第八章水溶液中的離子平衡第27講水的電離和溶液的pH復(fù)習(xí)要點

1.了解水的電離、離子積常數(shù)（Kw）。2.了解溶液pH的含義及其測定方法，能進行pH的簡單計算。第3頁考點1水的電離和水的離子積常數(shù)1.

水的電離和水的離子積常數(shù)A基礎(chǔ)知識重點疑難2.

外界條件對水的電離平衡的影響體系變化條件平衡移動方向Kw水的電離程度c（OH－）c（H＋）酸

逆不

變

減小

減小

增大堿

逆不

變

減小

增大

減小可水解的鹽①Na2CO3

正不

變

增大

增大

減小NH4Cl

正不

變

增大

減小

增大溫度升溫

正增

大

增大

增大

增大降溫

逆減

小

減小

減小

減小其他：如加入Na

②

正不

變

增大

增大

減小逆不變減小減小增大逆不變減小增大減小正不變增大增大減小正不變增大減小增大正增大增大增大增大逆減小減小減小減小正不變增大增大減小筆記：①溶于水顯酸性的酸式鹽，如NaH2PO4、NaHC2O4抑制水的電離

B

題組集訓(xùn)提升能力題組一

與水電離相關(guān)的圖像1.

已知在T1、T2溫度下水的電離平衡曲線如圖所示，則下列說法不正確的是（

D

）A.

T1＜T2B.

一定溫度下，改變水溶液中c（H＋）或c（OH－），Kw不會發(fā)生變化C.

T2時，c（H＋）為1×10－2

mol·L－1的HCl溶液中，水電離出的c水（H＋）＝1×10－10

mol·L－1D.

將T1溫度下0.1

mol·L－1的鹽酸稀釋，溶液中所有離子的濃度均相應(yīng)減小D

解題感悟不同溫度下水溶液中c（H＋）與c（OH－）的變化曲線中性點：A、C、B三點所示溶液c（H＋）＝c（OH－），均呈中性，升高溫度，Kw依次增大。直線AB的左上方區(qū)域所示的溶液c（H＋）＜c（OH－），均為堿性溶液；直線AB的右下方區(qū)域所示的溶液c（H＋）＞c（OH－），均為酸性溶液。2.

（2025·石家莊模擬）巰基乙酸（HSCH2COOH）是一元弱酸。常溫下，向20

mL

0.1

mol·L－1

HSCH2COOH溶液中滴加pH＝13的NaOH溶液，c水（OH－）表示混合溶液中水電離出的OH－濃度，pOH＝－lg

c水（OH－）。pOH與NaOH溶液體積的關(guān)系如圖所示。下列推斷正確的是（

D

）A.

滴定終點時宜選擇甲基橙作指示劑B.

在a、b、d、f

4點中水的電離程度最大的點是f點C.e點溶液中：c（HSCH2COO－）＝c（Na＋）＞c（H＋）＝c（OH－）D

解題感悟滴定過程中c水（H＋）或c水（OH－）的變化曲線以25

℃時，鹽酸滴定20

mL

0.1

mol·L－1氨水過程中由水電離出的氫離子濃度[c水（H＋）]隨加入鹽酸體積的變化關(guān)系圖為例進行分析：（1）a點為起點：溶質(zhì)為NH3·H2O，溶液呈堿性，pH＞7，抑制水的電離。（2）b點為中性點：溶質(zhì)為NH4Cl和NH3·H2O，NH3·H2O抑制水電離的程度與NH4Cl水解促進水電離的程度相等，此時溶液pH＝7。（3）c點為恰好完全反應(yīng)點：酸與堿恰好完全中和，溶質(zhì)為NH4Cl，促進水的電離。（4）d點為過量點：溶質(zhì)是NH4Cl和HCl，NH4Cl水解促進水電離的程度與HCl抑制水電離的程度相等，c水（H＋）＝10－7

mol·L－1，但此時溶液的pH＜7。解題感悟（5）根據(jù)初始溶液的c水（H＋），還可計算NH3·H2O的電離平衡常數(shù)：

題組二

水的電離定性分析和定量計算3.25

℃時，某稀溶液中由水電離產(chǎn)生的c（H＋）為1×10－10

mol·L－1，下列說法正確的是（

D

）A.

該溶液可能呈中性C.

該溶液的pH一定為4D.

該溶液中水的電離受到抑制D

4.

