2026届高三化学一轮复习知识清单 溶液的酸碱性

聚焦水的电离与溶液酸碱性核心考点，严格依据新课标要求，系统梳理水的电离平衡、离子积常数、pH计算及影响因素等高考高频内容。通过分析近五年真题考点分布，明确水的离子积应用（占比35%）和溶液pH计算（占比40%）为核心考查点，归纳出溶液酸碱性判断、水电离离子浓度计算等常考题型，实现备考精准对接。 课件亮点在于“原理剖析+真题演练+科学思维建模”的复习策略，如以典型真题“pH=2盐酸中水电离c(H⁺)计算”为例，运用“离子来源分析法”突破难点，培养学生证据推理与模型认知的科学思维。特设“易错警示”模块，针对酸碱抑制水电离的误区进行深度解析，帮助学生掌握答题技巧，提升得分率。教师可依托课件系统开展专题复习，助力学生高效冲刺高考。

水的电离 1. 水的电离平衡 水是一种极弱的电解质，它能够微弱的发生电离（自电离），生成H+和OH-。 其电离方程式为：H2O+H2O H3O++OH－ 2 H2O H3O++OH－ 简写为 H2O H++OH－ （正反应为吸热反应） 其电离平衡常数：Ka = 2.水的电离特点 ①水的电离是水分子与水分子之间的相互作用而引起电离的发生； ②极难电离，通常只有极少数水分子发生电离； ③通过方程式上可以得到水分子电离出的H+和OH-是相等的，水既可以看成是一元弱酸也可以看成是一元弱碱。 ④水的电离是可逆的，是吸热的。 3.影响水的电离平衡的因素 加热促进水的电离、酸碱抑制水的电离、能水解的盐促进水的电离 ⑴酸和碱:酸或碱的加入都会电离出 H+或OH-,均使水的电离逆向移动,从而抑制水的电离。 ⑵温度：由于水的电离吸热，若升高温度，将促进水的电离， [H+]与[OH-]同时同等程度的增加，pH变小，但[ H+]与[OH-]始终相等，故仍呈中性。 ⑶能水解的盐：加入弱碱阳离子或者弱酸根阴离子会与水电离出的OH－或H＋结合生成弱电解质从而破坏了水的电离平衡。（不管水解后溶液呈什么性，均促进水的电离，使水的电离程度增大。） ⑷其它因素：如向水中加入活泼金属，由于活泼金属与水电离出来的 H+直接作用，使[ H+]减少，因而促进了水的电离平衡正向移动 4. 水的离子积 （1） 定义：在一定的温度下的稀溶液，c(H＋)和c(OH－)的乘积是一个常数，用Kw表示。 实质：水溶液中的H+和OH-浓度的乘积,c(H＋)、c(OH－)均指整个溶液中的所有c(H＋)、 c(OH－)的总物质的量浓度。 （2） 表达式：水的离子积常数：Kw=[H+][OH-] 250C 时.Kw =1.0×10-14 mol2·L-2 c(OH-)=c(H+)=10－7 mol·L-1 （3）适用范围：Kw不仅适用于纯水，也适用于酸、碱、盐的稀溶液 （4）影响因素：一定温度时，Kw是个常数，Kw只与温度有关，温度越高，Kw越大。 25 ℃时，Kw＝1×10－14mol2·L-2 ，100 ℃时，Kw＝1×10－12mol2·L-2 。 （5） 意义：KW反映了水中c(H＋)和c(OH－)的关系 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 PH 水的电离程度 c(OH－) c(H＋) 溶液的 酸碱性 Kw HCl 逆 减小 减小 减小 增大 酸性 不变 NaOH 逆 增大 减小 增大 减小 碱性 不变 可水解的盐 Na2CO3 正 增大 增大 增大 减小 碱性 不变 NH4Cl 正 不变 增大 减小 增大 酸性 不变 NaCl 不变 不变 不变 不变 不变 中性 不变 温度 升温 正 减小 增大 增大 增大 中性 增大 降温 逆 增大 减小 减小 减小 中性 减小 其他：如加入Na 正 增大 增大 增大 减小 碱性 不变 5.