高考化学考点水的电离平衡、PH计算的核心知识(基础)

高考总复习《水的电离平衡、PH计算》的核心知识【考纲要求】（1）理解水的电离平衡及其影响；（2）了解水的电离及离子积常数；（3）了解溶液pH的定义。

初步掌握测定溶液pH的方法，能进行pH的简单计算。

【考点梳理】考点一、水的电离和水的离子积【高清课堂：363382 水的电离和水的离子积】1．水的电离方程式：在纯水或水溶液中：H2O H++OH—；△H>0或：2H2O H3O++OH—；△H>02．水的离子积：25℃c(H+)=c(OH-) =1×10-7mol/L c(H+)∙c(OH-)=1×10-14=Kw100℃c(H+)=c(OH-) =1×10-6mol/L c(H+)∙c(OH-)=1×10-12=Kw要点诠释：(1)Kw只与温度有关，温度越高Kw越大。

因水的电离是吸热过程，升高温度Kw将增大。

(2)Kw不仅适用于纯水，也适用于酸、碱、盐的稀溶液。

3．影响水的电离平衡的因素：H2O H++OH—（1）、定性分析，完成下表：（注：“—”表示不变）条件移动方向电离程度c(H+) c(OH-) Kw温度不变加入HCl 逆减小增大减小—NaOH 逆减小减小增大—H2O —————CH3COONa 正增大减小增大—NH4Cl 正增大增大减小—NaCl —————Na 正增大减小增大—升温加热正增大增大增大增大要点诠释：①温度：水的电离过程是吸热过程，所以升高温度能促进电离，据此，降温时K W减小，升温时K W增大。

但不论温度升高或降低，纯液态水中c (H+)和c (OH―)都相等。

实验测得25℃时K W约为10―14，100℃时K W约为10―12。

②外加酸、碱：向纯水中加入酸或碱，可以增大水中的H+或OH―浓度，均可使水的电离平衡向逆反应方向移动（抑制水的电离）。

③加入能水解的盐：水的电离程度增大，若盐水解呈酸性，c (H+)＞c (OH―)；若盐水解呈碱性，c (H+)＜c (OH―)，但溶液中K W不变。

（2）、定量分析，完成下表：计算酸碱盐溶液中c(H+)溶液、c(OH-)溶液、c(H+)水、c(OH-)水要点诠释：水电离出的c (H+)或c (OH―)的计算方法（25℃时）①中性溶液：c (H+)=c (OH―)=1.0×10―7 mol / L。

②溶质为酸的溶液：H+来源于酸电离和水电离，而OH―只来源于水电离。

如计算pH=2的盐酸中水电离出的c (H+)：方法是先求出溶液中的c (OH―)=10―12 mol / L，即水电离出的c (H+)水=c (OH―)水=10―12 mol / L。

③溶质为碱的溶液OH―来源于碱电离和水电离，而H+只来源于水电离。

如pH=12的NaOH溶液中，c (H+)=10―12 mol / L，即水电离产生的c (OH―)水=c (H+)水=10―12 mol / L。

（4）水解呈酸性或碱性的盐溶液H+和OH―均由水电离产生。

如pH=2的NH4Cl溶液中由水电离出的c (H+)水=10―2 mol / L，（c (OH―)=10―12 mol / L是因为大部分OH―与部分NH4+结合了）；pH=12的Na2CO3溶液中由水电离出的c (OH―)水=10―2 mol / L。

考点二、溶液的酸碱性与pH概念1．溶液的酸碱性及判断：溶液的酸碱性取决于溶液中c (H+)和c (OH―)的相对大小。

方法一方法二中性溶液c(H+)=c(OH-)pH=7酸性溶液c(H+)>c(OH-)pH<7碱性溶液c(H+)<c(OH-)pH>7要点诠释：方法一适用于任何温度和浓度，而方法二只适用于常温。

