2019版高考化学大一轮复习第32讲水的电离和溶液的酸碱性考点2溶液的酸碱性与pH的计算考题集萃实战演练
水的电离和溶液的酸碱性
水的电离和溶液的酸碱性◎重难点1.pH的计算2.酸碱稀释的pH的计算3.酸碱混合的pH计算4.酸碱中和滴定实验◎本节知识网络知识点1水的电离平衡水是一种极弱的电解质，它能微弱地电离，生成H3O+和OH－：H2O+H23O++OH－通常简写为：H2++OH－，水总是电离出等量的H+和OH-，从实验可知，在25℃时，1 L 纯水中只有1×10－7 mol H2O电离，即纯水中 [H+ ]=[OH-]=1×10-7mol. L-1在酸碱溶液中，+-知识点2水的电离平衡影响因素1、温度对水电离的影响水的电离是个吸热过程，故温度升高，水的离子积增大。
25℃时，K W= 1×10－14 ；100℃时，K W= 1×10－12。
（水的离子积只随温度的改变而改变）2、外加试剂对水电离的影响水的离子积是水电离平衡时的性质，它不仅适用于纯水，也适用于任何酸、碱、盐稀溶液。
即任何物质的水溶液中，25℃时，K W= c(H+)·c(OH－) =1×10－143、直接增大[H+]在H2 O ++OH-平衡中，加入(酸或强酸的酸式盐或中强酸的酸式盐),增大[H+]，则平衡向左移动，α水减小，水的电离被抑制，由于水的电离平衡仍然存在，K w不变，则[OH-]必然会减小。
4、直接增大[OH-]在H2 O H+ +OH-平衡中，加入碱，增大[OH-] ，则平衡向左移动，α水减小，水的电离被抑制，由于水的电离平衡仍然存在，K w1×10－14，则[H+]必然会减小。
总结：（1）在纯水中分别加入等量的H+和OH-时，能同等程度地抑制水的电离，并使水电离出的[H+ ]和[OH-]均小于10-7mol .L-1。
（2）如果一个溶液中水的电离度小于纯水，即水的电离被抑制，表明既可以是加入酸或某些酸式盐，也可以是加入碱，则该溶液既可以显酸性也可以显碱性。
〖例1〗常温的某无色溶液中，由水的电离产生的C（H+）=1×10-12mol/l，则下列各组离子肯定能共存的是（）A、Cu2+NO3-SO42-Fe3+B、Cl- S2- Na+K+C、SO32-NH4+ K+ Mg2+D、Cl- Na+ NO3- SO42-〖变式训练1〗下列说法正确的是( )A 酸溶于水后能促进水的电离，碱溶于水后能抑制水的电离。
高中化学 水的电离和溶液的酸碱性
课时38水的电离和溶液的酸碱性知识点一水的电离（一）水的电离平衡【考必备·清单】1．水的电离(1)水是极弱的电解质，其电离方程式为H2O＋H2O⇌H3O＋＋OH－，可简写为H2O⇌H＋＋OH－。
(2)25 ℃时，纯水中c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－7 mol·L－1。
[名师点拨]任何情况下，水电离产生的c(H＋)、c(OH－)总是相等的。
2．水的离子积常数[名师点拨]K W＝c(H＋)·c(OH－)中的H＋和OH－不一定都是由水电离出来的，而是指溶液中的c(H＋)和c(OH－)。
3．水电离平衡的影响因素(1)温度：温度升高，促进水的电离；温度降低，抑制水的电离。
(2)酸、碱：抑制水的电离。
(3)能水解的盐：促进水的电离。
(4)实例(填写下表)：体系变化条件移动方向K W电离程度c(OH－)c(H＋)加酸逆不变减小减小增大加碱逆不变减小增大减小[名师点拨] ①给水加热，水的电离程度增大，c (H ＋)＞10－7 mol ·L －1，pH<7，但水仍显中性。
②酸、碱能抑制水的电离，故室温下，酸、碱溶液中水电离产生c (H ＋)<1×10－7 mol ·L －1而能水解的盐溶液中，水电离产生的c (H ＋)[或c (OH －)]>1×10－7 mol ·L －1。
(二)水电离出的c 水(H ＋)或c 水(OH －)的计算 【考必备·清单】1．当抑制水的电离时(如酸或碱溶液)在溶液中c (H ＋)、c (OH －)较小的数值是水电离出来的。
如下表：2．当促进水的电离时(如盐的水解)在溶液中c (H ＋)、c (OH －)较大的数值是水电离出来的。
如下表：【探题源·规律】[示例] 25 ℃时，在等体积的①pH ＝0的H 2SO 4溶液、②0.05 mol ·L－1的Ba(OH)2溶液、③pH ＝10的Na 2S 溶液、④pH ＝5的NH 4NO 3溶液中，发生电离的水的物质的量之比是( ) A ．1∶10∶1010∶109 B ．1∶5∶(5×109)∶(5×108) C ．1∶20∶1010∶109 D ．1∶10∶104∶109[解析] H 2SO 4与Ba(OH)2抑制水的电离，Na 2S 与NH 4NO 3促进水的电离。
高考化学讲义水的电离和溶液的酸碱性(含解析)
目夺市安危阳光实验学校第二节水的电离和溶液的酸碱性1.了解水的电离、离子积常数。
(中频)2.了解溶液pH的定义，能进行pH的简单计算。
(中频)3.了解测定溶液pH的方法。
