2020届一轮复习人教版水的电离、pH计算学案
水的电离、pH计算
【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
1．水的电离方程式：在纯水或水溶液中：H2OH++OH— ；△H>0
或：2H2OH3O++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：H2OH++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KW减小，升温时KW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KW约为10―14，100℃时KW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KW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
pH
2
12
12
2
c(H+)溶液
10-2
10-12
10-12
10-2
c(OH-)溶液
10-12
10-2
10-2
10-12
c(H+)水
10-12
10-12
10-2
c(OH-)水
10-12
10-12
10-2
Kw
10-14
10-14
10-14
10-14
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KW=1×10―12，下列说法正确的是（ ）
A．0.05 mol / L的H2SO4溶液pH=1
B．0.001 mol / L的NaOH溶液pH=11
C．0.005 mol / L的H2SO4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H2SO4溶液50 mL，需要pH=11的NaOH溶液50 mL
【答案】A
【变式3】（1）能否用pH试纸测氯水的pH？________。
（2）将pH试纸用水润湿之后分别测定c (H+)相等的盐酸和醋酸溶液的pH，误差较大的是________，原因是________。
（3）只从下列试剂中选择实验所需的试剂，你能否区分0.1 mol / L的H2SO4和0.01 mol / L的H2SO4，简述操作过程。
试剂：①紫色石蕊试液 ②酚酞试液 ③甲基橙溶液 ④蒸馏水 ⑤BaCl2溶液 ⑥pH试纸
【答案】（1）不能 （2）盐酸 在稀释过程中，醋酸继续电离产生H+，使得该溶液中c (H+)较盐酸中c (H+)变化小，所以测得盐酸pH较大，误差较大 （3）能；用玻璃棒分别蘸取两种溶液滴在两张pH试纸上，与标准比色卡比较，pH较小的为0.1 mol / L的H2SO4。
类型二、影响水电离的因素
例2．水的电离过程为H2OH＋＋OH－，在25 ℃时，水的离子积Kw＝1×10－14，在35 °C时，水的离子积Kw(35 ℃)＝2.1×10－14，则下列叙述正确的是（ ）
A．c(H＋)随着温度的升高而降低
B．35℃时，c(H＋)7的是（ ）
A．将纯水加热到80℃ B．向水中加入少量的NH4Cl
C．向水中加入少量的NaHSO4固体 D．向水中加入少量的NaHCO3固体
【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．①③⑤⑦⑧ B．②④⑦
C．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．①④ B．①② C．②③ D．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】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．0：1：12：11
C．14：13：12：11 D．14：13：2：3
【答案】A
【变式2】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=5
C．该溶液的pH不可能是7 D．不会有这样的溶液
【答案】BC
【变式3】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．1010：1 B．5×109：1 C．108：1 D．1：1
【答案】C
【变式4】25℃时，下列各组离子在指定溶液中一定能大量共存的是（ ）
A．pH=1的溶液中：Na+、K+、MnO4－、CO32－
B．c(H+)=1×10－13mol•L－1的溶液中：Mg2+、Cu2+、SO42－、NO3－
C．0.1mol•L－1NH4HCO3溶液中：K+、Na+、NO3－、Cl－
D．0.1mol•L－1FeCl3溶液中：Fe2+、NH4+、SCN－、SO42－
【答案】C
【解析】pH=1的溶液呈强酸性，弱酸根离子CO32－不能存在，故A错误；
B．c(H+)=1×10－13mol•L－1的溶液呈强碱性，Mg2+、Cu2+和氢氧根离子生成沉淀，所以不能大量存在，故B错误；
C．NH4HCO3和这几种离子之间不发生反应，所以能共存，故C正确；
D．Fe3+、SCN－能生成络合物而使溶液呈血红色，可以利用该反应检验铁离子，所以这两种离子不能共存，故D错误。
