专题五电离及水解平衡pH值计算
弱电解质的电离平衡及溶液的PH值的计算
2、强酸（碱）溶液每稀释10倍，PH增大 （减小）一个单位。 3、酸（碱）溶液无限稀释时，PH均约等 于7（均要考虑水的电离）。
例；PH值相同的盐酸、硫酸、醋酸在稀释 相同倍数后溶液的PH值变化有什么不同?
盐酸和硫酸PH变化相同但大于醋酸PH的变 化，亦即盐酸和硫酸的PH值在稀释后应大于 醋酸的PH值因为弱酸在稀释过程在不断的电 离，稀释后酸性应比强酸强一些，所以PH值 小一些(强的变化大) 再逆向思维 PH值相同的盐酸、硫酸、醋酸在稀释后溶 液的PH值仍然相同,则稀释的倍数关系是 _____ 弱酸大于强酸
减小 增大 减小 增大 减小 减小
增大
减小
增大
加NaOH（S） 正向移动 加 CH3COONa （S）
逆向移动 正向移动
减小 增大 增大
增大
加 NaCO3 （S）
加 水
正向移动
正向移动
减小
减小
加 NaSO4 （aq）
减小
1.在0.1mol· -1的氨水溶液中，存在如下电离平衡： mol NH3+H2O NH4++OH-（正反应为吸热反应）。
例：在一定温度下，冰醋酸加水稀释的过程中，溶液的 导电能力如图所示，请回答：（1）“o”点导电能力为 0的理由是 在O点处醋酸没电离，无离子存在 。
（2） a、b、c三点溶液PH由大到小的顺序是 C、a、b 。 导 C 。 电 （3） a、b、c三点中电离程度最大的是 能 力 b （4）若使c点溶液中C(Ac-)增大，
酸：[c(H+)酸+ c(H+)水] · c(OH－)水 = Kw
碱：c(H+)水· [c(OH－) 碱+ c(OH－) 水]= Kw 盐：水解呈酸性的：c(H+)水· c(OH－)剩 = Kw
酸碱平衡及其PH值计算
c(H 3O ) c(NH 3 )
c(
NH
4
)
5.6
1010
HS- + H2O
H3O+ + S2-
K
a
(HS
)
c(H 3O ) c(S c(HS )
2
)
7.1 1015
K
a
越大，酸的强度越大,由
K
a
(HAc)
＞
K
a
(NH
4
)
＞
K
a
(HS
由二级平衡: HS平衡浓度: 1.1 10-4
H+ + S2-
1.1 10-4
y
K1/K2>102 可做一元
弱酸处理
Ka2 = [H+][S2-]/[HS-] = 7.1 10-15 y = Ka2 = [S2-] = 7.1 10-15
酸根离子浓度 近似等于二级
电离常数
结论:
多元弱酸中,若K1K2K3…,通常K1/K2>102,求[H+] 时, 可做一元弱酸处理。
加入1滴(0.05ml) 1mol·L-1 NaOH
50ml纯水pH = 7
pH = 3
pH = 11
50mLHAc—NaAc
[c(HAc)=c(NaAc)=0.10mol·L-1]
pH = 4.74
pH = 4.73
pH = 4.75
缓冲溶液：具有能保持本身pH值相对稳定性能的溶液 (也就是不因加入少量强酸或强碱而显著改变pH值的溶液)。
称为碱的解离常数。K
b
越大，碱的强度越大。一
水的电离和pH值的计算
水的电离和pH值的计算水是生命的基本物质，也是化学反应中最常见的溶剂。
在水中，发生着水的电离反应，产生氢离子（H+）和氢氧根离子（OH-）。
这一过程可以通过pH值来进行量化。
本文将探讨水的电离和pH值的计算方法。
一、水的电离反应水的电离反应可以用如下方程式表示：H2O ⇌ H+ + OH-在纯净水中，水分子会偶尔发生这样的反应，一部分水分子会分解成氢离子和氢氧根离子。
这表明水是一个弱电解质。
二、pH值的定义pH值是用来表示溶液酸碱性的度量指标。
它的定义是负对数函数，通过测量氢离子的浓度来判断溶液的酸碱性。
pH值的计算公式如下：pH = -log[H+]其中[H+]表示溶液中氢离子的浓度。
三、pH值的计算1. 对于酸性溶液如果溶液为酸性，那么pH值一定小于7。
