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高考总复习 《水的电离平衡、PH计算》的核心知识

【考纲要求】
（1）理解水的电离平衡及其影响；
（2）了解水的电离及离子积常数；
（3）了解溶液pH的定义。初步掌握测定溶液pH的方法，能进行pH的简单计算。
【考点梳理】
考点一、水的电离和水的离子积

1．水的电离方程式：在纯水或水溶液中：H2OH++OH— ；△H>0
或：2H2OH3O++OH— ；△H>0
2．水的离子积：
25℃ c(H+)=c(OH-) =1×10-7mol/L c(H+)c(OH-)=1×10-14=Kw
100℃ c(H+)=c(OH-) =1×10-6mol/L c(H+)c(OH-)=1×10-12=Kw
要点诠释：
(1)Kw只与温度有关，温度越高Kw越大。因水的电离是吸热过程，升高温度Kw将增大。
(2)Kw不仅适用于纯水，也适用于酸、碱、盐的稀溶液。
3．影响水的电离平衡的因素：H2OH++OH—

（1）、定性分析，完成下表：（注：“—”表示不变）
条件 移动方向 电离程度 c(H+) c(OH-) Kw
温 度 不 变 加入HCl 逆 减小 增大 减小 —
NaOH 逆 减小 减小 增大 —
H2O — — — — —
CH3COONa 正 增大 减小 增大 —
NH4Cl 正 增大 增大 减小 —
NaCl — — — — —
Na 正 增大 减小 增大 —
升温 加热 正 增大 增大 增大 增大


要点诠释：
①温度：水的电离过程是吸热过程，所以升高温度能促进电离，据此，降温时KW减小，升温时KW增大。但不论温度升高或降低，纯液态水中c (H+)和c (OH―)都相等。实验测得25℃时KW约为10―14，100℃时KW约为10―12。
②外加酸、碱：向纯水中加入酸或碱，可以增大水中的H+或OH―浓度，均可使水的电离平衡向逆反应方向移动（抑制水的电离）。
③加入能水解的盐：水的电离程度增大，若盐水解呈酸性，c (H+)＞c (OH―)；若盐水解呈碱性，c (H+)＜c (OH―)，但溶液中KW不变。

（2）、定量分析，完成下表：计算酸碱盐溶液中c(H+)溶液、c(OH-)溶液、c(H+)水、c(OH-)水
CH3COOH溶液 NH3·H2O溶液 CH3COONa溶液 NH4Cl溶液
pH 2 12 12 2
c(H+)溶液 10-2 10-12 10-12 10-2
c(OH-)溶液 10-12 10-2 10-2 10-12
c(H+)水 10-12 10-12 10-2
c(OH-)水 10-12 10-12 10-2
Kw 10-14 10-14 10-14 10-14


要点诠释：水电离出的c (H+)或c (OH―)的计算方法（25℃时）
①中性溶液：
c (H+)=c (OH―)=1.0×10―7 mol / L。
②溶质为酸的溶液：
H+来源于酸电离和水电离，而OH―只来源于水电离。如计算pH=2的盐酸中水电离出的c (H+)：方法是先求出溶液中的c (OH―)=10―12 mol / L，即水电离出的c (H+)水=c (OH―) 水=10―12 mol / L。
③溶质为碱的溶液
OH―来源于碱电离和水电离，而H+只来源于水电离。如pH=12的NaOH溶液中，c (H+)=10―12 mol / L，即水电离产生的c (OH―) 水=c (H+)水=10―12 mol / L。
（4）水解呈酸性或碱性的盐溶液
H+和OH―均由水电离产生。
如pH=2的NH4Cl溶液中由水电离出的c (H+)水=10―2 mol / L，（c (OH―)=10―12 mol / L是因为大部分OH―与部分NH4+结合了）；pH=12的Na2CO3溶液中由水电离出的c (OH―) 水=10―2 mol / L。

