第43讲 水的电离和溶液的pH 课件-2026届高三化学一轮复习

第十一章 水溶液中的离子反应与平衡 第43讲 水的电离与溶液的pH 新人教版 高中化学 2026届 一轮复习 知识梳理 知识点1 水的电离 【思考1】已知水是一种极弱的电解质，能微弱电离（自偶电离），如何表示 水的电离过程？ H2O+H2O H3O++OH－ c(H+) = c(OH-) H2O H＋+OH－ =1×10-7mol/L 简写 25℃，纯水 电离方程式 说明： (3)水是极弱的电解质，只有极少数水分子发生了电离 精确实验表明：25℃ 时，1L水中只有10-7molH2O分子发生电离 (1)水分子与水分子之间相互碰撞而引起电离，发生 (2)无论酸性、中性、碱性溶液： C(H+)水 ≡ C(OH-)水 “自偶电离” 知识梳理 2、水的离子积常数——KW 在一定温度下，水和其他弱电解质一样，也有一个电离常数。 K 电离＝ c(H+)×c(OH-） c(H2O） 电离常数： K电离 . c ( H+) .c( OH-) = c(H2O) =新的常数 常数 常数 × 化学上叫做 水的离子积常数，用KW表示 Kw 即，c( H+) .c( OH-) = 变形 H2O H＋ ＋OH－ △H＞0 知识点1 水的电离 重难点突破 kw = c(H+) · c(OH-) KW =C(H+)· C(OH-)=1×10-14 25℃时，水电离出来的 C(H+)= C(OH-)=10-7mol/L 所以有： 25℃时， 问 题1: 升高温度，KW怎么变化？ Kw变大 实验测定：100℃时纯水中，C(H+)=C(OH-)=1×10-6mol/L KW =1×10-12 100℃时， 记住 (水的电离是吸热的) 问 题2: 往水中加酸或加碱，KW怎么变化？ K w 只与温度有关 不变 2、水的离子积常数——KW 知识点1 水的电离 判断正误 （1）任何水溶液中都存在水的电离平衡。 （2）任何水溶液中（不论酸、碱或中性）都存在Kw =10-14 。 （3）某温度下，某液体c(H+)= 10-7mol/L，则该溶液一定是纯水。 （4）某溶液中c(H+)= 10-7mol/L，则该溶液一定呈中性。 √ × × × 如，100℃时，溶液中c(H+)= 10-7mol/L不呈中性！ （5）NaCl溶液和CH3COONH4溶液均显中性，两溶液中水的电离程度相同 × 巩固提升 重难点突破 3. Kw=c(H+)·c(OH－)不仅适用于纯水，也适用于一切酸、碱、盐的稀溶液。 注意：KW表达式中，c(H＋)、c(OH－) 是溶液中H＋、OH－总的浓度 所以，纯水中C(H ＋)、C(OH－)浓度的计算方法：C(H ＋)=C(OH－)= 1. K w 只与温度有关，温度越高 K w 越大。 2. 任何水溶液中，由水电离的c(H＋)水 ≡ c(OH－)水 Kw =C(H+)水·C(OH-)水 ①纯水或中性溶液， ②酸溶液中， [ c(H＋)水 + c(H＋)酸 ] ·C(OH-)水 Kw = ③碱溶液中， Kw = C(H＋)水·[ c(OH-)水 + c(OH-)碱 ] 如:NaCl(aq) 4. Kw在酸、碱、盐的稀溶液中的计算公式： Kw ≈ c(H＋)酸 ·C(OH-)水 Kw ≈ C(H＋)水·c(OH-)碱 知识点1 水的电离 重难点突破 知识点1 水的电离 升高温度，促进水的电离 加入酸或碱，抑制水的电离 KW 增大 < 1×10-7 mol/L 含有弱离子的盐会促进水的电离。 > 1×10-7 mol/L 归纳总结：影响水的电离平衡的因素 ⑴ 温度 ⑵ 酸、碱 ⑶ 某些盐 常温下，c(H＋)水 = c(OH－)水 常温下，c(H＋)水 ≡ c(OH－)水 【学生活动】完成P240页表格：影响水的电离平衡的因素 巩固提升 1、25℃时,某溶液中由水电离产生的c(H+)水=10-11 mol/L， 则该溶液呈酸性还是碱性？并求算该溶液中c(H+)的可能值 ？ 