高考化学水的电离平衡、PH计算的核心知识(提高)

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】

要点一、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>0

2．水的离子积：

25℃c(H+)=c(OH-) =1×10-7mol/L c(H+)∙c(OH-)=1×10-14=Kw

100℃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：（“—”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。

（4）加入活泼金属：由于活泼金属与水电离出的H+反应，促进水的电离，溶液中c (OH―)增大，c (H+)减小。（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

CH3COOH溶液NH3·H2O溶液CH3COONa溶液NH4Cl溶液

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。

要点二、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+)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 ＞10.0

②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pH

B．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2】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H2SO4溶液pH=1