考点二、溶液的酸碱性与pH概念

1．溶液的酸碱性及判断：
溶液的酸碱性取决于溶液中c (H+)和c (OH―)的相对大小。
　　　　　
　 　　　　　　　方法一　　　　　 方法二
　　中性溶液　 c(H+)=c(OH-)　　 　 pH=7
　　酸性溶液 　c(H+)>c(OH-)　　 　pH<7
　　碱性溶液　 c(H+)7
　要点诠释：
方法一适用于任何温度和浓度，而方法二只适用于常温。100℃时，pH=6为中性溶液，pH<6为酸性溶液，pH>6为碱性溶液。
2．溶液的pH
（1）定义式：pH=－lg c (H+)
（2）溶液的酸碱性与pH关系：溶液的酸性越强，其pH越小；溶液的碱性越强，其pH越大。

　　　　　　　　

注：用pH值表示c(H+)或c(OH-)< 1 mol/L的溶液的酸碱性比较方便。 c(H+)或c(OH-)>1 mol/L的溶液的酸碱性不用pH表示，直接用c(H+)或c(OH-)表示溶液的酸碱性。

（3）溶液的pH测定的三种方法：
　　①指示剂法：利用酸碱指示剂，只能测定溶液的酸碱性或者pH的范围，不能准确测定pH。常用指示剂的变色范围如下表：
甲基橙 石蕊 酚酞
红色 橙色 黄色 红色 紫色 蓝色 无色 浅红色 红色
＜3.1 3.1～4.4 ＞4.4 ＜5.0 5.0～8.0 ＞8.0 ＜8.2 8.2～10.0 ＞10.0


②利用pH试纸，pH试纸测定的为溶液中c(H+)浓度，使用时不能润湿。
要点诠释：
使用pH试纸正确的操作方法为：把小片试纸放在表面皿或玻璃片上，用干燥洁净玻璃棒蘸取待测液滴在干燥的pH试纸上，试纸变色后，迅速和标准比色卡对比，读出pH。
pH试纸一般呈黄色，遇酸变红，遇碱变蓝，由多种指示剂的混合溶液浸制而成。这种试纸在使用时不能用水润湿，否则非中性溶液的pH的测定值比实际pH大或小。
③利用pH计:精确测pH可使用pH计。

【典型例题】
类型一、溶液的酸碱性
例1．（2019 四川广汉中学）下列关于溶液酸碱性的说法中，正确的是( )
A.c(H+ )很小的溶液一定呈碱性
B.pH＝7的溶液一定呈中性
C.c(OH- )＝c(H+ )的溶液一定呈中性
D.不能使酚酞溶液变红的溶液一定呈酸性
【思路点拨】注意本题没给常温条件。
【答案】C
【解析】c(H+)很小的溶液，c(OH-)有可能更小；pH＝7的溶液只有在常温下才是中性的；常温下，pH＜8.2的溶液都不能使酚酞变红，故不能使酚酞变红的溶液可能呈酸性、中性或碱性。
【总结升华】溶液的酸碱性最本质的判断标准是H+ 和OH- 浓度的相对大小。如果c(H+ )＝c(OH- )，溶液呈中性；如果c(H+)＞c(OH-)，溶液呈酸性；如果c(H+)＜c(OH-)，溶液呈碱性。