酸性或者碱性 酸性时，c(H+)溶液=1×10-3 mol/L 碱性时，c(H+)溶液=1×10-11 mol/L 2、室温时,pH=5 NH4Cl溶液中由水电离产生的c(H+)水= mol/L? 10-5 室温时,pH=11Na2CO3溶液中由水电离产生的c(H+)水= mol/L? 盐溶液中 水解呈酸性时，c(H+)溶液= c(H+)水 水解呈碱性时，c(OH-)溶液= c(OH-)水 10-3 =10-pH =Kw/10-pH 3、浓度均为0.1mol/L的下列溶液中由水电离出的c(H+)水大小关系为： ① 盐酸 ② 醋酸溶液③ 硫酸溶液④NaOH溶液⑤NH4NO3溶液⑥Na2SO4溶液 答案: ⑤>⑥>②＞①=④＞③ 5、在25 ℃，在某无色溶液中由水电离出的c(OH-)= 1×10-12mol/L，一定能大量共存的离子组( ) A. NH4+ K+ NO3- Cl- B. NO3- CO3 2 - K+ Na+ C. K+ Na+ Cl- SO42- D. Mg2+ Cu2+ SO42- Cl- C 4、常温下，某溶液中由水电离的c(H＋)水=1×10-13mol/L，则该溶液可能是( ) A.SO2溶液 B.NH4Cl溶液 C.NaNO3溶液 D.NaOH溶液 A D 巩固提升 巩固提升 【P240典题1】一定温度下,水溶液中H+和OH-的浓度变化曲线如图。下列说法正确的是(　　) A.升高温度,可能引起由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 C (1)曲线上的任意点的Kw都相同，即c(H＋)·c(OH－)相同，温度相同。 (2)曲线外的任意点与曲线上任意点的Kw不同，温度不同。 (3)实现曲线上点之间的转化需保持温度相同，改变酸碱性； 中性 碱性 酸性 正确理解水的电离平衡曲线 实现曲线上点与曲线外点之间的转化一定改变温度。 知识梳理 知识点2 溶液的酸碱性与pH c(H＋) = c(OH－) 酸性溶液 c(H＋) ＜c(OH－) 一、 溶液酸碱性 c(H＋) ＞ c(OH－) 碱性溶液 中性溶液 溶液的酸碱性由溶液中 决定？ c(H＋)和c(OH－)相对大小 任何情况下的水溶液 (科学规定) 特殊地，25℃时 c(H＋)与c(OH－)“此消彼长” == 1×10-7 mol/L c(H＋) ＞ 1×10-7 mol/L c(H＋) < 1×10-7 mol/L c(OH－) > 1×10-7 mol/L c(OH－) < 1×10-7 mol/L 重难点比较 判断正误： 1.如果c(H+)不等于c(OH-)则溶液一定呈现酸碱性。 2.如果c(H+)/c(OH-)的值越大则酸性越强。 4.c(H+)等于10-6mol/L的溶液一定呈现酸性。 3.对水升高温度电离程度增大，酸性增强。 100℃时， c(H＋) =1×10-7 mol/L时溶液显 性？ 25 ℃时，c(H＋) =1×10-6 mol/L 的溶液显 性？ 100℃时， c(H＋) =1×10-6 mol/L 显中性 碱 酸 纯水永远呈中性！ √ √ × × 所以，无温度限定时，不能单用c(H＋)来判断溶液酸碱性，而要通过比较 c(H＋)和c(OH－)相对大小来判断 重难点比较 1.pH值的意义： 表示稀溶液酸碱性的强弱。 2.表达式： pH=-lgc(H+) 3.pH的适用范围： c(H+)或c(OH-)≤1 mol/L的稀溶液 C(H+) =10-pH 记住：lg2=0.3；lg5=0.7 pH=0 计算：室温时 ① c(H+)= 1mol／L的酸性溶液的pH ② c(OH-) =1mol／L的碱性溶液的pH pH=14 室温下，pH的范围通常是 0~14 二、溶液的pH 当溶液中c(H+)或c(OH-)>1 mol/L时，直接用离子浓度表示溶液酸碱性。 