高考化学一轮复习课件水的电离和溶液的酸碱性
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高考化学讲义水的电离和溶液的酸碱性(含解析)
目夺市安危阳光实验学校第二节水的电离和溶液的酸碱性
1.了解水的电离、离子积常数。(中频)
2.了解溶液pH的定义，能进行pH的简单计算。(中频)
3.了解测定溶液pH的方法。
4.掌握酸碱中和滴定的原理及操作方法。(中频)
水的电离
1．电离方程式
水是一种极弱的电解质，其电离方程式为2H2O H3O＋＋OH－，可简写为H2O OH－＋H＋。
2．几个重要数据
3．外界因素对水的电离平衡的影响
(1)温度：温度升高，促进水的电离，Kw增大；温度降低，抑制水的电离，Kw 减小。
(2)酸、碱：抑制水的电离，Kw不变。
(3)能水解的盐：促进水的电离，Kw不变。
溶液的酸碱性与pH
1．溶液的酸碱性
溶液的酸碱性取决于溶液中c(H＋)和c(OH－)的相对大小。
c(H＋)>c(OH－)，溶液呈酸性
c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈中性
c(H＋)
(1)定义式：pH＝－lg_c(H＋)。
(2)pH与溶液c(H＋)的关系
①由图示关系知，pH越小，溶液的酸性越强。
②pH一般表示c(H＋)<1 mol/L的稀溶液。
(3)pH测定
①用pH试纸测定
把小片试纸放在表面皿上，用玻璃棒蘸取待测液点在干燥的pH试纸上，试纸变色后，与比色卡对比即可确定溶液的pH。
②pH计测定：可精确测定溶液的pH。
酸碱中和滴定
1．实验原理
(1)用已知浓度的酸(或碱)滴定未知浓度的碱(或酸)，根据中和反应的等量关系来测定酸(或碱)的浓度。
(2)利用酸碱指示剂明显的颜色变化表示反应已完全，即反应到达终点。
指示剂变色范围的pH
石蕊<5.0红色 5.0～8.0紫色>8.0蓝色
高考化学一轮复习第八章第二节水的电离和溶液的酸碱性课件
解析：H2SO4 与 Ba(OH)2 抑制水的电离，Na2S 与 NH4NO3 促进
水的电离。25 ℃时，pH＝0 的 H2SO4 溶液中：c(H2O)电离＝c(OH－)＝
10-14 100
mol·L-1＝10-14
mol·L-1；0.05
mol·L-1 的
Ba(OH)2 溶液中：c(H2O)电离
答案：(1)× 错因：水的离子积与水的电离常数的关系是 Kw＝K电离·c(H2O)。
(2)× 错因：醋酸加水稀释后，H＋浓度减小，由于温度不变， Kw不变，则OH－浓度增大。
(3)× 错因：Kw只与温度有关，温度越高Kw越大。 (4)× 错因：用湿润的 pH 试纸测定 pH 相当于稀释溶液，醋 酸存在电离平衡，稀释促进电离，误差更小。
答案：C
3.某温度下，测得0.01 mol·L-1NaOH溶液pH＝10，则下列说 法正确的是( )
A.该溶液温度为25 ℃ B.与等体积的pH＝4的盐酸刚好中和 C.该温度下蒸馏水pH＝6 D.该溶液中c(H＋)＝10-12 mol·L-1
解析：某温度下，测得0.01 mol·L-1NaOH溶液pH＝10，即氢 离子浓度是10-10 mol·L-1，氢氧化钠是一元强碱，则氢氧根离子浓 度是0.01 mol·L-1，所以水的离子积常数是0.01×10-10＝10-12＞10-14， 升高温度促进水的电离，该溶液温度大于25 ℃，A错误；pH＝4的 盐酸溶液的浓度是10-4 mol·L-1，所以与等体积的pH＝4的盐酸中和 后氢氧化钠过量，B错误；该温度下水的离子积常数是10-12，所以 蒸馏水的pH＝6，C正确；根据选项A分析可知该溶液中c(H＋)＝ 10-10 mol·L-1，D错误。
高考化学一轮复习专题8.2水的电离和溶液的酸碱性(讲)
专题8.2 水的电离和溶液的酸碱性
1、掌握水的电离过程以及离子积常数以及影响水电离平衡的因素。
2、了解PH的定义，溶液的酸碱性与pH的关系，测定pH方法及简单计算。
3、掌握酸碱中和滴定的基本方法和误差分析。
一、水的电离及离子积常数
1、水的电离平衡：水是极弱的电解质，能发生自电离：
H 2O＋H2O H3O＋＋OH－，简写为H2O H++OH－（正反应为吸热反应）
OH－
其电离平衡常数：Ka =H2O
