高三化学二轮复习除强酸外多数溶液pH随着温度升高而减小的问题探究课件

主讲老师：专题10溶液pH随温度问题探究高中化学二轮复习课件2024问题的提出：升温为什么多数溶液pH减小？司空见惯的错误结论：1.常温下，0.1mol·L-1的CH3COONa溶液的pH≈8，加热后平衡向（

）方向移动，溶液的pH

。2.常温下，0.1mol·L-1的Na2CO3溶液，加入1-2滴酚酞，加热后红色（

），溶液的pH

。CH3COO-+H2O⇌CH3COOH+OH-水解是吸热反应，升温c(OH-)增大，pH增大

水解增大加深增大以上两个问题c(OH-)增大是对的，但pH增大就错了。这是为什么呢？Kw发生了变化。强碱弱酸盐pH是间接计算出的，c(OH-)增大，Kw也增大了。✔✖✖✔CO32-+H2O⇌HCO3-+OH-水解是吸热反应，升温c(OH-)增大，pH升高

常温下：c（H+）越大pH越小；c(OH-)越大，pH越大（2021·浙江）（2019北京）pH随着温度变化的曲线pH随着温度和加水量变化的曲线强碱弱酸盐强酸弱酸盐纯水证据1：证据2：结

论升温，水的pH值减小。升温，强碱弱酸盐的pH值减小升温，强酸弱碱盐的pH值减小酸性溶液碱性溶液随着水的增多，pH趋近于7证据3：《组卷网》试题截图升温，NaHCO3,（温度<45℃）Na2CO3溶液的pH值均减小升温，Na2CO3和NaHCO3溶液的pH值均减小。【疑问】升温，所有溶液的pH值均减小吗？合理猜想升温，促进了水的电离，导致c（H+）浓度增大，pH值减小升温，多种因素综合起作用，使pH呈减小趋势升温，KW增大，由于计算方式需将OH-浓度换算成c(H+)计算说明根据手持pH传感器的数据绘出的图，真实可靠2024必备知识：弱酸碱及其盐的pH快速计算方法pH的定义电解质溶液中氢离子浓度的负对数：pH=-lgc(H+)pH的计算（1）酸溶液：先求出c(H+),再根据公式：pH=-lgc(H+)进行计算（2）碱溶液：先求出c(OH-),再根据公式c(H+)=Kw/c(OH-)求出氢离子浓度,再根据公式：pH=-lgc(H+)进行计算（3）酸碱溶液混合，先判断谁过量，酸过量，返回（1）进行计算；碱过量，返回（2）进行计算。（4）设水的离子积为Kw，则pH+pOH=pKw,常温pH+pOH=14，在100℃时，pH+pOH≈12pH的定义和简单计算弱酸的pH的计算方法典例分析常温下，CH3COOH的Ka=1.8×10-5（或10-4.75），求C0=0.1mol·L-1的CH3COOH溶液的pH？mol·L-1CH3COOH⇋CH3COO-+H+起始0.1

0

0转化-x

+x

+x平衡0.1-x≈0.1

x

x二级结论：2pH=pKa+pC0(p=-lg）Ka=x2/(0.1-x)≈x2/0.1则：c(H+)≈[Ka×c0]1/2两边同取负对数得：2pH=pKa+pC0

（在酸不是很强的情况下，忽略掉电离的酸分子所得出的结论）用以上公式可得：2pH=-lg10-4.75-lg10-1

=4.75+1=5.75故有：pH=5.75/2=2.88应用此公式的理由：通常题目给的都是C0=0.1mol·L-1，或C0=0.01mol·L-1，则pC0=1或2，非常简单C0为弱酸的浓度，pC0一般为1或2弱碱的pH的计算方法典例分析常温下，NH3·H2O的Kb=1.8×10-5（或10-4.75），求C0=0.1mol·L-1的NH3·H2O溶液的pH？mol·L-1

NH3·H2O⇋

NH4++OH-起始0.1

0

0转化-x

+x

+x平衡0.1-x≈0.1

x

x二级结论：2pOH=pKb+pC0(p=-lg）Kb=x2/(0.1-x)≈x2/0.1则：c(OH-)≈[Kb×c0]1/2两边同取负对数得：2pOH=pKb+pC0