知识点2 溶液的酸碱性与pH 重难点比较 4.c(H+)与pH、溶液酸碱性的关系： 10-5 10-4 10-3 10-2 10-1 10-7 10-8 10-9 10-10 10-11 10-12 10-13 10-14 10-6 5 4 3 2 1 7 8 9 10 11 12 13 14 6 c(H+) pH c(H+)增大，pH减小 酸性增强 c(H+)减小，pH增大 碱性增强 c(OH-)减小 c(OH-)增大 25℃ × 1、在常温下，pH=0的溶液酸性最强，pH=14的溶液碱性最强。 知识点2 溶液的酸碱性与pH 2、pH=7的溶液一定是中性溶液 3、pH=6的溶液一定是酸性溶液 × × 溶液显中性的标志是： c(H+)=c(OH-) 重难点突破 5、pH的测定 粗略测定： （1）酸碱指示剂 知识点2 溶液的酸碱性与pH pH 1 2 3.1 4.4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 甲基橙 红色 橙色 黄色 石蕊 红色 紫色 蓝色 酚酞 无色 浅红色 红色 （2）广泛pH试纸 用法：取pH试纸置于玻璃片(或表面皿)上，用洁净的玻璃棒蘸取待测溶液，点在pH试纸中央，待试纸显色稳定后随即与标准比色卡对照。 1、能否直接把pH试纸伸到待测液中？ 2、是否要先湿润pH试纸后，再将待测液滴到pH试纸上？ 用湿润的pH试纸检验待测液，对该溶液pH值的测定： A、一定有影响 B、偏大 C、偏小 D、不确定 3、能否用pH试纸测出pH=7.1？ 广泛PH试纸的PH范围是1～14的整数,标准比色卡中的数据都是整数 否 否 重难点突破 知识点2 溶液的酸碱性与pH 4、能否用pH试纸测定氯水的pH？ 不能 NaClO(aq)呢？ × ——用pH计 精确测定： pH计(也叫酸度计) 精密pH试纸 精密pH试纸的pH范围较窄，可以判别0.2或0.3的pH差值 注意：广泛 pH 试纸、精密pH试纸与 pH 计读数上的差异 更精确测定pH的方法 知识梳理 知识点2 溶液的酸碱性与pH 巩固提升 P241[研教材](选择性必修1·P89练习与应用T4)下列说法中正确的是( ) A.在100 ℃时,pH约为6的纯水呈酸性 B.将1 mL 1×10-6 mol·L-1盐酸稀释至1 000 mL,所得溶液的pH为9 C.在常温下,当水电离出的c(H+)为1×10-13 mol·L-1时,此溶液的pH可能为1或13 D.将pH=2的盐酸和醋酸各1 mL分别稀释至100 mL,所得醋酸的pH略大 [链高考](经典真题)下列说法不正确的是 (　　) A.测得0.1 mol·L-1的一元酸HA溶液的pH=3.0,则HA一定为弱电解质 B.25 ℃时,将0.1 mol·L-1的NaOH溶液加水稀释到体积为原来的100倍,所得溶液的pH=11.0 C.25 ℃时,将0.1 mol·L-1的HA溶液加水稀释至pH=4.0,所得溶液c(OH-)=1×10-10 mol·L-1 D.0.1 mol·L-1的HA溶液与0.1 mol·L-1的NaOH溶液等体积混合,所得溶液的pH一定等于7.0 C D 1). 将25℃时pH=2 硫酸溶液升温到100℃，此时溶液pH= ? 2). 将25℃时pH=12 NaOH溶液升温到100℃，此时溶液pH= ? 2 10 归纳说明： 升高温度, 酸溶液中pH不变, 碱溶液中pH下降 3). 25℃时，某溶液pH=12，则由水电离产生的c(H+)= mol/L? 碱溶液： c(H+)水= mol/L 10-12 水解呈碱性的盐溶液： c(H+)水= mol/L 10-2 解题归纳：1.理清溶液中H＋或OH－的来源 2.有关pH的计算:酸性溶液中抓“c(H+)”碱性溶液中抓“c(OH－)” 巩固提升 总的原则 先定性判断，后定量计算 1、两强酸的混合 【例】在25℃时，将pH=1硫酸(aq)与pH=3的盐酸溶液等体积混合， 思路： 酸1 酸2 c(H+)混 混酸 pH混 求:混合后溶液的pH混？ 关键 重难点突破 pH值计算——两种强酸（或强碱）混合 c(H+)混 忽略 变换 pH=3的HCl(aq)换pH=4？ pH=5？ pH=6？ 