2、水的离子积常数：
（1）概念：在一定温度下，c(H＋)与c(OH－)的乘积是一个常数，称为水的离子积常数，简称水的离子积。
（2）表达式：K w= c(H+)c(OH－)
（3）数值：室温下：K w＝1×10－14。
（4）影响因素：只与温度有关，因为水的电离是吸热过程，所以升高温度，K w增大。（3）适用范围：K w不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质水溶液。
（4）K w揭示了在任何水溶液中均存在H＋和OH－，只要温度不变，K w不变。
【特别提醒】①水的离子积常数K w＝c(H＋)·c(OH－)，其实质是水溶液中的H＋和OH－浓度的乘积，不一定是水电离出的H＋和OH－浓度的乘积，所以与其说K w是水的离子积常数，不如说是水溶液中的H＋和OH－的离子积常数。即K w不仅适用于水，还适用于酸性或碱性的稀溶液。不管哪种溶液均有c(H＋)H2O＝c(OH－)H2O。
②水的离子积常数显示了在任何水溶液中均存在水的电离平衡，都有H＋和OH－共存，
只是相对含量不同而已。
3、影响水的电离平衡的因素
（1）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，水的电离程度减小，K w不变。
第22讲水的电离和溶液的酸碱性高三化学一轮复习课件
pH值是
。
②等体积的0.1mol/L的盐酸与0.06mol/L的Ba(OH)2溶液混合后，溶液的pH等
于
。
二、知识梳理 (六)溶液的稀释
1.强酸、强碱稀释： ①对于强酸溶液，c(H+)每稀释10倍，pH增大1个单位，但不突破7。 如：pH=3盐酸10 mL稀释至 1 L，其稀释液pH为 。 【思考】pH=5的盐酸1 mL稀释至 1 L ，溶液的PH是否等于8？ ②对于强碱溶液，c(OH-)每稀释10倍，pH减小1个单位，但不突破7。 如：pH=13NaOH溶液10 mL稀释至 1 L，其稀释液pH为 。
二、知识梳理
溶液的酸碱性与c(H+)、c(OH-)的关系
(三)水电离出的c(H＋)或c(OH－)的计算(25℃时)
(1)中性溶液：c(H＋)＝c(OH－)＝1.0×10－7mol/L。
(2)酸性溶液
H＋来源于 的电离和 的电离，而OH－只来源于 。
【练习】25℃时 c(H＋)浓度为0.01mol/L的盐酸中，水电离出的c(H＋)=
五、知识结构
溶解 程度：易溶、难溶等
溶质的行为
水溶 液中 粒子 行为
电离 程度：强电解质、弱电解质
溶剂的行为：水的电离 程度 程度：
促进水的电离：盐的水解 双水
解等
溶质与溶剂 间的相互作用
抑制水的电离：加酸或碱等
高三化学一轮总复习 (基础再现+深度思考+规律方法+解
基础再现·深度思考
第2讲
4．常温下，溶液的酸碱性与 c(H＋)、c(OH－)和 pH 的关系
溶液的酸碱 c(H＋)
c(OH－)
性
(mol·L－1) (mol·L－1) pH Kw(25 ℃)
中性溶液 酸性溶液 碱性溶液
= 1×10－7 = 1×10－7 ＞ 1×10－7 ＜ 1×10－7 ＜ 1×10－7 ＞1×10－7
第2讲
反思感悟 1水的离子积常数 Kw＝cH+·cOH-，其实质 是水溶液中的 H+和 OH-浓度的乘积，不一定是水电离出的 H+和 OH-浓度的乘积，所以与其说 Kw 是水的离子积常数， 不如说是水溶液中的 H+和 OH-的离子积常数。即 Kw 不仅 适用于水，还适用于酸性或碱性的稀溶液。不管哪种溶液 均有 cH+H2O＝cOH- H2O。 2水的离子积常数提示了在任何水溶液中均存在水的电离 平衡，都有 H+和 OH-共存，只是相对含量不同而已。 3溶液中由 H2O 电离产生的 cH+的大小比较 一般可先对物质进行分类，酸碱一类抑制水的电离，盐分 为能促进水电离的盐和强酸强碱盐，然后对照选项可迅速 解题。
基础再现·深度思考
第2讲
4．下列四种溶液中，室温下由水电离生成的 H+浓度之比
(①∶②∶③∶④)是
()
①pH＝0 的盐酸 ②0.1 mol·L－1 的盐酸 ③0.01 mol·L－1
高三化学一轮复习溶液的酸碱性酸碱中和滴定PPT课件
4）温度 水的电离吸热，升高温度促进水的电离，KW增大
5）加入活泼金属 促进水的电离，KW保持不变
