溶质为碱的溶液
c（H＋）溶液＝c（H＋）水＝c（OH－）水
c（OH－）溶液＝c（OH－）碱＋c（OH－）水
例：pH＝12的NaOH溶液中，溶液中c（H＋）＝10－12 mol·L－1，由水电离出的
c（OH－）＝c（H＋）＝10－12 mol·L－1。
（3）盐溶液
①水解呈酸性的盐溶液
c（H＋）溶液＝c（H＋）水＝c（OH－）水
c（OH－）溶液＜c（OH－）水
②水解呈碱性的盐溶液
c（OH－）溶液＝c（OH－）水＝c（H＋）水
c（H＋）溶液＜c（H＋）水
③中性盐溶液
c（H＋）溶液＝c（H＋）水＝c（OH－）水＝c（OH－）溶液
考点2
考点 　溶液的酸碱性与pH
1. 溶液的酸碱性
溶液的
酸碱性 c（H＋）与c（OH－）比较
（本质） c（H＋）大小（25 ℃） pH
（25 ℃）
酸性溶液 c（H＋） 　＞　c（OH－） c（H＋）＞1×10－7 mol·L－1 　＜　7
中性溶液 c（H＋） 　＝　c（OH－） c（H＋）＝1×10－7 mol·L－1 　＝　7
碱性溶液 c（H＋） 　＜　c（OH－） c（H＋）＜1×10－7 mol·L－1 　＞　7
＞　
＜　
＝　
＝　
＜　
＞　
2. 溶液的pH及其测量
（1）定义式：pH＝－lg c（H＋）。
（2）溶液的酸碱性跟pH的关系
室温下：
②精密pH试纸：pH范围较窄，可以判别0.2或0.3的pH差。
③pH计（酸度计）：可精确测量溶液的pH。
表面皿　
玻璃棒　
标准比色卡　
（4）pH试纸使用的注意事项
①不能直接将pH试纸浸入待测溶液中，否则会导致溶液受到污染。
②测溶液的酸碱度时，不能先用蒸馏水将pH试纸润湿，再测定。如果润湿，可能会 带来误差，如果是测定气体的酸碱性，则需要把pH试纸先润湿，再测定。
③广泛pH试纸只能读出整数，比较粗略。
④不能用pH试纸测具有漂白性、强氧化性试剂的pH。
3. 溶液pH的计算
（1）总体原则
①若溶液为酸性，先求c（H＋），再求pH＝－lg c（H＋）。
②若溶液为碱性，先求c（OH－），再求c（H＋）＝Kw/c（OH－），最后求pH。
（2）单一溶液的pH计算
①强酸溶液：如HnA，设浓度为c mol·L－1，c（H＋）＝nc mol·L－1，
pH＝－lg c（H＋）＝－lg（nc）。
（3）混合溶液pH的计算类型（混合前后体积变化忽略不计）
③强酸、强碱混合：先判断哪种物质过量，再由下式求出溶液中H＋或OH－的浓度。
a.若酸过量：
b.若碱过量：
最后根据pH＝－lg c（H＋），求pH。
不确定　
酸性　
中性　
不确定　
中性　
酸性　
酸性　
碱性　
不确定　
碱性　
碱性　
解题感悟
速判混合溶液酸碱性的方法
（1）强酸、强碱等体积混合（常温下）
①pH之和等于14呈中性；
②pH之和小于14呈酸性；
③pH之和大于14呈碱性。
（2）等浓度等体积一元酸与一元碱溶液的混合——“谁强显谁性，同强显中性”。
（3）常温下，等体积且pH之和等于14的一强一弱的酸与碱溶液的混合——“谁弱谁 过量，谁弱显谁性”。
题组二　溶液pH的计算
10　
11　
1∶4　
解析：（4）混合后溶液呈中性，则混合前稀硫酸中H＋的物质的量等于NaOH溶液中 OH－的物质的量，则100×10－3×10－a＝10×10－3×10－14＋b，a＋b＝15。
a＋b＝15　
10　
考点3
