水的電離和溶液的pH（解析版）-2025年高考化學(xué)一輪復(fù)習(xí)講義（新教材新高考）

備戰(zhàn)2025年高考化學(xué)【一輪?考點(diǎn)精講精練】復(fù)習(xí)講義

考點(diǎn)47水的電離和溶液的pH

疆本講?講義概要

水的電離與水的離子積常數(shù)

二.水電離出的c(H+)*或c(OH-)木的相關(guān)計(jì)算

知識(shí)精講

三.溶液的酸堿性和pH

四.溶液pH的計(jì)算

選擇題：20題建議時(shí)長(zhǎng)：60分鐘

課后精練

非選擇題：5題實(shí)際時(shí)長(zhǎng)：_______分鐘

吆夯基?知識(shí)精講________________________________________________________

一.水的電離與水的離子積常數(shù)

1.水的電離方程式

(1)水是極弱的電解質(zhì)，能發(fā)生微弱的電離，其電離方程式為H2O+H2OniH3O++OH-,可簡(jiǎn)寫為H?O

c(H+)-c(OW)

=H++OH-,水的電離常數(shù)K電離=----------------o

C(”2°)

(2)25(時(shí)，純水中c(H+)=c(OH-)=lxio-7moi.LT；任何水溶液中，由水電離出的c(H+)與c(OH-)都相

等。

2.水的離子積常數(shù)(Kw)