注意：KW是一个温度函数只随温度的升高而增大
二、溶液的酸碱性与pH值
1、溶液的酸、碱性跟C(H+)、C(OH-)的关系 中性溶液 C(H+)=C(OH-) 25℃，C(H+)=C(OH-)=1×10-7mol/L PH=7 酸性溶液 C(H+)>C(OH-) 25℃， C(H+)>1×10-7mol/L PH<7且H+浓度越大， PH越小，溶液酸性越强 碱性溶液 C(H+)<C(OH-) 25℃， C(OH-)>1×10-7mol/L PH>7且OH-浓度越大， PH越大，溶液碱性越强
(1)单一溶液PH的计算
①若溶液为酸溶液，先求c(H＋)，再求pH＝ －lgc(H＋)。
②若溶液为碱溶液，先求c(OH－)，再求c(H ＋)＝KW/c(OH－)，最后求pH。
②混合溶液 pH 的计算(通常忽略两溶液混合过程中密度的变 化)
a．两强酸混合：直接求 c(H＋)混， c(H＋)混＝c(H＋)1VV11＋ ＋cV(2 H＋)2V2代入公式 pH＝－lgc(H＋)混计算。
高三化学一轮复习
第八章 水溶液中的离子平衡
第二节 溶液的酸碱性 酸碱中和滴 定
2016高考化学一轮复习课件：8.2《水的电离和溶液的酸碱性》
NaHSO4属于强酸的酸式盐，抑制水的电离，C正确；稀释后，溶液中
c(H+)减小，但水的离子积不变，故溶液中的c(OH-)增大，D不正确。
【加固训练】1.向纯水中加入少量下列物质或改变下列条件，能促进
水的电离，并能使溶液中c(OH-)>c(H+)的操作是( )
①稀硫酸
②金属钠
③氨气 ⑤NaClO固体
二、溶液的酸碱性 1.溶液的酸碱性。 常温下，溶液的酸碱性与c(H+)、c(OH-)的关系：
溶液的 酸碱性 酸性溶液
中性溶液
碱性溶液
c(H+)与 c(OH-)比较 c(H+)_>_c(OH-) c(H+)_＝__c(OH-) c(H+)_<_c(OH-)
c(H+)大小
c(H+)>__1×10-7mol·L-1 c(H+)＝___1×10-7mol·L-1 c(H+)<__1×10-7mol·L-1
考点一 水的电离平衡的影响因素及有关计算
【自主训练】(2015·九江模拟)室温下，在pH＝12的某溶液中，分
别有甲、乙、丙、丁四位同学计算出由水电离出的c(OH-)的数据分
别为甲：1.0×10-7mol·L-1；乙：1.0×10-6mol·L-1；丙：1.0×
10-2mol·L-1；丁：1.0×10-12mol·L-1。其中你认为可能正确的数据
高考化学 第三章 第二节 水的电离和溶液的酸碱性 第2课时 溶液的酸碱性和ph课件 4
②弱酸或弱碱：由于溶液中存在电离平衡，弱酸稀释时， 平衡向电离方向移动，H＋的物质的量增大，c(H＋)降低较强酸 缓慢，每稀释 10 倍，pH 增大不到一个单位；同样，弱碱每稀 释到原来的 10 倍，pH 减小不到一个单位。
(2)无限稀释时：不能忽略水的电离。酸溶液无限稀释时应 考虑水的电离，c(H＋)≈1×10－7 mol/L，pH≈7 而略小于 7；碱 溶液无限稀释时，c(OH－)≈1×10－7 mol/L，pH≈7 而略大于 7。
高考化学 第三章 第二节 水的电离和溶液的酸碱性 第2课时 溶液的酸碱性和ph课件 4
第 2 课时 溶液的酸碱性和 pH
一、溶液的酸碱性与 pH 1.溶液的酸碱性 判断溶液的酸碱性：c(H＋)与 c(OH－)的相对大小。
＞Biblioteka Baidu＝ ＜
2.溶液的 pH (1)pH＝_____－__l_g_[c_(_H_＋__)]______。 (2)在常温下，中性溶液中 c(H＋)＝__1_×__1_0_－_7_m_o_l_/L__，pH＝ －lg[c(H＋)]＝___7_____。 3.pH 与溶液的酸碱性的关系
4.强酸(强碱)、弱酸(弱碱)加水稀释后的 pH 的计算
【例 5】将 pH 为 5 的硫酸溶液稀释 500 倍，稀释后溶液
中 c(SO24－)∶c (H＋)约为( C )。
A.1∶1
B.1∶2
高考化学一轮复习 第八章 第23讲 水的电离和溶液的酸碱性课件