在酸性溶液中，氢离子的浓度高于氢氧根离子的浓度。
举例来说，如果一个溶液的氢离子浓度为10^-3 mol/L，那么pH值的计算公式为：pH = -log(10^-3) = 3因此，这个溶液的pH值为3，属于酸性溶液。
2. 对于碱性溶液如果溶液为碱性，那么pH值一定大于7。
在碱性溶液中，氢离子的浓度低于氢氧根离子的浓度。
举例来说，如果一个溶液的氢离子浓度为10^-10 mol/L，那么pH 值的计算公式为：pH = -log(10^-10) = 10因此，这个溶液的pH值为10，属于碱性溶液。
3. 对于中性溶液如果溶液为中性，那么pH值等于7。
在中性溶液中，氢离子的浓度等于氢氧根离子的浓度。
举例来说，如果一个溶液的氢离子浓度为10^-7 mol/L，那么pH值的计算公式为：pH = -log(10^-7) = 7因此，这个溶液的pH值为7，属于中性溶液。
四、pH值的应用pH值不仅可以用来表征溶液的酸碱性，还可以用来控制化学反应的进行。
许多化学实验和工业生产过程中，都需要在特定的pH值下进行反应。
例如，酶是生物体内的一种特殊催化剂，在特定的pH值下才能发挥最佳催化作用。
[高二理化生]水的电离和PH值计算
![[高二理化生]水的电离和PH值计算](https://img.taocdn.com/s3/m/6a3205be6bec0975f465e299.png)
A、一定有影响
B、偏大
C、偏小
D、不确定
使用方法：直接把待测液滴在干燥的pH试纸上，试纸上
显出颜色后马上跟标准比色卡相对比
3、溶液的pH计算 pH=-lgc（H+）
①强酸混合溶液求pH②强碱混合溶液求pH
③强酸与强碱混合后求pH
a若恰好完全反应。b若酸过量。c若碱过量
④未标明酸或碱的强弱，例pH =2 pH =12的 溶液等体积混合后，其pH值不一定， A、强酸与强碱混合后。pH =7
水的电离
高考要点
水的电离和水的离子积 影响水的电离平衡的因素 溶液的酸碱性 有#43;+OH-
2、水是极弱的电解质。只能 发生微弱的电离。
实验测得： 在25℃时，水电离出来的 [H+]=[OH—]=10—7mol/L
3、水的离子积常数
[H+][OH—]=Kw Kw叫做水的离子积常数，简称水的离子积。
★ 25℃时 ：KW
+ =C（H ）· C（OH ）
=1× 10-14
★ 100℃时：KW =C（H+）· C（OH-） =1× 10-12 请注意 1、Kw与温度有关，升高温度Kw变大。
2、Kw不仅适用于纯水，还适用于酸、碱
、盐的稀溶液中，但C（H+）， C（OH-） 是指溶液中总的C（H+ ）， C（OH-），不 单指水电离的。 即：无论是酸溶液中还是碱溶液中都同时 存在H+和OH—！而且在一定温度下是定值 ！常温下，溶液的酸碱性跟H+和OH—浓度 的关系 中性溶液[ H+]=[OH—] 酸性溶液[H+]＞[OH—] 碱性溶液[H+]＜[OH—]
关键：抓住氢氧根离子离子进行计算！
水的电离及PH值的计算
技巧：
8．在25℃时，pH=2的盐酸溶液1L与pH=4的盐酸 溶液等体积混合，混合后溶液的pH值等于多少？ pH=－lg c(H+) =－lg（1×10-2+1×10-4）/2
=2+lg2 =2.3
本章的学习以化学平衡理论为基础，进一 步探讨酸、碱、盐在水中的离子反应，深入了 解离子反应的本质；探究化学平衡、电离程度 和溶解度之间的关系及其应用。
一、水的的电离：
⑴水的离子积KW与温度有关，温度越高，KW越大，温度 不变， KW不变。 ⑵任何水溶液中H+和OH－总是同时存在的, 在一定温度下 是定值，而且不论是在中性溶液还是在酸碱性溶液，水 电离出的C(H+)＝C(OH－)。 ⑶KW＝c(H＋)·c(OH－)表达式中，c(H＋)、c(OH－)均表示 整个溶液中总物质的量浓度。但是一般情况下有： ①酸溶液中KW＝c(H＋)酸·c(OH－)水(忽略水电离出的H＋ 的浓度)。 ②碱溶液中KW＝c(H＋)水·c(OH－)碱(忽略水电离出的OH－ 的浓度)。