（在弱碱不是很强的情况下，忽略掉电离的弱碱分子所得出的结论）用以上公式可得：2pOH=-lg10-4.75-lg10-1=5.75故有：pOH=5.75/2=2.88pH=14-2.88=11.12小结：弱碱，先根据公式2pOH=pKb+pC0求出pOH,再根据pH=pKw-pOH求出pHpH=pKw-pOH延伸拓展2p□=pK+pC0(通式）在弱酸弱碱不是很强的情况下，求一元弱酸、一元弱碱、二元弱酸、一元弱盐、弱酸的酸式盐的pH的方法如下:Ka为弱酸的电离常数；Kb为弱碱的电离常数，Kw为水的离子积常数，Kh为水解常数物质类别pH的计算公式说

明一元弱酸HAc一元弱碱NH3·H2O二元弱酸H2C2O4强酸弱碱盐NH4Cl强碱弱酸盐NaAc酸式盐NaHSO32pH=pKa+pC02pOH=pKb+pC0需满足C0/Ka≥400，酸不很强再根据pH+pOH=14计算pH值2pH=pKa1+pC0一级电离为主，Ka代入一级常数2pOH=pKh+pC0显碱性求pOH，Kh=Kw/Ka2pH=pKh+pC0显酸性求pH，Kh=Kw/Kb2pH=pKa1+pKa2酸式盐pH与初始浓度C0关系不大酸性代pH，碱性代pOH酸代Ka，碱代Kb，弱盐代Kh【典例1】求25℃0.1mol·L-1的Na2CO3溶液的pH=？（已知H2CO3Ka1=4.5×10-7，Ka2=4.7×10-11）【解析】Na2CO3的一级水解常数：

Kh1=Kw/Ka2=10-14/4.7×10-11=2.2×10-4碳酸钠溶液显碱性，需要求出pOH值。根据公式：2pOH=pKh1+pC=3.65+1=4.65pOH=2.33

pH=14-pOH≈11.711.7显碱性，2pOH=pKh+pCKh为一级水解常数【典例2】求0.1mol·L-1的NaHCO3溶液和0.1mol·L-1的NaHSO3溶液的pH。（H2CO3的Ka1=4.5×10-7，Ka2=4.7×10-11；H2SO3的Ka1=1.4×10-2，Ka2=6.0×10-8）【解析】NaHCO3溶液：2pH=(pKa1+pKa2)=(-lg4.5×10-7-lg4.7×10-11)=(7-0.65）+（11-0.67)=16.68，所以:

pH≈8.34NaHSO3溶液：2pH=(pKa1+pKa2)=（2-lg1.4）+（8-lg6.0）=（2-0.14）+（8-0.78）=9.08,所以：

pH≈4.542024电解质溶液pH随温度变化的规律随着温度升高，酸碱盐溶液的pH的变化的规律探析揭示规律强酸类其它类升高温度，pH不变升高温度，pH均减小（降低）（1）弱

酸（2）弱

碱（3）强

碱（4）强酸弱碱盐(5)强碱弱酸盐升温，pH没有升高的！【探究1】：强酸类，升温pH基本不变【前提】忽略强酸溶液的挥发，分解等等。【探究】强酸氢离子包括酸氢离子、水氢离子（假设为0.1mol·L-1的HClO4）：HClO4=H++ClO4-H2O⇋H++OH-1.0×10-1mol·L-1完全电离，升温基本不变100℃，Kw=10-12，水电离出的H+浓度仅1.0×10-11mol·L-1,升温变化H+忽略不计结论强酸类，升温pH不变pH=-lgc(H+),c(H+)基本不变，则pH不变！反思：pH计算的依据是氢离子浓度的负对数，这是强酸升温pH不变的根本原因【探究2】弱酸类，温度升高，pH变小【分析】HAc⇌H++Ac-H2O⇌H++OH-升温，HAc和H2O的电离平衡均向右移动，c(H+)明显增大，pH减小。【问题】0.1mol·L-1的CH3COOH（HAc）溶液：温度升高，pH如何变化？结论弱酸类升温pH减小，是弱酸的电离平衡和水电离平衡均正向移动的叠加效果均增大pH=-lgc(H+),c(H+)增大，则pH减小！【探究3】NaOH溶液温度升高，pH减小【问题】0.1mol·L-1的NaOH溶液：升温，pH如何变化？【推导】NaOH=Na++OH-,H2O⇋H++OH-，

