高考化学一轮复习第八章水溶液中的离子平衡第27讲水的电离和溶液的pH课件(共58张PPT)

(共58张PPT)
第八章　水溶液中的离子平衡
第27讲　水的电离和溶液的pH
复习要点　1.了解水的电离、离子积常数（Kw）。2.了解溶液pH的含义及其测定方法，能进行pH的简单计算。
第*页
考点1　水的电离和水的离子积常数
1. 水的电离和水的离子积常数
A 　基础知识重点疑难
2. 外界条件对水的电离平衡的影响
体系变化
条件 平衡移
动方向 Kw 水的电
离程度 c（OH－） c（H＋）
酸 逆 不 变 减小 减小 增大
碱 逆 不 变 减小 增大 减小
可水解的盐① Na2CO3 正 不 变 增大 增大 减小
NH4Cl 正 不 变 增大 减小 增大
温度 升温 正 增 大 增大 增大 增大
降温 逆 减 小 减小 减小 减小
其他：如加入Na　② 正 不 变 增大 增大 减小
逆
不变
减小
减小
增大
逆
不变
减小
增大
减小
正
不变
增大
增大
减小
正
不变
增大
减小
增大
正
增大
增大
增大
增大
逆
减小
减小
减小
减小
正
不变
增大
增大
减小
笔记：①溶于水显酸性的酸式盐，如NaH2PO4、NaHC2O4抑制水的电离
B　题组集训提升能力
题组一　与水电离相关的图像
A. T1＜T2
B. 一定温度下，改变水溶液中c（H＋）或c（OH－），Kw不会发生变化
C. T2时，c（H＋）为1×10－2 mol·L－1的HCl溶液中，水电离出的c水（H＋）＝1×10－10 mol·L－1
D. 将T1温度下0.1 mol·L－1的盐酸稀释，溶液中所有离子的浓度均相应减小
D
解题感悟
不同温度下水溶液中c（H＋）与c（OH－）的变化曲线
中性点：A、C、B三点所示溶液c（H＋）＝c（OH－），均呈中性，升高温度，Kw依次增大。直线AB的左上方区域所示的溶液c（H＋）＜c（OH－），均为碱性溶液；直线AB的右下方区域所示的溶液c（H＋）＞c（OH－），均为酸性溶液。
A. 滴定终点时宜选择甲基橙作指示剂
B. 在a、b、d、f 4点中水的电离程度最大的点是f点
C. e点溶液中：c（HSCH2COO－）＝c（Na＋）＞c（H＋）＝c（OH－）
D
解题感悟
滴定过程中c水（H＋）或c水（OH－）的变化曲线
以25 ℃时，盐酸滴定20 mL 0.1 mol·L－1氨水过程中由水电离出的氢离子浓度[c水（H＋）]随加入盐酸体积的变化关系图为例进行分析：
（1）a点为起点：溶质为NH3·H2O，溶液呈碱性，pH＞7，抑制水的电离。
（2）b点为中性点：溶质为NH4Cl和NH3·H2O，NH3·H2O抑制水电离的程度与NH4Cl水解促进水电离的程度相等，此时溶液pH＝7。
（3）c点为恰好完全反应点：酸与碱恰好完全中和，溶质为NH4Cl，
促进水的电离。
（4）d点为过量点：溶质是NH4Cl和HCl，NH4Cl水解促进水电离
的程度与HCl抑制水电离的程度相等，c水（H＋）＝10－7 mol·L－1，
但此时溶液的pH＜7。
解题感悟
（5）根据初始溶液的c水（H＋），还可计算NH3·H2O的电离平衡常数：
A. 该溶液可能呈中性
C. 该溶液的pH一定为4
D. 该溶液中水的电离受到抑制
D
4. 室温下，计算下列溶液中水电离出的c水（H＋）。
1×10－12 mol·L－1
1×10－10 mol·L－1
1×10－10 mol·L－1
1×10－4 mol·L－1
1×10－4 mol·L－1
解题感悟
水电离出的c（H＋）或c（OH－）的计算（25 ℃）
（1）溶质为酸的溶液
c（OH－）溶液＝c（OH－）水＝c（H＋）水