５、取PH均等于2的盐酸和醋酸分别稀释2倍后，再 分别加入0.03g锌粉，在相同条件下充分反应，有关 叙述正确的是（ ） A、醋酸和锌反应放出的氢气多 B、盐酸和醋酸分别与锌反应放出的氢气一样多 C、醋酸和锌反应速率较大 D、盐酸和醋酸分别与锌反应速率一样大
Ｃ
8×10 mol/L
水电离出的c(H+)是多少？水电离出的c(OH-)是多 少？ 8×10-8mol/L
二、溶液的酸碱性与pH 无论是酸溶液中还是碱溶液中都同时存在H+ 和OH-，而且在一定温度下是定值！ 1.溶液的酸碱性跟H+和OH—浓度的关系： (1)c(H＋)＞c(OH－)溶液呈酸性。 (2)c(H＋)＝c(OH－)溶液呈中性。 (3)c(H＋)＜c(OH－)溶液呈碱性。 〖结论〗：
水的电离和溶液酸碱性计算、酸碱滴定
一、水的电离水是极弱的电解质，发生微弱的电离，水分子电离示意图：1、水的电离H2O + H2O H3O＋ + OH-简写：H2O H＋+ OH-实验测定：25℃c（H＋）= c（OH－）=1×10－7mol/L2、水的离子积：25℃K W = c（H＋）·c（OH－）= 1.0×10－14。
说明：(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，100℃时，c(H+)=c(OH-)=1×10-6mol/L，Kw=c(H+)·c(OH-)=1×10-12。
(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(1) 温度：温度升高，水的电离程度增大，水的电离平衡向电离方向移动，离子浓度增大。
(2) 酸、碱：在纯水中加入酸或碱，抑制H2O的电离，均使水的电离平衡向分子化过程移动，此时若温度不变，Kw不变，水的电离程度变小；c(H+)发生改变，pH也随之改变；若向水中加入酸，则c(H+)增大，c(OH—)变小，pH变小(3) 其他因素：如向水中加入活泼的金属，由于与水电离出的H+直接作用，因而促进了水的电离平衡向电离的方向移动。
二、溶液的酸碱性与pH1、溶液的酸碱性以0.1mol/L HCl为例，由于酸电离出H+能使H2O H++OH-平衡向左移动，即抑制了水的电离，溶液中H+由两部分组成，一部分为酸提供，另一部分为H2O提供，水电离提供的c(H+)远小于酸提供的c(H+)，故可忽略，溶液中H+全部看作酸提供，故c(H+)溶液=0.1mol/L，但溶液中OH-全部为H2O电离产生，c(OH—)溶液= c(OH—)，水电离产生 c(H+)和c(OH—)始终相等，因此有c(OH—)溶液 = c(OH—) = c(H+)==1×10-13。
2、pH⑴定义：pH=－lgc(H＋)溶液的酸性越强，其pH越小；溶液的碱性越强，其pH越大。
高中化学总复习《水的电离平衡、PH计算》的解题指导
高考总复习 《水的电离平衡、PH 计算》的解题指导【考纲要求】1.理解水的电离平衡及其影响；2.初步掌握测定溶液pH 的方法，能进行pH 的简单计算；3.本部分知识的综合应用。
【考点梳理】考点一、单一溶液pH 的计算（1）酸溶液：pH=―lg c (H +)；（2）碱溶液：W(H )(OH )K c c +-=，再求pH ；或直接求pOH=―lg c (OH ―)，据pH+pOH=14（25℃时）再求pH 。
考点二、酸碱加水稀释时pH 的计算（1）强酸pH=a ，加水稀释10n 倍，则pH=a+n 。
（2）强碱pH=b ，加水稀释10n 倍，则pH=b ―n 。
要点诠释：酸溶液无限稀释时，其pH 只能很接近7，但不能大于7。
碱溶液无限稀释时，其pH 只能很接近7，但不能小于7。
考点三、强酸强碱混合pH 的计算强酸与强碱溶液混和：首先判断谁过量，再计算。
