【大綱創(chuàng)新設計】高考化學一輪復習 第2節(jié) 水的電離和溶液的pH課件 新人教

第二節(jié)水的電離和溶液的pH復習目標展示1.了解水的電離、水的離子積、溶液pH等概念。2．了解影響水電離平衡的因素及酸、堿溶液稀釋時pH的變化規(guī)律。3．掌握有關溶液pH與氫離子濃度、氫氧根離子濃度的簡單計算。水的電離和溶液的pH在今后幾年的高考命題中很有可能出現，一般以選擇題形式出現，考查得很靈活，計算部分不難，但是考生須牢記水的電離、水的離子積、溶液pH等概念。知識點1水的電離問題1：水的電離性質？水的離子積大??？影響水的電離平衡的因素？

【思維延伸】1．水的電離水是一種極弱的電解質，只能微弱地電離，并存在著電離平衡。水的電離方程式：H2O＋H2OH3O＋＋OH－，簡寫為H2OH＋＋OH－。2．水的離子積常數25℃時，由純水的導電性實驗測得，1L純水中只有1×10－7molH2O電離。所以在常溫時：KW＝c(H＋)·c(OH－)＝1×10－7×1×10－7＝1×10－14。KW只與溫度有關，KW是常數。知識點2溶液的酸堿性和pH問題2：溶液酸堿性的實質？pH的表示方法？溶液的pH簡單計算和測定方法？考點1影響水電離平衡的因素1．溫度：由于水的電離過程吸熱，故升溫使水的電離平衡右移，即加熱能促進水的電離，c(H＋)、c(OH－)同時增大，KW增大，pH變小，但c(H＋)與c(OH－)仍相等，故體系仍顯中性。2．酸、堿：在純水中加入酸或堿，酸電離出的H＋或堿電離出的OH－均能使水的電離平衡左移，即酸、堿的加入抑制水的電離。若此時溫度不變，則KW不變，c(H＋)、

c(OH－)此增彼減。即：加酸，c(H＋)增大，c(OH－)減小，pH變小。加堿，c(OH－)增大，c(H＋)減小，pH變大。3．能水解的鹽：在純水中加入能水解的鹽，由于水解的實質是鹽電離出的弱酸陰離子或弱堿陽離子結合水電離出的H＋或OH－，所以水解必破壞水的電離平衡，使水的電離平衡右移。即鹽類的水解促進水的電離。4．其他因素：向水中加入活潑金屬，由于與水電離出的H＋直接作用，因而同樣能促進水的電離。要點深化

(1)KW揭示了在任何水溶液中均存在水的電離平衡，H＋和OH－共存，只是相對含量不同而已。KW只與溫度有關，KW不僅適用于純水，還適用于酸、堿、鹽的稀溶液。(2)由于水的離子積的存在，在弱電解質稀釋時，溶液中總有一種濃度增大的離子。如弱酸稀釋時，c(OH－)增大，弱堿稀釋時，c(H＋)增大。(3)溶液中的c(H＋)和水電離出來的c(H＋)是不同的：常溫下水電離出的c(H＋)＝1×10－7mol/L，若某溶液中水電離出的c(H＋)＜1×10－7mol/L，則可判斷出該溶液中加入的酸或堿抑制了水的電離；若某溶液中水電離出的c(H＋)＞1×10－7mol/L，則可判斷出該溶液中加入的水解的鹽或活潑金屬促進了水的電離。(4)常溫下，溶液中的c(H＋)>1×10－7mol/L，說明該溶液是酸溶液或水解顯酸性的鹽溶液。常溫下，c(H＋)<1×10－7mol/L，說明是堿溶液或水解顯堿性的鹽溶液。【例1】25℃時，水的電離達到平衡：H2OH＋＋OH－，ΔH＞0，下列敘述正確的是()A．向水中加入稀氨水，平衡逆向移動，c(OH－)降低B．向水中加入少量固體硫酸氫鈉，c(H＋)增大，K+不變C．向水中加入少量固體CH3COONa，平衡逆向移動，

c(H＋)降低D．將水加熱，KW增大，pH不變解析：KW只與溫度有關，與c(H＋)的變化無關。A中c(OH－)應增大；C中平衡正向移動；D中KW增大，pH應減小。

答案：B變式訓練1．把1mL0.1mol·L－1的H2SO4加水稀釋制成2L溶液，在此溶液中由水電離產生的H＋，其濃度接近于()A．1×10－4mol·L－1B．1×10－8mol·L－1C．1×10－11mol·L－1D．1×10－10mol·L－1解析：此題是水中加硫酸，水中c(H＋)必然增大，而由于

