人教版高中化学高三二轮复习资料，补习资料42【基础】总复习：《水的电离平衡、pH计算》的核心知识

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】 考点一、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：（注：“———�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。 （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。 考点二、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 ... ...