1. 强酸（碱）与弱酸（碱）的比较
（1）相同物质的量浓度、相同体积的一元强酸与一元弱酸的比较
　 比较项目
酸　　　　 c（H＋） pH 中和碱
的能力 与足量Zn反应
产生H2的量 开始与金属
反应的速率
一元强酸 大 小 相同 相同 大
一元弱酸 小 大 小
考点 　强酸（碱）与弱酸（碱）的比较和稀释
（2）相同pH、相同体积的一元强酸与一元弱酸的比较
　 比较项目
酸　　　　 c（H＋） c（酸） 中和碱
的能力 与足量Zn反应
产生H2的量 开始与金属
反应的速率
一元强酸 相同 小 小 少 相同
一元弱酸 大 大 多
2. 图像法理解一强一弱的稀释规律
（1）相同体积、相同浓度的盐酸、醋酸
加水稀释相同的倍数，醋酸的pH大 加水稀释到相同的pH，盐酸加入的水多
（2）相同体积、相同pH的盐酸、醋酸
加水稀释相同的倍数，盐酸的pH大 加水稀释到相同的pH，醋酸加入的水多
（3）规律
①强酸每稀释10倍，pH增大1，但pH＜7。
②弱酸每稀释10倍，pH增大小于1，且pH＜7。
①⑥　
题组二　图像法理解强弱稀释规律
A. 曲线Ⅱ为氢氟酸稀释时pH变化曲线
B. 取a点的两种酸溶液，中和相同体积、相同浓度的NaOH溶液， 消耗氢氟酸的体积较小
C. b点溶液中水的电离程度比c点溶液中水的电离程度小
D
B
A. HX、HY都是弱酸，且HX的酸性比HY的弱
B. 常温下，由水电离出的c（H＋）·c（OH－）：a＜b
C. 相同温度下，电离常数Ka（HX）：a＞b
限时跟踪检测
限时跟踪检测（四十）　水的电离和溶液的pH
A. 在此温度下液氨的离子积为1×10－17
B. 在液氨中放入金属钠，可生成NaNH2
C. 恒温下，在液氨中加入NH4Cl，可使液氨的离子积减小
B
A. 0.05 mol·L－1 H2SO4溶液的pH＝1
B. t ℃时，0.001 mol·L－1 NaOH溶液的pH＝11
C. t ℃时，0.005 mol·L－1 H2SO4溶液与0.01 mol·L－1 NaOH溶液等体积混合，混合溶 液的pH为5，溶液显酸性
D. t ℃时，完全中和50 mL pH＝3的H2SO4溶液，需要50 mL pH＝12的NaOH溶液
A
解析：0.05 mol·L－1 H2SO4溶液中c（H＋）＝0.05 mol·L－1×2＝0.1 mol·L－1，则该 溶液的pH＝1，A正确；0.001 mol·L－1 NaOH溶液中c（OH－）＝0.001 mol·L－1，
Kw＝1×10－13，则溶液中c（H＋）＝1×10－10 mol·L－1，故溶液的pH＝10，B错误； 0.005 mol·L－1 H2SO4溶液与0.01 mol·L－1 NaOH等体积混合，恰好生成Na2SO4，溶液 呈中性，pH＝6.5，C错误；t ℃时，完全中和50 mL pH＝3的H2SO4溶液需要0.5 mL pH＝12的NaOH溶液，D错误。
A. 若a＝b且c（X－）＞c（Y－），则酸性：HX＞HY
B. 若a＞b且c（X－）＝c（Y－），则酸性：HX＞HY
C. 若a＜b且两者pH相同，则HY一定是弱酸
D. 若向HX溶液中加入等浓度、等体积的NaOH溶液，所得溶液pH＞7，则HX为弱酸