KW為一常數，c(OH－)必然減小，而c(OH－)只能來自水的電離，故只需求出c(OH－)，便知道由水電離出的c(H＋)。

答案：D考點2溶液的酸堿性和pH1．溶液的酸堿性溶液酸堿性的判斷依據：c(H＋)＞c(OH－)，溶液呈酸性；

c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈中性；c(H＋)＜c(OH－)，溶液呈堿性，上述判斷與溶液的溫度、溶液的種類無關。2．溶溶液的的pHpH＝＝－1gc(H＋)，溶溶液的的酸堿堿性與與c(OH－)和和c(H＋)的的相相對對大大小、、c(H＋)和3.pH試試紙紙的的使使用用(1)方方法法：：把把小小片片試試紙紙放放在在表表面面皿皿上上，，用用玻玻璃璃棒棒蘸蘸取取待待測測液液滴滴在干干燥燥的的pH試試紙紙上上，，試試紙紙變變色色后后，，與與標標準準比比色色卡卡對對比比即即可可確確定溶溶液液的的pH。。(2)注注意意：：pH試試紙紙使使用用前前不不能能用用蒸蒸餾餾水水潤潤濕濕，，否否則則待待測測液液因因被稀稀釋釋可可能能產產生生誤誤差差；；用用pH試試紙紙讀讀出出的的pH只只能能是是整整數數。。要點點深深化化1．．溶溶液液pH的的計計算算(1)總總體體原原則則①若若溶溶液液為為酸酸性性，，先先求求c(H＋)，再求求pH；；②若溶液液為堿性性，先求求c(OH－)，再由由c(H＋)＝求c(H＋)，最后后求pH。(2)具具體情況況(室溫溫下)①酸、堿堿溶液pH的計計算a．強酸酸溶液，，如HnA，設濃濃度為cmol··L－1，c(H＋)＝ncmol··L－1，pH＝＝－lgc(H＋)＝－lg(nc)。b．強堿堿溶液，，如B(OH)n，設濃度度為cmol··L－1，c(H＋)＝mol··L－1，pH＝＝－1gc(H＋)＝14＋lg(nc)。②酸、堿堿混合pH計算算a．兩強強酸混合合b．兩強強堿混合合c．強酸酸、強堿堿混合(一者過過量)d．強酸、強強堿的pH之之和與H＋和OH－濃度比較pH(酸)＋＋pH(堿)＝14，c酸(H＋)＝c堿(OH－)pH(酸)＋＋pH(堿)＜14，c酸(H＋)＞c堿(OH－)pH(酸)＋＋pH(堿)＞14，c酸(H＋)＜c堿(OH－)推導：pH(酸)＋pH(堿)＝－－lg＝14－lg。。特別提示：應用以上要點點，可解決有有關pH計算算問題，在具具體計算中還有以下下技巧：①若ΔpH(pH的差值值)≥2的兩兩種強酸溶液液等體積混合合，pH混＝＝pH?。?.3；②若ΔpH≥≥2的兩種強強堿溶液等體體積混合，pH混＝pH大－0.3。2．酸、堿溶溶液稀釋時pH的變化(1)強酸、、弱酸的稀釋釋(2)強堿、、弱堿的稀釋釋【例2】(2008··全國理綜ⅡⅡ，9)取濃度相同的的NaOH和和HCl溶液，以3∶2體積比相混混合，所得溶溶液的pH等等于12，則則原溶液的濃度為()A．0.01mol/LB．0.017mol/LC．0.05mol/LD．0.50mol/L解析：設NaOH和和HCl溶液液的濃度都為為x。根據反應后后溶液的pH＝12顯顯堿性列計算算式。＝c(OH－)＝10－2mol/L，，解之得x＝0.05mol/L。答案：C變式練習2．pH＝5的鹽酸和pH＝9的氫氫氧化鈉溶液液以體積比11∶9混合，則混合液液的pH為()A．7.2B．8C．．6D．無法法計算解析：pH＝5的鹽鹽酸溶液中c(H＋)＝10－5mol·L－1，pH＝9的的氫氧化鈉溶液液中c(OH－)＝10－5mol·L－1，兩者以體積積比11∶9混合，則酸過過量，混合液液的pH小于于7。答案：C3．pH相同同的醋酸和鹽鹽酸，分別用用蒸餾水稀釋釋至原來體積積的m倍和n倍。稀釋后的的溶液的pH仍相等，則則m和n的關系是()A．m＞nB．m＝nC．m＜nD．不能確定定解析：pH相同的CH3COOH和HCl，當稀稀釋相同的倍倍數時，因醋醋酸電離平衡右移移，CH3COOH的pH較小，若若要稀釋至兩兩者pH相等等，則要求m＞n。答案：A客觀題pH是溶液酸酸堿性最常用用的表示方法法，pH的計計算是化學計計算中的常見見計算，熟練練進行溶液pH的計算是是高考的基本本要求，也是是常出現的題題型之一。