c（H＋）溶液＝c（H＋）酸＋c（H＋）水
（3）盐溶液
①水解呈酸性的盐溶液
c（H＋）溶液＝c（H＋）水＝c（OH－）水
c（OH－）溶液＜c（OH－）水
②水解呈碱性的盐溶液
c（OH－）溶液＝c（OH－）水＝c（H＋）水
c（H＋）溶液＜c（H＋）水
③中性盐溶液
c（H＋）溶液＝c（H＋）水＝c（OH－）水＝c（OH－）溶液
第*页
考点2　溶液的酸碱性与pH
A　基础知识重点疑难
1. 溶液的酸碱性（25 ℃时）
溶液的酸
碱性 c（H＋）与c（OH－）比较 c（H＋）大小 pH
酸性溶液 c（H＋） 　＞　c（OH－） c（H＋）＞1×10－7 mol·L－1 　＜　7
中性溶液 c（H＋） 　＝　c（OH－） c（H＋）＝1×10－7 mol·L－1 　＝　7
碱性溶液 c（H＋） 　＜　c（OH－） c（H＋）＜1×10－7 mol·L－1 　＞　7
笔记：（2022福建）测定溶液pH应在相同温度下测定（√）
＞　
＜　
＝　
＝　
＜　
＞　
洁净干燥的玻璃棒　
3. 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。
笔记：关注温度，温度不同，Kw不同
（2）单一溶液的pH计算
①强酸溶液：如HnA，设浓度为c mol·L－1，c（H＋）＝nc mol·L－1，pH＝－lg c（H＋）＝－lg （nc）。
（3）混合溶液pH的计算类型
①两种强酸混合：直接求出c混（H＋），再据此求pH。c混（H＋）①＝ 。
③强酸、强碱混合：先判断哪种物质过量，再由下式求出溶液中H＋或OH－的浓度，最后求pH。
笔记：①实质是列n（H＋）守恒
②近似计算V混＝V1＋V2
4. 酸、碱溶液混合后酸碱性的判断规律
（1）等浓度等体积的一元酸与一元碱混合的溶液——“谁强显谁性，同强显中性”。
笔记：二者恰好反应，生成的盐水解
（2）室温下c酸（H＋）＝c碱（OH－），即pH之和等于14时，一强一弱等体积混合——“谁弱谁过量，谁弱显谁性”。
（3）已知强酸和强碱的pH，等体积混合（25 ℃时）：①pH之和等于14，呈中性；②pH之和小于14，呈酸性；③pH之和大于14，呈碱性。
5. 强酸（碱）与弱酸（碱）的比较
（1）相同物质的量浓度、相同体积的一元强酸与一元弱酸①的比较
比较项目
酸 c（H＋） pH 中和碱
的能力② 与足量Zn反应产生H2的量③ 开始与金属
反应的速率④
一元强酸 大 小 相同 相同 大
一元弱酸 小 大 小
③取决于n（酸）
④取决于c（H＋）
（2）相同pH、相同体积的一元强酸与一元弱酸的比较
比较项目
酸 c（H＋） c（酸） 中和碱
的能力 与足量Zn反应产生H2的量 开始与金属
反应的速率
一元强酸 相同 小 小 少 相同
一元弱酸 大 大 多
笔记：由于弱酸电离产生H＋，过程中与金属反应的速率弱酸大于强酸
（3）图像法理解一强一弱的稀释规律
①相同体积、相同浓度的盐酸、醋酸①
②
加水稀释相同的倍数，醋酸的pH大
加水稀释到相同的pH，盐酸加入的水多
②相同体积、相同pH的盐酸、醋酸
加水稀释相同的倍数，盐酸的pH大③
加水稀释到相同的pH，醋酸加入的水多
笔记：①（2022浙江1月）H2A为二元弱酸，取pH＝a的H2A溶液10 mL，加蒸馏水稀释至100 mL，则该溶液pH＝a＋1（×）
②酸稀释pH接近7，不能等于7或大于7
③定量规律：强酸每稀释10倍，pH增加1，但pH＜7；弱酸每稀释10倍，pH变化小于1，且pH＜7
A
2. 判断常温下，两种溶液混合后的酸碱性（在括号中填“酸性”“碱性”或“中性”）。
中性
碱性
酸性
中性
酸性
碱性
酸性