解析：若a＝b且c（X－）＞c（Y－），说明电离程度：HX＞HY，则酸性：HX＞ HY，A正确；若a＞b且c（X－）＝c（Y－），说明电离程度：HX＜HY，则酸性： HX＜HY，B错误；若a＜b且两者pH相同，说明电离出的氢离子浓度相等，则HY一 定是弱酸，C正确；若向HX溶液中加入等浓度、等体积的NaOH溶液，所得溶液pH＞ 7，说明X－水解，则HX为弱酸，D正确。
B
A. 在100 ℃时，pH约为6的纯水呈酸性（100 ℃时，Kw＝1×10－12）
B. 将1×10－6 mol·L－1盐酸稀释1 000倍，所得溶液的pH为9
C. 常温下，水电离出的c（H＋）为1×10－13 mol·L－1时，此溶液的pH一定为13
D. 将pH＝3的盐酸与醋酸各1 mL分别稀释至100 mL，所得醋酸的pH较小
D
解析：在100 ℃时，纯水电离产生的c（H＋）＝1×10－6 mol·L－1，所以pH等于6，但 由于纯水中c（H＋）＝c（OH－），因此此时纯水呈中性，A错误；将1×10－6 mol·L－1盐酸稀释1 000倍，HCl电离产生的c（H＋）＝1×10－9 mol·L－1，此时溶液中水电 离产生的H＋不能忽略，溶液仍然显酸性，因此所得溶液的pH不可能为9，B错误；常 温下，水电离出的c（H＋）为1×10－13 mol·L－1＜1×10－7 mol·L－1，水电离受到了抑 制作用，可能是加入了酸，也可能是加入了碱，若加入酸，此溶液的pH为1，若加入 碱，则该溶液的pH为13，C错误；HCl是强酸，完全电离pH＝3的盐酸，c（H＋）＝ 1×10－3 mol·L－1，将1 mL稀释至100 mL，此时溶液中c（H＋）＝10－5 mol·L－1，溶 液pH＝5；
醋酸是弱酸，在溶液中存在电离平衡，主要以CH3COOH分子存在，pH＝3时，
c（CH3COOH）＞c（H＋）＝10－3 mol·L－1，当将该溶液1 mL稀释至100 mL，假设醋 酸电离平衡不移动，此时溶液中c（H＋）＝10－5 mol·L－1；稀释时使醋酸的电离平衡 正向移动，导致溶液中c（H＋）＞10－5 mol·L－1，使溶液的pH＜5，可见所得醋酸的 pH较小，D正确。
A. 纯水中T1时c（OH－）大于T2时c（OH－），则水的电离 放热
B. 曲线上任意点的溶液均呈中性，且一定是纯水
C. 温度T：T1＞T2；水的离子积常数Kw：D点＞C点
D. B点时，将pH＝2的稀硫酸与pH＝11的NaOH溶液等体积混 合后，溶液显碱性
D
解析：分析题图可知，纯水中c（OH－）：B＞A，因此T1＞T2，但水的电离吸热， 故A错误；曲线上的点只有c（H＋）＝c（OH－）时，才呈中性，即使呈中性，也不 一定是纯水，因为某些盐溶液也呈中性，故B错误；升高温度促进水电离，则水中
c（H＋）、c（OH－）及离子积常数增大，分析题图可知，T1曲线上离子积常数大于 T2，所以T1＞T2。而水的离子积常数只与温度有关，温度越高，离子积常数越大，同 一曲线是相同温度，根据题图知，温度由高到低的顺序是B＞C＞A＝D，所以水的离 子积常数Kw：C点＞D点，故C错误；B点时，Kw＝1×10－12，pH＝2的硫酸中
c（H＋）＝0.01 mol，pH＝11的NaOH溶液中c（OH－）＝0.1 mol，等体积混合时碱有剩余，溶液呈碱性，故D正确。
A. 三种酸的酸性：HX＞HY＞HZ
B. 常温下，HX的电离常数约为10－11.4
C. 等物质的量浓度的NaY、NaZ溶液中，水的电离程度：NaZ＞NaY