高高分解密直接接用兩種堿溶溶液的c(H＋)求混合液中中c(H＋)就會得到錯錯誤答案A。。因為堿溶液液中的c(H＋)是水電離離出的，當當兩種堿液液混合時，，c(OH－)發(fā)生了改改變，c(OH－)變化影響響水的電離離平衡，使使c(H＋)也相應的的改變，所所以不能以以原溶液的的c(H＋)求混合液液中的c(H＋)。【考題一】】將pH＝9的Ba(OH)2溶液和pH＝12的的NaOH溶液以體積比4∶∶1相混合合，則室溫溫時混合液液中c(H＋)為()A.×(10－12＋4×10－9)mol··L－1B.×(10－12＋8×10－9)mol··L－1C．5×10－12mol·L－1D.×10－10mol·L－1審題視點：：(1)Ba(OH)2溶液和NaOH溶液液相混合。。(2)已知知兩溶液的的pH和體體積比。(3)混合合后溶液一一定呈堿性性。(4)所求求：混合后后c(H＋)。思路點撥：：設Ba(OH)2溶液體積為為4L，，NaOH溶液體積積為1L，混合溶液體積積為5L。pH＝＝9時；c(H＋)＝10－9mol·L－1，c(OH－)＝10－5mol·L－1；pH＝12時：c(H+)＝10－－12mol·L－1，c(OH－)＝10－2mol·L－1。所以混合液液的≈2×10－3mol·L－1，混合后的的c(H＋)＝＝＝5×10－12mol·L－1。標準答案：：C高分解密直接用兩種種堿溶液的的c(H＋)求混合液液中c(H＋)就會得到到錯誤答案案A。因為堿溶液液中的c(H＋)是水電離離出的，當當兩種堿液液混合時，，c(OH－)發(fā)生了改變變，c(OH－)變化影響響水的電離離平衡，使使c(H＋)也相應應的改變，所以以不能以原原溶液的c(H＋)求混合液液中的c(H＋)。主觀題溫度是影響響水的電離離平衡的重重要因素，，也是影響響溶液pH計算和和溶液酸堿性性判斷的重重要因素，，非常溫下下的計算和和判斷尤其其重要?！究碱}二】】(山東東淄博)已知水在25℃和95℃時，，其電離平衡衡曲線如圖圖所示：(1)則25℃時水水的電離平平衡曲線應應為________(填“A””或“B””)，請說說明理由。(2)25℃時，將將pH＝9的NaOH溶液與與pH＝4的H2SO4溶液混合，若所得得混合溶液液的pH＝＝7，則NaOH溶溶液與H2SO4溶液體積比為________。(3)95℃時，若若100體體積pH1＝a的某某強強酸酸溶溶液液與與1體體積積pH2＝b的某強強堿堿溶溶液液混混合合后后溶溶液液呈呈中中性性，，則則混混合合前前，，該該強強酸酸的的pH1與強強堿的的pH2之間間應應滿滿足足的的關關系系是是。A水的的電電離離是是吸吸熱熱過過程，，溫溫度度低低時時，，電電離離程程度度小小，，c(H＋)、、c(OH－)小小10∶∶1a＋b＝14或或pH1＋pH2＝14(4)曲曲線線B對對應應溫溫度度下下，，pH＝＝2的的某某HA溶溶液液和和pH＝＝10的的NaOH溶液液等等體體積積混混合合后后，，混混合合溶溶液液的的pH＝＝5。。請請分分析析其其原原因：：。思路路點點撥撥：：本題題的的關關鍵鍵是是搞搞清清楚楚溫溫度度對對水水的的電電離離平平衡衡、、水水的的離子子積積和和溶溶液液pH的的影影響響。。(1)當當溫溫度度升升高高時時，，促促進進水水的的電電離離，，水水的的離離子子積積也也增增大大，，水水中中氫離離子子濃濃度度、、氫氫氧氧根根離離子子濃濃度度都都增增大大，，水水的的pH也也減減小小，，但但溶溶液仍然呈中性性。因此結合合圖像中A、、B曲線變化化情況及氫離離子濃度、氫氧根根離子濃度可可以判斷，25℃時水的的電離平衡曲曲線應為A，理由由為水的電離離是吸熱過程程，升高溫度度，水的電離離程度增大。曲線B對應95℃，此時時水的離子積積為10－12，HA為弱酸，，HA中和NaOH后，，混合溶液中中還剩余較多多的HA分子，可繼續(xù)續(xù)電離出H＋，使溶液pH＝5(2)25℃℃時所得混合合溶液的pH＝7，溶液液呈中性即酸酸堿恰好中和，即n(OH－)＝n(H＋)，則則V(NaOH)··10－5mol·L－1＝V(H2SO4)·10－4mol·L－1得，V(NaOH)∶∶V(H2SO4)＝10∶∶1。。