②酸、碱混合溶液 pH 的计算 Ⅰ.强酸与强酸混合 c 混(H＋)＝c1H＋·VV11＋＋Vc22H＋·V2 ―→pH 混 若是等体积混合且 ΔpH≥2，则 pH 混＝pH 小＋0.3。 Ⅱ.强碱与强碱混合 c 混(OH－)＝c1OH－·VV11＋＋cV22OH－·V2―→c 混(H＋) ―→pH 混 若是等体积混合且 ΔpH≥2，则 pH 混＝pH 大－0.3。
2．溶液 pH 的计算 (1)总体原则 ①若溶液为酸性，先求 c(H＋)，再求 pH＝－lg c(H＋)。 ②若溶液为碱性，先求 c(OH－)，再求 c(H＋)＝Kw/c(OH－)， 最后求 pH。
(2)各类型溶液 pH 的计算方法 ①酸、碱溶液 pH 的计算方法 Ⅰ.强酸溶液 如 HnA，设浓度为 c mol/L，c(H＋)＝nc mol/L，pH＝－lgc(H ＋)＝－lg nc。 Ⅱ.强碱溶液 如 B(OH)n，设浓度为 c mol/L，c(H＋)＝10n－c14mol/L，pH ＝－lg c(H＋)＝14＋lg nc。
5．实验室现有3种酸碱指示剂，其pH的变色范围如下： 甲基橙：3.1～4.4；石蕊：5.0～8.0；酚酞：8.2～10.0。 用0.100 0 mol·L－1NaOH溶液滴定未知浓度的CH3COOH 溶液，反应恰好完全时，下列叙述正确的是( ) A．溶液呈中性，可选用甲基橙或酚酞作指示剂 B．溶液呈中性，只能选用石蕊作指示剂 C．溶液呈碱性，可选用甲基橙或酚酞作指示剂 D．溶液呈碱性，只能选用酚酞作指示剂 【答案】D
高考化学复习水的电离和溶液的酸碱性 PPT 课件
2.滴定管 滴定管的“0”刻度在上面,因此仰视读数,视线将液 偏高;俯视读数,视线将液面“上提”,读数偏低,如图乙所示。 3.容量瓶 容量瓶定容时,视线应与容量瓶上的刻度线相平。 结果偏低;若俯视定容,则结果偏高,如图丙所示。
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注意“滴定终点”“恰好中和”“呈中性”的不同。 ①滴定终点:指示剂变色时即“达到了滴定的终点”,通常
答案 C
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专题十 性
示例3 在不同温度下,水溶液中c(H+)与c(OH-)的关系如图
D 说法中正确的是
A.若从a点到c点,可采用在水中加入酸的方法 B.b点对应的醋酸中由水电离出 的c(H+)=10-6 mol·L-1 C.c点对应溶液的Kw大于d点对应溶液 的Kw D.T ℃时,0.05 mol·L-1 Ba(OH)2溶液的pH=11
A.10-14
B.10-2a
C.10-(a+b)
D.10-(7+a)
1.C 设该温度下Kw=10－x，则H2SO4溶液中c(H+)=10a-x m 知a-x=-b，即x=a+b，选项C正确。
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第一课时结束
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考点2 溶液的酸碱性与pH（重点） 1.溶液酸碱性的判断方法
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注意 1.最后一滴:必须说明是滴入“最后一滴”溶液。 2.颜色变化:必须说明滴入“最后一滴”溶液后溶液“颜色的变 3.半分钟:必须说明溶液颜色变化后“半分钟内不恢复为原来 4.读数时,要平视滴定管中凹液面的最低点读取溶液的体积
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注意“滴定终点”“恰好中和”“呈中性”的不同。 ①滴定终点:指示剂变色时即“达到了滴定的终点”,通常
答案 C
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专题十 性
示例3 在不同温度下,水溶液中c(H+)与c(OH-)的关系如图
D 说法中正确的是
A.若从a点到c点,可采用在水中加入酸的方法 B.b点对应的醋酸中由水电离出 的c(H+)=10-6 mol·L-1 C.c点对应溶液的Kw大于d点对应溶液 的Kw D.T ℃时,0.05 mol·L-1 Ba(OH)2溶液的pH=11
A.10-14
B.10-2a
C.10-(a+b)