举一反三：
【变式1】下列溶液，①0.1mol/L的盐酸②0. 1mol/L的NaOH溶液③0. 1mol/L的H2SO4溶液④0. 1mol/L醋酸溶液⑤0.1mol/L的氯化钠溶液 ⑥0.1mol/L的氨水。pH由大到小的排序是：
【答案】②＞⑥＞⑤＞④＞①＞③
【变式2】下列叙述中的两个量，前者一定大于后者的是
A．纯水在25 ℃和80 ℃时的pH
B．pH均为2的H2SO4溶液和盐酸中的c(H+)
C．25℃时，0.2 mol/L与0.1 mol/L的两种醋酸溶液中醋酸的电离程度
D．25℃时，等体积且pH都等于5的盐酸和AlCl3的溶液中，已电离的水分子数
【答案】A
【变式3】已知在100℃下，水的离子积KW=1×10―12，下列说法正确的是（ ）
A．0.05 mol / L的H2SO4溶液pH=1
B．0.001 mol / L的NaOH溶液pH=11
C．0.005 mol / L的H2SO4溶液与0.1 mol / L的NaOH溶液等体积混合，混合后溶液pH为6，溶液显酸性
D．完全中和pH=3的H2SO4溶液50 mL，需要pH=11的NaOH溶液50 mL
【答案】A
类型二、影响水电离的因素
例2．下列操作中，能使电离平衡H2O H＋＋OH－向右移动且溶液呈酸性的是(　　)
A．向水中加入NaHSO4溶液
B．向水中加入Al2(SO4)3溶液
C．向水中加入Na2CO3溶液
D．将水加热到100℃，使pH＝6
【答案】B
【解析】加入NaHSO4溶液显酸性，但抑制水的电离，不正确；加入Al2(SO4)3溶液中Al3＋水解促进水的电离，同时水解使溶液显酸性，B正确；加入Na2CO3溶液中CO32-水解显碱性；将水加热促进其电离，氢离子浓度增加，但水依然是中性的。
【总结升华】利用勒夏特列原理分析电离平衡移动方向。
举一反三：
【变式1】(2019高考·广东卷)一定温度下，水溶液中H+和OH-的浓度变化曲线如图2，下列说法正确的是

A．升高温度，可能引起有c向b的变化
B．该温度下，水的离子积常数为1.0×10-13
C．该温度下，加入FeCl3可能引起由b向a的变化
D．该温度下，稀释溶液可能引起由c向d的变化
【答案】C
【解析】
A：温度升高，水的离子积增大，c (H+)、c (OH-)都增大，表示的点就不在曲线上。
B：水的离子积常数K=c (H+)·c (OH－)，从图可知离子积是1.0×10-11，不是1.0×10-13。
C：加入FeCl3，水解使得溶液酸性增强，c (H+)增大，那么c (OH-)减小，故可能引起由b向a的变化。
D：温度不变水的离子积不变，稀释溶液后所表示的点还在曲线上，不可能引起由c向d的变化。
故选：C。
【总结升华】本题主要考查水的离子积的影响因素和离子积的计算，将水的离子积以图像的形式表达出来，还考查学生对化学图像的分析能力。

【变式2】室温下，水的电离达到平衡：H2OH+ + OH—。下列叙述正确的是
A．将水加热，平衡向正反应方向移动，Kw不变
B．向水中加入少量盐酸，平衡向逆反应方向移动，c(H+)增大
C．向水中加入少量NaOH固体，平衡向逆反应方向移动，c(OH—)降低
D．向水中加入少量CH3COONa固体，平衡向正反应方向移动，c(OH—)= c(H+)
【答案】B

【变式3】下列操作会使水的电离平衡向电离方向移动，且pH>7的是
A．将纯水加热到80℃ B．向水中加入少量的NH4Cl
C．向水中加入少量的NaHSO4固体 D．向水中加入少量的NaHCO3固体
【答案】D
【变式4】将①H+、②Cl－、③Al3＋、④K＋、⑤S2－、⑥OH－、⑦NO3－、⑧NH4＋分别加入H2O中，基本上不影响水的电离平衡的是
A．①③⑤⑦⑧ B．②④⑦
C．①⑥ D．②④⑥⑧
【答案】B