室溫下，計算下列溶液中水電離出的c水（H＋）。（1）0.01

mol·L－1的鹽酸中，c水（H＋）＝

1×10－12

mol·L－1

。（2）pH＝4的亞硫酸溶液中，c水（H＋）＝

1×10－10

mol·L－1

。（3）pH＝10的KOH溶液中，c水（H＋）＝

1×10－10

mol·L－1

。（4）pH＝4的NH4Cl溶液中，c水（H＋）＝

1×10－4

mol·L－1

。（5）pH＝10的CH3COONa溶液中，c水（H＋）＝

1×10－4

mol·L－1

。1×10－12

mol·L－11×10－10

mol·L－11×10－10

mol·L－11×10－4

mol·L－11×10－4

mol·L－1解題感悟水電離出的c（H＋）或c（OH－）的計算（25

℃）（1）溶質(zhì)為酸的溶液c（OH－）溶液＝c（OH－）水＝c（H＋）水c（H＋）溶液＝c（H＋）酸＋c（H＋）水

（3）鹽溶液①水解呈酸性的鹽溶液c（H＋）溶液＝c（H＋）水＝c（OH－）水c（OH－）溶液＜c（OH－）水

②水解呈堿性的鹽溶液c（OH－）溶液＝c（OH－）水＝c（H＋）水c（H＋）溶液＜c（H＋）水

③中性鹽溶液c（H＋）溶液＝c（H＋）水＝c（OH－）水＝c（OH－）溶液第18頁考點2溶液的酸堿性與pHA

基礎(chǔ)知識重點疑難1.

溶液的酸堿性（25

℃時）溶液的酸堿性c（H＋）與c（OH－）比較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堿性溶液c（H＋）

＜

c（OH－）c（H＋）＜1×10－7

mol·L－1

＞

7筆記：（2022福建）測定溶液pH應(yīng)在相同溫度下測定（√）＞

＜

＝

＝

＜

＞

（3）溶液的pH測量——pH試紙①pH試紙的使用方法：把一小片試紙放在表面皿上，用

潔凈干燥的玻璃棒蘸取待測液點在干燥的pH試紙上，待試紙變色后，與標準比色卡對比即可確定溶液的pH。②用pH試紙測量溶液pH時，試紙不能潤濕，若潤濕，測酸、堿性溶液時會造成誤差，但測中性溶液時不會造成誤差。③不能用pH試紙測量氯水的pH，因氯水具有漂白性。筆記：（2023浙江6月）用玻璃棒蘸取次氯酸鈉溶液點在pH試紙上，試紙變白，則次氯酸鈉溶液呈中性（×）潔凈干燥的玻璃棒3.

溶液pH的計算（1）總體原則①若溶液為酸性，先求c（H＋），再求pH＝－lg

c（H＋）。②若溶液為堿性，先求c（OH－），再求c（H＋）＝Kw

/c（OH－），最后求pH。筆記：關(guān)注溫度，溫度不同，Kw不同（2）單一溶液的pH計算①強酸溶液：如HnA，設(shè)濃度為c

mol·L－1，c（H＋）＝nc

mol·L－1，pH＝－lg

c（H＋）＝－lg

（nc）。

（3）混合溶液pH的計算類型①兩種強酸混合：直接求出c混（H＋），再據(jù)此求pH。c混（H＋）①＝

。

③強酸、強堿混合：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pH。

筆記：①實質(zhì)是列n（H＋）守恒②近似計算V混＝V1＋V24.

酸、堿溶液混合后酸堿性的判斷規(guī)律（1）等濃度等體積的一元酸與一元堿混合的溶液——“誰強顯誰性，同強顯中性”。筆記：二者恰好反應(yīng)，生成的鹽水解（2）室溫下c酸（H＋）＝c堿（OH－），即pH之和等于14時，一強一弱等體積混合——“誰弱誰過量，誰弱顯誰性”。

（3）已知強酸和強堿的pH，等體積混合（25

℃時）：①pH之和等于14，呈中性；②pH之和小于14，呈酸性；③pH之和大于14，呈堿性。5.

強酸（堿）與弱酸（堿）的比較（1）相同物質(zhì)的量濃度、相同體積的一元強酸與一元弱酸①的比較比較項目酸c（H＋）pH中和堿的能力②與足量Zn反應(yīng)產(chǎn)生H2的量③開始與金屬反應(yīng)的速率④一元強酸大小相同相同大一元弱酸小大小

