3.2.1 水的电离和溶液的pH导学案-2025-2026学年高二上学期化学人教版选择性必修一

该高中化学导学案聚焦水的电离和溶液的pH，涵盖水的电离平衡、离子积常数、外界条件影响及溶液酸碱性与pH的关系、计算和测定。通过典型例题和问题导入，衔接弱电解质电离知识，为后续学习搭建支架。 资料以归纳小结梳理规律，分层题组强化应用，结合实验操作指导，培养学生科学思维与探究能力。习题设计从基础到综合，助力学生掌握分析方法，提升解决实际问题的能力，符合化学学科特色学习需求。

3.2.1 水的电离和溶液的pH [核心素养发展目标] 1.认识水的电离，了解水的离子积常数；能运用弱电解质的电离模型分析水的电离、分析外界条件对水的电离平衡的影响。 2.掌握溶液的酸碱性与pH的关系，会计算酸碱盐溶液中水电离出的c(H＋)或c(OH－)，能分析应用水的电离平衡曲线。 3.掌握检测溶液pH的方法和计算溶液pH的方法，了解溶液pH调控的意义 一、酸碱中和滴定实验（选必一p ） 1.水的电离 (1)水是一种极弱的电解质，能发生微弱的电离。 【典型例题】 实验证明，常温下1 L水大约有1.0×10-7 mol发生电离，请计算常温下纯水的电离度。 答案　1 L水中含有水的物质的量为≈55.6 mol，则水的电离度为×100%≈1.8×10-7%。 (2)水的电离为吸热过程，自身电离示意图如下： 电离方程式：H2O+H2O ⇌ H3O+ +OH-， 简写为H2O ⇌ H++OH-。 (3)水的电离平衡常数表达式：K=，纯水及稀溶液中c(H2O)视为常数，则c(H+)·c(OH-)=K·c(H2O)为新的常数，用Kw表示。 2.水的离子积常数 概念 当水的电离达到平衡时，电离产物H+和OH-浓度之积是一个常数，这个常数叫做水的离子积常数，简称水的离子积，记作Kw 表达式 Kw=c(H+)·c(OH-)：25 ℃时，Kw=1.0×10-14，c(H＋)=c(OH－)= 1.0×10-7mol/L 影响因素 只与温度有关，升高温度Kw增大，与溶液的酸碱性无关 适用范围 适用于纯水和稀的电解质溶液 【典型例题】 1．某温度时，水溶液中Kw＝4×10－14，那么该温度比室温(25 ℃)高还是低？该温度下纯水中c(H＋)是多少？ 提示　此时水的离子积大于常温时水的离子积，故温度高于25 ℃，此时c(H＋)＝2×10－7mol·L－1。 2．水的离子积常数Kw＝c(H＋)·c(OH－)中H＋和OH－一定是水电离出来的吗？ 提示　不一定。c(H＋)和c(OH－)均指溶液中H＋或OH－的总浓度，如盐酸中的H＋包括HCl和H2O电离产生的H＋，即c(H＋)＝c酸(H＋)＋c水(H＋)，而OH－全部来自水的电离。 【归纳小结】 （1）c(H+)和c(OH-)均表示整个溶液中的H+、OH-的总物质的量浓度 （2）Kw不仅适用于纯水，也适用于酸、碱、盐的稀溶液 酸溶液中：Kw= c(H+)酸·c(OH-)水；碱溶液中：Kw= c(H+)水·c(OH-)碱；盐溶液中：Kw= c(H+)水·c(OH-)水 （3）不同溶液中的c(H+)、c(OH-)可能不同，但任何溶液中的c(H+)水=c(OH-)水 （4）25℃时，水中的c(H+)=c(OH-)=1.0×10-7mol/L，Kw=1.0×10-14；100℃时，水中的c(H+)=c(OH-)≈1.0×10-6mol/L，Kw=1.0×10-12 题组1 水的电离平衡及Kw 1．下列关于水的说法正确的是(　　) A．水的离子积仅适用于纯水 B．水的电离需要通电 C．升高温度一定使水的离子积增大 D．加入电解质一定会破坏水的电离平衡 答案　C 解析　水的离子积适用于稀的电解质水溶液及纯水，A项错误；水的电离不需要通电，B项错误；水的电离是吸热过程，温度升高，促进水的电离，水的离子积增大，C项正确；不是所有的电解质都能破坏水的电离平衡，如NaCl，D项错误。 2．下列关于水的离子积常数的叙述中，正确的是(　　) A．因为水的离子积常数的表达式是Kw＝c(H＋)·c(OH－)，所以Kw随溶液中c(H＋)和c(OH－)的变化而变化 B．水的离子积常数Kw与水的电离平衡常数K电离是同一个物理量 C．水的离子积常数是温度的函数，随着温度的变化而变化 D．水的离子积常数Kw与水的电离平衡常数K电离是两个没有任何关系的物理量 答案　C 解析　水的离子积常数的表达式是Kw＝c(H＋)·c(OH－)，但是Kw是温度的函数，不随溶液中c(H＋)和c(OH－)的变化而变化，A错误，C正确；水的离子积常数Kw＝K电离·c(H2O)，B、D错误。 3.外界条件对水的电离平衡的影响 运用电离平衡理论，分析改变下列条件对水电离平衡的影响，并填写下表： 改变条件 平衡移动方向 c(H+) c(OH-) 水的电离程度 Kw 升高温度 右移 增大 增大 增大 增大 加入HCl(g) 左移 增大 减小 减小 不变 加入NaOH(s) 左移 减小 增大 减小 不变 加入活泼金属(如Na) 右移 减小 增大 增大 不变 加入NaHSO4(s) 左移 增大 减小 减小 不变 【归纳小结】 影响因素：（1）促进：①升温 ②加活泼金属 ③加弱碱阳离子或弱酸阴离子（即能水解的盐） （2）抑制：①降温 ②加酸或碱 ③加强酸酸式盐 题组2 水的电离平衡的影响因素 1.分析下列过程中H2O的电离程度的变化(25 ℃)。 (1)Zn与稀硫酸反应制H2：　　　　　； (2)氨水加水稀释时：　　　　　　。  (3)向NaOH溶液中滴入盐酸至过量：　　　；(4)向SO2水溶液中通入Cl2至恰好反应：　　　 答案　(1)增大 (2)增大 (3)先增大后减小 (4)减小 2．下列操作能使水的电离平衡发生移动，且c(H＋)＞c(OH－)是(　　) A．向水中投入一小块金属钠 B．将水加热煮沸 C．向水中通入CO2气体 D．向水中加食盐晶体 答案　C 解析　A项中加入的钠与H2O反应生成NaOH，使c(OH－)＞c(H＋)；B项中c(H＋)＝c(OH－)；C项中通入CO2：CO2＋H2O ⇌ H2CO3 ⇌ H＋＋HCO，故c(H＋)＞c(OH－)；而D项中c(H＋)＝c(OH－)。 3.(1)观察下表，填空。 t/℃ 0 10 20 25 40 50 90 100 Kw/10-14 0.115 0.296 0.687 1.01 2.87 5.31 37.1 54.5 ①解释上表中Kw数值随温度升高而增大的原因：水的电离是吸热过程，升高温度，水的电离向吸热方向移动，因而Kw增大。 ②100 ℃纯水中：c(H+)=c(OH-)>1.0×10-7 mol·L-1。 ③某温度下，纯水中的c(H+)=6.1×10-7mol·L-1， 此时水中c(OH-)为6.1×10-7mol·L-1，此时水的温度最接近90 ℃。 (2)0.1 mol·L-1HCl溶液中有OH-吗？0.1 mol·L-1NaOH溶液中有H+吗？ 解释原因。 答案　有，溶液中存在水的电离平衡：H2O ⇌ H++OH-。 二、水的离子积常数Kw的应用（选必一p63-64） 1．水的电离平衡曲线的理解与识别 (1)曲线上的任意点(如a，b，c)的Kw都相同，即c(H＋)·c(OH－)相同，温度相同。 (2)曲线外的任意点(如d)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不变，改变酸碱性；实现曲线上点与曲线外点之间的转化一定改变温度。 2．