碱性
解题感悟
常见的溶液酸碱性判断的三大误区
（1）含有H＋的溶液一定显酸性，含有OH－的溶液一定显碱性（×）；任何水溶液中均含有H＋、OH－，而溶液的酸碱性由c（H＋）与c（OH－）的相对大小决定（√）。
（2）pH＜7的溶液一定显酸性，pH＞7的溶液一定显碱性（×）；利用pH与7的相对大小来判断溶液的酸碱性时，注意须在温度为25 ℃的条件下（√）。
（3）使酚酞显无色的溶液呈酸性，使甲基橙显黄色的溶液呈碱性（×）；指示剂的显色均有特定的pH范围，常温下，pH＜8.2的溶液中滴入酚酞均显无色，pH＞4.4的溶液中滴入甲基橙均显黄色（√）。
2　
11　
5　
9.7　
2　
解析：（1）c（H2SO4）＝0.005 mol·L－1，c（H＋）＝2×c（H2SO4）＝0.01 mol·L－1，pH＝2。
（3）pH＝2的盐酸加水稀释到1 000倍，所得溶液的pH＝5。
A. 醋酸溶液的物质的量浓度小于盐酸
B. 将醋酸溶液稀释至原体积的10倍，所得溶液pH＜4
C. c（Cl－）＝c（CH3COOH）＋c（CH3COO－）
D. 相同体积的两种酸，分别与足量镁条反应，盐酸产生的气体多
B
A. 曲线Ⅱ为氢氟酸稀释时pH变化曲线
B. 取a点的两种酸溶液，中和相同体积、相同浓度的NaOH溶液，消耗氢氟酸的体积较小
C. b点溶液中水的电离程度比c点溶液中水的电离程度小
D
题组四　图像法理解强弱稀释规律
解题感悟
酸、碱溶液加水稀释到体积为原来的10n倍时pH的变化
溶液 稀释前溶液pH 稀释后溶液pH
酸 强酸 pH＝a pH＝a＋n
弱酸 a＜pH＜a＋n
碱 强碱 pH＝b pH＝b－n
弱碱 b－n＜pH＜b
注：常温下，任何酸或碱溶液无限稀释时，溶液的pH都不可能大于7或小于7，只能接近7，表中a＋n＜7，b－n＞7。
B
A. HX、HY都是弱酸，且HX的酸性比HY的弱
B. 常温下，由水电离出的c（H＋）·c（OH－）：a＜b
C. 相同温度下，电离常数Ka（HX）：a＞b
第*页
限时跟踪检测
A. 加入电解质一定会破坏水的电离平衡，加入酸和碱通常都会抑制水的电离
B. 水的电离和电解都需要电
C. 氢氧化钠溶液显碱性，故水电离出的c水（H＋）≠c水（OH－）
D. 升高温度一定使水的离子积增大
解析：加入电解质不一定会破坏水的电离平衡，加入强酸强碱盐对水的电离没有影响，选项A错误；水的电离不需要通电，选项B错误；氢氧化钠溶液中c（H＋）≠c（OH－），但水电离出的c水（H＋）＝c水（OH－），选项C错误；水电离是吸热过程，升高温度一定使水的离子积增大，选项D正确。
D
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
A. 该溶液的溶质可能是NaHSO4
B. 向该溶液中加入铝粉，可能产生H2
C. 下列离子在该溶液中一定能大量共存：Cl－、K＋、Cu2＋
D. 向该溶液中加入NaHCO3，一定有化学反应发生
C
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
A. 各点的温度高低顺序：Z＞Y＞X
B. M区域内任意点都是碱溶于水所得的溶液
C. 常温下，向纯水中加入少量金属Na，可使X点溶液变为Y点溶液
D. XZ线上的任意点一定表示的是纯水
C
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