升温，NaOH的c(OH-)不变，H2O电离出的的OH-浓度增大（强碱中水的电离受到抑制，OH-浓度变化忽略不计）。pOH=-lg0.1=1升温，pOH不变，但pKw减小，25℃：pKw=14，100℃：pKw=12根据25℃时Kw为1.0×10-14，100摄氏度时Kw约为1.0×10-12【公式】

pH=pKw-pOH25℃：

pH=14-pOH=13100℃：

pH=12-pOH=11强碱升温pH减小，是因为其升温时，Kw增大，但pKw减小的缘故结论pOH=1不变升温强碱pH值减小，是因为升温促进水的电离H+浓度增大的缘故。【探究4】弱碱溶液升温时，pH减小

【问题】为什么0.1mol·L-1氨水，升高温度pH下降？（不考虑挥发，分解）【解析】NH3·H2O⇌NH4++OH-

，H2O⇌H++OH-根据pH的计算公式：2pOH=pKb

+pc，2(pKw-pH)=pKw-pKh

+pc，2pH=pKw+pKh-pc，升温，Kw，Kh均增大，pKw+pKh减小，pc不变，故pH减小。结论弱碱升温pH减小，是因为其升温时，Kw和Kh均增大，pKw+pKh减小设氨水浓度为cmol·L-1以上Kw与Kh是为了方便比较引入数据因Kb=Kw/Kh【探究5】NaAc溶液温度升高，pH也减小【问题】为什么0.1mol·L-1的NaAc溶液温度升高，pH也减小？【推导】CH3COO-+H2O⇌CH3COOH+OH-,H2O⇌H++OH-根据强碱弱酸盐pH的推导公式：2pOH=pKh+pc①pOH=pKw-pH②，

pKh=pKw-pKa③，将②③代入①可得：2（pKw-pH）=pKw-pKa+pc，2pH=pKw+pKa-pc升温KW,Ka增大，pKW,pKa减小，故pH减小结论强碱弱酸盐升温pH减小，是因为其升温KW,Ka增大，pKW,pKa减小，故pH减小Kh=Kw/Ka2024溶液温度与pH关系典型例题分析易错点1：强碱弱酸盐升温，pH一定增大（✖）【典例1】加热0.1mol·L-1的Na2CO3溶液，溶液水解程度（变大），溶液的碱性增强，pH增大（

）✖【

点评

】加热0.1mol·L-1的Na2CO3溶液，溶液水解程度（变大），CO32-+H2O⇌HCO3-+OH-，氢氧根浓度增大，碱性增强，所以我们会以为pH增大。但这个推理有个前提，是温度不变时。本题温度升高，水的电离平衡移动，Kw增大，c(H+)也增大，故pH=-lgc（H+）减小。【规律揭示】升温强酸pH不变，其余类物质一般pH减小（前面提到的）反思：氢氧根浓度增大、pH增大的前提是：温度不变。【典例2】（2019北京）实验测得0.5mol·L−1CH3COONa溶液、0.5mol·L−1CuSO4溶液以及H2O的pH随温度变化的曲线如图所示。下列说法正确的是（

）A．随温度升高，纯水中c(H+)>c(OH−)B．随温度升高，CH3COONa溶液的c(OH−)减小C．随温度升高，CuSO4溶液的pH变化是Kw改变与水解平衡移动共同作用的结果D．随温度升高，CH3COONa溶液和CuSO4溶液的pH均降低，是因为CH3COO−、Cu2+水解平衡移动方向不同C✖

从左图看出，升温pH减小，但c(H+)=c(OH−)，

水仍为中性✖，T↑平衡

CH3COO-+H2O⇌CH3COOH+OH-平衡正移，c(OH−)增大强碱弱酸盐强酸弱酸盐纯水✔，T↑平衡

Cu2++2H2O⇌Cu(OH)2+2H+平衡正移H2O⇌H++OH-平衡正移Kw增大✖，T↑平衡

CH3COO-+H2O⇌CH3COOH+OH-平衡正移，T↑平衡

Cu2++2H2O⇌Cu(OH)2+2H+平衡正移水解平衡移动方向相同【典例3】（2022·浙江卷）25℃时，苯酚（C6H5OH）的Ka=1.0×10-10，下列说法正确的是（

）A．相同温度下等pH的C6H5ONa和CH3COONa溶液中，c(C6H5O-)>c(CH3COO-)B．将浓度均为0.1mol·L−1的C6H5ONa和NaOH溶液加热，两种溶液的pH均变大C．25℃时，C6H5OH溶液与NaOH溶液混合，测得pH=10.00，则此时溶液中c(C6H5O-）=c(C6H5OH）D．25℃时，0.1mol·L−1的C6H5OH溶液中加少量C6H5ONa固体，水的电离程度变小✔C<