D.10-(7+a)
1.C 设该温度下Kw=10－x，则H2SO4溶液中c(H+)=10a-x m 知a-x=-b，即x=a+b，选项C正确。
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第一课时结束
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考点2 溶液的酸碱性与pH（重点） 1.溶液酸碱性的判断方法
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注意 1.最后一滴:必须说明是滴入“最后一滴”溶液。 2.颜色变化:必须说明滴入“最后一滴”溶液后溶液“颜色的变 3.半分钟:必须说明溶液颜色变化后“半分钟内不恢复为原来 4.读数时,要平视滴定管中凹液面的最低点读取溶液的体积
2015届高考化学大一轮复习课件：专题8 第2讲 水的电离和溶液的酸碱性(苏教版)
2．甲同学认为，在水中加入 H2SO4，水的电离平衡向左移动，解释 是加入 H2SO4 后 c(H )增大，平衡左移。乙同学认为，加入 H2SO4 后，水的电离平衡向右移动，解释为加入 H2SO4 后，c(H )浓度增 大， H 与 OH 中和， 平衡右移。 你认为哪种说法正确？说明原因。 水的电离平衡移动后，溶液中 c(H )· c(OH )增大还是减小？
－
③0.01 mol· L
－1
④pH＝11 的 NaOH 溶液 A．1∶10∶100∶1 000 B．0∶1∶12∶11 C．14∶13∶12∶11 D．14∶13∶2∶3
考点一
12
知识梳理
递进题组
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递进题组 题组一
1 2
题组二
解析
3
4
4．下列四种溶液中，室温下由水电离生成的 H 浓度之比(①∶②∶③∶④)是 ( A )
－ ＋ －
－
＋
－7
mol·L
－1
考点一
知识梳理
递进题组
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递进题组 题组一
1 2
题组二
3
4
方法技巧
②实例 如计算 pH＝2 的盐酸溶液中水电离出的 c(H＋)， 方法是先求出溶 液中的 c(OH－)＝(Kw/10－2) mol· L－1＝10－12 mol· L－1，即水电离出 的 c(H＋)＝c(OH－)＝10－12 mol· L－1。
－
③0.01 mol· L
－1
④pH＝11 的 NaOH 溶液 A．1∶10∶100∶1 000 B．0∶1∶12∶11 C．14∶13∶12∶11 D．14∶13∶2∶3
考点一
12
知识梳理
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1 2
题组二
解析
3
4
4．下列四种溶液中，室温下由水电离生成的 H 浓度之比(①∶②∶③∶④)是 ( A )
－ ＋ －
－
＋
－7
mol·L
－1
考点一
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递进题组 题组一
1 2
题组二
3
4
方法技巧
②实例 如计算 pH＝2 的盐酸溶液中水电离出的 c(H＋)， 方法是先求出溶 液中的 c(OH－)＝(Kw/10－2) mol· L－1＝10－12 mol· L－1，即水电离出 的 c(H＋)＝c(OH－)＝10－12 mol· L－1。
高考化学一轮复习第八章第一节电离平衡课件
考点一 弱电解质的电离平衡及影响因素 1.弱电解质的电离平衡 (1)电离平衡的建立 在一定条件下(如温度、压强等)，当弱电解质分子电离产生离 子的速率和离子结合成分子的速率相等时，电离过程达到平衡。
(2)电离平衡的建立与特征
①开始时，v(电离)_最__大___，而 v(结合)为__0__。 ②平衡的建立过程中，v(电离)__>__v(结合)。 ③当 v(电离)__＝____v(结合)时，电离过程达到平衡状态。
答案：A
2.(2023 年浙江二模)甘氨酸在水溶液中主要以Ⅰ、Ⅱ、Ⅲ三种 微粒形式存在，且存在以下的电离平衡：