當(dāng)水的電離達(dá)到電離平衡時(shí)，電離產(chǎn)物H+和OH-濃度之積是一個(gè)常數(shù)，叫做水的離子積常數(shù)降。

1412

(1)室溫25。(2下：2Cw=c(H+)-c(OH-)=lxlO-；100。(3時(shí),^=lxl0-

(2)影響因素：心只與溫度有關(guān)，溫度不變，心不變，升高溫度，Kw增大。

(3)適用范圍：心不僅適用于純水，也適用于稀的電解質(zhì)水溶液。

(4)除揭示了在任何水溶液中均存在H+和OH-,只要溫度不變，降不變。

(5)水的離子積常數(shù)Kw=c(H+>c(OH-),其實(shí)質(zhì)是水溶液中的H+和OH-濃度的乘積，不一定是水電離出

的H+和0H-濃度的乘積。

3.影響水電離平衡的因素

填寫外界條件對(duì)H20H++OHA^>0的具體影響

體系變化

移動(dòng)方向Kw電離程度c(OH-)昕)pH溶液的酸堿性

條件

HC1逆不變減小減小增大減小酸性

NaOH逆不變減小增大減小增大堿性

不變減小減小增大減小酸性

NaHSO4逆

不變?cè)龃笤龃鬁p小增大堿性

可水解Na2CO3正

的鹽

NH4CI正不變?cè)龃鬁p小增大減小酸性

升溫正增大增大增大增大減小中性

溫度

降溫逆減小減小減小減小增大中性

其他：如加入Na正不變?cè)龃笤龃鬁p小增大堿性

(1)加入酸、堿或強(qiáng)酸的酸式鹽(抑制水的電離)：向純水中加入酸(強(qiáng)酸或弱酸)、堿(強(qiáng)堿或弱堿)、強(qiáng)酸的

酸式鹽(NaHSOQ或以電離為主的多元弱酸的酸式鹽(NaHSCh)，由于酸(堿)電離產(chǎn)生的H+(OH),使溶液中

c(H+)或c(OH-)增大，使水的電離平衡左移，水的電離程度減小。

(2)含有弱酸根離子或弱堿陽離子的鹽(促進(jìn)水的電離，如FeCb、Na2co3)：在純水中加入含有弱酸根離

子或弱堿陽離子的鹽，由于它們能跟水電離出的H+和0H-結(jié)合生成難電離物，使水的電離平衡右移，水的

電離程度增大。

(3)溫度(升高溫度，促進(jìn)水的電離)：水的電離是吸熱過程，升高溫度，水的電離平衡向右移動(dòng)，電離程

度增大，c(H+)和c(OH-)同時(shí)增大，Kw增大，但由于c(H+)和c(OH-)始終保持相等，故仍呈中性。溫度一

定時(shí)，心為定值，水溶液中c(H+)、c(OH-)一個(gè)減小，另一個(gè)必增大。

(4)加入活潑金屬(促進(jìn)水的電離)：向純水中加入金屬鈉，由于活潑金屬能與水電離的H+直接作用，產(chǎn)生

氫氣，促進(jìn)水的電離。

4.水的電離平衡曲線

說明：

①同一曲線上任意點(diǎn)的Kw都相同，即c(H+>c(OH-)相同，溫度相同，如Kw(A)=Kw(D)。

②曲線外任意點(diǎn)與曲線上任意點(diǎn)的心不同，溫度不同，如KW(A)<KW(C)<KW(B)。

③實(shí)現(xiàn)同一曲線上點(diǎn)之間的轉(zhuǎn)化需保持溫度不變，改變?nèi)芤旱乃釅A性；實(shí)現(xiàn)曲線上點(diǎn)與曲線外點(diǎn)之間

的轉(zhuǎn)化必須改變溫度。

5.抑制或促進(jìn)水電離的方法

抑制水電離的方法：促進(jìn)水電離的方法：

(1)外加酸或堿。(1)升溫。

⑵加入強(qiáng)酸的酸式鹽固體(如NaHSO4)o(2)加入活潑金屬(如Na、K等)。

(3)通入酸性氣體(如CO2>SO2)或堿性氣體(如NH3)O(3)加入強(qiáng)酸弱堿鹽或強(qiáng)堿弱酸鹽。

(4)降溫。

二.水電離出的c(H+)水或c(OH-)水的相關(guān)計(jì)算

任何水溶液中水電離產(chǎn)生的c(H+)和c(OH-)總是相等的。常溫下，純水中的c(H+)=c(OH-)=10-7moi-L

t,而酸、堿的介入能抑制水的電離，使得水電離出的c(H+)=c(OH-)<10-7mol.LT。

(1)當(dāng)抑制水的電離時(shí)(如酸或堿溶液)(25。0

在溶液中c(H+)、c(OH-)較小的數(shù)值是水電離出來的。具體見下表：

溶液(25℃)pH=2的鹽酸pH=13的NaOH溶液

c(H+)/(molLT)IO-IO—

c(OH-)/(mol【T)IO"10-1

水電離出來的c(H+)或c(OH-)/(mol-LT)10T210-13

①酸的溶液——OH-全部來自水的電離

K

實(shí)例：pH=2的鹽酸中c(H+)=10-2mol-LT,則。((汨-)=%=皿立人,即水電離出的c(H

10L

+)=c(OH-)=10T2mol[T。

②堿的溶液——H+全部來自水的電離

實(shí)例：pH=12的NaOH溶液中c(H+)=lxl()T2moi即水電離出的c(OH-)=c(H+)=l()T2moi工一

lo

③中性溶液：c(OH-)=c(H+)=10-7moi.L-i。

(2)當(dāng)促進(jìn)水的電離時(shí)(如鹽的水解)(25。(3)

在溶液中c(H+)、c(OH-)較大的數(shù)值是水電離出來的。具體見下表：

溶液(25℃)pH=5的NH4C1溶液pH=10的Na2cO3溶液

c(H+)/(molL-1)10-510-1。

c(OH-)/(mol-LT)10-910-4

水電離出來的c(H+)或c(OH-)/(mol[T)10-510-4

可水解的鹽促進(jìn)水的電離，水電離的c(H+)或c(OH-)均大于10-7mol-LT。若給出的c(H+)>10-7mol-L

t,即為水電離的c(H+)；若給出的c(H+)<10-7mol1T,就用10T4除以這個(gè)濃度即得水電離的C(H+)。

①水解呈酸性的鹽溶液——H+全部來自水的電離：c(H+),k=c(OH)k=c(H+)

51

例：pH=的^^14cl溶液中，由水電離出的C(H+)7K=10-molL-,因部分OH-與部分NH[結(jié)合使溶

液中。

c(OH-)=10-9moi.L-i

②水解呈堿性的鹽溶液——OH-全部來自水的電離：c(OH-：U=c(H+)水=c(OH)