4.掌握酸碱中和滴定的原理及操作方法。
(中频)水的电离1．电离方程式水是一种极弱的电解质，其电离方程式为2H2O H3O＋＋OH－，可简写为H2O OH－＋H＋。
2．几个重要数据3．外界因素对水的电离平衡的影响(1)温度：温度升高，促进水的电离，Kw增大；温度降低，抑制水的电离，Kw 减小。
(2)酸、碱：抑制水的电离，Kw不变。
(3)能水解的盐：促进水的电离，Kw不变。
溶液的酸碱性与pH1．溶液的酸碱性溶液的酸碱性取决于溶液中c(H＋)和c(OH－)的相对大小。
c(H＋)>c(OH－)，溶液呈酸性c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈中性c(H＋)<c(OH－)，溶液呈碱性2．pH(1)定义式：pH＝－lg_c(H＋)。
(2)pH与溶液c(H＋)的关系①由图示关系知，pH越小，溶液的酸性越强。
②pH一般表示c(H＋)<1 mol/L的稀溶液。
(3)pH测定①用pH试纸测定把小片试纸放在表面皿上，用玻璃棒蘸取待测液点在干燥的pH试纸上，试纸变色后，与比色卡对比即可确定溶液的pH。
②pH计测定：可精确测定溶液的pH。
酸碱中和滴定1．实验原理(1)用已知浓度的酸(或碱)滴定未知浓度的碱(或酸)，根据中和反应的等量关系来测定酸(或碱)的浓度。
(2)利用酸碱指示剂明显的颜色变化表示反应已完全，即反应到达终点。
指示剂变色范围的pH石蕊<5.0红色 5.0～8.0紫色>8.0蓝色甲基橙<3.1红色 3.1～4.4橙色>4.4黄色酚酞<8.2无色8.2～10.0粉红色>10.0红色2.实验用品(1)仪器：酸式滴定管(如图A)、碱式滴定管(如图B)、滴定管夹、铁架台、锥形瓶。
(2)试剂：液、待测液、指示剂、蒸馏水。
2019版高考化学一轮复习 第八章 水溶液中的离子平衡 第2节 水的电离和溶液的酸碱性优质课件
第 2 节 水的电离和溶液的酸碱性
1.了解水的电离、离子积常数。 2.了解溶液 pH 的含义及其测定方法，能进行 pH 的简单计算。
考点 1 水的电离
1．电离方程式 水是极弱的电解质，其电离方程式为 H_2_O_＋__H__2_O___H__3_O_＋_＋__O__H_－，可简写为_H_2_O____H__＋_＋__O_H__－。 2．水的离子积常数 (1)室温下：Kw＝c(H＋)·c(OH－)＝_1_×__1_0_－_1_4 _。
(3)碱的溶液—H＋全部来自水的电离。 实例：pH＝12 的 NaOH 溶液中 c(OH－)＝10－2mol·L －1，则 c(H＋)＝Kw/10－2＝10－12 (mol·L－1)，即水电离出的 c(OH－)＝c(H＋)＝10－12 mol·L－1。
(4)水解呈酸性的盐溶液—H＋全部来自水的电离。 实例：pH＝5 的 NH4Cl 溶液中，由水电离的 c(H＋) ＝10－5 mol·L－1，因部分 OH－与部分 NH＋4 结合使 c(OH－) ＝10－9 mol·L－1。
(2)影响因素：只与_温__度_有关，升高温度，Kw增__大__。 (3)适用范围：Kw 不仅适用于纯水，也适用于稀的电 解质水溶液。 (4)Kw 揭示了在任何水溶液中均存在 H＋和 OH－，只 要温度不变，Kw 不变。
3．水的电离平衡的影响因素
(1)温度：温度升高，_促__进__水的电离；温度降低，_抑_制___ 水的电离。
其比为 10－14∶10－13∶10－4∶10－5＝1∶10∶1010∶109。 答案：A
突破“五类”水电离产生 c(H＋)和 c(OH－)的计算 任何溶液中水电离产生的 c(H＋)和 c(OH－)总是相等 的。 (1)中性溶液：c(OH－)＝c(H＋)＝10－7 mol·L－1。
知识讲解_水的电离溶液的酸碱性与pH_基础 高中化学知识点考点解析含答案
水的电离溶液的酸碱性与pH【学习目标】1、认识水的离子积常数，能进行溶液pH的简单计算；2、初步掌握测定溶液pH的方法，知道溶液pH的调控在工农业生产和科学研究中的重要作用；【要点梳理】要点一、水的电离1．水的电离（1）水是一种极弱的电解质，它能微弱电离：2H2O H3O++OH―ΔH＞0。
（2）水的电离的特点①水分子与水分子之间相互作用引起水的电离。
②极难电离，通常只有极少数水分子电离。
③由水电离出的H+和OH―数目相等。
④水的电离是吸热的、可逆的。
【高清课堂：水的电离溶液的酸碱性与pH】2．水的离子积常数一定温度下，由水电离出的c(H+)与c(OH―)的乘积是一个常数，称为水的离子积常数，简称水的离子积，用K W表示。
即K W=c(H+)·c(OH―)。
25℃时，c(H+)=(OH―)=10―7 mol·L―1。
25℃时，K W=1×10―14。
要点诠释：①K W与温度有关，随温度升高而逐渐增大。
25℃时K W=1×10－14，100℃时K W=1×10－12。
②K W=1.0×10－14不仅适用于纯水（或其他中性溶液），也适用于酸、碱、盐的稀溶液。