常温下水电离产生c(H+)和c(OH-)计算 任何水溶液中水电离产生的c(H+)和c(OH-)总是相等的（无论任何温度、无论酸性、中性、碱性）,有关计算有以下4种类型(以常温时(25 ℃时)的溶液为例)。 (1)中性溶液:c(OH-)=c(H+)=c(OH-)水=c(H+)溶液10－7 mol·L-1。 (2)酸的溶液——OH-全部来自水的电离[c(H+)水=c(OH-)水=c(OH-)溶液]， H+ 来源于酸的电离和水的电离 [c(H+)溶液=c(H+)酸+c(H+)水] 实例:pH=2的盐酸中c(H+)=10－2 mol·L-1,则c(OH-)==1×10－12mol·L-1,即水电离出的c(H+)=c(OH-)=10－12 mol·L-1。 （3）碱的溶液——H+全部来自水的电离[c(OH-)水=c(H+)水=c(H+)溶液] OH-来源于酸的电离和水的电离[c(OH-)溶液=c(OH-)水+c(OH-)碱] 实例:pH=12的NaOH溶液中c(OH-)=10－2mol·L-1,则c(H+)==1×10－12mol·L-1,即水电离出的c(OH-)=c(H+)=10－12 mol·L-1。 （4）水解呈酸性的盐溶液——H+或OH-全部来自水的电离[c(H+)水=c(OH-)水=c(H+)溶液] [c(OH-)溶液= ] 实例:pH=5的NH4Cl溶液中,由水电离出的c(H+)=10-5mol·L-1,因部分OH-与部分NH4+结合使c(OH-)=10-9 mol·L-1。 （5）水解呈碱性的盐溶液——H+或OH-全部来自水的电离[c(OH-)水=c(H+)水=c(OH-)溶液] [c(H+)溶液= ] 实例:pH=12的Na2CO3溶液中,由水电离出的c(OH-)=10-2 mol·L-1,因部分H+与部分CO3- 结合使c(H+)=10-12 mol·L-1。 6. pH （1） 概念：用H+物质的量浓度的负对数表示溶液酸碱性的强弱。 （2） 表达式：pH = -lgc[H+] 广泛pH的范围为0~14。超过这一范围,则不用pH表示溶液的酸碱性。 （3）物理意义：pH越大，溶液的酸碱性越强，反之越弱。 （4）溶液的酸碱性和pH的关系： 任何水溶液中都有c(H+)和c(OH-) 溶液的酸碱性取决于溶液中c（H+）和c（OH-）的相对大小 下表是常温下这三种溶液的比较： 溶液的酸碱性 c(H＋)与c(OH－)比较 c(H＋)大小 pH 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 注意:1.溶液中的酸碱性问题 ①溶液的酸碱性与酸碱的酸碱的浓度的含义是不一样的，溶液的酸碱性是指溶液中c（H+）的相对大小，而酸碱的浓度是指其潜在的电离出H+和OH-的能力。 ②强酸溶液的酸性不一定比弱酸溶液的酸性强。 ③酸性强的溶液不一定是强酸的溶液。 ④酸性相同的溶液，弱酸的浓度大，中和能力强。 ⑤中和能力相同的酸其提供H+的能力相同。 2.溶液中的c(H＋)和水电离出来的c(H＋)的区别 ①室温下水电离出的c(H＋)＝1×10－7 mol·L－1，若某溶液中水电离出的c(H＋)<1×10－7 mol·L－1，则可判断该溶液呈酸性或碱性；若某溶液中水电离出的c(H＋)>1×10－7 mol·L－1，则可判断出该溶液中存在能水解的盐，从而促进了水的电离。 ②室温下，溶液中的c(H＋)>1×10－7 mol·L－1，说明该溶液是酸性溶液或水解呈酸性的盐溶液；溶液中的c(H＋)<1×10－7 mol·L－1，说明该溶液是碱性溶液或水解呈碱性的盐溶液. （5）pH的测定方法： ①酸碱指示剂:粗略地测溶液pH范围 ②pH试纸:精略地测定溶液酸碱性强弱 pH试纸使用方法: A.检验溶液的酸碱性:取一小块试纸放在表面皿或玻璃片上,用洁净干燥的玻璃棒蘸取待测液点于试纸的中部,观察变化稳定后的颜色,与标准比色卡对比,判断溶液的性质。此时,pH试纸不能提前润湿。  B.检验气体的酸碱性:先用蒸馏水把试纸润湿,粘在玻璃棒 的一端,再送到盛有待测气体的容器口附近,观察颜色的变化,判断气体的性质。(试纸不能触及器壁) ③pH计: 精确地测定溶液酸碱性强弱 （6）pH使用中的几个误区 ①pH＝7的溶液不一定呈中性。只有在常温下pH＝7的溶液才呈中性。 当在100 ℃时，水的 离子积常数为1×10－12，此时pH＝6的溶液为中性溶液，pH>6时为碱性溶液，pH<6时为酸性溶液。 ②使用pH试纸测溶液pH时，若先用蒸馏水润湿，测量结果不一定偏小。 若先用蒸馏水润湿，相当于将待测液稀释了，若待测液为碱性溶液，则所测结果偏小；若待测液为酸性溶液，则所测结果偏大；若待测液为中性溶液，则所测结果没有误差。 （7）酸混合、碱混合、酸碱混合的溶液pH计算： ①酸混合：直接算 [ H+]，再求pH 。 如浓度为c mol/L的HnA溶液,c(H+)=nc mol/L,所以pH=-lgnc ②碱混合：先算[ OH-]后转化为[ H+]，再求pH 。 如浓度为c mol/L的B(OH)n溶液,c(OH-)=nc mol/L,c(H+)= mol/L,所以pH=14+lgnc。 ③酸碱混合：要先看谁过量，若酸过量，求 [H+]，再求pH；若碱过量，先求[ OH-]，再转化为[ H+]，最后求pH 。 两强酸混合:c(H+)混=[来源:学|科|网Z|X|X|K] 两强碱混合:c(OH-)混= 强酸、强碱混合(一者过量) 酸过量:c(H+)混= 碱过量:c(OH-)混= （7)酸碱稀释时pH的变化 溶液 稀释前溶液pH 加水稀释到体积为原来的10n倍[来源:学*科*网Z*X*X*K][来源:学科网ZXXK] 稀释后溶液pH 酸[来源:Z+xx+k.Com] 强酸 pH=a[来源:学*科*网Z*X*X*K] pH=a+n 弱酸 a<pH<a+n 碱 强碱 pH=b pH=b-n 弱碱 b-n<pH<b [提醒] 表中a+n<7,b-n>7。 将强酸、强碱溶液以某体积之比混合,若混合液呈中性,则c(H+)∶c(OH-)、V碱∶V酸、pH酸+pH碱 25 ℃时 ,现举例如下: V酸∶V碱 c(H+)∶c(OH-) pH酸+pH碱 10∶1 1∶10 15 1∶1 1∶1 14 1∶10 10∶1 13 m∶n n∶m 14+lg (8)混合溶液酸碱性的判断规律 ①等浓度等体积一元酸与一元碱混合的溶液——“谁强显谁性,同强显中性” 中和反应 反应后所得溶液的酸碱性 强酸与强碱 中性 强酸与弱碱 酸性 弱酸与强碱 碱性 ②室温下,已知酸和碱pH之和的溶液等体积混合 A.两强混合 a.若pH之和等于14,则混合后溶液显中性,pH=7。 b.若pH之和大于14,则混合后溶液显碱性,pH>7。 c.若pH之和小于14,则混合后溶液显酸性,pH<7。 B.一强一弱混合——“谁弱显谁性” pH之和等于14时,一元强酸和一元弱碱等体积混合呈碱性;一元弱酸和一元强碱等体积混合呈酸性。 学科网（北京）股份有限公司 $