解析：温度升高促进水的电离，其电离常数只受温度的影响，由题图可知，两条曲线是反比例曲线，曲线上的横纵坐标c（H＋）·c（OH－）为定值，X和Y点的温度相同，各点的温度高低顺序：Z＞Y＝X，A错误；由题图得M区域内c（H＋）＜c（OH－），溶液呈碱性，但不一定是碱溶液，也可能是Na2CO3等溶于水所得的碱性溶液，B错误；常温下，向纯水中加入少量金属Na，消耗水电离出的H＋，促进了水的电离，使水中的c（OH－）＞c（H＋），可使X点溶液变为Y点，C正确；pH＝－lg c（H＋），XZ线上任意点的c（H＋）＝c（OH－），且从X到Z，H＋和OH－浓度在同等程度增大，所以此时肯定是中性溶液，但不一定是纯水，也可能是NaCl等盐溶于水所得的中性溶液，D错误。
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
A. pH相同的NaOH溶液与Ba（OH）2溶液以任意体积比混合，pH不变
B. 浓度均为0.1 mol·L－1的NaOH溶液与Ba（OH）2溶液等体积混合，pH不变
C. 常温下，pH＝2的溶液与pH＝12的溶液等体积混合后，混合溶液的pH不一定等于7
D. 常温下，0.05 mol·L－1的硫酸与0.05 mol·L－1的氢氧化钠溶液等体积混合后，溶液pH＜7
B
解析：两种溶液都是强碱，两溶液的pH相同，混合后c（OH－）不变，pH不会变化，A正确；NaOH是一元强碱，Ba（OH）2是二元强碱，混合后c（OH－）变化，pH变化，B错误；混合溶液的酸碱性取决于酸碱的强弱，pH＝2的溶液与pH＝12的溶液等体积混合后，若是强酸、强碱，则pH＝7，若强酸、弱碱，则弱碱过量，pH＞7，若是弱酸、强碱，则弱酸过量，pH＜7，C正确；硫酸为二元酸，氢氧化钠为一元碱，两溶液浓度相同，等体积混合后硫酸过量，溶液pH＜7，D正确。
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
A. 若a＝b且c（X－）＞c（Y－），则酸性：HX＞HY
B. 若a＞b且c（X－）＝c（Y－），则酸性：HX＞HY
C. 若a＜b且两者pH相同，则HY一定是弱酸
D. 若向HX溶液中加入等浓度、等体积的NaOH溶液，所得溶液pH＞7，则HX为弱酸
B
解析：若a＝b且c（X－）＞c（Y－），说明电离程度：HX＞HY，则酸性：HX＞HY，A正确；若a＞b且c（X－）＝c（Y－），说明电离程度：HX＜HY，则酸性：HX＜HY，B错误；若a＜b且两者pH相同，说明电离出的氢离子浓度相等，则HY一定是弱酸，C正确；若向HX溶液中加入等浓度、等体积的NaOH溶液，所得溶液pH＞7，说明X－水解，则HX为弱酸，D正确。
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
图1 图2
D
A. 图1表示相同温度下pH＝1的盐酸和醋酸溶液分别加水稀释时pH的变化曲线，其中曲线Ⅱ为盐酸，且b点溶液的导电性比a点强
B. 图1中，中和等体积的两种酸，消耗等浓度的NaOH溶液体积V（Ⅰ）＞V（Ⅱ）
C. 图2中纯水仅升高温度，就可以从a点变到c点
D. 图2中在b点对应温度下，将pH＝2的H2SO4与pH＝10的NaOH溶液等体积混合后，溶液显中性
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
解析：在题图1中，盐酸与醋酸的pH相同，加水稀释相同的倍数后，盐酸溶液的pH变化大，所以Ⅰ为盐酸，Ⅱ为醋酸，且b点溶液的导电性比a点弱，A错误；因为盐酸和醋酸的pH相同，所以醋酸溶液的浓度大，中和等体积的两种酸，消耗等浓度的NaOH溶液体积：V（Ⅰ）＜V（Ⅱ），B错误；题图2中纯水仅升高温度，c（H＋）、c（OH－）同等程度增大且相等，不可能从a点变到c点，C错误；题图2中在b点对应温度下，Kw＝10－12，pH＝2的H2SO4中c（H＋）＝10－2 mol·L－1，pH＝10的NaOH溶液中c（OH－）＝10－2 mol·L－1，二者等体积混合后，刚好完全反应，溶液显中性，D正确。