③在不同溶液中c(H+)、c(OH―)可能不同，但任何溶液中由水电离的c(H+)与c(OH―)总是相等的。
K W=c(H+)·c(OH―)式中，c(H+)、c(OH―)均表示整个溶液中总物质的量浓度。
④K W是有单位的，其单位为mol2·L―2，因其复杂通常省略。
3．影响水电离的因素。
（1）温度：由于水的电离吸热，温度越高，水的电离程度越大，K W越大，但仍为中性。
（2）酸、碱：在纯水中加入酸或碱，酸或碱电离出的H+或OH―会使水的电离平衡左移，从而抑制水的电离。
（3）易水解的盐：在纯水中加入能水解的盐，不管水解后溶液显什么性，均促进水的电离，使水的电离程度增大，但只要温度不变，K W不变。
《高三化学复习》水的电离和溶液的酸碱性_2023年学习资料
考点1、水的电离-1、水的离子积：-一定温度下，在纯水或任何稀的水溶液中，c-H+·cOH是一个常数-1只 温度影响，与溶质的种类、浓度无关，常-温时Kw=10-14,升温则Kw增大-2cH+和cOH是溶液中所有的 度-3水的电离度
影响水电离平衡的因素-H,OH++OH--条件-方向（电离程度-CH+-COH-Kw-升温-正移-增大-加 -逆移-减小-不变-加碱-NazCO3-NH.CI-CHCOONH-NaCl-都不变-NaHSO4
溶液酸碱性的判定-请指出下列混合溶液的酸碱性-.1moL1醋酸与1moL1NaOH溶液等体积混合-1moL ,SO4与1moL1NaOH溶液等体积混合-pH=2的盐酸与pH=12的NaOH溶液等体积混合-（25℃H=2的盐酸与pH=12的氨水等体积混合25℃
pH的测定：-1酸碱指示剂法：不够精确-指示剂发生颜色变化的pH值范围-变色的pH范围-HIn-过渡-甲基 -红-黄-3.14.4-酚酞-无色-粉红-8.2≈10.0-石蕊-紫-蓝-5~8-甲基红-4.46.2
结论：两強酸混合：抓住H+进行计算-C1V1+C2V2-①若不等体积混合：先求cH+总=-V1+V2-再求 H。-②若等体积混合，且△pH2：pH混=pH小+0.3
I.强碱与强减混合-[例8]在25℃时，pH值等于9和pH值等于13的两-种氢氧化钠溶液等体积混合H值等于 少？-结论：两強碱混合：抓住O进行计算-C1V1+C2V2-①若不等体积混合：先求cOH总=-再求cH+, 后求pH。-V1+V2-②若等体积混合，且△pH2:pH混=pH大0.3
溶液中水电离出cH+或cOH的大小-①中性溶液：cH+=cOH-②酸溶液：水电离c水H+=C水OH=Kw/ 酸H+-③碱溶液：水电离c水H+=C水OH=KwC减OH-④水解呈酸性或碱性的盐溶液：-H+或OH均是水电 的-如pH=4的NH,CI溶液与pH=10的NaAc溶液中，-室温由水电离出的-CH+=104mol/L与 cOH=10-4mol/L
水的电离和溶液的酸碱性
水的电离平衡
水的电离是吸热过程
水的电离平衡常数表达式
影响因素：温度、酸碱度、浓 度等
水的离子积常数
水的离子积的计算方法
水的离子积常数Kw
温度对离子积的影响
酸碱溶液中水电离出的离 子浓度计算
水的电离平衡常数与离子 积的关系
水的电离的影响因素
温度：温度升高， 电离程度增大， 酸性增强；温度 降低，电离程度 减小，酸性减弱
03
溶液的pH值
pH值的定义
pH表示溶液中氢 离子浓度的负对数
计算公式：pH=lg[H+]
范围：0-14之间， 其中pH=7为中性 溶液，pH<7为酸 性溶液，pH>7为 碱性溶液
pH值对生物体和 化学反应具有重要 影响
pH值的计算方法
定义：氢离子浓度的负对数 计算公式：pH = -lg[H+] 酸碱性判断：pH<7，溶液呈酸性；pH=7，溶液呈中性；pH>7，溶液呈碱性 实例：硫酸溶液的pH值计算
碱性溶液：OH-浓度大于H+浓 度
中性溶液：H+浓度等于OH-浓 度
酸碱性的分类
酸性溶液：pH<7，显酸性 碱性溶液：pH>7，显碱性 中性溶液：pH=7，显中性 酸碱性对生物和工业领域的影响
酸碱性的表示方法
酸碱指示剂
pH值
酸度计
滴定法
酸碱性的影响因素
酸碱物质的浓度 温度 溶剂的性质 光、压力等物理因素
浓度：浓度增大， 电离程度减小， 酸性减弱；浓度 减小，电离程度 增大，酸性增强
酸碱环境：酸碱 的存在会抑制水 的电离，改变水 的离子积
盐类物质：某些 盐类物质会促进 水的电离，例如 硫酸铝钾等
高三化学一轮复习【水的电离和溶液的酸碱性】
高三化学一轮复习水的电离和溶液的酸碱性奇迹是努力的另一个名字考点一 水的电离 1．水的电离水是极弱的电解质，水的电离方程式为 或 。
2．水的离子积常数K w ＝ 。
(1)室温下：K w ＝ 。
(2)影响因素：只与有关，升高温度，K w 。
(3)适用范围：K w 不仅适用于 ，也适用于 。
(4)K w 揭示了在任何水溶液中均存在H ＋和OH －，只要温度不变，K w 不变。
3．影响水电离平衡的因素(1)升高温度，水的电离程度 ，K w 。