D. 等物质的量浓度的HY与NaOH溶液按体积比2∶1混合，混合溶液中c（HY）＜c（Y－）
D
A. 常温下，0.10 mol·L－1 HA酸的电离常数约为10－3
B. b点：c（K＋）＞c（A－）＞c（HA）＞c（H＋）
C. d点时溶液呈碱性
D. 溶液中水电离程度：d点＞c点＞b点＞a点
C
A. a点溶液中，c水（H＋）＝10－12 mol·L－1
B. b点溶液中，c（A－）＋c（HA）＜c（Na＋）
C. 常温下，Kh（A－）＝9×10－12
D. a、b、c三点溶液中，b点溶液中水的电离程度最大
B
A. 图1表示相同温度下pH＝1的盐酸和醋酸溶液分别加水稀释时pH的变化曲线，其中 曲线Ⅱ为盐酸，且b点溶液的导电性比a点强
B. 图1中，中和等体积的两种酸，消耗等浓度的NaOH溶液体积V（Ⅰ）＞V（Ⅱ）
C. 图2中纯水仅升高温度，就可以从a点变到c点
D. 图2中在b点对应温度下，将pH＝2的H2SO4与pH＝10的NaOH溶液等体积混合后， 溶液显中性
图1
图2
D
解析：在题图1中，盐酸与醋酸的pH相同，加水稀释相同的倍数后，盐酸溶液的pH变 化大，所以Ⅰ为盐酸，Ⅱ为醋酸，且b点溶液的导电性比a点弱，A错误；因为盐酸和 醋酸的pH相同，醋酸是弱酸，所以醋酸溶液的浓度大，中和等体积的两种酸，消耗 等浓度的NaOH溶液体积：V（Ⅰ）＜V（Ⅱ），B错误；题图2中纯水仅升高温度，
c（H＋）、c（OH－）同等程度增大且相等，不可能从a点变到c点，C错误；题图2中 在b点对应温度下，Kw＝10－12，pH＝2的H2SO4中c（H＋）＝10－2 mol·L－1，pH＝10 的NaOH溶液中c（OH－）＝10－2 mol·L－1，二者等体积混合后，刚好完全中和，溶 液显中性，D正确。
A. 盐酸与NaOH溶液的浓度相等
B. B点和D点水的电离程度相同
C. 将滴加NaOH溶液改为滴加氨水，该图曲线不变
D. 升高温度，滴定过程中pOH＋pH＞14
B
解析：由题图可知，未滴加NaOH溶液时盐酸的pOH＝14即pH＝0，则c（H＋）＝1 mol·L－1，即c（HCl）＝1 mol·L－1，最终溶液的pH＝14，则c（OH－）＝1 mol·L－1，由E点可知，最终所得溶液是NaCl和NaOH的混合溶液，相当于对原NaOH溶液进 行稀释，故原NaOH溶液的c（NaOH）＞1 mol·L－1，A项错误；B点（pH＝4）、D 点（pH＝10）水的电离均受到抑制，且由水电离出的c（H＋）＝c（OH－）＝
10－10 mol·L－1，B项正确；若将滴加NaOH溶液改为滴加氨水，由于NH3·H2O为弱碱，而饱和氨水的pH约为12，故最终所得溶液pH不可能为14，C项错误；升高温度，水的离子 积Kw增大，即c（H＋）·c（OH－）＞10－14，pH＝－lg c（H＋），pOH＝
－lg c（OH－），故pOH＋pH＜14，D项错误。
11. 某温度下的水溶液中，c（H＋）＝10－x mol·L－1，c（OH－）＝10－y mol·L－1。x 与y的关系如图所示：
解析：（1）根据题给图像可知x＝4时，y＝8，所以该温度下水的离子积常数是10－ 4×10－8＝10－12＞10－14，所以温度高于常温。
10－12　
高于　
10　
8　
碱　
＜　
＞　
＝　
0.054 mol·L－1　

展开更多......

收起↑