再求c(H +)和pH 值。
【典型例题】类型一、酸、碱加水稀释后pH 的计算例1、⑴pH=2的某酸溶液稀释100倍，pH_______4，pH ＝12的某碱溶液稀释100倍，pH_______10。
⑵室温时，将pH=5的H 2SO 4溶液稀释10倍，c(H +)∶c(SO 42－)＝_______________________，将稀释后的溶液再稀释100倍，c(H +)∶c(SO 42－)＝_______________________。
【答案】⑴≤；≥；⑵2∶1；20∶1。
【解析】⑴若酸为强酸pH=4，为弱酸pH<4；同理某碱可能为强碱也可能为弱碱；⑵第一次稀释10倍，pH=6，此时c(H +)∶c(SO 42－)＝2∶1；第二次稀释后c(H +)≈10－7mol/L ，而c(SO 42－)＝5×10－9mol/L ，二者之比为20∶1。
【总结升华】酸或碱溶液稀释时，由于水的电离平衡的影响，使稀释后的c(H +)或c(OH －)不可能比10－7mol/L 更小（室温下），但其他离子可能会因稀释而继续减小。
水的电离和PH计算
25℃时，水电离出来的[H+]=[OH-]=10-7mol/L
水是一种极弱的电解质（通常的电流表无法检验其中 离子，一般某种离子浓度低于10-5mol/L时认为该离子 不存在 ）
二、水的离子积常数
例9、KW100℃=10-12，试求在100 ℃时 纯水的pH值 pH=6是否说明100 ℃时纯水成弱酸性？
4、pH值测定方法
测定方法：酸碱指示剂法、pH试纸法、pH计法等。
pH 石蕊 酚酞
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14
橙 色
甲基橙 红色
黄色
浅红 色
红色 紫色 无色
温度升高， KW值增大
如：KW25℃=10-14 KW100℃ ≈ 10-12 例 1、 升高温度，Kw增大。已知KW100℃=10-12， 则在100 ℃时纯水中的[H+]等于多少？ [H+] =10-6mol/L
例2、0.1mol/L的NaOH溶液中，c（H + ）=？ C（OH - ） =？由水电离出的氢离子、氢氧根离子浓度等于多少？
溶液中c(H+)= 1 ×10-13 mol/L c(OH-)= 0.1mol/L
由水电离出的氢离子浓度= 由水电离出的氢氧根离子浓度= 1 ×10-13 mol/L
例3、在0.1mol/L的H2SO4溶液中， c(H+)= ？ c(OH-)= ？ 由水电离出的氢离子、氢氧根离子的浓度等于多少？
溶液中c(H+)= 0.2mol/L c(OH-)= 5×10-14 mol/L
例8、常温下，某溶液中由水电离出 的H+和OH-浓度的乘积为 1×10-24mol/L， 该溶液的[H+] 可能为 。
水的电离及PH的计算
水的电离及PH值的计算一、水的电离1.水有微弱的导电性, 只能微弱的电离，并存在着平衡，证明水是一种极电解质.水的电离方程式为或写为______________________水的电离是热过程,25℃时,纯水中[H+]=[OH-]= mol/L,Kw= ,100℃时,[H+]=[OH-]=10-6mol/L,Kw=1.0×10-12,此时溶液呈性.2.水的离子积不但适用于纯水,还适用于性或性的溶液.注意点：（１）该常数不受水的用量多少的影响。
（２）K W受温度的影响而变化，T升高，K W增大。
如100。
C,K W＝10-12即［H+］＝［OHˉ］＝10-6 mol·Lˉ1（３）K W也适用于稀的酸、碱、盐溶液中的H+和OHˉ的关系。
要强调以下几点：(4)在纯水中有：c水(H+)=c水(OH-)=c(H+)=c(OH-)(5)任何水溶液中c水(H+)=c水(OH-)恒成立,但c(H+)与c(OH-)往往不相等，导致溶液呈酸性或碱性。