(3)要注注意是是95℃時時，水水的離離子積積為10－12，即c(H＋)·c(OH－)＝10－12，即：：等體體積強強酸強強堿反反應至至中性性時pH(酸)＋pH(堿)＝12。根根據95℃℃時混混合物物溶液液呈中中性，，pH2＝b的某強強堿溶溶液中c(OH－)＝10b－12；有100×10－a＝1××10b－12，即：：10－a＋2＝10b－12，所以以，有有以下下關系系：a＋b＝14，或或pH1＋pH2＝14。高分解解密(1)非常常溫狀狀態(tài)下下，水水的離離子積積不是是1××10－14。(2)非常常溫狀狀態(tài)下下，pH＝＝7非非中性性。(3)溶液液酸堿堿性的的實質質不因因溫度度的變變化而而變化化。規(guī)律支支持(1)KW與溫度度有關關，因因為水水的電電離過過程是是吸熱熱過程程，所所以溫溫度升升高，有有利于于水的的電離離，KW增大。。如100℃時時，KW＝10－12。(4)在曲曲線B對應應溫度度下，，因pH(酸)＋pH(堿)＝12，，可得得酸堿堿兩溶液中中c(H＋)＝c(OH－)，如如果強強酸、、強堿堿，兩兩溶液液等體體積混混合后溶溶液應應呈中中性；；現混混合溶溶液的的pH＝5，即即等體體積混混合后后溶液顯酸酸性，，說明明H＋與OH－完全反反應后后又有有新的的H＋產生，，即酸過量量，所所以說說酸HA是是弱酸酸。(2)KW不僅適適用于于純水水，還還適用用于酸酸性或或堿性性的稀稀溶液液。不不管哪哪種溶液液均有有c(H＋)H2O＝c(OH－)H2O如酸性性溶液液中：：{c(H＋)酸＋＋c(H＋)H2O}·c(OH－)H2O＝KW堿性溶液中中：{c(OH－)堿＋c(OH－)H2O}·c(H＋)H2O＝KW(3)水的的離子積常常數揭示了了在任何水水溶液中均均存在水的的電離平衡衡，都有H＋和OH－共存，只是是相對含量量不同而已已。并且在在稀酸或稀稀堿溶液中，，當溫度為為25℃時時，KW＝c(H＋)·c(OH－)＝1×10－14仍為同一常常數。(4)水的的電離是永永恒存在的的，在研究究水溶液體體系中離子子的成分時時，不要忽略H＋和OH－共同存在。。另外，通通過對水的的離子積研研究，知道水溶液液的酸堿性性是c(H＋)和c(OH－)相對大小小不同形成成的,即：：c(H＋)＞c(OH－)酸性c(H＋)＝c(OH－)中性c(H＋)＜c(OH－)堿性1．(5分)(2010·德州期期末)純水在25℃時的氫氫離子濃度度與90℃℃時的氫離子濃度度的關系是是（（））A．大于B．等于于C．小于于D．不不能肯定解析：水的電離過過程是吸熱熱的，所以以90℃時時純水電離離出的c(H＋)和c(OH－)比25℃℃時純水電電離出的c(H＋)和c(OH－)大。答案：C2．(5分)常溫下，在在pH＝12的某堿堿溶液中，，由水電離離出的c(OH－)為()A．1.0×10－7mol/LB．1.0×10－6mol/LC．1.0×10－3mol/LD．1.0×10－12mol/L解析：由水電離的的c(H＋)＝10－pH＝1.0××10－12mol/L，由水電電離出的c(OH－)等于由水水電離出的的c(H＋)，，所以，c(OH－)也等于1.0××10－12mol/L。。答案：D3．(5分)水是一種極極弱的電解解質，在常常溫下平均均每n個水分子只只有1個分子子發(fā)生電離離，n的值是()A．1×1014B．55.6××107C．1×107D．55.6解析：根據常溫溫時，1L水中只有有1×10－7mol的水電離離，可以確定如如下關系系：mol××NA～1×10－7mol××NAn1解得n＝55.6×107。答案：B4．(5分)(2010·徐州模擬擬)在t℃時，某Ba(OH)2的稀溶液液中c(H＋)＝10－amol/L，c(OH－)＝10－bmol/L，已知a＋b＝12。向該溶液中逐逐滴加入入pH＝＝c的鹽酸，，測得混混合溶液液的部分分pH如如下表所示：：假設溶液液混合前前后的體體積變化化忽略不不計，則則c為()A．3B．4C．5D．6解析：本題考查