(2)加入酸或碱，水的电离程度 ，K w 。
(3)加入可水解的盐(如FeCl 3、Na 2CO 3)，水的电离程度 ，K w 。
4．填写外界条件对水电离平衡的具体影响体系变化条件 平衡移动方向Kw 水的电离程度 c(OH －)c(H ＋) HCl NaOH 可水解的盐 Na 2CO 3 NH 4Cl 温度升温 降温其他：如加入Na深度思考1．正误判断，正确的打“√”，错误的打“×”(1)在pH ＝2的盐酸溶液中由水电离出c (H ＋)和c (OH －)总是相等的( ) (2)在蒸馏水中滴加浓H 2SO 4，K w 不变( )(3)NaCl 溶液和CH 3COONH 4溶液均显中性，两溶液中水的电离程度相同( )(4)室温下，0.1 mol ·L －1的HCl 溶液与0.1 mol ·L －1的NaOH 溶液中水的电离程度相同( ) (5)25 ℃和60 ℃的水的pH ，前者大于后者，但都显中性( )(6)室温下，pH 值相同的NaOH 溶液与CH 3COONa 溶液，水的电离程度后者大( ) (7)常温下，pH ＝5的NH 4Cl 溶液与pH ＝9的CH 3COONa 溶液中，水的电离程度相同( )2．甲同学认为，在水中加入H 2SO 4，水的电离平衡向左移动，解释是加入H 2SO 4后c (H ＋)增大，平衡左移。
乙同学认为，加入H 2SO 4后，水的电离平衡向右移动，解释为加入H 2SO 4后，c (H ＋)浓度增大，H ＋与OH－中和，平衡右移。
水的电离和溶液的酸碱性知识点总结
水的电离和溶液的酸碱性一、水的电离1． 水是一种极弱的电解质，水的电离是永恒存在的。
只要是水溶液，不要忽略H + 和 OH –的同时存在，注意不是大量共存。
（1）水分子能够发生电离，存在有电离平衡：H 2O+H 2H 3O + ＋ OH – 简写为H 2H + ＋ OH –（2）水分子发生电离后产生的离子分别是H 3O + 和OH –（3）发生电离的水分子所占比例很小根据水的电离平衡，写出相应的平衡常数表达式应有K 电离＝ 室温时，1L 纯水中（即55.56mol/L ）测得只有1×10-7molH 2O 发生电离，电离前后H 2O 的物质的量几乎不变，故c (H 2O)可视为常数，上式可表示为：c (H +)·c (OH –)＝K 电离·c (H 2O)K 电离与常数c (H 2O)的积叫做水的离子积常数，用K W 表示2．水的离子积一定温度下，无论是稀酸、稀碱或盐溶液中室温时K W ＝c (H +)·c (OH –) =1×10-14水的电离是个吸热过程，故温度升高，水的K W 增大。
同样K W 只与温度有关。
归纳：①电离常数是表示弱电解质电离趋势的物理量。
K 值越大，电离趋势越大。
②一种弱电解质的电离常数只与温度有关，而与该弱电解质的浓度无关。
③电离常数随温度升高而增大。
室温范围温度对电离常数影响较小，可忽略c (H +)·c (OH -) c (H 2O)④水的离子积不仅适用于纯水，也适用于酸、碱、盐稀溶液⑤任何溶液中由水电离的c(H+)与c(OH–)总是相等的3．影响水的电离平衡的因素：温度、酸、碱、水解盐等。
二、溶液的酸碱性和pH1．常温pH=7（中性）pH＜7 （酸性）pH＞7（碱性）2．pH测定方法：pH试纸、酸碱指示剂、pH计3．溶液pH的计算方法（1）酸溶液：n (H+)→c(H+)→pH（2）碱溶液：n(OH–) →c(OH–) →c(H+)=1×10-14/ c(OH–) →pH（3）酸碱混合：pH=7 ：n (H+)= n(OH–)pH＞7 ：n (H+)＜n(OH–)，c(OH–)= n(OH–) - n (H+)/V混合液→c(H+) →pHpH＜7；n (H+)＞n(OH–)，c(H+)= n (H+)- n(OH–) /V混合液→pH4．特例。
2019高考化学一轮复习水的电离和溶液的酸碱性导学案
(3) 用蒸馏水润湿的 pH 试纸测溶液的 pH，一定会使结果偏低 ()
(4) 一定温度下， pH＝ a 的氨水，稀释 10 倍后，其 pH＝ b，则 a＝ b＋ 1()
(5) 根据溶液的 pH 判断该溶液的酸碱性 ()
2．判断下列溶液在常温下的酸碱性 ( 在括号中填“酸性” “碱性”或“中性” ) 。
A． 9
B． 10C． 11 D． 12
【达标训练】 1. 求下列常温条件下溶液的 pH(已知 lg 1.3 ＝ 0.1 ， lg 2＝ 0.3 ，混合溶液忽略体积的变化 ) 。 (1)0.1 mol · L－1 的 CH3COOH溶液 ( 已知 CH3COOH的电离常数 Ka＝ 1.8 × 10－5) 。2.9
由水电离出的
H＋ 浓度为
c2，则
c1 c2＝
________。 (10
－ 4）
(4) 常温下， pH＝ 13 的 Ba(OH)2 溶液 a L 与 pH＝3 的 H2SO4 溶液 b L 混合 ( 混合后溶液体积变 化忽略不计 ) 。