(6)K W = c(H+)·c(OH-)中的c(H+)、c(OH-)指的是水（或水溶液）中的氢离子、氢氧根离子的总浓度，与由水电离出的氢离子、氢氧根离子浓度不同（下文中分别用c水(H+)、c水(OH-)表示）。
二、溶液的酸碱性和pH1、溶液酸、碱性的实质在酸、碱溶液中水的电离平衡被破坏，但H+与OH—的关系仍符合乘积是________。
当加酸时，水的电离平衡_______，c(H+)_____c(OH—)。
所以说，溶液酸、碱性的实质是溶液中的c(H+)和c(OH—)的相对大小问题。
2、溶液酸碱性的表示方法——pH（1）定义pH=___________（2）意义pH大小能反映出溶液中c(H+)的大小，即能表示溶液的酸碱性强弱。
pH<7溶液呈________。
PH越小，溶液酸性越________；pH每减小1个单位，c(H+)________。
水电离及PH值计算
水电离及PH值计算引言：水电离及PH值计算是化学中一个非常重要的概念。
水电离是指水分子在溶液中失去一个或多个质子的过程，形成氢离子和氢氧根离子。
PH值是用来表示溶液酸碱性强弱的一种指标，是与氢离子浓度相关的负对数。
本文将介绍水电离的原理和PH值的计算方法。
一、水电离的原理水分子是由氧原子和两个氢原子组成的分子，可以用化学式H2O表示。
当水分子处于溶液中时，水分子会发生电离反应，形成氢离子(H+)和氢氧根离子(OH-)。
这个反应可以用下面的方程式表示：H2O⇌H++OH-水分子在溶液中的电离程度由电离常数(Kw)来衡量，Kw为水的离子积，其值为1.0x10^-14、根据这个公式，任何时候水分子的H+和OH-的浓度乘积等于1.0x10^-14二、PH值的定义与计算PH值是表示溶液酸碱性强弱的一种指标，它是负对数的形式。
具体定义如下：PH = -log[H+]其中[H+]代表溶液中氢离子的浓度。
通过这个公式，我们可以根据溶液中氢离子的浓度来计算PH值。
三、PH值计算的例子假设我们有一个溶液，其中氢离子的浓度为1.0 x 10^-3 mol/L。
我们来计算这个溶液的PH值。
根据PH值的计算公式，我们可以得出：PH = -log(1.0 x 10^-3)通过计算。
四、PH值的酸碱性解释根据PH值的大小，我们可以判断溶液的酸碱性强弱。
当PH值小于7时，溶液被称为酸性溶液；当PH值大于7时，溶液被称为碱性溶液；当PH值等于7时，溶液被称为中性溶液。
五、影响PH值的因素PH值可以被许多因素所影响，包括温度、溶液的浓度、溶解度等。
例如，随着温度的升高，水分子电离的程度也会增加，从而导致溶液的PH值下降。
结论：水电离及PH值计算是化学中的重要概念。
水分子在溶液中发生电离反应，生成氢离子和氢氧根离子。
PH值是用来表示溶液酸碱强弱的指标，它是与氢离子浓度相关的负对数。
PH值的计算方法是根据溶液中氢离子的浓度来计算。
PH值小于7时为酸性溶液，大于7时为碱性溶液，等于7时为中性溶液。
专题五 电离及水解平衡 pH值计算PPT教学课件
(4)影响因素
(1)温度:升温 ,促进盐的水解 (2)盐的浓:加 度水稀,水 释解程度增大 (3)外加酸:增 碱大了溶c液 (H中)或c(OH), 促进或抑制盐的水解
(5)应用
(1)判断盐溶液的酸碱性 ((32))某 确些 定易 盐水 溶解 液的 中盐 的溶 微液 粒 制 类配 种 与 及保 其存 浓度大小关 (4)制备某些盐或无水物 (5)解释生产生活中的某 化些 学问题
常见内容有：①关于溶液的离子浓度，溶液导电能力的 判断；②关于溶液酸碱性的判断；③关于溶液pH及其 性质的判断；④关于混合溶液性质的判断；⑤关于pH 计算、估计及应用；⑥电离平衡移动、水解平衡移动及 其原理应用，解释实际问题；⑦中和滴定操作、误差分 析及原理应用；⑧溶液中离子浓度大小的比较等。
(二)、应考策略
(三)、知识归纳 1．基本概念
非电解质