已知：常温下甘氨酸Ka1＝10-2.35，Ka2＝10-9.78，当氨基酸主要 以两性离子存在时溶解度最小。下列说法不正确的是( )
A.甘氨酸晶体易溶于水，而难溶于乙醇、乙醚、苯等溶剂 B.甘氨酸钠溶液中存在：H2N—CH2—COO－＋H2O H2N—CH2—COOH＋OH－ C.pH＝2的甘氨酸盐酸盐溶液中：c(Ⅰ)∶c(Ⅱ)＝10-0.35 D.向饱和甘氨酸钠溶液中滴加盐酸至pH＝6，可能会析出 固体
考向 2 弱电解质的稀释图像及分析 3.(2022 年德州期末)25 ℃时，pH＝2 的盐酸 和醋酸各 1 mL 分别加水稀释，pH 随溶液体积变 化的曲线如图所示。下列说法不正确的是( ) A.曲线Ⅰ代表盐酸的稀释过程 B.a 溶液的导电能力比 c 溶液的导电能力强 C.a 溶液中和氢氧化钠的能力强于 b 溶液 D.将 a、b 两溶液加热至 30 ℃，c(CcH(3CClO－)O－)变小
2024届高考化学一轮总复习第八单元水溶液中的离子平衡第26讲水的电离和溶液的酸碱性课件
＋3H＋，破坏水的电离平衡，c(H＋)增大、Kw 不变，c(OH－)变小，则可能引起由 b 向
a 变化，⑩正确；水电离需要吸热，温度越高 Kw 越大，⑪正确；在 25 ℃时，某稀溶 液中由水电离产生的 c(H＋)为 1×10－13 mol·L－1<1×10－7 mol·L－1，说明溶液中的溶质 抑制水的电离，溶质为酸或碱，溶液可能呈酸性或碱性，⑫错误。 答案：⑩⑪
续上表
【考情分析】 高考主要考点有四个：一是影响水电离平衡的因素及Kw的应用； 二是溶液的酸碱性的判断及pH的计算；三是离子共存问题；四是酸碱中和滴定的 原理及仪器的了解。从近几年高考来看，由酸、碱电离出的c(H＋)、c(OH－)与水 电离出的c(H＋)、c(OH－)的比值求算，以及酸、碱中和时pH的变化、导电性的变 化，仍将是高考命题的热点
考点一 水的电离平衡
水是一种极弱的电解质，H2O＋H2O H3O＋＋OH－，简写为H2O H＋＋OH－。水的 电离平衡也是一种动态平衡，任何情况下水电离产生的c(H＋)和c(OH－)总是相等的。 1．水的离子积常数。 (1)符号：Kw。 (2)公式：Kw＝c(H＋)·c(OH－)，25 ℃时纯水中c(H＋)＝c(OH－)＝10－7 mol·L－1，Kw＝ 1×10－14 mol2·L－2。 2．影响Kw大小的因素。 (1)Kw只与温度有关，水的电离过程是个吸热的过程，故温度升高，H2O的Kw增大。 (2)水的离子积是水电离平衡时的性质，不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质水溶 液，只要温度不变，Kw就不变。
a 变化，⑩正确；水电离需要吸热，温度越高 Kw 越大，⑪正确；在 25 ℃时，某稀溶 液中由水电离产生的 c(H＋)为 1×10－13 mol·L－1<1×10－7 mol·L－1，说明溶液中的溶质 抑制水的电离，溶质为酸或碱，溶液可能呈酸性或碱性，⑫错误。 答案：⑩⑪
续上表
【考情分析】 高考主要考点有四个：一是影响水电离平衡的因素及Kw的应用； 二是溶液的酸碱性的判断及pH的计算；三是离子共存问题；四是酸碱中和滴定的 原理及仪器的了解。从近几年高考来看，由酸、碱电离出的c(H＋)、c(OH－)与水 电离出的c(H＋)、c(OH－)的比值求算，以及酸、碱中和时pH的变化、导电性的变 化，仍将是高考命题的热点
考点一 水的电离平衡
水是一种极弱的电解质，H2O＋H2O H3O＋＋OH－，简写为H2O H＋＋OH－。水的 电离平衡也是一种动态平衡，任何情况下水电离产生的c(H＋)和c(OH－)总是相等的。 1．水的离子积常数。 (1)符号：Kw。 (2)公式：Kw＝c(H＋)·c(OH－)，25 ℃时纯水中c(H＋)＝c(OH－)＝10－7 mol·L－1，Kw＝ 1×10－14 mol2·L－2。 2．影响Kw大小的因素。 (1)Kw只与温度有关，水的电离过程是个吸热的过程，故温度升高，H2O的Kw增大。 (2)水的离子积是水电离平衡时的性质，不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质水溶 液，只要温度不变，Kw就不变。
