专题07 水的电离和溶液的PH（知识串讲+专题检测）-2023-2024学年高二化学上学期期中核心考点大通关（人教版2019选择性必修1）

专题07 水的电离和溶液的PH 一、水的电离与水的离子积常数 1.水的电离 水是极弱的电解质，水的电离方程式为H2O＋H2OH3O＋＋OH－或简写为H2OH＋＋OH－ 2.水的离子积常数Kw＝c(H＋)·c(OH－) (1)常温下：Kw＝1×10－14 (2)影响因素：只与温度有关，升高温度，Kw增大，如100℃时，Kw＝1×10－12 (3)适用范围：Kw不仅适用于纯水，也适用于任何稀的电解质水溶液。 (4)Kw揭示了在任何水溶液中均存在H＋和OH－，只要温度不变，Kw不变。 3.影响水电离平衡的因素 条件改变 对水电 离平衡 的影响 水电离平 衡移动的 方向 电离 程度 c(H＋) c(OH－) Kw的 变化 pH 升高温度 促进 正向移动 增大 增大 增大 增大 变小 增大H＋浓 度(加酸) 抑制 逆向移动 减小 增大 减小 不变 变小 增大OH－ 浓度(加碱) 抑制 逆向移动 减小 减小 增大 不变 变大 活泼金属 （如Na） 促进 正向移动 增大 减小 增大 不变 变大 加入可水解的盐 （如Na2CO3） 促进 正向移动 增大 减小 增大 不变 变大 4．不同温度下水溶液中c(H＋)与c(OH－)的变化曲线 (1)A、C、B三点溶液均为中性，温度依次升高，Kw依次增大。 (2)D点为酸性溶液，E点为碱性溶液，Kw＝10－14。 (3)AB直线的左上方均为碱性溶液，任意一点c(H＋)＜c(OH－)；AB直线的右下方均为酸性溶液，任意一点c(H＋)>c(OH－)。 5．水电离的c水(H＋)或水电离的c水(OH－)的计算方法： （1）计算原则：c水(H＋)＝c水(OH－) （2）酸性溶液：求c(OH－)，因为酸性溶液中的OH－来自于水的电离。 此时c(OH－)＝c水(H＋)＝c水(OH－) （3） 碱性溶液：求c(H＋)，因为碱性溶液中的H＋来自于水的电离。 （4） 此时c(H＋)＝c水(H＋)＝c水(OH－) 例如： ①25 ℃时，0.1 mol·L－1的盐酸中，c(H＋)＝0.1 mol·L－1 ，故c(OH－)＝1.0×10－13 mol·L－1，则由水电离出的c水(H＋)＝c水(OH－)＝1.0×10－13 mol·L－1。 ②25 ℃时，0.1 mol·L－1的NaOH溶液中，c(OH－)＝0.1 mol·L－1 ，故c(H＋)＝1.0×10－13 mol·L－1，则由水电离出的c水(H＋)＝c水(OH－)＝1.0×10－13 mol·L－1。 二、溶液的酸碱性和pH 1.溶液的酸碱性 溶液的酸碱性取决于溶液中c(H＋)和c(OH－)的相对大小。 (1)酸性溶液：c(H＋)>c(OH－)，常温下，pH<7。 (2)中性溶液：c(H＋)＝c(OH－)，常温下，pH＝7。 (3)碱性溶液：c(H＋)<c(OH－)，常温下，pH>7。 注意：溶液显酸碱性的实质是溶液中c(H＋)与c(OH－)的相对大小。利用c(H＋)大于、小于或等于1×10－7 mol·L－1或pH大于、小于或等于7来判断溶液的酸碱性，判断前提条件是在常温下。 2.pH及其测量 (1)计算公式：pH＝－lg c(H＋)。 (2)测量方法 ①pH试纸法(粗量)：用镊子夹取一小块试纸放在洁净的玻璃片或表面皿上，用玻璃棒蘸取待测液点在试纸的中央，变色后与标准比色卡对照，即可确定溶液的pH。 注意：a.使用pH试纸测溶液pH时用蒸馏水润湿相当于将待测液稀释。b.不能用pH试纸测定“漂白性”溶液的pH。C.使用pH试纸测溶液的pH，读数只读取整数，如pH＝2。 ②pH计测量法(精量) 3.溶液pH的计算原则 （1）酸性溶液：求c(H＋)→求pH的值； （2）碱性溶液：求c(OH－)求c(H＋)→求pH值。 注意：凡是单一酸溶液、酸酸混合液，酸碱混合酸过量时，均直接求c(H＋)，再求pH。单一碱溶液，碱碱混合溶液，酸碱混合碱过量时必须先求c(OH－)再求c(H＋)后求pH。 4.酸碱溶液稀释后pH计算 类型 稀释10n倍 无限稀释 强酸 c(H＋)减小为原来的，pH增大n个单位，pH＝(pH原＋n)<7 此时要考虑水的电离，pH只能接近7(略小于7) 弱酸 c(H＋)减小的程度比强酸的小，pH增大不到n个单位，pH<(pH原＋n)<7 强碱 c(OH－)减小为原来的，pH减小n个单位，pH＝(pH原－n)>7 此时要考虑水的电离，pH只能接近7(略大于7) 弱碱 c(OH－)减小的程度比强碱的小，pH减小不到n个单位，pH>(pH原－n)>7 注意：强酸、强碱稀释时，当它们的浓度小于10－5 mol·L－1时应当考虑水的电离，所以