100℃时，pH=6为中性溶液，pH<6为酸性溶液，pH>6为碱性溶液。

2．溶液的pH（1）定义式：pH=－lg c (H+)（2）溶液的酸碱性与pH关系：溶液的酸性越强，其pH越小；溶液的碱性越强，其pH越大。

注：用pH值表示c(H+)或c(OH-)< 1 mol/L的溶液的酸碱性比较方便。

c(H+)或c(OH-)>1 mol/L的溶液的酸碱性不用pH表示，直接用c(H+)或c(OH-)表示溶液的酸碱性。

（3）溶液的pH测定的三种方法：①指示剂法：利用酸碱指示剂，只能测定溶液的酸碱性或者pH的范围，不能准确测定pH。

常用指示剂的变色范围如下表：甲基橙石蕊酚酞红色橙色黄色红色紫色蓝色无色浅红色红色＜3.1 3.1～4.4 ＞4.4 ＜5.0 5.0～8.0 ＞8.0 ＜8.2 8.2～10.0 ＞10.0②利用pH试纸，pH试纸测定的为溶液中c(H+)浓度，使用时不能润湿。

要点诠释：使用pH试纸正确的操作方法为：把小片试纸放在表面皿或玻璃片上，用干燥洁净玻璃棒蘸取待测液滴在干燥的pH试纸上，试纸变色后，迅速和标准比色卡对比，读出pH。

pH试纸一般呈黄色，遇酸变红，遇碱变蓝，由多种指示剂的混合溶液浸制而成。

这种试纸在使用时不能用水润湿，否则非中性溶液的pH的测定值比实际pH大或小。

③利用pH计:精确测pH可使用pH计。

【典型例题】类型一、溶液的酸碱性例1．下列溶液一定呈酸性的是（）A．溶液中的c (H+)＜c (OH－) B．溶液中的c (H+)＞c (OH－)C．溶液中c (H+)=1×10－6 mol / L D．pH＜7的溶液【答案】B【解析】溶液中的c (H+)＞c (OH－)，溶液一定呈酸性。

溶液呈酸性时pH＜7或c (H+)＞1×10―7 mol / L，仅适用于室温时，若温度不确定，就不能判断溶液的酸碱性，C、D项错误。

【总结升华】判断溶液的酸碱性，一定要注意温度。

举一反三：【变式1】下列溶液，①0.1mol/L的盐酸②0. 1mol/L的NaOH溶液③0. 1mol/L的H2SO4溶液④0. 1mol/L醋酸溶液⑤0.1mol/L的氯化钠溶液⑥0.1mol/L的氨水。

pH由大到小的排序是：【答案】②＞⑥＞⑤＞④＞①＞③【变式2】下列叙述中的两个量，前者一定大于后者的是A．纯水在25 ℃和80 ℃时的pHB．pH均为2的H2SO4溶液和盐酸中的c(H+)C．25℃时，0.2 mol/L与0.1 mol/L的两种醋酸溶液中醋酸的电离程度D．25℃时，等体积且pH都等于5的盐酸和AlCl3的溶液中，已电离的水分子数【答案】A【变式3】已知在100℃下，水的离子积K W =1×10―12，下列说法正确的是（ ）A ．0.05 mol / L 的H 2SO 4溶液pH=1B ．0.001 mol / L 的NaOH 溶液pH=11C ．0.005 mol / L 的H 2SO 4溶液与0.1 mol / L 的NaOH 溶液等体积混合，混合后溶液pH 为6，溶液显酸性D ．完全中和pH=3的H 2SO 4溶液50 mL ，需要pH=11的NaOH 溶液50 mL 【答案】A类型二、影响水电离的因素例2．下列操作中，能使电离平衡H 2O H ＋＋OH －向右移动且溶液呈酸性的是( )A ．向水中加入NaHSO 4溶液B ．向水中加入Al 2(SO 4)3溶液C ．向水中加入Na 2CO 3溶液D ．将水加热到100℃，使pH ＝6 【答案】B【解析】加入NaHSO 4溶液显酸性，但抑制水的电离，不正确；加入Al 2(SO 4)3溶液中Al 3＋水解促进水的电离，同时水解使溶液显酸性，B 正确；加入Na 2CO 3溶液中CO 32-水解显碱性；将水加热促进其电离，氢离子浓度增加，但水依然是中性的。

【总结升华】利用勒夏特列原理分析电离平衡移动方向。

举一反三：【变式1】对H 2O 的电离平衡不产生影响的粒子是（ ）A ．B ．26Fe 3+C ．D ．【答案】C【解析】水的电离式为：H 2O=H ＋＋OH －，A 溶于水成为盐酸，电离产生的H ＋，使得平衡左移，B 质子数为26的是Fe 3＋，其能发生水解，使得平衡右移，C 表示的是Cl －，其不影响该平衡，D 是醋酸根离子，其能水解，使平衡右移。