类型三、水电离出的c (H+)或c (OH―)的计算方法（25℃时）
例3、常温下，某溶液中由水电离的c (H+)=1×10―13 mol / L，该溶液可能是（ ）
①二氧化硫水溶液 ②氯化铵水溶液 ③硝酸钠水溶液 ④氢氧化钠水溶液
A．①④ B．①② C．②③ D．③④
【答案】A
【解析】由水电离的c (H+)=1×10―13 mol / L＜1×10―7 mol / L，即该溶液抑制了水的电离，因此要么加碱抑制，要么加酸抑制，故①④正确。
【总结升华】溶液中的c (H+)和水电离出来的c (H+)是不同的两个概念：
（1）室温下水电离出的c (H+)=1×10－7 mol / L，若某溶液中水电离出的c (H+)＜1×10－7 mol / L，则可判断出该溶液中加入酸或碱抑制了水的电离；若某溶液中水电离出的c (H+)＞1×10－7 mol / L，则可判断出该溶液中加入可以水解的盐或活泼金属促进了水的电离。
（2）室温下，溶液中的c (H+)＞1×10－7 mol / L，说明该溶液是酸溶液或水解显酸性的盐溶液；溶液中的c (H+)＜1×10－7 mol / L，说明该溶液是碱溶液或水解显碱性的盐溶液。
举一反三：
【变式1】常温时，某水溶液中，测得由水电离出的c(H+)=1×10-11mol/L，则对此溶液的下列说法正确的是(　 　)
　　A、一定是酸性溶液　　　　　　　　
　　B、一定是碱性溶液
　　C、可能是c(H+)=1×10—11mol/L的碱性溶液　　
　　D、可能是c(H+)=1×10—3mol/L的酸性溶液
【答案】CD

【变式2】下列四种溶液：①pH=0的盐酸 ②0.1mol/L的盐酸 ③0.01mol/L的NaOH溶液 ④pH=11的NaOH溶液，由水电离生成的氢离子浓度之比是
A．1：10：100：1000 B．0：1：12：11
C．14：13：12：11 D．14：13：2：3
【答案】A

【变式3】25℃时，某溶液中由水电离产生的c(H+)和c(OH-)的乘积为1×10-18，下列说法正确的是
A．该溶液的pH一定是9 B．该溶液可能pH=5
C．该溶液的pH不可能是7 D．不会有这样的溶液
【答案】BC
【变式4】25℃时，向纯水中加入NaOH，使溶液的pH为11，则由NaOH电离出的OH-离子浓度和水电离出的OH-离子浓度之比为(　 )
　　A、1010：1　　　 B、5×109：1　 　C、108：1　　　 D、1：1
【答案】C


【巩固练习】
选择题：（每题有1-2个选项符合题意）
1．将纯水加热至较高温度，下列叙述正确的是（ 　）
　　A. 水的离子积变大、pH变小、呈酸性　　　　 B. 水的离子积不变、pH不变、呈中性
　　C. 水的离子积变小、pH变大、呈碱性　　　　 D. 水的离子积变大、pH变小、呈中性
2．25℃时，水中存在电离平衡：H2O H＋＋OH－ ΔH＞0。下列叙述正确的是（ 　）
A．将水加热，Kw增大，pH不变
B．向水中加入少量NaHSO4固体，c(H＋)增大，Kw不变
C．向水中加入少量NaOH固体，平衡逆向移动，c(OH－)降低
D．向水中加入少量NH4Cl固体，平衡正向移动，c(OH－)增大

3.常温下，某溶液中由水电离产生的c(H+)=1×10-11mol/L，则该溶液的pH可能是(　 )
　　A.3　　　　　　　　 B.7　 　C.8　　　　　　　　 D.11

4.室温下，在pH=12的某溶液中，由水电离出的c(OH－)可能为( 　 )
　　A．10-7mol/L　　 　B．10-6mol/L 　　　C．10-2mol/L 　　　D．10-12mol/L
5. 25℃时，在等体积的 ① pH=0的H2SO4溶液、②0.05mol/L的Ba（OH）2溶液，③pH=10的Na2S溶液，④pH=5的NH4NO3溶液中，发生电离的水的物质的量之比是
A.1:10:10:10 B.1:5:5×10:5×10
C.1:20:10:10 D.1:10:10:10