高考化学一轮复习专题七-第二单元-溶液的酸碱性省公开课金奖全国赛课一等奖微课获奖PPT课件
考基梳理 助学提升
考点通解 能力对接
考向集训 名师17揭/75秘
3．中和滴定试验误差分析方法
依据原理 c(标准)·V(标准)＝c(待测)·V(待测)，所以 c(待测)
＝c（标准）·V（标准），其中 V（待测）
c(标准)已确定，因此只要分
析出不正确操作引起 V(标准)的变化，即可分析出实 验的误差。
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考点通解 能力对接
考向集训 名师8/7揭5 秘
(2)试剂：标准液、待测液、指示剂、蒸馏水
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考向集训 名师9/7揭5 秘
3．中和滴定操作：(以标准盐酸滴定NaOH溶液为例) (1)准备 ①滴定管 a．检验滴定管_是__否___漏__水__； b．用蒸馏水洗涤滴定管后再用_标__准__液___润洗2～3次，并 排除滴定管尖嘴处_____气__泡_； c．用漏斗注入标准液至_“_0_”_刻__度__上__方__2_～__3__c_m__处__。 d．将液面调整到_“_0_”_或__“_0_”_以__下__某__一__刻__度__处___，记下读 数。 ②锥形瓶：只用__蒸__馏__水__洗涤，不能用__待__测__液__润洗。
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考点通解 能力对接
考向集训 名师16揭/75秘
2．pH测定方法 酸碱指示剂只能测定溶液pH粗略范围。广范pH试纸只能 估读出pH整数值，不能准确测定。用pH计能准确测定溶 液pH，pH准确到0.01。 pH试纸使用方法：把一小片pH试纸放在玻璃片或表面皿 上，用洁净玻璃棒蘸取待测溶液点在试纸中部，变色 后，与标准比色卡对比即可读出溶液pH。pH试纸使用前 不能用蒸馏水润湿，不然待测液因被稀释可能产生误 差。
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体系变化 平衡移
水的电
条件
动方向
Kw
c(OH－) c(H＋) 离程度
酸
逆 不变 减小 减小 增大
碱
逆 不变 减小 增大 减小
可水解 Na2CO3 正 不变 增大 增大 减小
的盐 NH4Cl 正 不变 增大 减小 增大
温度
升温 降温Hale Waihona Puke Baidu
正 增大 增大 增大 增大 逆 减小 减小 减小 减小
其他：如加入 Na 正 不变 增大 增大 减小
②实例:如计算 pH＝2 的盐酸溶液中水电离出的 c(H＋)，方法是先求出 溶液中的 c(OH－)＝(Kw/10－2) mol·L－1＝10－12 mol·L－1， 即水电离出的 c(H＋)＝c(OH－)＝10－12 mol·L－1。
(3)溶质为碱的溶液 ①来源:H＋全部来自水的电离，水电离产生的 c(OH－)＝c(H＋)。
A．1∶10∶100∶1 000 B．0∶1∶12∶11
C．14∶13∶12∶11 D．14∶13∶2∶3
递方进题法组技 巧
理清溶液中 H＋或 OH－的来源 (1)常温下，中性溶液:c(OH－)＝c(H＋)＝10－7 mol·L－1
(2)溶质为酸的溶液 ①来源:OH－全部来自水的电离，水电离产生的 c(H＋)＝c(OH－)。
3．求算下列溶液中由 H2O 电离的 c(H＋)和 c(OH－)。 (1)pH＝2 的 H2SO4 溶液
c(H＋)＝1_0_－__12__m_o__l·_L，－c1 (OH－)＝1_0__－_1_2 _m__o_l·_L。－1
(2)pH＝10 的 NaOH 溶液 c(H＋)＝_1_0_－_1_0_m__o_l_·L，－c1(OH－)＝1_0__－_1_0 _m__o_l·_L。－1
反思归纳
(1)水的离子积常数 Kw＝c(H＋)·c(OH－)，其实质是水溶液中的 H＋和 OH－ 浓度的乘积，不一定是水电离出的 H＋和 OH－浓度的乘积，所以与其说 Kw 是水的离子积常数，不如说是水溶液中的 H＋和 OH－的离子积常数。即 Kw 不仅适用于水，还适用于酸性或碱性的稀溶液。不管哪种溶液均有 c(H＋)H2O＝c(OH－)H2 O。 (2)水的离子积常数显示了在任何水溶液中均存在水的电离平衡，都有 H＋和 OH－共存，只是相对含量不同而已。