溶液中水电离出的c(H＋)或c(OH－)的计算方法 Kw表达式中c(H＋)、c(OH－)均表示整个溶液中总物质的量浓度，但是一般情况下： (1)酸溶液中Kw＝c酸(H＋)·c水(OH－)(忽略水电离出的H＋的浓度)，c水(H+)=c水(OH-)= (2)碱溶液中Kw＝c水(H＋)·c碱(OH－)(忽略水电离出的OH－的浓度)，c水(OH-)=c水(H+)= (3)外界条件改变，水的电离平衡发生移动；但由水电离出的c(H＋)与水电离出的c(OH－)一定相等。 (4)室温下，由水电离出的c(H＋)＝1×10－13 mol·L－1的溶液可能呈酸性，也可能呈碱性。 【典型例题】 1.在不同温度下的水溶液中c(H+)与c(OH-)的关系如图所示。请回答下列问题： (1)曲线Ⅰ代表的温度下，水的离子积为　　　　，曲线Ⅰ所代表的温度　　　(填“高于”“低于”或“等于”) 曲线Ⅱ所代表的温度。你判断的依据是　　　　 　　　　。  (2)曲线Ⅰ所代表的温度下，0.01 mol·L-1的NaOH溶液的c(H+)为　　　　 mol·L-1。  答案　(1)1×10-12　高于　曲线Ⅱ所代表的水的离子积比曲线Ⅰ的小，由于水的电离是吸热过程，温度越高，水的离子积越大，故曲线Ⅱ代表的温度低　(2)10-10 题组3 水的电离平衡的应用 1.如图表示水中c(H＋)和c(OH－)的关系，下列判断错误的是(　　) A．两条曲线间任意点均有c(H＋)·c(OH－)＝Kw B．M区域内(不包括边界)任意点均有c(H＋)<c(OH－) C．图中T1<T2 D．XZ线上任意点的c(H＋)都相等 答案　D 解析　只要在水溶液中，都会有c(H＋)·c(OH－)＝Kw，故A项正确；XZ线的斜率是1，XZ线上的点均存在c(H＋)＝c(OH－)，在X、Z连线的上方M区域(不包括边界)，c(H＋)<c(OH－)，故B项正确；水的电离是吸热过程，升高温度，促进水的电离，则Kw逐渐增大，因Kw：Z点>X点，所以T1<T2，故C项正确；XZ线上的点均存在c(H＋)＝c(OH－)，但每一点的c(H＋)都不相等，故D项错误。 2．常温下，某溶液中由水电离出来的c(H＋)＝1.0×10－11 mol·L－1，该溶液可能是 (填序号)。 ①二氧化硫的水溶液　②氯化钠水溶液　③硝酸钠水溶液　④氢氧化钠水溶液 答案　①④ 解析　某溶液中由水电离出来的c(H＋)＝1.0×10－11 mol·L－1，说明溶液既可能呈酸性，也可能呈碱性。①SO2＋H2O ⇌ H2SO3，H2SO3 ⇌ HSO＋H＋，HSO ⇌ SO＋H＋，溶液呈酸性；④NaOH===Na＋＋OH－，溶液呈碱性。 三、溶液的酸碱性与测定（选必一p - ） 1．25 ℃时，分析下列溶液的氢离子和氢氧根离子浓度 纯水 0.1 mol·L－1 NaOH溶液 0.1 mol·L－1 盐酸 c(H＋)/(mol·L－1) 1×10－7 1×10－13 0.1 c(OH－)/(mol·L－1) 1×10－7 0.1 1×10－13 c(H＋)、c(OH－)的相对大小 c(H＋)＝c(OH－) c(H＋)< c(OH－) c(H＋)> c(OH－) 溶液的酸碱性 中性 碱性 酸性 2.溶液的酸碱性与氢离子、氢氧根离子浓度的关系 (1)任何水溶液中都有H＋和OH－。 (2)溶液的酸碱性取决于溶液中c(H＋)、c(OH－)的相对大小。 溶液的酸碱性 3．溶液的pH与c(H＋)及酸碱性的关系 计算公式 pH＝－lg c(H＋) 意义 pH越大，溶液的碱性越强；pH越小，溶液的酸性越强 溶液酸碱性与pH的关系(常温下) pH＜7，为酸性溶液；pH＝7，为中性溶液；pH＞7，为碱性溶液 适用范围 1×10－14 mol·L－1＜c(H＋)＜1 mol·L－1 特别提醒　pH计算公式中c(H＋)：若强酸溶液：c(H＋)＝n·c(HnA)，若强碱溶液：c(H＋)＝＝。 【典型例题】 1.根据公式计算下列溶液的pH(常温)，并比较其酸碱性的强弱。 (1)①c(H+)=1×10-5 mol·L-1溶液pH=　　　　；②0.001 mol·L-1的稀盐酸pH=　　　　；③0.005 mol·L-1的稀硫酸pH=　　　　；  上述三种溶液酸性由强到弱的顺序：　　　　　　　(填序号)。  答案　①5　②3　③2　③>②>① (2)①c(H+)=1×10-9 mol·L-1的溶液pH=　　　　；②c(OH-)=1×10-4的溶液pH=　　　　；③0.001 mol·L-1的稀NaOH溶液pH=　　；  上述三种溶液碱性由强到弱的顺序　　　　　　　(填序号)。  答案　①9　②10　③11　③>②>① 2．某溶液中c(H＋)＝1×10－6 mol·L－1，该溶液一定呈酸性吗？ 提示　未指明温度，不一定呈酸性。 3.常温下pH=1的盐酸和pH=11的NaOH溶液由水电离出的c(H+)分别是多少？ 答案　1×10-13 mol·L-1、1×10-11 mol·L-1 4.25℃时，某溶液中由水电离出的c(H+)=1×10-12 mol·L-1，请探究该溶液的pH可能为多少？ 答案　2或者12 【归纳小结】 计算酸碱溶液的pH 酸性：先求c(H+)pH(注意元数) 碱性：先求c(OH-)c(H+)pH 4．溶液酸碱性的测定方法 (1)利用pH试纸测定。 使用pH试纸的正确操作：取一小块pH试纸于干燥洁净的玻璃片或表面皿上，用干燥洁净的玻璃棒蘸取待测液点在试纸上，当试纸颜色变化稳定后迅速与标准比色卡对照，读出pH。 ①广泛pH试纸：pH范围是1～14(最常用)或0～10，可以识别的pH差约为1； ②精密pH试纸：可判别0.2或0.3的pH差； ③专用pH试纸：用于酸性、中性或碱性溶液的专用pH试纸。 (2)用pH计测量。 pH计，又叫酸度计，可用来精密测量溶液的pH，可精确到小数点后两位，其量程为0～14。 (3)酸碱指示剂法(只能测定溶液的pH范围)：酸碱指示剂一般是有机弱酸（或弱碱），它们的颜色变化是在一定的pH范围内发生的，一般不能准确测定pH的具体值。常用指示剂的变色范围和颜色变化表示如下表： 指示剂 甲基橙 石蕊 酚酞 甲基红 变色范围pH 3.1-4.4 5.0-8.0 8.2-10.0 4.4-6.2 溶液颜色 红、橙、黄 红、紫、蓝 无色、浅红、红 红、橙、黄 5．pH的应用 pH在医疗、生活、环保、农业生产和科学实验中都有重要的应用。溶液pH的控制常常是影响实验结果或产品质量、产量的一个关键因素。 应用领域 实例 人体健康 人体各种体液都有一定的pH。当体内的酸碱平衡失调时，人体就表现出病变，因而可以利用检测血液的pH来诊断疾病 生活应用 利用护发素保护头发，就是通过调节头发的pH使之达到适宜的酸碱度 环保领域 酸性或碱性废水的处理，可以利用中和反应调节其pH 农业生产 土壤的pH影响植物对不同形态养分的吸收及养分的有效性，不同作物生长对土壤的pH范围有不同的要求，因而应注意保持土壤的酸碱性 科学实验、工业生产 溶液的pH控制常常是影响实验结果或产品质量、产量的一个重要因素 【典型例题】 1.某同学用pH试纸测量新制氯水的pH为1.0，他的结论正确吗？ 提示　新制氯水具有漂白性，不能使用pH试纸进行测定，其结论错误。 2.现欲测定100 ℃沸水的pH及酸碱性，甲同学使用pH试纸测定，请推测pH试纸呈什么颜色，溶液的酸碱性？ 提示　pH试纸呈淡黄色，沸水呈中性。 3.pH试纸使用前能否用蒸馏水润湿？若用湿润的pH试纸测量溶液的pH对结果有何影响？ 提示　使用pH试纸不能用蒸馏水润湿，润湿后相当于稀释了溶液。若是酸性溶液，则润湿后测得pH偏大；若为碱性溶液，则润湿后测得pH偏小；若为中性溶液，则无影响。 【归纳小结】 测溶液pH时的三注意 (1)不能用湿润的玻璃棒蘸取待测液，也不能将pH试纸先用水润湿，否则会将溶液稀释，可能导致所测定的pH不准确，使酸性溶液的pH变大，碱性溶液的pH变小，但中性溶液不受影响。 (2)若某溶液具有漂白性，则不能用酸碱指示剂测定该溶液的酸碱性，也不能用pH试纸测定其pH。 (3)pH试纸不能测c(H＋)>1 mol·L－1或c(OH－)>1 mol·L－1的溶液的pH。 题组4 溶液酸碱性的判断与pH 1．25 ℃的下列溶液中，碱性最强的是(　　) A．pH＝11的溶液 B．c(OH－)＝0.12 mol·L－1的溶液 C．含有4 g NaOH的1 L溶液 D．c(H＋)＝1×10－10 mol·L－1的溶液 答案　B 解析　A项，c(OH－)＝10－3 mol·L－1；B项，c(OH－)＝0.12 mol·L－1；C项，c(OH－)＝0.1 mol·L－1；D项，c(OH－)＝10－4 mol·L－1。 2．在25 ℃时，某稀溶液中由水电离产生的c(OH－)＝10－10 mol·L－1。下列有关该溶液的叙述正确的是(　　) A．该溶液一定呈酸性 B．该溶液中c(H＋)可能等于10－5 mol·L－1 C．该溶液的pH可能为4，也可能为10 D．该溶液有可能呈中性 答案　C 解析　25 ℃时，某稀溶液中由水电离产生的c(OH－)＝10－10 mol·L－1<10－7 mol·L－1，说明水的电离受到抑制，溶液可能呈酸性，也可能呈碱性，A、D错误。如果该溶液呈酸性，该溶液中c(H＋)＝ mol·L－1＝10－4 mol·L－1，溶液的pH＝4；如果该溶液呈碱性，溶液中c(H＋)＝10－10 mol·L－1，则溶液的pH＝10，B错误、C正确。 3．用pH试纸测定溶液pH的正确操作是(　　) 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中央，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中央，再与标准比色卡对照 C．将一小块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．将一小块试纸先用蒸馏水润湿后，在待测液中蘸一下，取出后与标准比色卡对照 答案　A 解析　pH试纸的使用方法：把一小块试纸放在表面皿或玻璃片上，用蘸有待测液的玻璃棒点在试纸的中部，随即(30 s内)用标准比色卡与之对照，确定溶液的pH。pH试纸不能用水润湿，若用水润湿会使溶液变稀，可能使测定结果产生误差。 四、溶液pH的计算（选必一p ） 1．单一溶液pH的计算(25 ℃) (1)c mol·L－1 HnA强酸溶液的pH：①c(H＋)＝nc mol·L－1；②pH＝－lg nc。 (2)c mol·L－1 B(OH)n强碱溶液的pH：①c(OH－)＝nc mol·L－1；②c(H＋)＝＝ mol·L－1；③pH＝14＋lg nc。 2.酸碱溶液的稀释 典例1.下列溶液被稀释后，计算所得溶液的pH(常温) 溶液稀释 pH pH=3的稀盐酸加水稀释100倍 5 pH=2的稀硫酸加水稀释100倍 4 pH=11的NaOH溶液加水稀释10倍 10 pH=12的Ba(OH)2溶液加水稀释10倍 11 pH=5的稀盐酸加水稀释1 000倍 约为7，略小于7 pH=9的NaOH溶液加水稀释1 000倍 约为7，略大于7 典例2.(1)pH=3的醋酸加水稀释到原来的10倍，溶液的pH范围：　　　　。  (2)pH=12的氨水加水稀释到原来的10倍，溶液的pH范围：　　　　。  答案　(1)3<pH<4　(2)11<pH<12 【归纳小结】酸碱溶液稀释时pH变化规律(常温) （1）常温下，酸碱溶液无限稀释，pH只能接近7。酸溶液pH不可能大于7，碱溶液pH不可能小于7。 （2）对于pH＝a的强酸和弱酸溶液稀释到原溶液体积的10n倍 常温下，强酸的pH就增大n个单位，即pH＝a＋n(a＋n<7)；弱酸的pH范围：a<pH<a＋n (a＋n<7) 可用如图表示。 （3）对于pH＝b的强碱和弱碱溶液稀释到原溶液体积的10n倍 常温下，强碱的pH减小n个单位，即pH＝b－n(b－n>7)，弱碱的pH范围：b－n (b－n>7)<pH<b 可用如图表示。 （4）对于物质的量浓度相同的强酸和弱酸稀释到原溶液体积的相同倍数 强酸pH变化程度比弱酸大(强碱和弱碱类似)。弱酸、弱碱在稀释过程中有浓度的变化，又有电离平衡的移动，不能求得具体数值，只能确定其pH范围。 c相等的酸或碱溶液稀释后溶液pH的变化如图所示。 3．混合溶液pH的计算方法 (1)强酸与强酸混合(稀溶液体积变化忽略) c混(H＋)＝，然后再求pH。 口诀：pH差值≥2的两种强酸等体积混合后，pH混＝pH小＋0.3。 (2)强碱与强碱混合(稀溶液体积变化忽略) 先计算c混(OH－)＝，再求c混(H+)=，最后求pH。 口诀：pH差值≥2的两种强碱等体积混合后，pH混＝pH大－0.3。 (3)强酸与强碱混合(稀溶液体积变化忽略) ①恰好完全反应，溶液呈中性，pH＝7 (25 ℃)。 ②酸过量：先求c余(H＋)＝，再求pH。 ③碱过量：先求c余(OH－)＝，再求c(H＋)＝，最后求pH。 口诀：碱按碱、酸按酸，同强混合在中间；异强混合看过量，无限稀释7为限。 题组5 混合溶液的pH计算 1.常温下，计算下列溶液混合后的pH。 (1)pH=3的盐酸与pH=5的硫酸溶液等体积混合后溶液的pH为　　　　。  答案　3.3 解析　c(H+)= mol·L-1≈ mol·L-1，pH=-lg ()=3+lg 2≈3.3。 (2)pH=2的盐酸与pH=4的硫酸，若按1∶10的体积比混合(溶液体积变化忽略不计)。混合后溶液的pH为　　　　。  答案　3 解析　c(H+)= mol·L-1=1×10-3 mol·L-1，pH=3。 (3)pH=10和pH=12的两种NaOH溶液等体积混合后溶液的pH为　　　　。  答案　11.7 解析　c(OH-)= mol·L-1≈ mol·L-1，c(H+)= mol·L-1=2×10-12 mol·L-1，pH=-lg(2×10-12)=12-lg2≈11.7。 2．常温下，pH＝13的强碱溶液与pH＝2的强酸溶液混合，所得混合液的pH＝11，则强碱溶液与强酸溶液的体积比是(　　) A．11∶1 B．9∶1 C．1∶11 D．1∶9 答案　D 解析　可设碱与酸的体积分别为V碱和V酸，由题意可知，混合后碱过量，可列等式：＝10－(14－11)，解得V碱∶V酸＝1∶9。 3．25 ℃，将100 mL 0.14 mol·L－1 NaOH溶液与100 mL 0.06 mol·L－1硫酸溶液混合，所得200 mL混合溶液的pH为(　　) A．12 B．12.3 C．13 D．14 答案　A 解析　两溶液混合后OH－过量，反应后c(OH－)＝ mol·L－1＝0.01 mol·L－1，根据25 ℃，水的离子积常数Kw＝1×10－14可得，溶液中氢离子浓度为 mol·L－1＝1×10－12 mol·L－1，该溶液的pH＝12。 题组6 由pH确定酸碱溶液的浓度或体积 1．常温下，取浓度相同的NaOH溶液和HCl溶液，以3∶2的体积比混合，所得溶液的pH等于12，则原溶液的浓度为(　　) A．0.01 mol·L－1 B．0.017 mol·L－1 C．0.05 mol·L－1 D．0.50 mol·L－1 答案　C 解析　设原溶液物质的量浓度为c，混合溶液中c(OH－)＝10－2 mol·L－1，则10－2 mol·L－1＝，则c＝0.05 mol·L－1。 2．25 ℃时，在一定体积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，若体积可以加和，则V[Ba(OH)2]∶V(NaHSO4)为(　　) A．