化合物 电 按离 能分 否 电解质 按电能离否分全弱 强 部电 电解 解(((((((质 质 1133422)))))))包 包 电 电 多 部 完括 括 离 离 元 分 全弱 强 方 方 弱 电 电,,,,弱 强 电 存 酸 酸 程 程 酸 离 离""碱 碱 离 在 式 式 ,,的 水 盐 ""过 电 (用 用 电 可程 离 离 溶行不 平 ,分 盐 难可 衡 步 溶逆 进
表示方法: 用""
温度
影响因素离 分子 子浓 浓度 度平衡移动符合勒夏特原列理
3．水的电离 （1）极弱电离：H2O
H++OH－
水的 （2）离 ((12子 ))K 常 w积 温 c(,H K下 w)•1c (O 10H 1)4 (3)c(H),c(OH )指溶H 液 浓 中度 O和 H 浓,度 不一定来自水的电离
(完整word)水的电离和溶液pH值计算
水的电离与溶液pH 值的计算一、水的电离水是极弱的电解质,发生微弱的（自偶)电离。
H 2O + H 2O →H 3O + + OH - 简写: H 2O → H + + OH —实验测定：25℃ c（H +）=c （OH —）=1710-⨯mol/L100℃ c（H +）= c(OH -）= 1610-⨯mol/L二、水的离子积(K w ）实验测定：25℃ K w = c （H +)·c（OH —）=11410-⨯（定值）（省去单位）100℃ K w = c （H +）·c(OH —）=11210-⨯影响因素：1）温度：温度越高，K w 越大，水的电离度越大.对于中性水，尽管K w 温度升高，电离度增大，但仍是中性水，[H +]=［OH —]. 2）溶液酸碱性:中性溶液，c （H +）=c （OH -）=1710-⨯mol/L酸性溶液：c （H +）> c （OH —），c(H +)>1⨯10-7mol/L c （OH —）<1⨯10-7mol/L碱性溶液：c （H +）〈 c （OH -)，c （H +）<1⨯10-7mol/L c(OH -)〉1⨯10—7mol/Lc(H +）越大，酸性越强；c （OH -）越大，碱性越强。
三、溶液pH 值的计算 1.pH 的计算公式：（1）c(H +）=C 酸α酸（弱酸） c （H +）= nC 酸 c(OH —）=C 碱α碱（弱碱) c （OH —）= nC 碱 (2） K w = c （H +）c （OH -),c （H +）=）（OH K c wc （OH —）=）（+H Kw c(3） pH=—lgc(H +） pOH=—lgc （OH -） （4) pH + pOH = 14(25℃)2.酸或碱溶液及稀释后的p H 值的计算(25℃)1） 酸强碱溶液（单一溶液）p H 值的计算 例1．求0。
1mol/L 的H 2SO 4的pH 值。
PH值计算
7、判断下列说法是否正确：
（1）pH=7的溶液是中性溶液。
()
（2）H2S溶液中c(H+)：c(S2-)=2：1 。 ( ) （3）0.1 mol/L的HAc溶液中c(H+)是0.2 mol/LHAc
溶液中c(H+)的1/2。
()
（4）0.1 mol/L的HAc中c(H+) 大于0.01 mol/L 的
(3) a的取值范围是多少？
19
练一练（全国高考题）
25℃时，若体积为Va、pH=a的某一元强酸与体 积为Vb、pH=b的一元强碱混合，恰好中和，且 已知Va＜Vb和a=0.5b.请回答下列问题：
（1）a值可否等于3？为什么？
（2) a值可否等于5？为什么？
(3) a的取值范围是多少？
答案：（1）不可。因为当a=3时,b=6,与pH=b为一元
7
结论：强酸(碱)每稀释10倍，pH值向7靠拢一个单位。 注意：pH=6或8时，不可忽略水的电离，只能
接近7，酸碱溶液无限稀释，pH只能约等于7或接 近7：酸不能大于7；碱不能小于7
强酸pH=a,加水稀释10n倍后，pH=a+n; 强碱pH=b,加水稀释10n倍后，pH=b-n.