6.室温下，由水电离产生的c(OH-)=10-11mol/L的溶液中，一定大量共存的离子组(　　 )
　　A、Na+　 NH4+ 　Cl-　 SO42-　　　　　B、S2-　 CH3COO- 　Na+ 　Cs+
　　C、K+ 　Na+　HCO3- 　NO3-　　　　 　　D、K+ 　Na+　 NO3-　 　SO42-
7.（2019 人大附中）下列说法正确的是(　　)
A．强碱的水溶液中不存在H＋
B．pH＝0的溶液是酸性最强的溶液
C．在温度不变时，水溶液中c(H＋)和c(OH－)不能同时增大
D．某温度下，纯水中c(H＋)＝2×10－7 mol·L－1，其呈酸性
8.对于常温下pH=1的硝酸溶液，下列叙述正确的是（ ）
A．该溶液1 mL稀释至100 mL后，pH等于3
B．向该溶液中加入等体积、pH为13的氢氧化钡溶液恰好完全中和
C．该溶液中硝酸电离出的c (H+)与水电离出的c (H+)之比为10―12
D．该溶液中水电离出的c (H+)是pH为3的硝酸中水电离出的c (H+)的100倍
9．现有常温下pH为2的盐酸，下列叙述正确的是（ ）
A．将10 mL该溶液稀释至100 mL后，pH小于3
B．向该溶液中加入等体积pH为12的氨水恰好完全中和，溶液显中性
C．该溶液中由水电离出的c (H+)与c (OH―)的乘积为1×10―14
D．该溶液中盐酸电离出的c (H+)与水电离出的c (H+)之比为1010∶1
10．在由水电离产生的H＋浓度为1×10－13mol·L－1的溶液中，一定能大量共存的离子组是（ 　 ）
① K＋、Cl－、NO3－、S2－ ② K＋、Fe2＋、I－、SO42－ ③ Na＋、Cl－、NO3－、SO42－
④Na＋、Ca2＋、Cl－、HCO3－ ⑤ K＋、Ba2＋、Cl－、NO3－
A.①③ B.③⑤ C.③④ D.②⑤
11．（2019 四中同步）用pH试纸测定溶液的pH，正确操作是(　　)
A．将一小块试纸放在表面皿上，用玻璃棒蘸取少量待测液点在试纸上，再与标准比色卡对照
B．将一小块试纸用蒸馏水润湿后放在表面皿上，用玻璃棒蘸取少量待测液点在试纸上，再与标准比色卡对照
C．将一小条试纸在待测液中蘸一下，取出后放在表面皿上，与标准比色卡对照
D．将一小条试纸先用蒸馏水润湿后，再在待测液中蘸一下，取出后与标准比色卡对照
12．（2019 广东肇庆中学）将下列物质溶于水，能够促进水的电离的是 (　　)
①NaHSO4　②NaHSO3　③CH3COOH ④CH3COONa　⑤NaHCO3　⑥NaClO　⑦NH4HCO3
A．②④⑤⑥ B．④⑤⑥⑦
C．①②③ D．②④⑤⑥⑦
【答案与解析】
1.D
【解析】水的电离过程为吸热过程，升高温度使电离平衡向电离方向移动，c(H+)和c(OH－)均增大，Kw增大，pH减小，纯水中c(H+)＝c(OH－)呈中性。

2.B
【解析】A项，将水加热，平衡右移，Kw增大，pH减小。B项，温度不变，Kw不变。C项，向水中加入少量NaOH固体，平衡逆向移动，c(OH－)增大。D项，向水中加入少量NH4Cl固体，平衡正向移动，c(OH－)减小。
3.AD
【解析】根据水的电离平衡　 H2OH++OH-知：由水电离产生的c(H+)=c(OH-)=1×10-11mol/L，抑制水电离的原因是溶液中H+浓度或OH-浓度增大，若由于H+的浓度增大，则该溶液中c(H+)==1×10-3mol/L， 即PH=3；若是由于OH-浓度增大，则该溶液中c(OH-)==1×10-3mol/L，即PH=11，故选A、D