1∶1 B．1∶4 C．2∶1 D．3∶2 答案　B 解析　pH＝12的Ba(OH)2溶液中c(OH－)＝10－2 mol·L－1，设溶液体积为x L，得到氢氧根离子的物质的量为x×10－2 mol，溶液中的Ba2＋恰好完全沉淀时，反应的硫酸氢钠的物质的量为0.5x×10－2 mol，设硫酸氢钠溶液体积为y L，依据反应Ba(OH)2＋NaHSO4===BaSO4↓＋H2O＋NaOH，混合后溶液pH＝11，反应后的溶液中c(OH－)＝10－3 mol·L－1，则＝10－3，整理可得x∶y＝1∶4。 题组7 非常温下溶液pH的计算 1．某探究小组在某温度下测定溶液的pH时发现：0.01 mol·L－1的氢氧化钠溶液，由水电离出的c(H＋)＝10－11 mol·L－1。在相同温度下，0.1 mol·L－1氢氧化钠溶液的pH应为(　　) A．13 B．12 C．11 D．10 答案　B 解析　根据题意，可得此温度时，Kw＝c(H＋)·c(OH－)＝0.01×10－11＝10－13。在相同温度下，0.1 mol·L－1氢氧化钠溶液中的c(H＋)＝＝10－12 mol·L－1，pH＝－lg c(H＋)＝12。 2．已知在100 ℃下(本题涉及的溶液温度均为100 ℃)，水的离子积Kw＝1×10－12。下列说法正确的是(　　) A．0.005 mol·L－1的H2SO4溶液，pH＝2 B．0.001 mol·L－1的NaOH溶液，pH＝11 C．0.005 mol·L－1的H2SO4溶液与0.01 mol·L－1的NaOH溶液等体积混合，混合溶液的pH为6，溶液显酸性 D．完全中和pH＝3的H2SO4溶液50 mL，需要pH＝9的NaOH溶液100 mL 答案　A 解析　A项，0.005 mol·L－1的H2SO4溶液中，c(H＋)＝0.005 mol·L－1×2＝1×10－2 mol·L－1，pH＝－lg c(H＋)＝－lg (1×10－2)＝2，正确；B项，0.001 mol·L－1的NaOH溶液中，c(OH－)＝0.001 mol·L－1，pH＝－lg ＝9，错误；C项，pH＝6时，c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈中性，错误；D项，pH＝3的溶液中c(H＋)＝1×10－3 mol·L－1，pH＝9的溶液中c(OH－)＝1×10－3 mol·L－1，二者等体积反应恰好完全中和，错误。 【课后练习】 1．25 ℃时，纯水的Kw＝1×10－14,100 ℃时，纯水的Kw＝1×10－12，这说明(　　) A．100 ℃时水的电离常数较小 B．前者c(H＋)比后者大 C．水的电离过程是一个吸热过程 D．Kw和温度无直接关系 答案　C 解析　由题意知，温度升高Kw增大，即c(H＋)·c(OH－)增大，说明H2OH＋＋OH－向右进行的程度大，水的电离过程是吸热过程。 2．在100 ℃时，100 mL蒸馏水中c(OH－)＝1×10－6 mol·L－1，当改变下列条件之一时，c(OH－)仍然等于1×10－6 mol·L－1的是(　　) ①温度降低到25 ℃ ②加入10－6 mol烧碱固体，保持100 ℃ ③加入10－6 mol氯化钠，保持100 ℃ ④蒸发掉50 mL水，保持100 ℃ A．①② B．③④ C．①③ D．②④ 答案　B 解析　c(OH－)不变，Kw不变，表明温度不变(100 ℃)，且无酸、碱加入。 3．某温度下，向c(H＋)＝1×10－6 mol·L－1的蒸馏水中加入NaHSO4晶体，保持温度不变，测得溶液中c(H＋)＝1×10－3 mol·L－1。下列对该溶液的叙述不正确的是(　　) A．该温度高于25 ℃ B．由水电离出来的H＋的浓度为1×10－11 mol·L－1 C．加入NaHSO4晶体抑制水的电离 D．取该溶液加水稀释100倍，溶液中的c(OH－)增大 答案　B 解析　25 ℃时，纯水中c(H＋)＝1×10－7 mol·L－1，c(H＋)＝1×10－6 mol·L－1，说明水的电离得到促进，故T＞25 ℃，A项正确；c(H＋)＝1×10－6 mol·L－1，水的离子积常数为1×10－12，Kw＝c(H＋)·c(OH－)，当c(H＋)＝1×10－3 mol·L－1时，c(OH－)＝1×10－9 mol·L－1，故由水电离出来的c(H＋)＝1×10－9 mol·L－1，B项错误；NaHSO4电离生成的氢离子，对水的电离起抑制作用，水的电离程度减小，C项正确；温度不变时，Kw不变，加水稀释，c(H＋)减小，Kw＝c(H＋)·c(OH－)不变，所以c(OH－)增大，D项正确。 4．下列溶液一定呈中性的是(　　) A．由非电解质溶于水得到的溶液 B．c(OH－)、c(H＋)均为5.0×10－7 mol·L－1的溶液 C．等物质的量的强酸与强碱反应得到的溶液 D．将c(OH－)＝10－5 mol·L－1的烧碱溶液稀释到原来的100倍所得到的溶液 答案　B 解析　SO2是非电解质，溶于水得到亚硫酸溶液，呈酸性，A项错误；c(H＋)、c(OH－)均为5.0× 10－7 mol·L－1的溶液，c(H＋)＝c(OH－)，所以溶液呈中性，B项正确；等物质的量的硫酸与氢氧化钠反应得到的溶液呈酸性，C项错误；将c(OH－)＝10－5 mol·L－1的烧碱溶液稀释至原来的100倍所得到的溶液仍呈碱性，D项错误。 5．温度为T ℃时，在水中加入某物质，水的电离平衡向逆反应方向移动，体系中的c(H＋)增大，且水的Kw不变。加入的这种物质可能是(　　) A．氯化钠固体 B．氨水 C．稀硫酸 D．Na2SO4溶液 答案　C 解析　A项，加入氯化钠固体，体系中的c(H＋)不变，Kw不变，不符合题意；B项，加入氨水，电离出OH－，抑制水的电离，水的电离平衡逆向移动，体系中的c(H＋)减小，不符合题意；C项，加入稀硫酸，电离出H＋，抑制水的电离，电离平衡逆向移动，体系中的c(H＋)增大，Kw不变，符合题意。 6．常温下，在0.01 mol·L－1 H2SO4溶液中，由水电离出的氢离子浓度是(　　) A．5×10－13 mol·L－1 B．0.02 mol·L－1 C．1×10－7 mol·L－1 D．1×10－12 mol·L－1 答案　A 解析　H2SO4电离出的c(H＋)＝0.02 mol·L－1，由Kw＝1.0×10－14可知c(OH－)＝5×10－13 mol·L－1，OH－是由水电离产生的，则水电离产生的c(H＋)＝c(OH－)＝5×10－13 mol·L－1。 7．室温下，若溶液中由水电离产生的c(OH－)＝1×10－14 mol·L－1，满足此条件的溶液中一定可以大量共存的离子组是(　　) A．Al3＋、Na＋、NO、Cl－ B．K＋、Na＋、Cl－、NO C．K＋、Na＋、Cl－、[Al(OH)4]- D．K＋、NH、SO、NO 答案　B 解析　溶液中由水电离产生的c(OH－)＝1×10－14 mol·L－1，溶液的pH为0或14，溶液呈酸性或碱性。A项，Al3＋与OH－不能大量共存；C项，[Al(OH)4]-与H＋不能大量共存；D项，NH与OH－不能大量共存。 8．水的电离常数如图所示，曲线上的点都符合c(H＋)·c(OH－)＝常数，下列说法错误的是(　　) A．图中温度：T1＞T2 B．图中五点Kw间的关系：B＞C＞A＝D＝E C．曲线a、b均代表纯水的电离情况 D．