例：pH=12的Na2cCh溶液中，由水電離出的c(OH-)水=10-2mol[T,因部分H+與部分CO廠結(jié)合

使溶液中c(H+)=10T2moi[T。

三.溶液的酸堿性和pH

1.溶液的酸堿性

溶液的酸堿性取決于溶液中c(H+)和c(OH-)的相對(duì)大小，在任何溫度下都可以根據(jù)c(H+)與c(OH-)的相

對(duì)大小來判斷溶液的酸堿性。。

溶液的酸堿性c(H+)與c(OH-)比較常溫下溶液pHc(H+)/mol-LT的范圍(25℃)

酸性溶液c(H+)>c(OH-)<7c(H+)>1.0xl0-7

中性溶液c(H+)=c(OH-)=7c(H+)=1610-7

堿性溶液c(H+)<c(OH-)>7c(H+)<1.0xl0-7

2.pH及其測(cè)量

(1)pH

①定義：c(H+)的負(fù)對(duì)數(shù)，pH=-lgc(H+)o

②意義：pH越大，溶液的堿性越強(qiáng)，pH越小，溶液的酸性越強(qiáng)。

③適用范圍：pH的取值范圍為0?14(常溫下)，lxl0-i4moi.LT±(H+)Wlmol-LT的溶液。

(2)溶液的酸堿性與pH的關(guān)系(常溫下)

c(OH)/(mol-L')io141071

c(H+)/(mol-L')1107IO1

pH0714

酸性增強(qiáng)性堿性增強(qiáng)

①酸性(堿性)溶液并不一定是酸類(堿類)物質(zhì)。

②判斷溶液的酸堿性不能根據(jù)c(H+)和c(OH-)絕對(duì)大小，而應(yīng)比較二者相對(duì)大小，不受溫度影響。

③涉及pH時(shí)要注意溫度，例如，一定溫度下pH=6的溶液可能顯中性，也可能顯酸性。

④當(dāng)c(H+)或c(OH-)大于1mol-L-1時(shí)，通常用c(H+)或&OH］直接表示。

⑤當(dāng)c(H+)或c(OH-)小于或等于1mol-L-1時(shí)，通常用pH表示。

（3）測(cè)量方法

①酸堿指示劑法：該法只能測(cè)其pH的大致范圍，常見指示劑變色范圍如下表:

指示劑變色范圍的pH

石蕊<5.0紅色5.0-8.0紫色>8.0藍(lán)色

甲基橙<3.1紅色3.1?4.4橙色>4.4黃色

酚醐<8.2無色8.2-10.0淺紅色>10.0紅色

②廣泛pH試紙法：粗略測(cè)量溶液的pH,只取整數(shù)，適用范圍：0?14。

把小片試紙放在表面皿上，用玻璃棒蘸取待測(cè)液點(diǎn)在干燥的pH試紙上，試紙變色后，與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對(duì)

比即可確定溶液的pH。

精密pH試紙：pH范圍較窄，可以判別0.2或0.3的pH差。

pH試紙使用的注意事項(xiàng)：

a.不能直接將pH試紙浸入待測(cè)溶液中，否則會(huì)導(dǎo)致溶液受到污染。

b.測(cè)溶液的酸堿度時(shí)，不能先用蒸儲(chǔ)水將pH試紙潤(rùn)濕，再向試紙上滴加待測(cè)液。如果潤(rùn)濕，可能會(huì)帶

來誤差，如果是測(cè)定氣體的酸堿性，則需要把pH試紙先潤(rùn)濕，再測(cè)定。

c.不能用pH試紙測(cè)具有漂白性、強(qiáng)氧化性試劑（如：氯水、次氯酸鹽、濃硝酸）的pH,不能測(cè)脫水性的

物質(zhì)的pH（如：濃硫酸）o

③pH計(jì)測(cè)定：通過儀器來精確測(cè)定溶液的pH,可讀取一位或兩位小數(shù)。

四.溶液pH的計(jì)算

溶液pH計(jì)算的一般思維模型

(1)單一溶液的pH計(jì)算

強(qiáng)酸溶液:如H“A,設(shè)濃度為cmol-LT,c(H+)=ncmol-L-1,pH=-1gc(H+)=-lg(nc)o

10-14

強(qiáng)堿溶液(25。?：如B(OH)”設(shè)濃度為cmol-LT,c(H+)=-------molL1,pH=-1gc(H+)=14+

nc

1gsc)。(求堿溶液pH時(shí)注意轉(zhuǎn)換)