化学基本理论
水的电离和溶液的酸碱性
2020/10/13
[考纲要求]
1.了解水的电离、离子积常数以及影响水电离平衡的 因素。
2.了解溶液的酸碱性与 pH 的关系。 3.能进行 pH 的简单计算。 4.了解测定溶液 pH 的方法(强酸、强碱)。
知识梳理
I 考点一 水的电离
1．水的电离 水是极弱的电解质，水的电离方程式为 H2O＋H2
Kw 不变。
知识梳理
3．影响水电离平衡的因素 (1)升高温度，水的电离程度 增大 ，Kw增大 。 (2)加入酸或碱，水的电离程度 减小 ，Kw不变 。 (3) 加 入 可 水 解 的 盐 ( 如 FeCl3 、 Na2CO3) ， 水 的 电 离 程 度 增大 ，Kw 不变 。
知识梳理
4．外界条件对水的电离平衡的影响
3O＋＋OH－
或 H2
＋＋OH－ 。
2．水的离子积常数
Kw＝c(H＋)·c(OH－)。 (1)室温下：Kw＝ 1×10－14 。 (2)影响因素；只与 温度 有关，升高温度，Kw 增大 。 (3)适用范围：Kw 不仅适用于纯水，也适用于稀的 电解质 水溶液。 (4)Kw 揭示了在任何水溶液中均存在 H＋和 OH－，只要温度不变，
②实例:如计算 pH＝12 的 NaOH 溶液中水电离出的 c(OH－)，方法是先求 出溶液中的 c(H＋)＝(Kw/10－2) mol·L－1＝10－12 mol·L－1， 即水电离出的 c(OH－)＝c(H＋)＝10－12 mol·L－1。
方法技巧
(4)水解呈酸性或碱性的盐溶液 ①pH＝5 的 NH4Cl 溶液中 H＋全部来自水的电离，由水电离的 c(H＋)＝ 10－5 mol·L－1，因为部分 OH－与部分 NH＋4 结合 c(OH－)＝10－9 mol·L－1。 ②pH＝12 的 Na2CO3 溶液中 OH－全部来自水的电离，由水电离出的 c(OH－)＝10－2 mol·L－1。
(3)pH＝2 的 NH4Cl 溶液 、c(H＋)＝_1_0_－__2_m__o_l·_L。－1 (4)pH＝10 的 Na2CO3 溶液、c(OH－)＝_1_0_－_4_m__o_l_·_L。－1
4．下列四种溶液中，室温下由水电离生成的 H＋浓度之比(①∶②∶③∶④)
是 ( A)
①pH＝0 的盐酸 ②0.1 mol·L－1 的盐酸 ③0.01 mol·L－1 的 NaOH 溶液 ④pH＝11 的 NaOH 溶液
知深识梳度理思 考
1．在 pH＝2 的盐酸溶液中由水电离出来的 c(H＋)与 c(OH－)之间的关
系是什么？ 答案 外界条件改变，水的电离平衡发生移动，但任何时候由水 电离出的 c(H＋)和 c(OH－)总是相等的。 2．甲同学认为，在水中加入 H2SO4，水的电离平衡向左移动，解释是
加入 H2SO4 后 c(H＋)增大，平衡左移。乙同学认为，加入 H2SO4
题组一 影响水电离平衡的因素及结果判断
1．25 ℃时，相同物质的量浓度的下列溶液：①NaCl ②NaOH
③H2SO4 ④(NH4)2SO4，其中水的电离程度按由大到小顺序排
列的一组是
(C )
A．④>③>②>① B．②>③>①>④
C．④>①>②>③ D．③>②>①>④
2．一定温度下，水存在 H2
H＋＋OH－ ΔH＝Q(Q>0)的平衡，下
后，水的电离平衡向右移动，解释为加入 H2SO4 后，c(H＋)浓度增
大，H＋与 OH－中和，平衡右移。你认为哪种说法正确？说明原因。
水的电离平衡移动后，溶液中 c(H＋)·c(OH－)增大还是减小？ 答案 甲正确，温度不变，Kw 是常数，加入 H2SO4，c(H＋)增大， c(H＋)·c(OH－)>Kw，平衡左移。 不变，因为 Kw 仅与温度有关，温度不变，则 Kw 不变，与外加酸、 碱、盐无关。
列叙述一定正确的是
(B )
A．向水中滴入少量稀盐酸，平衡逆向移动，Kw 减小
B．将水加热，Kw 增大，pH 减小
C．向水中加入少量固体 CH3COONa，平衡逆向移动，c(H＋)降低
D．向水中加入少量固体硫酸钠，
c(H＋)＝10－7 mol·L－1，Kw 不变
题组二 水电离的c(H＋)或c(OH－)的计算