若所得混合溶液呈中性，则 a∶b＝ ________。（ 1∶ 100） 若所得混合溶液 pH＝ 12，则 a∶ b＝ ________。（11∶ 90）
二、溶液的酸碱性与 PH
1．溶液的酸碱性 (25 ℃时 )
溶液的酸碱性
c(H＋ ) 与 c(OH－) 比较
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
×
－7
10
mol·Ｌ－ 1
7
高三化学总复习之水的电离和溶液的酸碱性
高三化学总复习之水的电离和溶液的酸碱性本文涉及到的符号特别多，导致排版阅读出现问题，如需文字版本，私信我即可一、水的电离平衡及影响因素1、水的电离1）、水是极弱的电解质，也存在着电离平衡：H2O⇌H++OH-。
在一定温度下，水电离出来的H+和OH-浓度的乘积是一个常数，称为水的离子积常数，用符号KW表示。
2）、有关KW的两点说明a、水的离子积(KW)也适用于稀的电解质水溶液，c(H+)和c(OH-)分别代表电解质溶液中H+和OH-的总物质的量浓度。
KW与电解质溶液的酸碱性无关。
一般情况下在25 ℃或室温下，KW约为1.0×10-14；而100 ℃时，KW约为5.5×10-13。
b、在研究水溶液体系中离子的种类时，不要忽略H+、OH-的存在。
2、影响水的电离平衡的因素（水的电离平衡：H2O⇌H++OH- ）二、溶液的酸碱性与pH1、溶液的酸碱性溶液的酸碱性取决于溶液中c(H+)和c(OH-)的相对大小。
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。
三、酸碱中和滴定1、酸碱中和滴定目的：是利用中和反应，用已知浓度的酸(或碱)来测定未知碱(或酸)的浓度。
2、实验用品1）、试剂：标准液、待测液、指示剂、蒸馏水。
2）、主要仪器：酸式滴定管(如图A)、碱式滴定管(如图B)、滴定管夹、铁架台、烧杯、锥形瓶。
3）、滴定管使用注意事项a、“0”刻度在上，精确度为0.01 mL。
b、盛装酸性、氧化性试剂一般用酸式滴定管，因为酸性、氧化性物质易腐蚀或氧化橡胶；盛装碱性试剂一般用碱式滴定管，因为碱性物质易腐蚀玻璃，致使活塞无法打开。
3、实验操作1）、滴定前的准备a、滴定管：查漏→水洗→润洗→装液→排气泡→调液面→记录。
b、锥形瓶：注待测液→水洗→加指示剂。
2）、滴定过程左手控制活塞或玻璃球，右手摇动锥形瓶，眼睛注视锥形瓶内溶液颜色变化。
高考化学知识点讲解考点水的电离和溶液的PH
目夺市安危阳光实验学校考点32水的电离和溶液的PH1．复习重点1．通过对水的电离、离子积、pH定义等重要知识和方法迁移应用的练习，提高认知能力；2．灵活解答水的电离平衡的相关问题；3．掌握混合溶液pH计算的方法，并能运用数学工具解决一些有关pH计算的综合问题4．培养学习过程中探究、总结的习惯。
2．难点聚焦（一）溶液的酸碱性及pH的值溶液呈的酸碱性何性，取决于溶液中[H+]、[OH—]的相对大小：pH值的大小取决于溶液中的[H+]大小pH=－lg[H+]，pOH=－lgKw=pKw（1）酸性越强，pH值越小，碱性越强，pH值越大，pH值减小一个单位，[H+]就增大到原来的10倍，pH值减小n个单位，[H+]的增大到原来的10n倍.（2）任意水溶液中[H+]≠0，但pH可为0，此时[H+]=1mol/L，一般[H+]＞1mol/L时，pH＜0，故直接用[H+]表示.（3）判断溶液呈中性的依据为：[H0]= [OH—]或pH=pOH=21pKw 只有当室温时，Kw=1×10—14[H+]=[OH—]=10—7mol/L溶液呈中性pH=pOH=21pKw=7分析原因：H2O H++OH－Q由于水的电离是吸热的，湿度越高，电离程度越大，kw越大.中性：pH=pOH=21pKwT↗→Kw↗→pH+pOH↘T↘→Kw↘→pH=pOH↗如：100℃，KW=1×10—12.. pKw=12.1pH+pOH=pKw两个关系或考虑，并注意湿度不同时Kw的影响。
）（4）溶液pH的测定方法：①酸碱指示剂②pH试纸③pH计其中①只传判定pH范围②pH试纸也只能确定在某个值左右（对照比色卡），无法精确到小数点后1倍。
另外使用时不能预先润湿试纸。
否则相当于又稀释了待测液，测定结果误差大。
③pH 计测定较精确.（二）酸碱溶液的稀释前后pH 值的变化。
由于强酸或强碱在水中完全电离，加水稀释后不会有溶质进一步电离，故仅仅是体积增大的因素导致酸溶液中的[H +]或碱溶液中的[OH —]减小.弱酸或弱碱由于在水中不完全电离，加水稀释同时，能促使其分子进一步电离，故导致相应[H +]或[OH —]减小的幅度降低。
2019_2020学年高中化学3.2水的电离和溶液的酸碱性3.2.1水的电离溶液的酸碱性与pH课件新人教版选修4
)
SO24
【解析】选A。蒸馏水的pH=6,说明c(H+)=c(OH-)=
1×10-6mol·L-1,水的离子积Kw=1×10-12;水电离出来 的氢离子的浓度等于溶液中氢氧根的浓度,c(H+)=c(OH-)
=
