第20讲 水的电离和溶液的pH-备战2024年高考化学精准一轮复习讲义

第20讲 水的电离和溶液的pH（原卷版） 目录： 【内容1 水的电离与水的离子积常数】 【内容2 溶液的酸碱性与pH妙解】 【内容3 pH的计算】 【内容4 计算水电离产生c(H＋)和c(OH－)的5种类型(25 ℃时)】 知识主线： 一、水的电离与水的离子积常数 1．水的电离：水是一种极弱的电解质，水的电离方程式为H2O＋H2OH3O＋＋OH－或H2OH＋＋OH－ 2．水的电离平衡常数： 因为水的电离极其微弱，在室温下1L纯水(即55.6 mol)只有1×10－7mol H2O电离，电离前后H2O的物质的量几乎不变，因此c(H2O)可以视为常数，上式可表示为：c (H+)·c (OH—)＝K电离·c (H2O)。其中常数K电离与常数c(H2O)的积作为一新的常数，叫做水的离子积常数，简称水的离子积，记作KW，即K W= c(H＋)· c(OH—) 3．水的离子积常数(KW) (1)表达式：KW＝c(H＋)·c(OH－)，室温时，KW＝1.0×10－14 (2)影响因素：KW只受温度影响，由于水的电离是吸热过程，温度升高，KW增大 4．影响水的电离平衡的因素 (1)温度(升高温度，促进水的电离)：水的电离是吸热过程，升高温度，水的电离平衡向正方向移动，电离程度增大，c(H＋)和c(OH－)均增大，KW增大，由于c(H＋)和c(OH－)始终保持相等，故仍呈中性 (2)加入酸、碱或强酸的酸式盐(抑制水的电离)：向纯水中加入酸或NaHSO4、碱，由于酸(碱)电离产生的H＋(OH―)，使溶液中c(H＋)或c(OH－)增大，使水的电离平衡左移，水的电离程度减小 (3)含有弱酸根离子或弱碱阳离子的盐(促进水的电离)：在纯水中加入含有弱酸根离子或弱碱阳离子的盐，由于它们能跟水电离出的H＋和OH－结合生成难电离物，使水的电离平衡右移，水的电离程度增大 　体系变化 条件 平衡移 动方向 Kw 水的电 离程度 c(OH－) c(H＋) 温度 升温 正 增大 增大 增大 增大 降温 逆 减小 减小 减小 减小 HCl 逆 不变 减小 减小 增大 NaOH 逆 不变 减小 增大 减小 可水解的盐 Na2CO3 正 不变 增大 增大 减小 NH4Cl 正 不变 增大 减小 增大 5．水的离子积适用范围：KW不仅适用于纯水(或其他中性溶液)，也适用于酸、碱、盐的稀溶液，不管是哪种溶液，由水电离出的c(H＋)与c(OH－)一定相等 6．水的离子积表达式的应用：在水溶液中，均存在水的电离平衡，因此在表达式中，c(H＋)、c(OH―)表示整个溶液总物质的量浓度，KW＝c(H＋)溶液·c(OH－)溶液 (1)纯水中：KW＝c(H＋)水·c(OH－)水 (2)酸溶液中：KW＝[c(H＋)酸＋c(H＋)水]·c(OH－)水，由于c(H＋)酸>>c(H＋)水，故忽略水电离出的H＋ 即：KW＝c(H＋)酸·c(OH－)水，但由水电离出来的：c(H＋)水＝c(OH－)水 例：计算25℃，0.1 mol·L－1的HCl中，c(H＋)酸＝0.1 mol·L－1，c(H＋)水＝1.0×10－13 mol·L－1，c(OH－)水＝1.0×10－13 mol·L－1，由水电离出的c(H＋)水·c(OH－)水＝1.0×10－13×1.0×10－13＝1.0×10－26 (3)碱溶液中：KW＝c(H＋)水·[c(OH－)碱＋c(OH－)水]，由于c(OH－)碱>>c(OH－)水，故忽略水电离出的OH－ 即：KW＝c(H＋)水·c(OH－)碱，但由水电离出来的：c(H＋)水＝c(OH－)水 例：计算25℃，0.1 mol·L－1的NaOH中，c(H＋)水＝1.0×10－13 mol·L－1，c(OH－)碱＝0.1 mol·L－1，c(OH－)水＝ 1.0×10－13 mol·L－1，由水电离出的c(H＋)水·c(OH－)水＝1.0×10－13×1.0×10－13＝1.0×10－26 【注意】 ①在不同溶液中，c(H＋)、c(OH－)可能不同，但任何溶液中由水电离出的c(H＋)与c(OH－)一定相等 ②对于酸、碱、盐的稀溶液中，c(H2O)也可认为是定值。Kw＝c(H＋)·c(OH－)，但c(H＋)、c(OH－)为溶液中的浓度，不一定是水电离出的 ③酸、碱能抑制水的电离，故室温下，酸、碱溶液中水电离产生的c(H＋)<1×10－7 mol·L－1，而能水解的盐溶液中水电离产生的c(H＋)[或c(OH－)]>1×10－7 mol·L－1 ④室温下，由水电离出的c水(H＋)或c水(OH－)＜10－7 mol·L－1时，可能是加酸或加碱抑制了水的电离 ⑤给水加热，水的电离程度