8
三、有关溶液pH的计算：
一、水的电离
1、水的电离方程式 H2O+H2O H3O++OH-
结论（1）水是极弱的电解质，它能微弱“自身”电离 生成H+与OH（2）水的电离是可逆的，存在电离平衡，它的逆反应 为中和反应
1
2、水的离子积常数Kw (1)定义：在一定温度下，水中c（H+）和c（OH-
）子的积乘常积数是。K一w=个c（常数H+，）用·cK（w表O示H-），叫做水的离
专题五电离及水解平衡pH值计算
4．盐类的水解(shuǐjiě)
(1)实质 : 盐的离子与水电离出的 H ? 或OH ?
结合生成弱电解质, 促进(cùjìn)水,的使电盐离
溶液(róngyè)呈现不同的碱性
?可溶于水的盐 (2)条件 ??盐中有弱酸根阴离子或
弱碱阳离子
第十二页，共67页。
(3)规律(guīlǜ)
衡，表示(biǎoshì)为：
；其电
离方程式表示(biǎoshì)为：
，两者
应区分开。
第十八页，共67页。
(6)KHSO 4等强酸的酸式盐在稀溶液(róngyè)中的电离
程式可以(kěyǐ)表示为：
；在
熔化状态(zhuàngtài)下的电离方程式为：
．因其在熔化状态下只有离子键被
破坏。
(7)NaHCO 3，等弱酸的酸式盐在溶液中的电离 方程式表示为：
(2)点题剖析
(3) 考题精练
第一页，共67页。
1．了解(liǎojiě)电解质和非电解质、强电解
质和弱电解质的概念(gàiniàn)。
2．理解电解质的电离平衡(pínghéng)概念。 3．了解水的电离、溶液 pH等概念。 4．掌握有关溶液 pH与氢离子浓度、
氢氧根离子浓度的简单计算。
第二页，共67页。
dà)c了(H溶? )液或中c(OH ? ),
??促进(cùjìn)或抑制盐的水解
第十四页，共67页。
(5)应用
?(1)判断盐溶液的酸碱性
????((32))某确些定易盐水溶解液的中盐的溶微液粒配种
类及其浓度大小关系 制与保存
??(4)制备(zhìbèi)某些盐或无水物
??(5)解释生产生活(shēnghuó化)中学的(h某uà些xué)问题
知识讲解—《水的电离平衡、PH计算》的解题指导(基础)
高考总复习 《水的电离平衡、PH 计算》的解题指导【考纲要求】1.理解水的电离平衡及其影响；2.初步掌握测定溶液pH 的方法，能进行pH 的简单计算；3.本部分知识的综合应用。
【考点梳理】考点一、单一溶液pH 的计算（1）酸溶液：pH=―lg c (H +)；（2）碱溶液：W(H )(OH )K c c +-=，再求pH ；或直接求pOH=―lg c (OH ―)，据pH+pOH=14（25℃时）再求pH 。
考点二、酸碱加水稀释时pH 的计算（1）强酸pH=a ，加水稀释10n 倍，则pH=a+n 。
（2）强碱pH=b ，加水稀释10n 倍，则pH=b ―n 。
要点诠释：酸溶液无限稀释时，其pH 只能很接近7，但不能大于7。
碱溶液无限稀释时，其pH 只能很接近7，但不能小于7。
考点三、强酸强碱混合pH 的计算强酸与强碱溶液混和：首先判断谁过量，再计算。
再求c(H +)和pH 值。
【典型例题】类型一、酸、碱加水稀释后pH 的计算例1、⑴pH=2的某酸溶液稀释100倍，pH_______4，pH ＝12的某碱溶液稀释100倍，pH_______10。
⑵室温时，将pH=5的H 2SO 4溶液稀释10倍，c(H +)∶c(SO 42－)＝_______________________，将稀释后的溶液再稀释100倍，c(H +)∶c(SO 42－)＝_______________________。
【答案】⑴≤；≥；⑵2∶1；20∶1。
【解析】⑴若酸为强酸pH=4，为弱酸pH<4；同理某碱可能为强碱也可能为弱碱；⑵第一次稀释10倍，pH=6，此时c(H +)∶c(SO 42－)＝2∶1；第二次稀释后c(H +)≈10－7mol/L ，而c(SO 42－)＝5×10－9mol/L ，二者之比为20∶1。