mol·L-1=1×10-10 mol·L-1;由于水的电离过
11012 程为吸热过程,升高温度,促进了水的电离,水的电离程
加活泼 金属如Na
右移
减小 增大 不变 增大 促进
(1)温度:由于水的电离过程是吸热的,温度越高,水的 电离程度越大,KW越大。 (2)酸、碱:在纯水中加入酸或碱,酸或碱电离出的H+或 OH―会使水的电离平衡左移,从而抑制水的电离。 (3)其他因素:如向水中加入活泼金属,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。
H++OH―
影响水的电离平衡的外界因素主要有温度、酸、碱等,
外界因素对水的电离平衡的影响如下表:
水的电离H2O
H++OH- Δ H>0
条件变化 移动方向 c(H+) c(OH-) Kw 程度 影响
升高温度 右移 增大 增大 增大 增大 促进
加酸 左移 增大 减小 不变 减小 抑制
加碱 左移 减小 增大 不变 减小 抑制
【解析】选A。KW只与温度有关,升高温度,KW增大, 25 ℃时,纯水和任何物质的水溶液中KW=c(H+)·c(OH-)= 1×10-14。
2.常温下,下列三种溶液中,由水电离出的氢离子浓度 之比为 ( ) ①1 mol·L-1的盐酸 ②0.1 mol·L-1的盐酸 ③0.01 mol·L-1的NaOH A.1∶10∶100 B.0∶1∶12 C.14∶13∶12 D.14∶13∶2
2019版高考化学一轮复习全国版精选专题课件：水的电离和溶液的酸碱性(共123页)
考纲要求
1．了解水的电离、离子积常数。 2．了解溶液pH的含义及其测定方法。 3．能进行pH的简单计算。
目录
CONTENTS
1 水的电离
2 溶液的酸碱性与pH
3 酸碱中和滴定
4 综合演练提能——课堂巩固练
5
综合演练提能——课下提能练
考点一 水的电离
思维流程
2019版高考化学一轮复习全国版精选 专题课 件：水 的电离 和溶液 的酸碱 性(共12 3页)
述正确的是
()
A．c(H＋)随温度的升高而降低
B．35 ℃时，c(H＋)>c(OH－)
（一） 水的电离平衡
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1．水的电离
(1)水是极弱的电解质，水的电离方程式为 H2O＋H2O
H3O＋＋OH－ 或简写为H2O H＋＋OH－。 (2)25 ℃时，纯水中c(H＋)＝c(OH－)＝ 1×10－7 mol·L－1 ；
10－13
10－110－132019版高考化学一轮复习全国版精选 专题课 件：水 的电离 和溶液 的酸碱 性(共12 3页)
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2．当促进水的电离时(如盐的水解)
在溶液中c(H＋)、c(OH－)较大的数值是水电离出来的。
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2、水的电离和溶液的酸碱性 知识点讲解及练习(学生版)
（一）水的电离：1、电离方程式：&2、水的离子积Kw：Kw=c(H+)·c(OH-)，25℃时，Kw=1×10-14(无单位);100℃时，Kw=3、Kw的影响因素：将纯水加热至较高温度，Kw= pH= 呈性4、影响水电离的因素：（二）溶液的酸碱性与pH：1、知识点：溶液显中性或酸碱性的实质是？2、例题：下列溶液一定呈中性的是（）A．pH=7的溶液B．非电解质溶于水得到的溶液C．CH3COOH和NaOH反应后，溶液中[CH3COO-]=[Na+]D．同时含有H+和OH-的溶液E．由强碱和强酸等n混合反应的溶液 F. c(OH-)=√Kw（三）溶液pH的测定方法：1、酸碱指示剂法：只能测出pH 的范围，一般不能准确测定pH。
2、3、pH 试纸法：粗略测定溶液的pH。
4、注意事项：1）测定溶液pH 时，pH 试剂不能用蒸馏水润湿2）不能将pH 试纸伸入待测试液中，以免污染试剂3）pH试纸测定的pH为整数4）不能用pH试纸测定具有漂白性的物质或气体5）标准比色卡的颜色按pH 从小到大依次是：红(酸性)，蓝(碱性)6）pH的范围通常是：0~14（四）pH的计算：pH 试纸的使用方法：取一小块pH 试纸放在玻璃片(或表面皿)上，用洁净的玻璃棒蘸取待测液滴在试纸的中部，随即(30s 内)与标准比色卡比色对照，确定溶液的pH。
用pH 判断溶液酸碱性时，要注意条件，即温度。
不能简单地认为pH等于7的溶液一定为中性，如100℃时，pH＝6 为中性。