【总结升华】此题涉及了电离平衡的知识，特别是能发生水解的离子对电离平衡的影响，重点是掌握解题的方法和技巧，明确化学用语的意义，正确理解26M 3＋中左下角标的含义，做出准确判断。

【变式2】室温下，水的电离达到平衡：H 2O H + + OH —。

下列叙述正确的是A ．将水加热，平衡向正反应方向移动，K w 不变B ．向水中加入少量盐酸，平衡向逆反应方向移动，c(H +)增大C ．向水中加入少量NaOH 固体，平衡向逆反应方向移动，c(OH —)降低D ．向水中加入少量CH 3COONa 固体，平衡向正反应方向移动，c(OH —)= c(H +) 【答案】B【变式3】下列操作会使水的电离平衡向电离方向移动，且pH>7的是 A ．将纯水加热到80℃ B ．向水中加入少量的NH 4ClC ．向水中加入少量的NaHSO 4固体D ．向水中加入少量的NaHCO 3固体H Cl +17 2 8 8 H —C —CH HOO【答案】D【变式4】将①H+、②Cl－、③Al3＋、④K＋、⑤S2－、⑥OH－、⑦NO3－、⑧NH4＋分别加入H2O中，基本上不影响水的电离平衡的是A．①③⑤⑦⑧B．②④⑦C．①⑥ D．②④⑥⑧【答案】B类型三、水电离出的c (H+)或c (OH―)的计算方法（25℃时）例3、常温下，某溶液中由水电离的c (H+)=1×10―13 mol / L，该溶液可能是（）①二氧化硫水溶液②氯化铵水溶液③硝酸钠水溶液④氢氧化钠水溶液A．①④B．①②C．②③D．③④【答案】A【解析】由水电离的c (H+)=1×10―13 mol / L＜1×10―7 mol / L，即该溶液抑制了水的电离，因此要么加碱抑制，要么加酸抑制，故①④正确。

【总结升华】溶液中的c (H+)和水电离出来的c (H+)是不同的两个概念：（1）室温下水电离出的c (H+)=1×10－7 mol / L，若某溶液中水电离出的c (H+)＜1×10－7 mol / L，则可判断出该溶液中加入酸或碱抑制了水的电离；若某溶液中水电离出的c (H+)＞1×10－7 mol / L，则可判断出该溶液中加入可以水解的盐或活泼金属促进了水的电离。

（2）室温下，溶液中的c (H+)＞1×10－7 mol / L，说明该溶液是酸溶液或水解显酸性的盐溶液；溶液中的c (H+)＜1×10－7 mol / L，说明该溶液是碱溶液或水解显碱性的盐溶液。

举一反三：【变式1】常温时，某水溶液中，测得由水电离出的c(H+)=1×10-11mol/L，则对此溶液的下列说法正确的是()A、一定是酸性溶液B、一定是碱性溶液C、可能是c(H+)=1×10—11mol/L的碱性溶液D、可能是c(H+)=1×10—3mol/L的酸性溶液【答案】CD【高清课堂：363383《水的电离平衡、pH计算》的解题指导例1】【变式2】下列四种溶液：①pH=0的盐酸②0.1mol/L的盐酸③0.01mol/L的NaOH溶液④pH=11的NaOH溶液，由水电离生成的氢离子浓度之比是A．1：10：100：1000 B．0：1：12：11C．14：13：12：11 D．14：13：2：3【答案】A【高清课堂：363383《水的电离平衡、pH计算》的解题指导例2】【变式3】25℃时，某溶液中由水电离产生的c(H+)和c(OH-)的乘积为1×10-18，下列说法正确的是A．该溶液的pH一定是9 B．该溶液可能pH=5C．该溶液的pH不可能是7 D．不会有这样的溶液【答案】BC【变式4】25℃时，向纯水中加入NaOH，使溶液的pH为11，则由NaOH电离出的OH-离子浓度和水电离出的OH-离子浓度之比为()A、1010：1B、5×109：1C、108：1D、1：1【答案】C。