✖

酸性：CH3COOH>C6H5OH,苯酚根水解程度大，水解得到等浓度OH-离子所需浓度小

升温，除了强酸pH基本不变，其余溶液pH一般均减小，B✖C6H5ONa可以水解，促进水的电离

，水的电离程度变大。D✖【典例4】（2020·浙江卷）下列说法不正确的是()A.2.0×10-7mol·L−1的盐酸中c(H+)=2.0×10-7mol·L−1B.将KCl溶液从常温加热至80℃，溶液的pH变小但仍保持中性C.常温下，NaCN溶液呈碱性，说明HCN是弱电解质D.常温下，pH为3的醋酸溶液中加入醋酸钠固体，溶液pH增大A✖，酸的浓度很小，接近中性时，水电离出的H+不能忽略不计。应大于✔，KCl不影响水的电离，升温H2O⇌H++OH-平衡正移，Kw变大，pH减小，仍为中性。✔，显碱性说明NaCN是强碱弱酸盐，HCN为弱酸✔，利用整体法：醋酸溶液显酸性，加入因水解显碱性的醋酸钠，溶液pH增大【典例5】（2018年北京卷）测定0.1mol·L-1Na2SO3溶液先升温再降温过程中的pH，数据如下。时刻①②③④温度/℃25304025pH9.669.529.379.25已知：实验过程中，取①④时刻的溶液，加入盐酸酸化的BaCl2溶液做对比实验，④产生白色沉淀多。下列说法不正确的是A.Na2SO3溶液中存在水解平衡：SO32-+H2O⇋HSO3-+OH−B.④的pH与①不同，是由于SO32-浓度减小造成的C.①→③的过程中，温度和浓度对水解平衡移动方向的影响一致D.①与④的Kw值相等

（

C

）B✔，SO32-离子被氧化成SO42-，SO32-浓度减小

水解出OH-变少✔，A正确C✖，升温，水解平衡向右；降低SO32-离子浓度向左移动D✔，温度相同，Kw值相同有水解性:SO32-+H2O⇋HSO3-+OH−和还原性：2SO32-+O2=2SO42-【典例6】（2021福建卷）右图为某实验测得0.1mol·L－1NaHCO3溶液在升温过程中（不考虑水挥发）的pH变化曲线。下列说法正确的是()A．a点溶液的c(OH－)比c点溶液的小B．a点时，Kw＜Ka1(H2CO3)·Ka2(H2CO3)

✔，pH相同，a到c氢离子浓度相同但Kw增大，c(OH-)=Kw/c(H+)增大

HCO3-

⇋H++CO32-Ka2HCO3-+H2O⇋H2CO3+OH-Kh2=KW/Ka1

✖，碳酸氢钠溶液中存在电离平衡和水解平衡，根据图示可知，碳酸氢钠溶液显碱性，水解过程大于电离过程：45℃以上快速分解，逐步转化为Na2CO3:2NaHCO3=Na2CO3+H2O+CO2↑相关性质：NaHCO3溶液有水解性:HCO3-+H2O⇋H2CO3+OH−和

不稳定性：2NaHCO3=Na2CO3+H2O+CO2↑A易分解酸式盐NaHCO3随着温度升高pH变化的曲线a、c两点温度不同【典例6】（2021福建卷）右图为某实验测得0.1mol·L－1NaHCO3溶液在升温过程中（不考虑水挥发）的pH变化曲线。下列说法正确的是（

）A．a点溶液的c(OH－)比c点溶液的小B．a点时，Kw＜Ka1(H2CO3)·Ka2(H2CO3)C．b点溶液中，c(Na+)＝c(HCO3－)＋2c(CO32－)D．ab段，pH减小说明升温抑制了HCO3－的水解✔✖AC✖，原型电荷守恒：c(H+)+c(Na+)＝c(HCO3－)＋2c(CO32－)+c（OH-）因显碱性，c(H+)<c（OH-）,消掉后c(Na+)>c(HCO3－)＋2c(CO32－)✖,升温促进水解。pH减小因升温促进水的电离，Kw增大，致c(H+)增大，pH减小【典例7】（2021·浙江）实验测得10mL0.50mol·L-1NH4Cl溶液、10mL0.50mol·L-1CH3COONa溶液的pH分别随温度与稀释加水量