弱酸溶液和弱堿溶液的pH計(jì)算，可以根據(jù)電離度(a)或電離常數(shù)(&/&)進(jìn)行計(jì)算。

(2)混合溶液pH的計(jì)算類型(稀溶液體積變化忽略)

①兩種強(qiáng)酸混合：先求出c泡(H+),再根據(jù)c混(H+)求pH。

+

R(H+)Vr+c2(W)V2

c混(H+)

%+匕

速算規(guī)律：pH相差2個(gè)單位以上的強(qiáng)酸等體積混合，混合后的pH,卜+0.3

②兩種強(qiáng)堿混合：先求出c海(OH)再根據(jù)-求出。海(H+),最后求pH。

Cl(?！?匕+。2(。『)V

c混(OH-)=2

速算規(guī)律：pH相差2個(gè)單位以上的強(qiáng)堿等體積混合，混合后的pH混=pH大一0.3

(3)強(qiáng)酸、強(qiáng)堿混合(稀溶液體積變化忽略)：先判斷哪種物質(zhì)過量，再由下式求出溶液中H+或OH-的濃度,

最后求pHo

I.(H+)U酸一c堿(O『)U堿|

。源(H+)或c混(OH-)=

嗅十%

①恰好完全反應(yīng)，溶液呈中性，pH=7(25。?

②若酸過量M(H+)>〃(OH-)］：先求以//+)=以.)酸?噎一0(0〃)堿?%,再求pH

噎+%

③若堿過量［〃(0H-)>〃(H+)］：先求C(OH)=C(°H)堿?囁—C(〃)酸?嚷,再求

(4)酸堿混合呈中性的定量關(guān)系(稀溶液體積變化忽略)

25℃,pH=。的強(qiáng)酸溶液與pH=6的強(qiáng)堿溶液，按匕:%的體積比混合，混合液呈中性。匕、匕與a、

匕10-14+b

b的定量關(guān)系為L(zhǎng)=F—=10-14+。+%

,2I。a

(5)酸、堿溶液稀釋時(shí)pH的變化

酸(pH=4)堿(pH=b)

弱酸強(qiáng)酸弱堿強(qiáng)堿

X稀釋10"倍pHVa+〃pH=a+〃pH>Z)—HpH=b-〃

25。(2時(shí)，酸溶液稀釋時(shí)，pH增大，但無論稀釋多大倍數(shù)，pH無

無限稀釋

限接近于7,卻不會(huì)大于7或等于7。

(6)速判混合溶液酸堿性的方法

①等濃度等體積一元酸與一元堿溶液的混合一“誰強(qiáng)顯誰性，同強(qiáng)顯中性”。

②常溫下，等體積且pH之和等于14的一強(qiáng)一弱的酸與堿混合溶液——“誰弱誰過量，誰弱顯誰性”。

③強(qiáng)酸、強(qiáng)堿等體積混合(常溫下)

①pH之和等于14呈中性；

@pH之和小于14呈酸性；

③pH之和大于14呈堿性。

港提能?課后精練_________________________________________________

1.室溫下，某溶液中由水電離產(chǎn)生的c(H+)和c(OH-)的乘積為1x10-。，該溶液的溶質(zhì)可能為

A.CuSO4B.CH3COOHC.Ba(OH)2D.KBr

【答案】A

【詳解】A.CuSO,為強(qiáng)酸弱堿鹽，銅離子水解促進(jìn)水的電離，A符合；

B.CH3cOOH為酸，抑制水的電離，B不符合；

C.Ba(OHZ是堿，其抑制水的電離，C不符合；

D.KBr為強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽，對(duì)水的電離不影響，D不符合；