③取決于n（酸）④取決于c（H＋）（2）相同pH、相同體積的一元強酸與一元弱酸的比較比較項目酸c（H＋）c（酸）中和堿的能力與足量Zn反應(yīng)產(chǎn)生H2的量開始與金屬反應(yīng)的速率一元強酸相同小小少相同一元弱酸大大多筆記：由于弱酸電離產(chǎn)生H＋，過程中與金屬反應(yīng)的速率弱酸大于強酸（3）圖像法理解一強一弱的稀釋規(guī)律①相同體積、相同濃度的鹽酸、醋酸①②加水稀釋相同的倍數(shù)，醋酸的pH大加水稀釋到相同的pH，鹽酸加入的水多②相同體積、相同pH的鹽酸、醋酸加水稀釋相同的倍數(shù)，鹽酸的pH大③加水稀釋到相同的pH，醋酸加入的水多筆記：①（2022浙江1月）H2A為二元弱酸，取pH＝a的H2A溶液10

mL，加蒸餾水稀釋至100

mL，則該溶液pH＝a＋1（×）②酸稀釋pH接近7，不能等于7或大于7③定量規(guī)律：強酸每稀釋10倍，pH增加1，但pH＜7；弱酸每稀釋10倍，pH變化小于1，且pH＜7B

題組集訓(xùn)提升能力題組一

溶液酸堿性的判斷1.

已知pH可以表示溶液的酸堿度，pOH也可以，且pOH＝－lg

c（OH－）。則下列液體，不一定呈中性的是（

A

）A

2.

判斷常溫下，兩種溶液混合后的酸堿性（在括號中填“酸性”“堿性”或“中性”）。（1）相同濃度的HCl和NaOH溶液等體積混合。

（

中性

）（2）相同濃度的CH3COOH和NaOH溶液等體積混合。

（

堿性

）（3）相同濃度的NH3·H2O和HCl溶液等體積混合。

（

酸性

）（4）pH＝2的H2SO4和pH＝12的NaOH溶液等體積混合。

（

中性

）（5）pH＝3的HCl和pH＝10的NaOH溶液等體積混合。

（

酸性

）（6）pH＝3的HCl和pH＝12的NaOH溶液等體積混合。

（

堿性

）（7）pH＝2的CH3COOH和pH＝12的NaOH溶液等體積混合。（

酸性

）（8）pH＝2的H2SO4和pH＝12的NH3·H2O溶液等體積混合。

（

堿性

）中性堿性酸性中性酸性堿性酸性堿性解題感悟常見的溶液酸堿性判斷的三大誤區(qū)（1）含有H＋的溶液一定顯酸性，含有OH－的溶液一定顯堿性（×）；任何水溶液中均含有H＋、OH－，而溶液的酸堿性由c（H＋）與c（OH－）的相對大小決定（√）。（2）pH＜7的溶液一定顯酸性，pH＞7的溶液一定顯堿性（×）；利用pH與7的相對大小來判斷溶液的酸堿性時，注意須在溫度為25

℃的條件下（√）。（3）使酚酞顯無色的溶液呈酸性，使甲基橙顯黃色的溶液呈堿性（×）；指示劑的顯色均有特定的pH范圍，常溫下，pH＜8.2的溶液中滴入酚酞均顯無色，pH＞4.4的溶液中滴入甲基橙均顯黃色（√）。題組二

溶液pH的計算3.

計算25

℃時下列溶液的pH（忽略溶液混合時體積的變化）。（1）0.005

mol·L－1的H2SO4溶液的pH＝

2

。（2）0.001

mol·L－1的NaOH溶液的pH＝

11

。（3）pH＝2的鹽酸加水稀釋到1

000倍，溶液的pH＝

5

。（4）將pH＝8的NaOH溶液與pH＝10的NaOH溶液等體積混合，混合溶液的pH＝

9.7

。（5）常溫下，將0.1

mol·L－1氫氧化鈉溶液與0.06

mol·L－1硫酸溶液等體積混合，溶液的pH＝

2

。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的鹽酸加水稀釋到1

000倍，所得溶液的pH＝5。

題組三

強酸（堿）與弱酸（堿）的比較4.

（2025·寧波檢測）關(guān)于常溫下pH均為3的鹽酸和醋酸兩種溶液，下列說法正確的是（

B

）A.

醋酸溶液的物質(zhì)的量濃度小于鹽酸B.

將醋酸溶液稀釋至原體積的10倍，所得溶液pH＜4C.

c（Cl－）＝c（CH3COOH）＋c（CH3COO－）D.

相同體積的兩種酸，分別與足量鎂條反應(yīng)，鹽酸產(chǎn)生的氣體多B

5.

（2025·貴陽模擬）已知常溫時HClO的Ka＝3.0×10－8，HF的Ka＝3.5×10－4，現(xiàn)將pH和體積都相同的次氯酸和氫氟酸溶液分別加蒸餾水稀釋，pH隨溶液體積的變化如圖所示，下列敘述正確的是（

D

）A.