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
A. 盐酸与NaOH溶液的浓度相等
B. B点和D点水的电离程度相同
C. 将滴加NaOH溶液改为滴加氨水，该图曲线不变
D. 升高温度，滴定过程中pOH＋pH＞14
B
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
解析：由题图可知，未滴加NaOH溶液时盐酸的pH＝0，则c（H＋）＝1 mol·L－1，即c（HCl）＝1 mol·L－1，最终溶液的pH＝14，则c（OH－）＝1 mol·L－1，由于最终所得溶液是NaCl和NaOH的混合溶液，相当于对原NaOH溶液进行稀释，故原NaOH溶液的c（NaOH）＞1 mol·L－1，A项错误；B点、D点水的电离均受到抑制，且由水电离出的c（H＋）＝c（OH－）＝10－10 mol·L－1，B项正确；若将滴加NaOH溶液改为滴加氨水，由于NH3·H2O为弱碱，而饱和氨水的pH约为12，故最终所得溶液pH不可能为14，C项错误；升高温度，水的离子积Kw增大，即c（H＋）·c（OH－）＞10－14，pH＝－lg c（H＋），pOH＝－lg c（OH－），故pOH＋pH＜14，D项错误。
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
A. 常温下，Ka（HA）的数量级为10－4
B. a、b两点pH均为7
C. 从a点到b点，水的电离程度先增大后减小
D. 溶液的导电性逐渐增强
B
解析：由起点溶液中－lg c水（H＋）＝12可知，酸电离产生的c（H＋）＝10－2 mol·L－1，故Ka（HA）＝10－4，故A正确；从题图中可知，HA是弱酸，曲线的最高点溶液的溶质为NaA，b点溶液的溶质是NaA和NaOH，溶液呈碱性，pH＞7，故B错误；a点到b点，发生酸碱中和反应生成可水解的盐，然后碱过量，所以水的电离程度先增大后减小，故C正确；不断加入NaOH溶液，溶液中的离子总浓度不断增大，溶液的导电性逐渐增强，故D正确。
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
甲 乙
B
A. c0、V0均不能确定其数值大小
B. 电离常数Kb（MOH）≈1.1×10－3
C. x点处两种溶液中水的电离程度不相等
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
A. 10 ℃升温到25 ℃时，断键吸热和分子间氢键断裂吸热导致醋酸电离程度增加
B. 30 ℃后升温，形成水合离子的过程放热导致醋酸的电离程度减小
C. 23 ℃时，保持温度不变向1 mol·L－1醋酸溶液中加入少量pH＝2.65的盐酸，pH不变
D. 33 ℃时，醋酸电离平衡常数的数量级为10－5
D
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
11. 某温度下的水溶液中，c（H＋）＝10－x mol·L－1，c（OH－）＝10－y mol·L－1。x与y的关系如图所示：
10－12　
高于　
10　
8　
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11