答案選A。

2.微粒觀和平衡觀是認(rèn)識(shí)化學(xué)的兩個(gè)重要觀念。引入下列微粒對(duì)水的電離平衡無影響的是

A.crB.s2-c.AI3+D.F-

【答案】A

【詳解】A.C「不水解，即C「不會(huì)影響氫離子、氫氧根離子的濃度，對(duì)水的電離平衡無影響，故A符合

題意：

B.S2-能水解，即硫離子與氫離子結(jié)合，使氫離子濃度減小而促進(jìn)水的電離，故B不符合題意；

C.A產(chǎn)能水解，即AF+與氫氧根離子結(jié)合，使氫氧根離子濃度減小而促進(jìn)水的電離，故C不符合題意；

D.F-能水解，即廣與氫離子結(jié)合，使氫離子濃度減小而促進(jìn)水的電離，故D不符合題意；

故選A。

3.25。(2時(shí),用0.1000mol/L的NaOH溶液分別滴定20.00mL濃度均為0.1000mol/L的CH3COOH溶液和HCN

溶液，所得滴定曲線如圖。下列說法不正確的是

pH

11

9

7

5

卬bH3SCOOHv!

3

I______I_____I______I_____I_____I______L_

0102030

K(NaOH)/mL

A.點(diǎn)①和點(diǎn)②所示溶液中：C(CH3COO-)-C(CN-)=C(HCN)-C(CH3COOH)

B.④⑤為兩個(gè)反應(yīng)的滴定終點(diǎn)，兩個(gè)反應(yīng)均可采用酚酸作指示劑

C.點(diǎn)①溶液中水的電離程度小于點(diǎn)②溶液

D.點(diǎn)②和點(diǎn)③間(不含端點(diǎn))存在離子濃度大小關(guān)系：c(CH3coO-)>c(Na+)>c(H+)>c(OH)

【答案】C

【詳解】A.點(diǎn)①所示溶液的溶質(zhì)為HCN和NaCN,點(diǎn)②所示溶液的溶質(zhì)為CH3coOH和CH3coONa,根

據(jù)質(zhì)量守恒可知，點(diǎn)①所示溶液滿足：c(HCN)+c(CN)=2c(Na+),點(diǎn)②所示溶液滿足：

+

c(CH3COOj+c(CH3COOH)=2c(Na),則(CH3co0>c(CN)=c(HCN)-c(CH3coOH),A正確;

B.NaOH溶液分別滴定CH3coOH溶液和HCN溶液時(shí)，滴定終點(diǎn)的溶質(zhì)分別為CH3coONa和NaCN,溶

液均顯堿性，④⑤為兩個(gè)反應(yīng)的滴定終點(diǎn)，兩個(gè)反應(yīng)均可采用酚酥作指示劑，B正確；

C.點(diǎn)①所示溶液的溶質(zhì)為HCN和NaCN,溶液顯堿性，CN的水解程度大于HCN的電離；點(diǎn)②所示溶液

的溶質(zhì)為CH3co0H和CH3coONa,溶液顯酸性，CH3coOH的電離程度大于CH3co0-的水解；鹽的水解

促進(jìn)水的電離，酸抑制水的電離，則所以點(diǎn)①溶液中水的電離程度大于點(diǎn)②溶液，C錯(cuò)誤；

D.點(diǎn)②和點(diǎn)③間(不含端點(diǎn))均顯酸性，則溶液中存在離子濃度大小關(guān)系:

++

c(CH3COO)>c(Na)>c(H)>c(OH),D正確；

故選C。

4.設(shè)NA為阿伏加德羅常數(shù)的值。下列說法正確的是

A.4.0g由hfo與Dfo組成的物質(zhì)中所含中子數(shù)為4NA

B.丙烯和環(huán)丙烷組成的42g混合氣體中所含氫原子數(shù)為6NA

C.100mL18.4mol.L-濃硫酸與足量鋅反應(yīng)時(shí)，生成的SO?分子數(shù)目為0.92NA

D.常溫下，ILpH為5的小凡)戶04溶液中，由水電離出的OJT數(shù)目為10°NA

【答案】B

【詳解】A.凡朋與D/O的摩爾質(zhì)量均為20g/moL二者分子中含有的中子數(shù)均為10,4.0g由凡朋與D「o

40

組成的物質(zhì)中所含中子數(shù)為子義*10=2義，A項(xiàng)錯(cuò)誤；

B.丙烯和環(huán)丙烷的最簡(jiǎn)式相同，均是CH?,則丙烯和環(huán)丙烷組成的42g混合氣體中含氫原子的個(gè)數(shù)為

42

RNA'2=6NA，B項(xiàng)正確；

C.100mL18.4mol1T濃硫酸與足量的鋅反應(yīng)時(shí)，隨著反應(yīng)的進(jìn)行濃硫酸逐漸變稀，變稀后不再產(chǎn)生SO2氣

體，所以生成的SO?分子數(shù)目小于0.92/，C項(xiàng)錯(cuò)誤；

D.常溫下，ILpH為5的(NHJ2SO4溶液中，鏤根離子水解促進(jìn)水的電離，溶液中的氫離子都由水的電離

提供，則由水電離出的OIF數(shù)目為10-名，D項(xiàng)錯(cuò)誤；

故選B。

5.常溫下，下列能促進(jìn)水的電離，并使溶液中pH小于7的操作是

①加入NaHSO”固體②投入一小塊金屬鈉③通CO2④通NH3⑤加熱煮沸

A.②④B.①③C.⑤D.①③⑤

【答案】C

【詳解】①NaHSC)4溶于水電離產(chǎn)生氫離子，氫離子抑制水的電離，①不選；

②鈉與水反應(yīng)生成強(qiáng)堿氫氧化鈉，氫氧根抑制水的電離，②不選；

③二氧化碳溶于水生成碳酸，碳酸電離產(chǎn)生氫離子，抑制水的電離，③不選；

④氨氣溶于水生成弱堿一水合氨，一水合氨電離產(chǎn)生氫氧根，抑制水的電離，④不選；

⑤常溫下，水電離的氫離子濃度為l(Pmol/L,pH=7,水的電離是吸熱過程，加熱煮沸溫度升高，水的電離

程度增大，并使溶液中pH小于7,⑤正確；

故選Co

6.室溫時(shí)，用NaOH中和H2A溶液并保持體系中c(H2A)+c(HA-)+c(A2-)=0.10molLi,中和過程中，溶液中

H2A,HA\A2-的物質(zhì)的量分?jǐn)?shù)3隨pH變化的關(guān)系如圖所示。下列說法不正確的是

;,于

確中

正大

程度

過;

A確程中

,的液

々正離

03溶

1B,8電

至，一以

；TA

尸調(diào)小確0所

8］H，

泣.減正

1尸,在

=終7

)由C丁0存

始,1

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p值L)

；l2a形

：將的o

；，)m)K的-

7A<

)A,y22'

值2A

((lH1

9定H(>|(0H

*c)C1生

是-=

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中4i?

小q％O(y(離

7液c101

減的溶—電

Ae的=

終i-2，l鹽

L陌出的^a

5始.l)-H大K-K以

Ho2離=

p值))-A

mA-增2)要

(2-電

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)-A-終A主

0A((-)水,

3］1c-H

A2Ac-A始)(質(zhì)

2>x-2故h

8A)2A-j"

.H-)-H物

1(H)+-(，AK

；H(A-C，

ccA-H素

1OH-離(

(>HH(-C,

中c>(2-幫元

(c-電

Ac-=A

液的c_-的)A

H-H

0(、)-則Aa含

00000溶出c2-水2

0.864207-，N

.....-H中

100000，離=A-)進(jìn)(

中(-小

Hc-C為液

中電-A促

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*￡x-減、質(zhì)

2液-H溶

程水液)-(會(huì)8

7-+-C終.溶,；

中溶-1

0過,溶)H-解

1(-始=中)誤

=的液Ac-)水

2時(shí)點(diǎn)-+H液A錯(cuò)

a3溶iHx的p2

K-b()-H

Lc)-(-溶HD

至的，-c2液(

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