1、单一溶液的计算：例题：1）a ：pH=2的HCl 溶液 b ：pH=2的CH 3COOH 溶液 c ：pH=12的NaOH 溶液 d ：pH=12的NH 3·H 2O 溶液 上述四种溶液均稀释100倍，pH 由大到小的顺序为： 2）稀释pH 均为3的H 2SO 4和CH 3COOH 溶液100倍，稀释后溶液的pH 大小为？ 稀释浓度相同的NaOH 和NH 3·H 2O 溶液，稀释后pH 大小为？3）①将pH 为5的硫酸溶液稀释500倍，稀释后溶液中c (SO 42－）：c (H +)约为（ ） ②将pH =1的硫酸溶液稀释500倍，稀释后溶液中c (SO 42－）：c (H +)约为（ ） A 、1：1 B 、1：2 C 、1：10 D 、10：14）将体积均为10 mL 、pH 均为3的盐酸和醋酸，加入水稀释至a mL 和b mL 后溶液的体积（ ）a=b=100 mLB.a=b=1000 mLC.a ＜bD.a ＞b5）pH 相同的氨水、氢氧化钠和氢氧化钡溶液，分别用蒸馏水稀释到原来的X 倍、Y 倍、Z 倍，稀释后三种溶液的pH 同，则X 、Y 、Z 的关系是（ ） A.X ＝Y ＝Z B.X ＞Y ＝Z C.X ＜Y ＝Z D.X ＝Y ＜Z3、水电离的计算 1）影响水电离的因素：1.升温2.NaOH3.明矾4.Ba5.NaHCO 36.NaHSO 47.CH 3COOH8.NaCl 9.BaCl 2 10.CH 3COONa 11.NH 3•H 2O 12.H 2SO 4 13.NH 4Cl 14.Na 3PO 4 15.NaH 2PO 4 16. 17.Ba(OH)2 18.NH 4Cl=NH 3·H 2O 19.CH 3COOH=CH 3COONa 20.NaHA[H 2A=H ++HA -,HA -⇋H ++A 2-]促进水电离的有 对水的电离无影响的有 抑制水电离的有2）常温下，由水电离产生的[H +]=1.0×10-10mol/L ，求溶液的pH= 100℃，由水电离产生的[H +]=1.0×10-10mol/L ，求溶液的pH=3）25℃时，向纯水中加入NaOH ，使溶液pH=11，则由NaOH 电离出的OH -离子浓度与水电离出的OH -离子浓度之比为4）25℃时纯水的电离程度为α1，pH=2的醋酸溶液中水的电离程度为α2，pH=12的氢氧化钠溶液中水的电离程度为α3．若将上述醋酸与氢氧化钠溶液等体积混合，所得溶液中水的电离程度为α4．下列关系式中正确的是（ ） A. α2=α3<α4<α1 B. α3=α2<α1<α4 C. α2<α3<α1<α4 D. α1<α2<α3<α4 5）4、 混合溶液pH 的计算： 1）同同混合：酸酸混合：pH=1的盐酸和pH=5的硫酸等体积混合，混合后溶液pH=由水电离的 25℃[H +] 100℃[H +] 25℃[OH -] 100℃[OH -]0.05mol/L 硫酸 pH=3NH 4Cl 0.03mol/LNaCl 0.005mol/LBa(OH)2 pH=12 CH 3COONac(H +)aq ·c(OH -)aq =1.0×10-14c(H +)水=c(OH -)水酸碱混合，什么时刻水电离程度最大？pH 差≥2 ，等体积混合 pH 混酸=pH 小+0.3 pH 混碱=pH 大-0.3看到水的电离：I)先写三个字：促、抑、无 II)再算出两个互补数：pH/pOH III)最后对号入座解题关键：准确找到BF 两点中，哪点是真正的显中性。
全国2019版高考生物大一轮复习精选课件：第32讲水的电
mol·L－1，即水电离出的c(H＋)＝c(OH－)＝10－12 mol·L－1。
3．碱的溶液：H＋全部来自水的电离。 实例： pH＝12 的 NaOH 溶液中 c(OH－)＝10－2 mol· L－1， 则 c(H＋)＝Kw/10－2＝1×10
－12
mol· L－1，即水电离出的 c(OH－)＝c(H＋)＝10－12 mol· L－1。 4．水解呈酸性的盐溶液：H＋全部来自水的电离。 实例： pH＝5 的 NH4Cl 溶液中， 由水电离出的 c(H )＝10
视。
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四
考点一
水的电离
1．电离方程式 水 是 一 种 极 弱 的 电 解 质 ， 电 离 方 程 式 为 2H2O
H2O H＋＋OH－ ____________________ 。
H3O＋＋OH－ ， 简写为 ______________
2．水的离子积常数
Kw＝c(H＋)·c(OH－)。 1×10－14 (1)室温下：Kw＝_____________ 。
mol·L－1∶1.0×10－5 mol·L－1＝1∶10∶1010∶109，即发生电离的水的物质的量为
吸热 过 程 ， 升 高 温 度 ， (2) 影 响 因 素 ： 只 与 温 度 有 关 ， 水 的 电 离 是 ________ 增大 。 Kw________ 电解质 水溶液。 (3)适用范围：Kw不仅适用于纯水，也适用于稀的___________ 3．影响水电离平衡的因素 增大 (1)升高温度，水的电离程度________ 。 增大 ，Kw________ 减小 ，Kw________ (2)加入酸或碱，水的电离程度________ 不变 。
2019高考化学一轮复习 主题21 水的电离和溶液的酸碱性(3)(含解析)