若处在B点时，将0.005 mol·L－1的硫酸溶液与由水电离的c(H＋)＝1.0×10－12 mol·L－1的KOH溶液等体积混合后，溶液显碱性 答案　C 解析　由图像可知，A点在T2时的曲线上，而B点在T1时的曲线上，因为A、B点溶液中的氢离子与氢氧根离子的浓度相等，所以是纯水的电离，B点的电离程度大于A点，所以温度T1＞T2，故A正确；由图像可知，A、E、D都是T2时曲线上的点，Kw只与温度有关，温度相同时Kw相同，温度升高，促进水的电离，Kw增大，则B＞A＝D＝E，由C点c(OH－)·c(H＋)可知，C点的Kw大于A点小于B点，则Kw：B＞C＞A＝D＝E，故B正确；由E和D点c(H＋)≠c(OH－)可知其不是纯水的电离，故C错误；B点时，Kw＝1×10－12,0.005 mol·L－1的硫酸中c(H＋)＝0.01 mol·L－1，由水电离的c(H＋)＝1.0×10－12 mol·L－1的KOH溶液中c(OH－)＝1 mol·L－1，两溶液等体积混合后，溶液显碱性，故D正确。 9．一定温度下，用水稀释0.1 mol·L－1的一元弱酸HA溶液，随着稀释的进行，下列一定增大的是(　　) A．Kw B. C. D．c(OH－) 答案　D 解析　温度不变，Kw不变，A项不符合题意；根据Ka＝，推出＝＝减小，B、C项不符合题意；加水稀释时HA的电离程度增大，但是c(H＋)减小，由Kw不变可知c(OH－)增大，D项符合题意。 10．常温下，1体积pH＝2.5的盐酸与10体积某一元强碱溶液恰好完全反应，则该碱溶液的pH等于(　　) A．9.0 B．9.5 C．10.5 D．11.0 答案　C 解析　二者恰好完全中和n(H＋)＝n(OH－)，即c酸V酸＝c碱V碱，现二者体积比为1∶10，则c(H＋)∶ c(OH－)＝10∶1，因为酸中c(H＋)＝10－2.5 mol·L－1，则碱中c(OH－)＝10－3.5 mol·L－1，c(H＋)＝ mol·L－1＝10－10.5 mol·L－1，pH＝10.5。 11.为更合理地表示溶液的酸碱性，科学家提出“酸度”(用AG表示)概念，AG=lg[]。下列叙述中正确的是(　　) ①任何温度下，纯水的AG等于0 ②溶液的AG越小，酸性越强 ③25 ℃时，0.1 mol·L-1盐酸的AG=12 ④25 ℃时，某溶液的AG=-10，其pH=10 A.①③ B.②④ C.①② D.③④ 答案　A 解析　任何温度下，纯水中c(H+)=c(OH-)，故AG=0，①正确；酸性越强，c(H+)越大，c(OH-)越小，AG越大，②错误；0.1 mol·L-1盐酸中，c(OH-)=10-13 mol·L-1，AG=12，③正确；lg[]=-10，c(OH-)=1010c(H+)，由c(H+)·c(OH-)=10-14得，c(H+)=10-12 mol·L-1，pH=12，④错误。 12．室温下，有一pH为12的NaOH溶液100 mL，如果将其pH降为11，则： (1)若用蒸馏水应加入 mL。 (2)若用pH＝10的NaOH溶液，应加入 mL。 (3)若用pH＝2的盐酸，应加入 mL。 (4)若用0.01 mol·L－1的硫酸，应加入 mL。 答案　(1)900　(2)1 000　(3)81.8　(4)42.9 解析　(1)由c(OH－)稀释＝1×10－3 mol·L－1 ＝，得V(H2O)＝0.9 L＝900 mL。 (2)设加入pH＝10的NaOH溶液的体积为x， c(OH－)＝1×10－3 mol·L－1＝，得x＝1 L＝1 000 mL。 (3)设加入pH＝2的盐酸的体积为y， c(OH－)＝1×10－3 mol·L－1＝，得y≈0.081 8 L＝81.8 mL。 (4)设加入硫酸的体积为z， c(OH－)＝1×10－3 mol·L－1＝，得z≈0.042 9 L＝42.9 mL。 13．某温度(t ℃)时，水的离子积Kw＝1×10－12。请完成下列问题： (1)将此温度下pH＝11的NaOH溶液与pH＝1的HCl溶液等体积混合，混合后溶液的pH＝ 。 (2)将此温度下pH＝11的NaOH溶液a L与pH＝1的H2SO4溶液b L混合： ①若所得混合溶液呈中性，则a∶b＝ ； ②若所得混合溶液的pH＝2，则a∶b＝ 。 答案　(1)6　(2)①1∶1　②9∶11 解析　(1)此温度下pH＝11的NaOH溶液中c(OH－)＝1×10－1 mol·L－1，pH＝1的HCl溶液中c(H＋)＝1×10－1 mol·L－1，所以两溶液等体积混合后恰好完全反应，则混合后溶液的pH＝6。(2)①若所得混合溶液呈中性，则0.1 mol·L－1×a L＝0.1 mol·L－1×b L，所以a∶b＝1∶1；②若所得混合溶液的pH＝2，则混合后c(H＋)＝0.01 mol·L－1，则＝0.01 mol·L－1，即＝0.01 mol·L－1，得a∶b＝9∶11。 14.某温度(T ℃)下的溶液中，c(H＋)＝10－x mol·L－1，c(OH－)＝10－y mol·L－1，x与y的关系如图所示，请回答下列问题： (1)此温度下，水的离子积Kw为 ，则该温度T ℃ (填“>”“<”或“＝”)25 ℃。 (2)在此温度下，向Ba(OH)2溶液中逐滴加入pH＝a的盐酸，测得混合溶液的部分pH如表所示： 实验序号 Ba(OH)2溶液的体积/mL 盐酸的体积/mL 溶液的pH ① 22.00 0.00 8 ② 22.00 18.00 7 ③ 22.00 22.00 6 假设溶液混合前后的体积变化忽略不计，则a＝ ，实验②中由水电离产生的c(OH－)＝ mol·L－1。 (3)在此温度下，将0.1 mol·L－1的NaHSO4溶液与0.1 mol·L－1的Ba(OH)2溶液按下表中甲、乙、丙、丁四种不同方式混合： 甲 乙 丙 丁 0.1 mol·L－1 Ba(OH)2溶液体积/mL 10 10 10 10 0.1 mol·L－1 NaHSO4溶液体积/mL 5 10 15 20 ①按丁方式混合后，所得溶液显 (填“酸”“碱”或“中”)性。 ②写出按乙方式混合反应的离子方程式： 。 ③按甲方式混合后所得溶液的pH为 　　。 答案　(1)1×10－12　>　(2)4　10－7　(3)①中　②Ba2＋＋OH－＋H＋＋SO===BaSO4↓＋H2O ③11 解析　(1)Kw＝c(H＋)·c(OH－)＝10－x·10－y＝10－(x＋y)，根据图示可知当x＝12时，c(OH－)＝1 mol·L－1，当y＝12时，c(H＋)＝1 mol·L－1，故Kw＝1×10－12；根据温度越高水的电离程度越大，Kw也随之越大，可知此时的T ℃>25 ℃。 (2)此条件下，pH＝6时溶液呈中性。根据表中实验①的数据可得c(OH－)＝10－4 mol·L－1，根据表中实验③的数据有22.00×10－3 L×10－4 mol·L－1＝22.00×10－3 L×10－a mol·L－1，可得a＝4；实验②中所得溶液的pH＝7，Ba(OH)2过量，溶液呈碱性，由水电离产生的c(OH－)＝10－7 mol·L－1。(3)①按丁方式混合时，Ba(OH)2提供的OH－与NaHSO4提供的H＋的物质的量相等，混合后溶液呈中性。 ②按乙方式混合时，反应前n(Ba2＋)＝10－3 mol，n(OH－)＝2×10－3 mol，n(H＋)＝n(SO)＝ 10－3 mol，实际反应的Ba2＋、OH－、H＋、SO均为10－3 mol，故反应的离子方程式为Ba2＋＋OH－＋H＋＋SO===BaSO4↓＋H2O。 ③按甲方式混合时，OH－过量，反应后溶液中c(OH－)＝ ＝0.1 mol·L－1，c(H＋)＝10－11 mol·L－1，溶液的pH＝11。 第 1 页 共 12 页 学科网（北京）股份有限公司 $ 3.2.1　水的电离和溶液的pH [核心素养发展目标] 1.认识水的电离，了解水的离子积常数；能运用弱电解质的电离模型分析水的电离、分析外界条件对水的电离平衡的影响。 