【总结升华】酸或碱溶液稀释时，由于水的电离平衡的影响，使稀释后的c(H +)或c(OH －)不可能比10－7mol/L 更小（室温下），但其他离子可能会因稀释而继续减小。
酸碱平衡及其PH值计算
弱电解质的解离平衡
解离平衡：当体系中未解离的分子浓度和解离出 的离子浓度都维持一定的数值时，体系所处的状 态。 解离平衡是一种动态平衡
解离常数
[ H ][ A ] Ka [ HA]
酸的解离常数
[ B ][OH ] Kb [ BOH]
碱的解离常数
酸碱的强弱取决于酸给出质子或碱接受质子的 能力。用解离常数 Ka 和 Kb 可以定量地说明酸碱 的强弱程度。
K NH 3 H 2O
[OH ][NH 4 ] [ NH 3 H 2O]
[OH ]
K NH 3 H2O K 2 NH 3 H 2O 4KNH 3 H 2O c NH 3 H 2O 2
例4-6 计算0.050 mol.L-1 NH3· H2O溶液的pH值。
c( H 3 O ) c( NH 3 )
HS- + H2O
K a ( HS )
H3O+ + S2 7.1 10 15
c( H 3 O ) c( S 2 ) c( HS )
Ka
越大，酸的强度越大,由
＞
K a ( NH 4 )
K a ( HAc)
＞
Ka (HS )
K 已知 b =1.8×10-5
C 0.050 3 2 . 78 10 500 5 Kb 1.8 10
[0H-]= POH=3.02
ck b
=9.49×10-4
pH =14-POH= 10.98
5、多元弱酸、弱碱的电离平衡 特点：分步进行 a．二元弱酸的电离平衡 H2S H+ + HSKa1 = [H+][HS-]/[H2S] = 9.1 10-8 HSH+ + S2Ka2 = [H+][S2-]/[HS-] = 1.1 10-12 Ka1 Ka2 = K = [H+]2[S2-]/[H2S] = 1.0 10-19
专题05 电离平衡 沉淀溶解平衡 水解平衡(解析版)
专题05 电离平衡沉淀溶解平衡水解平衡2020年考纲本节考向题型研究汇总考向题型研究（一）电离平衡水解平衡1．（2015·全国 I·T13）浓度均为0.10 mol·L －1、体积均为V 0的MOH 和ROH 溶液，分别加水稀释至体积V ，pH 随lg VV 0的变化如图所示，下列叙述错误的是( )A ．MOH 的碱性强于ROH 的碱性B ．ROH 的电离程度：b 点大于a 点C ．若两溶液无限稀释，则它们的c (OH －)相等 D ．当lg VV 0＝2时，若两溶液同时升高温度，则c M ＋c R ＋增大【答案】D【解析】由图像分析浓度为0.10 mol·L－1的MOH 溶液，在稀释前pH 为13，且当体积每扩大10倍，PH 变化1，说明MOH 完全电离，则MOH 为强碱；而ROH 的pH<13，且溶液体积每扩大10 倍，PH 变化小于1，说明ROH 在溶液稀释过程中会继续电离，说明ROH 没有完全电离，ROH 为弱碱。
所以，A 项MOH 的碱性强于ROH 碱性正确；B 项曲线的横坐标lg VV 0越大，表示加水稀释体积越大，由曲线可以看出b点的稀释程度大于a 点，弱碱ROH 存在电离平衡：ROH R ＋＋OH －，溶液越稀，弱电解质电离程度越大，故ROH 的电离程度：b 点大于a 点正确；C 项中若两溶液无限稀释，则溶液的pH 接近于7，故两溶液的c (OH －)相等正确；D 项中当lg V V 0＝2时，溶液V ＝100V 0，溶液稀释100倍，由于MOH 发生完全电离，升高温度，c (M ＋)不变；ROH 存在电离平衡：ROH R ＋＋OH －，升高温度促进电离平衡向电离方向移动，c (R ＋)增大，故c M ＋c R＋减小错误。
2．（2017·全国 I·T13）常温下将NaOH 溶液滴加到己二酸(H 2X)溶液中，混合溶液的pH 与离子浓度变化的关系如图所示。