4.CD
【解析】如果溶质是碱（可能是强碱也可能是弱碱），c(OH－)碱＝10-2mol/L，而c(OH－)水=c(H＋)=10-14/10-2=10-12mol/L；如果溶质是强碱弱酸盐（如Na2CO3），则CO32－与水电离产生的H＋结合成HCO3－而促进了水的电离，　　　　　 溶液中的OH－完全来源于水的电离，即c(H＋)水=c(OH－)水=10－2mol/L。
【总结升华】该题通过给出水溶液的pH，考查电离和水解知识，注意加酸或加碱抑制水的电离，盐类水解促进水的电离，虽然溶液的pH相同，但过程相反。

5.A
【解析】酸或碱是抑制水电离的，且酸性越强或碱性越强，抑制的程度就越大；能发生水解的盐是促进水电离的。由题意知①②③④中发生电离的水的物质的量分别是10－14、10－13、10－4、10－5，所以选项A正确。
6.D
【解析】由水电离产生的c(OH-)小于10-7mol/L，应为外加酸或碱，抑制了水的电离，溶液可能为酸性，也可能为碱性。

7．C
【解析】在酸性或碱性水溶液中均存在H＋和OH－，所以A错；pH＝0的溶液中c(H＋)＝1.0 mol·L－1，并不是酸性最强的溶液，只是c(H＋)>1.0 mol·L－1的溶液用pH表示酸性强弱不再方便，故B错；温度一定时，
Kw＝c(H＋)·c(OH－)是一个定值，故二者不能同时增大，故C对；纯水中，c(H＋)＝c(OH－)，呈中性，所以D错误。
8.AB
【解析】硝酸为强电解质，完全电离，故稀释至100倍后，c (H+)为原溶液的1／100，pH会由1变为3，A正确；硝酸中c (H+)=0.1 mol / L，pH为13的Ba(OH)2溶液中，c (OH―)=0.1 mol / L，当二者等体积混合时n (H+)=n (OH―)，即二者恰好完全中和，B项正确；硝酸电离的c (H+)=0.1 mol / L，则水电离的c (H+)=10―13 mol / L，二者之比为1012，C错；pH为3的硝酸中水电离的c (H+)=10―11 mol / L，故D项中二者之比为10―13∶10―11=10―2，D项错误。
9．D
【解析】pH=2的盐酸中c (H+)=0.01 mol / L，将10 mL该溶液稀释至100 mL，稀释后c (H+)=0.001 mol / L，pH=3，A错；pH=12的氨水中c (OH―)=0.01 mol / L，由于NH3·H2O为弱电解质，NH3·H2O的物质的量浓度大于0.01 mol / L，故反应时氨水过量，B错；该溶液中水的电离受到抑制，由水电离出的c (H+)=c (OH―)=10―12 mol / L，因此两者之积为1×10―24 mol2 / L2，C错；该溶液中盐酸电离出的c (H+)=10―2 mol / L，水电离出的c (H+)=10―12 mol / L，D对。
10．B
【解析】本题考查内容：有条件离子共存。条件变化：水电离产生的H＋或OH－浓度为1×10－13mol/L，或者c (H+)·c (OH―) =1×10－26mol/L的溶液。通常情况下，水电离产生的H＋或OH－浓度＜1×10－7mol/L，考虑酸、碱的抑制作用，该溶液分可酸可碱两种情况。
11．A
【解析】A项，正确；B项，pH试纸不能预先用蒸馏水润湿，否则测酸溶液的pH时将会使所测pH偏大，测碱溶液的pH时将会使所测pH偏小，而对中性溶液不影响；C项，不能将pH试纸浸入到溶液中去测溶液的pH；D项明显不对。
12．B
【解析】①NaHSO4电离出的H＋抑制水的电离。②HSO3－既水解又电离，但电离大于水解，呈酸性，抑制水的电离。

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