2.掌握溶液的酸碱性与pH的关系，会计算酸碱盐溶液中水电离出的c(H＋)或c(OH－)，能分析应用水的电离平衡曲线。 3.掌握检测溶液pH的方法和计算溶液pH的方法，了解溶液pH调控的意义 一、水的电离平衡（选必一p63） 1.水的电离 (1)水是一种 ，能发生 。 【典型例题】 实验证明，常温下1 L水大约有1.0×10-7 mol发生电离，请计算常温下纯水的电离度。 (2)水的电离为 过程，自身电离示意图如下： 电离方程式： ⇌ ， 简写为 -。 (3)水的电离平衡常数表达式： ，纯水及稀溶液中c(H2O)视为常数，则c(H+)·c(OH-)=K·c(H2O)为新的常数，用Kw表示。 2.水的离子积常数 概念 当水的电离达到平衡时，电离产物H+和OH-浓度之积是一个常数，这个常数叫做水的离子积常数，简称水的离子积，记作Kw 表达式 Kw=c(H+)·c(OH-)：25 ℃时，Kw=1.0×10-14，c(H＋)=c(OH－)= mol/L 影响因素 只与 有关，升高温度Kw ，与溶液的酸碱性 适用范围 适用于纯水和稀的电解质溶液 【典型例题】 1．某温度时，水溶液中Kw＝4×10－14，那么该温度比室温(25 ℃)高还是低？该温度下纯水中c(H＋)是多少？ 2．水的离子积常数Kw＝c(H＋)·c(OH－)中H＋和OH－一定是水电离出来的吗？ 【归纳小结】 （1）c(H+)和c(OH-)均表示整个溶液中的H+、OH-的总物质的量浓度 （2）Kw不仅适用于纯水，也适用于酸、碱、盐的稀溶液 酸溶液中：Kw= c(H+)酸·c(OH-)水；碱溶液中：Kw= c(H+)水·c(OH-)碱；盐溶液中：Kw= c(H+)水·c(OH-)水 （3）不同溶液中的c(H+)、c(OH-)可能不同，但任何溶液中的c(H+)水=c(OH-)水 （4）25℃时，水中的c(H+)=c(OH-)=1.0×10-7mol/L，Kw=1.0×10-14；100℃时，水中的c(H+)=c(OH-)≈1.0×10-6mol/L，Kw=1.0×10-12 题组1 水的电离平衡及Kw 1．下列关于水的说法正确的是(　　) A．水的离子积仅适用于纯水 B．水的电离需要通电 C．升高温度一定使水的离子积增大 D．加入电解质一定会破坏水的电离平衡 2．下列关于水的离子积常数的叙述中，正确的是(　　) A．因为水的离子积常数的表达式是Kw＝c(H＋)·c(OH－)，所以Kw随溶液中c(H＋)和c(OH－)的变化而变化 B．水的离子积常数Kw与水的电离平衡常数K电离是同一个物理量 C．水的离子积常数是温度的函数，随着温度的变化而变化 D．水的离子积常数Kw与水的电离平衡常数K电离是两个没有任何关系的物理量 3.外界条件对水的电离平衡的影响 运用电离平衡理论，分析改变下列条件对水电离平衡的影响，并填写下表： 改变条件 平衡移动方向 c(H+) c(OH-) 水的电离程度 Kw 升高温度 加入HCl(g) 加入NaOH(s) 加入活泼金属(如Na) 加入NaHSO4(s) 【归纳小结】 影响因素：（1）促进：①升温 ②加活泼金属 ③加弱碱阳离子或弱酸阴离子（即能水解的盐） （2）抑制：①降温 ②加酸或碱 ③加强酸酸式盐 题组2 水的电离平衡的影响因素 1.分析下列过程中H2O的电离程度的变化(25 ℃)。 (1)Zn与稀硫酸反应制H2：　　　　　； (2)氨水加水稀释时：　　　　　　。  (3)向NaOH溶液中滴入盐酸至过量：　　　；(4)向SO2水溶液中通入Cl2至恰好反应：　　　 2．下列操作能使水的电离平衡发生移动，且c(H＋)＞c(OH－)是(　　) A．向水中投入一小块金属钠 B．将水加热煮沸 C．向水中通入CO2气体 D．向水中加食盐晶体 3.(1)观察下表，填空。 t/℃ 0 10 20 25 40 50 90 100 Kw/10-14 0.115 0.296 0.687 1.01 2.87 5.31 37.1 54.5 ①解释上表中Kw数值随温度升高而增大的原因： 。 ②100 ℃纯水中：c(H+) c(OH-) 1.0×10-7 mol·L-1。 ③某温度下，纯水中的c(H+)=6.1×10-7mol·L-1， 此时水中c(OH-)为 mol·L-1，此时水的温度最接近 ℃。 (2)0.1 mol·L-1HCl溶液中有OH-吗？0.1 mol·L-1NaOH溶液中有H+吗？ 解释原因。 ⇌ 二、水的离子积常数Kw的应用（选必一p63-64） 1．水的电离平衡曲线的理解与识别 (1)曲线上的任意点(如a，b，c)的Kw都相同，即c(H＋)·c(OH－)相同，温度相同。 (2)曲线外的任意点(如d)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不变，改变酸碱性；实现曲线上点与曲线外点之间的转化一定改变温度。 2．溶液中水电离出的c(H＋)或c(OH－)的计算方法 Kw表达式中c(H＋)、c(OH－)均表示整个溶液中总物质的量浓度，但是一般情况下： (1)酸溶液中Kw＝c酸(H＋)·c水(OH－)(忽略水电离出的H＋的浓度)，c水(H+)=c水(OH-)= (2)碱溶液中Kw＝c水(H＋)·c碱(OH－)(忽略水电离出的OH－的浓度)，c水(OH-)=c水(H+)= (3)外界条件改变，水的电离平衡发生移动；但由水电离出的c(H＋)与水电离出的c(OH－)一定相等。 (4)室温下，由水电离出的c(H＋)＝1×10－13 mol·L－1的溶液可能呈酸性，也可能呈碱性。 【典型例题】 1.在不同温度下的水溶液中c(H+)与c(OH-)的关系如图所示。请回答下列问题： (1)曲线Ⅰ代表的温度下，水的离子积为　　　　，曲线Ⅰ所代表的温度　　　(填“高于”“低于”或“等于”) 曲线Ⅱ所代表的温度。你判断的依据是　　　　 　　　　。  (2)曲线Ⅰ所代表的温度下，0.01 mol·L-1的NaOH溶液的c(H+)为　　　　 mol·L-1。  题组3 水的电离平衡的应用 1.如图表示水中c(H＋)和c(OH－)的关系，下列判断错误的是(　　) A．两条曲线间任意点均有c(H＋)·c(OH－)＝Kw B．M区域内(不包括边界)任意点均有c(H＋)<c(OH－) C．图中T1<T2 D．XZ线上任意点的c(H＋)都相等 2．常温下，某溶液中由水电离出来的c(H＋)＝1.0×10－11 mol·L－1，该溶液可能是 (填序号)。 ①二氧化硫的水溶液　②氯化钠水溶液　③硝酸钠水溶液　④氢氧化钠水溶液 三、溶液的酸碱性与测定（选必一p - ） 1．25 ℃时，分析下列溶液的氢离子和氢氧根离子浓度 纯水 0.1 mol·L－1 NaOH溶液 0.1 mol·L－1 盐酸 c(H＋)/(mol·L－1) c(OH－)/(mol·L－1) c(H＋)、c(OH－)的相对大小 c(H＋) c(OH－) c(H＋) c(OH－) c(H＋) c(OH－) 溶液的酸碱性 2.溶液的酸碱性与氢离子、氢氧根离子浓度的关系 (1)任何水溶液中都有H＋和OH－。 (2)溶液的酸碱性取决于溶液中c(H＋)、c(OH－)的相对大小。 溶液的酸碱性 3．溶液的pH与c(H＋)及酸碱性的关系 计算公式 pH＝－lg c(H＋) 意义 pH越大，溶液的碱性 ；pH越小，溶液的酸性 溶液酸碱性与pH的关系(常温下) pH＜7，为 溶液；pH＝7，为中性溶液；pH＞7，为 溶液 适用范围 1×10－14 mol·L－1＜c(H＋)＜1 mol·L－1 【典型例题】 1.根据公式计算下列溶液的pH(常温)，并比较其酸碱性的强弱。 (1)①c(H+)=1×10-5 mol·L-1溶液pH=　　　　；②0.001 mol·L-1的稀盐酸pH=　　　　；③0.005 mol·L-1的稀硫酸pH=　　　　；  上述三种溶液酸性由强到弱的顺序：　　　　　　　(填序号)。  (2)①c(H+)=1×10-9 mol·L-1的溶液pH=　　　　；②c(OH-)=1×10-4的溶液pH=　　　　；③0.001 mol·L-1的稀NaOH溶液pH=　　；  上述三种溶液碱性由强到弱的顺序　　　　　　　(填序号)。  2．某溶液中c(H＋)＝1×10－6 mol·L－1，该溶液一定呈酸性吗？ 3.常温下pH=1的盐酸和pH=11的NaOH溶液由水电离出的c(H+)分别是多少？ 4.25℃时，某溶液中由水电离出的c(H+)=1×10-12 mol·L-1，请探究该溶液的pH可能为多少？ 【归纳小结】 计算酸碱溶液的pH 酸性：先求c(H+)pH(注意元数) 碱性：先求c(OH-)c(H+)pH 4．溶液酸碱性的测定方法 (1)利用pH试纸测定。 使用pH试纸的正确操作：取一小块pH试纸于干燥洁净的玻璃片或表面皿上，用干燥洁净的玻璃棒蘸取待测液点在试纸上，当试纸颜色变化稳定后迅速与标准比色卡对照，读出pH。 ①广泛pH试纸：pH范围是1～14(最常用)或0～10，可以识别的pH差约为1； ②精密pH试纸：可判别0.2或0.3的pH差； ③专用pH试纸：用于酸性、中性或碱性溶液的专用pH试纸。 (2)用pH计测量。 pH计，又叫酸度计，可用来精密测量溶液的pH，可精确到小数点后两位，其量程为0～14。 (3)酸碱指示剂法(只能测定溶液的pH范围)：酸碱指示剂一般是有机弱酸（或弱碱），它们的颜色变化是在一定的pH范围内发生的，一般不能准确测定pH的具体值。常用指示剂的变色范围和颜色变化表示如下表： 指示剂 甲基橙 石蕊 酚酞 甲基红 变色范围pH 3.1-4.4 5.0-8.0 8.2-10.0 4.4-6.2 溶液颜色 红、橙、黄 红、紫、蓝 无色、浅红、红 红、橙、黄 5．pH的应用 pH在医疗、生活、环保、农业生产和科学实验中都有重要的应用。溶液pH的控制常常是影响实验结果或产品质量、产量的一个关键因素。 应用领域 实例 人体健康 人体各种体液都有一定的pH。当体内的酸碱平衡失调时，人体就表现出病变，因而可以利用检测血液的pH来诊断疾病 生活应用 利用护发素保护头发，就是通过调节头发的pH使之达到适宜的酸碱度 环保领域 酸性或碱性废水的处理，可以利用中和反应调节其pH 农业生产 土壤的pH影响植物对不同形态养分的吸收及养分的有效性，不同作物生长对土壤的pH范围有不同的要求，因而应注意保持土壤的酸碱性 科学实验、工业生产 溶液的pH控制常常是影响实验结果或产品质量、产量的一个重要因素 【典型例题】 1.某同学用pH试纸测量新制氯水的pH为1.0，他的结论正确吗？ 2.现欲测定100 ℃沸水的pH及酸碱性，甲同学使用pH试纸测定，请推测pH试纸呈什么颜色，溶液的酸碱性？ 3.pH试纸使用前能否用蒸馏水润湿？若用湿润的pH试纸测量溶液的pH对结果有何影响？ 【归纳小结】 测溶液pH时的三注意 (1)不能用湿润的玻璃棒蘸取待测液，也不能将pH试纸先用水润湿，否则会将溶液稀释，可能导致所测定的pH不准确，使酸性溶液的pH变大，碱性溶液的pH变小，但中性溶液不受影响。 (2)若某溶液具有漂白性，则不能用酸碱指示剂测定该溶液的酸碱性，也不能用pH试纸测定其pH。 (3)pH试纸不能测c(H＋)>1 mol·L－1或c(OH－)>1 mol·L－1的溶液的pH。 题组4 溶液酸碱性的判断与pH 1．25 ℃的下列溶液中，碱性最强的是(　　) A．pH＝11的溶液 B．c(OH－)＝0.12 mol·L－1的溶液 C．含有4 g NaOH的1 L溶液 D．c(H＋)＝1×10－10 mol·L－1的溶液 2．在25 ℃时，某稀溶液中由水电离产生的c(OH－)＝10－10 mol·L－1。下列有关该溶液的叙述正确的是(　　) A．该溶液一定呈酸性 B．该溶液中c(H＋)可能等于10－5 mol·L－1 C．该溶液的pH可能为4，也可能为10 D．该溶液有可能呈中性 3．用pH试纸测定溶液pH的正确操作是(　　) 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中央，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中央，再与标准比色卡对照 C．将一小块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．将一小块试纸先用蒸馏水润湿后，在待测液中蘸一下，取出后与标准比色卡对照 四、溶液pH的计算（选必一p ） 1．单一溶液pH的计算(25 ℃) (1)c mol·L－1 HnA强酸溶液的pH：①c(H＋)＝nc mol·L－1；②pH＝－lg nc。 (2)c mol·L－1 B(OH)n强碱溶液的pH：①c(OH－)＝nc mol·L－1；②c(H＋)＝＝ mol·L－1；③pH＝14＋lg nc。 2.酸碱溶液的稀释 典例1.下列溶液被稀释后，计算所得溶液的pH(常温) 溶液稀释 pH pH=3的稀盐酸加水稀释100倍 5 pH=2的稀硫酸加水稀释100倍 4 pH=11的NaOH溶液加水稀释10倍 10 pH=12的Ba(OH)2溶液加水稀释10倍 11 pH=5的稀盐酸加水稀释1 000倍 约为7，略小于7 pH=9的NaOH溶液加水稀释1 000倍 约为7，略大于7 典例2.(1)pH=3的醋酸加水稀释到原来的10倍，溶液的pH范围：　　　　。  (2)pH=12的氨水加水稀释到原来的10倍，溶液的pH范围：　　　　。  【归纳小结】酸碱溶液稀释时pH变化规律(常温) （1）常温下，酸碱溶液无限稀释，pH只能接近7。酸溶液pH不可能大于7，碱溶液pH不可能小于7。 （2）对于pH＝a的强酸和弱酸溶液稀释到原溶液体积的10n倍 常温下，强酸的pH就增大n个单位，即pH＝a＋n(a＋n<7)；弱酸的pH范围：a<pH<a＋n (a＋n<7) 可用如图表示。 （3）对于pH＝b的强碱和弱碱溶液稀释到原溶液体积的10n倍 常温下，强碱的pH减小n个单位，即pH＝b－n(b－n>7)，弱碱的pH范围：b－n (b－n>7)<pH<b 可用如图表示。 （4）对于物质的量浓度相同的强酸和弱酸稀释到原溶液体积的相同倍数 强酸pH变化程度比弱酸大(强碱和弱碱类似)。弱酸、弱碱在稀释过程中有浓度的变化，又有电离平衡的移动，不能求得具体数值，只能确定其pH范围。 c相等的酸或碱溶液稀释后溶液pH的变化如图所示。 3．混合溶液pH的计算方法 (1)强酸与强酸混合(稀溶液体积变化忽略) c混(H＋)＝，然后再求pH。 口诀：pH差值≥2的两种强酸等体积混合后，pH混＝pH小＋0.3。 (2)强碱与强碱混合(稀溶液体积变化忽略) 先计算c混(OH－)＝，再求c混(H+)=，最后求pH。 口诀：pH差值≥2的两种强碱等体积混合后，pH混＝pH大－0.3。 (3)强酸与强碱混合(稀溶液体积变化忽略) ①恰好完全反应，溶液呈中性，pH＝7 (25 ℃)。 ②酸过量：先求c余(H＋)＝，再求pH。 ③碱过量：先求c余(OH－)＝，再求c(H＋)＝，最后求pH。 口诀：碱按碱、酸按酸，同强混合在中间；异强混合看过量，无限稀释7为限。 题组5 混合溶液的pH计算 1.常温下，计算下列溶液混合后的pH。 (1)pH=3的盐酸与pH=5的硫酸溶液等体积混合后溶液的pH为　　　　。  (2)pH=2的盐酸与pH=4的硫酸，若按1∶10的体积比混合(溶液体积变化忽略不计)。混合后溶液的pH为　　　　。  (3)pH=10和pH=12的两种NaOH溶液等体积混合后溶液的pH为　　　　。  2．常温下，pH＝13的强碱溶液与pH＝2的强酸溶液混合，所得混合液的pH＝11，则强碱溶液与强酸溶液的体积比是(　　) A．11∶1 B．9∶1 C．1∶11 D．1∶9 3．25 ℃，将100 mL 0.14 mol·L－1 NaOH溶液与100 mL 0.06 mol·L－1硫酸溶液混合，所得200 mL混合溶液的pH为(　　) A．12 B．12.3 C．13 D．14 题组6 由pH确定酸碱溶液的浓度或体积 1．常温下，取浓度相同的NaOH溶液和HCl溶液，以3∶2的体积比混合，所得溶液的pH等于12，则原溶液的浓度为(　　) A．0.01 mol·L－1 B．0.017 mol·L－1 C．0.05 mol·L－1 D．0.50 mol·L－1 2．25 ℃时，在一定体积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，若体积可以加和，则V[Ba(OH)2]∶V(NaHSO4)为(　　) A．1∶1 B．1∶4 C．2∶1 D．3∶2 题组7 非常温下溶液pH的计算 1．某探究小组在某温度下测定溶液的pH时发现：0.01 mol·L－1的氢氧化钠溶液，由水电离出的c(H＋)＝10－11 mol·L－1。在相同温度下，0.1 mol·L－1氢氧化钠溶液的pH应为(　　) A．13 B．12 C．11 D．10 2．已知在100 ℃下(本题涉及的溶液温度均为100 ℃)，水的离子积Kw＝1×10－12。下列说法正确的是(　　) A．0.005 mol·L－1的H2SO4溶液，pH＝2 B．0.001 mol·L－1的NaOH溶液，pH＝11 C．0.005 mol·L－1的H2SO4溶液与0.01 mol·L－1的NaOH溶液等体积混合，混合溶液的pH为6，溶液显酸性 D．完全中和pH＝3的H2SO4溶液50 mL，需要pH＝9的NaOH溶液100 mL 【课后练习】 1．25 ℃时，纯水的Kw＝1×10－14,100 ℃时，纯水的Kw＝1×10－12，这说明(　　) A．100 ℃时水的电离常数较小 B．前者c(H＋)比后者大 C．水的电离过程是一个吸热过程 D．Kw和温度无直接关系 2．在100 ℃时，100 mL蒸馏水中c(OH－)＝1×10－6 mol·L－1，当改变下列条件之一时，c(OH－)仍然等于1×10－6 mol·L－1的是(　　) ①温度降低到25 ℃ ②加入10－6 mol烧碱固体，保持100 ℃ ③加入10－6 mol氯化钠，保持100 ℃ ④蒸发掉50 mL水，保持100 ℃ A．①② B．③④ C．①③ D．②④ 3．某温度下，向c(H＋)＝1×10－6 mol·L－1的蒸馏水中加入NaHSO4晶体，保持温度不变，测得溶液中c(H＋)＝1×10－3 mol·L－1。下列对该溶液的叙述不正确的是(　　) A．该温度高于25 ℃ B．由水电离出来的H＋的浓度为1×10－11 mol·L－1 C．加入NaHSO4晶体抑制水的电离 D．取该溶液加水稀释100倍，溶液中的c(OH－)增大 4．下列溶液一定呈中性的是(　　) A．由非电解质溶于水得到的溶液 B．c(OH－)、c(H＋)均为5.0×10－7 mol·L－1的溶液 C．等物质的量的强酸与强碱反应得到的溶液 D．将c(OH－)＝10－5 mol·L－1的烧碱溶液稀释到原来的100倍所得到的溶液 5．温度为T ℃时，在水中加入某物质，水的电离平衡向逆反应方向移动，体系中的c(H＋)增大，且水的Kw不变。加入的这种物质可能是(　　) A．氯化钠固体 B．氨水 C．稀硫酸 D．Na2SO4溶液 6．常温下，在0.01 mol·L－1 H2SO4溶液中，由水电离出的氢离子浓度是(　　) A．5×10－13 mol·L－1 B．0.02 mol·L－1 C．1×10－7 mol·L－1 D．1×10－12 mol·L－1 7．室温下，若溶液中由水电离产生的c(OH－)＝1×10－14 mol·L－1，满足此条件的溶液中一定可以大量共存的离子组是(　　) A．Al3＋、Na＋、NO、Cl－ B．K＋、Na＋、Cl－、NO C．K＋、Na＋、Cl－、[Al(OH)4]- D．K＋、NH、SO、NO 8．水的电离常数如图所示，曲线上的点都符合c(H＋)·c(OH－)＝常数，下列说法错误的是(　　) A．图中温度：T1＞T2 B．图中五点Kw间的关系：B＞C＞A＝D＝E C．曲线a、b均代表纯水的电离情况 D．若处在B点时，将0.005 mol·L－1的硫酸溶液与由水电离的c(H＋)＝1.0×10－12 mol·L－1的KOH溶液等体积混合后，溶液显碱性 9．一定温度下，用水稀释0.1 mol·L－1的一元弱酸HA溶液，随着稀释的进行，下列一定增大的是(　　) A．Kw B. C. D．c(OH－) 10．常温下，1体积pH＝2.5的盐酸与10体积某一元强碱溶液恰好完全反应，则该碱溶液的pH等于(　　) A．9.0 B．9.5 C．10.5 D．11.0 11.为更合理地表示溶液的酸碱性，科学家提出“酸度”(用AG表示)概念，AG=lg[]。下列叙述中正确的是(　　) ①任何温度下，纯水的AG等于0 ②溶液的AG越小，酸性越强 ③25 ℃时，0.1 mol·L-1盐酸的AG=12 ④25 ℃时，某溶液的AG=-10，其pH=10 A.①③ B.②④ C.①② D.③④ 12．室温下，有一pH为12的NaOH溶液100 mL，如果将其pH降为11，则： (1)若用蒸馏水应加入 mL。 (2)若用pH＝10的NaOH溶液，应加入 mL。 (3)若用pH＝2的盐酸，应加入 mL。 (4)若用0.01 mol·L－1的硫酸，应加入 mL。 13．某温度(t ℃)时，水的离子积Kw＝1×10－12。请完成下列问题： (1)将此温度下pH＝11的NaOH溶液与pH＝1的HCl溶液等体积混合，混合后溶液的pH＝ 。 (2)将此温度下pH＝11的NaOH溶液a L与pH＝1的H2SO4溶液b L混合： ①若所得混合溶液呈中性，则a∶b＝ ； ②若所得混合溶液的pH＝2，则a∶b＝ 。 14.某温度(T ℃)下的溶液中，c(H＋)＝10－x mol·L－1，c(OH－)＝10－y mol·L－1，x与y的关系如图所示，请回答下列问题： (1)此温度下，水的离子积Kw为 ，则该温度T ℃ (填“>”“<”或“＝”)25 ℃。 (2)在此温度下，向Ba(OH)2溶液中逐滴加入pH＝a的盐酸，测得混合溶液的部分pH如表所示： 实验序号 Ba(OH)2溶液的体积/mL 盐酸的体积/mL 溶液的pH ① 22.00 0.00 8 ② 22.00 18.00 7 ③ 22.00 22.00 6 假设溶液混合前后的体积变化忽略不计，则a＝ ，实验②中由水电离产生的c(OH－)＝ mol·L－1。 (3)在此温度下，将0.1 mol·L－1的NaHSO4溶液与0.1 mol·L－1的Ba(OH)2溶液按下表中甲、乙、丙、丁四种不同方式混合： 甲 乙 丙 丁 0.1 mol·L－1 Ba(OH)2溶液体积/mL 10 10 10 10 0.1 mol·L－1 NaHSO4溶液体积/mL 5 10 15 20 ①按丁方式混合后，所得溶液显 (填“酸”“碱”或“中”)性。 ②写出按乙方式混合反应的离子方程式： 。 ③按甲方式混合后所得溶液的pH为 　　。 第 1 页 共 12 页 学科网（北京）股份有限公司 $