曲線Ⅱ為氫氟酸稀釋時pH變化曲線B.

取a點的兩種酸溶液，中和相同體積、相同濃度的NaOH溶液，消耗氫氟酸的體積較小C.b點溶液中水的電離程度比c點溶液中水的電離程度小D題組四

圖像法理解強弱稀釋規(guī)律

解題感悟酸、堿溶液加水稀釋到體積為原來的10n倍時pH的變化溶液稀釋前溶液pH稀釋后溶液pH酸強酸pH＝apH＝a＋n弱酸a＜pH＜a＋n堿強堿pH＝bpH＝b－n弱堿b－n＜pH＜b注：常溫下，任何酸或堿溶液無限稀釋時，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。

下列敘述正確的是（

B

）BA.HX、HY都是弱酸，且HX的酸性比HY的弱B.

常溫下，由水電離出的c（H＋）·c（OH－）：a＜bC.

相同溫度下，電離常數(shù)Ka（HX）：a＞b第42頁限時跟蹤檢測1.

下列關(guān)于水的說法中正確的是（

D

）A.

加入電解質(zhì)一定會破壞水的電離平衡，加入酸和堿通常都會抑制水的電離B.

水的電離和電解都需要電C.

氫氧化鈉溶液顯堿性，故水電離出的c水（H＋）≠c水（OH－）D.

升高溫度一定使水的離子積增大解析：加入電解質(zhì)不一定會破壞水的電離平衡，加入強酸強堿鹽對水的電離沒有影響，選項A錯誤；水的電離不需要通電，選項B錯誤；氫氧化鈉溶液中c（H＋）≠c（OH－），但水電離出的c水（H＋）＝c水（OH－），選項C錯誤；水電離是吸熱過程，升高溫度一定使水的離子積增大，選項D正確。D12345678910112.

室溫下，某溶液中由水電離出的c水（H＋）是1×10－13

mol·L－1，下列說法錯誤的是（

C

）A.

該溶液的溶質(zhì)可能是NaHSO4B.

向該溶液中加入鋁粉，可能產(chǎn)生H2C.

下列離子在該溶液中一定能大量共存：Cl－、K＋、Cu2＋D.

向該溶液中加入NaHCO3，一定有化學(xué)反應(yīng)發(fā)生

C12345678910113.

如圖表示水中c（H＋）和c（OH－）的關(guān)系，下列判斷正確的是（

C

）A.

各點的溫度高低順序：Z＞Y＞XB.M區(qū)域內(nèi)任意點都是堿溶于水所得的溶液C.

常溫下，向純水中加入少量金屬Na，可使X點溶液變?yōu)閅點溶液D.XZ線上的任意點一定表示的是純水C1234567891011解析：溫度升高促進水的電離，其電離常數(shù)只受溫度的影響，由題圖可知，兩條曲線是反比例曲線，曲線上的橫縱坐標c（H＋）·c（OH－）為定值，X和Y點的溫度相同，各點的溫度高低順序：Z＞Y＝X，A錯誤；由題圖得M區(qū)域內(nèi)c（H＋）＜c（OH－），溶液呈堿性，但不一定是堿溶液，也可能是Na2CO3等溶于水所得的堿性溶液，B錯誤；常溫下，向純水中加入少量金屬Na，消耗水電離出的H＋，促進了水的電離，使水中的c（OH－）＞c（H＋），可使X點溶液變?yōu)閅點，C正確；pH＝－lg

c（H＋），XZ線上任意點的c（H＋）＝c（OH－），且從X到Z，H＋和OH－濃度在同等程度增大，所以此時肯定是中性溶液，但不一定是純水，也可能是NaCl等鹽溶于水所得的中性溶液，D錯誤。12345678910114.

下列說法錯誤的是（

B

）A.pH相同的NaOH溶液與Ba（OH）2溶液以任意體積比混合，pH不變B.

濃度均為0.1

mol·L－1的NaOH溶液與Ba（OH）2溶液等體積混合，pH不變C.

常溫下，pH＝2的溶液與pH＝12的溶液等體積混合后，混合溶液的pH不一定等于7D.

常溫下，0.05

mol·L－1的硫酸與0.05

mol·L－1的氫氧化鈉溶液等體積混合后，溶液pH＜7B解析：兩種溶液都是強堿，兩溶液的pH相同，混合后c（OH－）不變，pH不會變化，A正確；NaOH是一元強堿，Ba（OH）2是二元強堿，混合后c（OH－）變化，pH變化，B錯誤；混合溶液的酸堿性取決于酸堿的強弱，pH＝2的溶液與pH＝12的溶液等體積混合后，若是強酸、強堿，則pH＝7，若強酸、弱堿，則弱堿過量，pH＞7，若是弱酸、強堿，則弱酸過量，pH＜7，C正確；硫酸為二元酸，氫氧化鈉為一元堿，兩溶液濃度相同，等體積混合后硫酸過量，溶液pH＜7，D正確。12345678910115.