主题21:水的电离和溶液的酸碱性李仕才考点二溶液的酸碱性与pH一、溶液酸碱性与c(H+)、c(OH-)的关系溶液的酸碱性c(H+)与c(OH-)比较c(H+)大小pH酸性溶液c(H+)①c(OH-)c(H+)②1×10-7mol·L-1③7中性溶液c(H+)④c(OH-)c(H+)⑤1×10-7mol·L-1⑥7碱性溶液c(H+)⑦c(OH-)c(H+)⑧1×10-7mol·L-1⑨7二、溶液的pH及其测定方法1.溶液的pH(1)定义式:pH=⑩。
(2)溶液的酸碱性与pH的关系(室温下):2.pH的测定方法(1)pH试纸测定a.适用范围:0~14b.使用方法把小片试纸放在上,用蘸取待测液点在干燥的pH试纸上,试纸变色后,与对比即可确定溶液的pH。
c.注意事项:pH试纸使用前不能用蒸馏水润湿,否则待测液被稀释可能会产生误差。
广范pH试纸只能测出整数值。
(2)pH计测定:可精确测定溶液的pH。
三、溶液pH的计算方法1.总体原则(1)若溶液为酸性,先求c(H+)⇨再求pH=-lg c(H+)。
(2)若溶液为碱性,先求c(OH-)⇨再求c(H+)=⇨最后求pH。
2.单一溶液的计算方法(1)浓度为c的强酸(H n A):c(H+)=nc,pH=-lg nc。
(2)浓度为c的强碱[B(OH)n]:由c(OH-)=nc可推c(H+)=⇨再求pH=-lg c(H+)=14+lg nc。
3.混合溶液的计算方法(1)同性混合若为酸的溶液混合,则先求c(H+)混=⇨再求pH。
若为碱的溶液混合,则先求c(OH-)混=⇨再求c(H+)=⇨最后求pH。
(2)异性混合若酸过量,则先求c(H+)过=⇨再求pH。
若碱过量,则先求c(OH-)过=⇨再求c(H+)=⇨最后求pH。
【答案】①>②>③<④=⑤=⑥=⑦<⑧<⑨>⑩-lg c(H+) 酸碱表面皿玻璃棒标准比色卡1.室温时,下列混合溶液的pH一定小于7的是( )。
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第八章第32讲考点二
1．判断正误，正确的划“√”，错误的划“×”。
(1)用玻璃棒蘸取溶液点在水润湿的pH试纸上，测定该溶液的pH。
( ×)
(2)室温下pH＝3的CH3COOH溶液与pH＝11的NaOH溶液等体积混合，溶液的pH>7。
( ×)
(3)酸式滴定管装标准溶液前，必须先用该溶液润洗。
( √)
2．0.1 mol下列气体分别与1 L 0.1 mol·L－1的NaOH溶液反应，形成的溶液pH最小的是( C)
A．NO2B．SO2
C．SO3D．CO2
解析A项，0.1 mol NaOH与0.1 mol NO2发生反应：2NO2＋2NaOH===NaNO3＋NaNO2＋H2O，反应的溶液中溶质为0.05 mol NaNO3、0.05 mol NaNO2，NO－2水解使溶液呈碱性；B项，0.1 mol SO2与0.1 mol NaOH完全反应生成0.1 mol NaHSO3，HSO－3的电离程度大于水解程度，溶液呈弱酸性；C项，0.1 mol SO3与0.1 mol NaOH完全反应生成0.1mol NaHSO4，NaHSO4完全电离生成Na＋、H＋、SO2－4，溶液中c(H＋)＝0.1 mol·L－1，溶液pH＝1；D项，0.1 mol CO2与0.1 mol NaOH完全反应生成0.1 mol NaHCO3，HCO－3的水解程度大于电离程度，溶液呈弱碱性。
综上所述，C项形成的溶液pH最小。
3．(双选)室温下，甲、乙两烧杯均盛有5 mL pH＝3的某一元酸溶液，向乙烧杯中加水稀释至pH＝4。
下列关于甲、乙两烧杯中溶液的描述正确的是( AD)
A．溶液的体积：10V甲≤V乙
B．水电离出的OH－浓度：10c(OH－)甲≤c(OH－)乙
C．若分别用等浓度的NaOH溶液完全中和，所得溶液的pH：甲≤乙
D．若分别与5 mL pH＝11的NaOH溶液反应，所得溶液的pH：甲≤乙
解析若酸为强酸，则稀释过程中氢离子物质的量不变，5 mL×10－3＝V×10－4，解得V ＝50 mL，则10V甲＝V乙，若酸为弱酸，加水稀释时，促进弱酸的电离，电离产生的氢离子增多，要使pH仍然为4，加入的水应该多一些，所以10V甲<V乙，A项正确；酸中氢氧根离
子全部由水电离产生，pH＝3，c(OH－)甲＝K w
c＋＝10－11mol·L－1，pH＝4，c(OH－)乙＝
K w
c＋
＝10－10mol·L－1，则10c(OH－)甲＝c(OH－)乙，B项错误；稀释前后甲、乙两个烧杯中所含的一元酸的物质的量相等，依据酸碱中和反应可知，消耗NaOH的物质的量相等，生成盐的浓度甲大于乙，若酸为强酸，则二者pH相等，若酸为弱酸，则甲的pH大于乙，C项错误；若酸是强酸，分别与5 mL pH＝11的NaOH溶液反应，恰好发生酸碱中和，生成强酸强碱盐，pH
相等，若酸为弱酸，则反应后酸有剩余，甲中剩余酸浓度大，酸性强，pH小，所得溶液的pH为甲≤乙，D项正确。