规律1：两强酸溶液等体积混合，若△pH≥2，pH混= pH小+0.3 2、两强碱的混合 例:在25℃时，将pH=10NaOH(aq)与pH=12的Ba(OH)2(aq)等体积混合 思路： 碱1 碱2 c(H+)混 混碱 pH混 求:pH混？ 关键 提醒：碱溶液中,关键抓住OH—求算 c(OH—)混 Kw 重难点突破 pH值计算——两种强酸（或强碱）混合 c(OH-)混 忽略 pH混 = - lgc(H+)混 pH=10的NaOH(aq)换pH=9？ pH=8？ c(H+)混= Kw/ c(OH-)混 = - lg(2×10-12 )= 12—lg2 =11.7 规律2：两强碱溶液等体积混合，若△pH≥2，pH混= pH大-0.3 ----首先中和反应 H＋+OH－=H2O 关键： 看强酸中n(H＋)与强碱中n(OH－)的相对大小 ①n(H＋)=n(OH－) 混合后溶液呈中性 pH混= 7 ②n(H＋)>n(OH－) ③n(H＋)< n(OH－) 混合后溶液呈酸性 混合后溶液呈碱性 计算思路：酸过量:先求c(H+)混→再求pH混 计算思路：碱过量:先求c(OH-)混→ c(H+)混→pH混进行计算！ n(H＋)酸 - n(OH－)碱 多余n(H＋)： n(OH－)碱 - n(H＋)酸 多余n(OH－)： 重难点突破 pH值计算——强酸和强碱混合 巩固提升 【P242典题3】按要求计算下列各题(常温下,忽略溶液混合时体积的变化): (1)25 ℃时,pH=3的硝酸和pH=12的氢氧化钡溶液按照体积比为9∶1混合,混合溶液的pH=　　　　　　。  (2)向一定体积pH=12的Ba(OH)2溶液中逐滴加入一定物质的量浓度的NaHSO4溶液,当溶液中的Ba2+恰好完全沉淀时,溶液pH=11。若反应后溶液的体积等于Ba(OH)2溶液与NaHSO4溶液的体积之和,则Ba(OH)2溶液与NaHSO4溶液的体积比是　　　　　。  (3)将pH=a的NaOH溶液Va L与pH=b的HCl溶液VbL混合,若所得溶液呈中性，且a+b=13,则Va/Vb=　　　　　　。  10 1：4 10 巩固提升 【P243典题4】某温度下,将pH和体积均相同的HCl和CH3COOH溶液分别加水稀释,其pH随加水体积的变化如图所示。下列叙述不正确的是(　　) A.稀释前溶液的浓度:c(HCl)<c(CH3COOH) B.溶液中水的电离程度:b点<c点 C.从b点到d点,溶液中c(H+)·c(OH-)逐渐增大 D.在d点和e点均存在:c(H+)>c(酸根阴离子) C 归纳整理 1)强酸(强碱)每稀释10n倍，pH向 7 靠拢n个单位 4.溶液的稀释规律 2)弱酸(碱)每稀释10n倍，pH向7靠拢不到n个单位 3) 酸碱溶液无限稀释，酸不能大于7；碱不能小于7， 强碱: pH=b—n 强酸: pH=a＋n 弱酸: a < pH< a＋n 弱碱: b—n < pH < b a＋n HA b—n 7 a 0 pH V/mL 10nV b XOH HB 强酸 YOH 强碱 弱酸 弱碱 pH都约等于7(常温下) 关键：(1)酸实质稀释H+,碱实质稀释OH- (2)酸稀释永远是酸,碱稀释永远是碱 项目 浓度均为0.01 mol·L－1的 强酸HA与弱酸HB pH均为2的强酸HA与弱酸HB pH或物质的量浓度 pHHA pHHB c(HA) c(HB) 开始与金属反应的速率 体积相同时与过量的碱反应时消耗碱的量 体积相同时与过量活泼金属反应产生H2的量 c(A－)与c(B－)大小 分别加入固体NaA、NaB后pH变化 加水稀释10倍后 溶液的导电性 水的电离程度 < < pHHA >pHHB pHHA =pHHB pHHA <pHHB pHHA =pHHB pHHA =pHHB pHHA <pHHB c(A－)>c(B－) c(A－)=c(B－) pHHA 不变，pHHB变大 pHHA 不变，pHHB变大 pHHA <pHHB pHHA >pHHB HA >HB HA =HB HA<HB HA =HB $