常溫下，有a

mol·L－1

HX和b

mol·L－1

HY兩種酸溶液，下列說法不正確的是（

B

）A.

若a＝b且c（X－）＞c（Y－），則酸性：HX＞HYB.

若a＞b且c（X－）＝c（Y－），則酸性：HX＞HYC.

若a＜b且兩者pH相同，則HY一定是弱酸D.

若向HX溶液中加入等濃度、等體積的NaOH溶液，所得溶液pH＞7，則HX為弱酸B解析：若a＝b且c（X－）＞c（Y－），說明電離程度：HX＞HY，則酸性：HX＞HY，A正確；若a＞b且c（X－）＝c（Y－），說明電離程度：HX＜HY，則酸性：HX＜HY，B錯誤；若a＜b且兩者pH相同，說明電離出的氫離子濃度相等，則HY一定是弱酸，C正確；若向HX溶液中加入等濃度、等體積的NaOH溶液，所得溶液pH＞7，說明X－水解，則HX為弱酸，D正確。12345678910116.

（2025·上饒模擬）下列圖示與對應(yīng)的敘述相符的是（

D

）圖1

圖2DA.

圖1表示相同溫度下pH＝1的鹽酸和醋酸溶液分別加水稀釋時pH的變化曲線，其中曲線Ⅱ為鹽酸，且b點溶液的導(dǎo)電性比a點強B.

圖1中，中和等體積的兩種酸，消耗等濃度的NaOH溶液體積V（Ⅰ）＞V（Ⅱ）C.

圖2中純水僅升高溫度，就可以從a點變到c點D.

圖2中在b點對應(yīng)溫度下，將pH＝2的H2SO4與pH＝10的NaOH溶液等體積混合后，溶液顯中性1234567891011解析：在題圖1中，鹽酸與醋酸的pH相同，加水稀釋相同的倍數(shù)后，鹽酸溶液的pH變化大，所以Ⅰ為鹽酸，Ⅱ為醋酸，且b點溶液的導(dǎo)電性比a點弱，A錯誤；因為鹽酸和醋酸的pH相同，所以醋酸溶液的濃度大，中和等體積的兩種酸，消耗等濃度的NaOH溶液體積：V（Ⅰ）＜V（Ⅱ），B錯誤；題圖2中純水僅升高溫度，c（H＋）、c（OH－）同等程度增大且相等，不可能從a點變到c點，C錯誤；題圖2中在b點對應(yīng)溫度下，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－1，二者等體積混合后，剛好完全反應(yīng)，溶液顯中性，D正確。12345678910117.

（2025·江西南昌月考）已知：pH＝－lg

c（H＋），pOH＝－lg

c（OH－）。常溫下，向某濃度的鹽酸中滴加NaOH溶液，所得溶液pOH和pH變化如圖所示。下列說法正確的是（

B

）A.

鹽酸與NaOH溶液的濃度相等B.

B點和D點水的電離程度相同C.

將滴加NaOH溶液改為滴加氨水，該圖曲線不變D.

升高溫度，滴定過程中pOH＋pH＞14B1234567891011解析：由題圖可知，未滴加NaOH溶液時鹽酸的pH＝0，則c（H＋）＝1

mol·L－1，即c（HCl）＝1

mol·L－1，最終溶液的pH＝14，則c（OH－）＝1

mol·L－1，由于最終所得溶液是NaCl和NaOH的混合溶液，相當(dāng)于對原NaOH溶液進行稀釋，故原NaOH溶液的c（NaOH）＞1

mol·L－1，A項錯誤；B點、D點水的電離均受到抑制，且由水電離出的c（H＋）＝c（OH－）＝10－10

mol·L－1，B項正確；若將滴加NaOH溶液改為滴加氨水，由于NH3·H2O為弱堿，而飽和氨水的pH約為12，故最終所得溶液pH不可能為14，C項錯誤；升高溫度，水的離子積Kw增大，即c（H＋）·c（OH－）＞10－14，pH＝－lg

c（H＋），pOH＝－lg

c（OH－），故pOH＋pH＜14，D項錯誤。12345678910118.

（2025·鄭州模擬）常溫下，向10

mL

1

mol·L－1的一元酸HA溶液中，不斷滴加1

mol·L－