水的电离平衡
高考化学考点水的电离平衡、PH计算的核心知识(基础)
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【高清课堂：363382 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：H2O H++OH—；△H>0或：2H2O H3O++OH—；△H>02．水的离子积：25℃c(H+)=c(OH-) =1×10-7mol/L c(H+)∙c(OH-)=1×10-14=Kw100℃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：H2O H++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K W减小，升温时K W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K W约为10―14，100℃时K W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K W不变。
专题38 水的电离及影响因素
专题38 水的电离及影响因素【基础回顾】一、水的电离及离子积常数1、水的电离平衡：水是极弱的电解质，能发生自电离：简写为（正反应为吸热反应)其电离平衡常数：2、水的离子积常数：Kw=c（H+）c(OH-)25℃时 Kw =1.0×10-14mol2?L—2，水的离子积与温度有关，温度升高Kw增大。
如100℃时Kw=1.0×10-12mol2?L—2。
3、无论是纯水还是酸、碱，盐等电解质的稀溶液，水的离子积为该温度下的Kw。
二、影响水的电离平衡的因素1、酸和碱：酸或碱的加入都会电离出 H+或OH-，均使水的电离逆向移动，从而抑制水的电离.2、温度：由于水的电离吸热，若升高温度，将促进水的电离, ［H+]与［OH—］同时同等程度的增加，pH变小,但[H+］与［OH-]始终相等，故仍呈中性。
3、能水解的盐：不管水解后溶液呈什么性，均促进水的电离，使水的电离程度增大。
4、其它因素：如向水中加入活泼金属，由于活泼金属与水电离出来的 H+直接作用,使［H+］减少，因而促进了水的电离平衡正向移动。
【特别提醒】溶液中的c(H+)和水电离出来的c（H+）是不同的:①常温下水电离出的c(H+)=1×10—7mol/L，若某溶液中水电离出的c（H+）＜1×10—7mol/L，则可判断出该溶液中加入酸或碱抑制了水的电离；若某溶液中水电离出的c(H+）＞1×10-7mol/L，则可判断出该溶液中加入可以水解的盐或活泼金属促进了水的电离.②常温下溶液中的c(H+)＞1×10-7mol/L，说明该溶液是酸溶液或水解显酸性的盐溶液；c（H+）＜1×10-7mol/L，说明是碱溶液或水解显碱性的盐溶液.【技能方法】水电离的影响因素以及产生c(H+)和c(OH-）的计算1、注意区分溶液组成和性质的关系：酸性溶液不一定是酸溶液，碱性溶液不一定是碱溶液。
2、温度相同、pH相同的溶液对水的电离程度影响并不一定相同。
水的电离平衡和影响平衡的因素
【温馨提示】(1)混合后溶液呈酸性时，一定用 c(H＋)计算pH；呈碱性时，一定用c(OH－)计算pH。 (2)若强酸(pH＝a，体积为V酸)强碱(pH＝b，体积 为V碱)混合后呈中性，则有：V酸/V碱＝10(a＋b－ pKW)
1.(2010· 广东茂名4月调研)已知在100 ℃的温度下(本 题涉及的溶液其温度均为100 ℃)，水的离子积KW＝ 1×10－12。下列说法正确的是( A ) A．0.05 mol· L－1的H2SO4溶液pH＝1 B．0.001 mol· L－1的NaOH溶液pH＝11 C．0.005 mol· L－1的H2SO4溶液与0.01 mol· L－1的NaOH 溶液等体积混合，混合溶液pH为6，溶液显酸性 D．完全中和pH＝3的H2SO4溶液50 mL，需要pH＝11 的NaOH溶液50 mL
2．碱性溶液 步骤：先求出溶液中氢氧根离子浓度即c(OH－)， 然后根据KW求出溶液中氢离子浓度即c(H＋)，最 后求出溶液的pH。 c(OH－)的求算式与酸性溶液中c(H＋)的求算式 相似，只需把公式中的H＋改为OH－，酸改为碱即 可。 说明：若忽略混合前后溶液体积的变化，则混合 后溶液体积近似等于混合前各溶液体积之和，即 V混＝V1＋V2。
【考点释例2】将pH＝3的H2SO4溶液和pH＝12的 NaOH溶液混合，当混合溶液的pH＝10时，强酸和 强碱的体积之比为( B ) A．1∶9 B．9∶1 C．10∶1 D．1∶10 【解析】pH＝10时，c(H＋)＝1×10－10 mol· L－1， c(OH－)＝1×10－4 mol· L－1。
【解析】0.05 mol· L－1的H2SO4溶液中c(H＋)＝0.10 mol· L－1，pH＝1。 2.(1)pH＝a的CH3COOH溶液稀释100倍后所得溶 液pH < a＋2(填“>”或“<”)。 (2)0.01 mol/L CH3COOH溶液的pH > 2(填“>”或 “<”)。 (3)0.1 mol/L CH3COONa溶液的pH > 7(填“>”或 “<”)。
水的电离平衡
Kw决定于温度
分析表中的数据，有何规律，并解释之
温 度
Kw
0℃ 1.34× 10-15
20℃ 6.81× 10-15
25℃ 1.01× 10-14
50℃ 5.47× 10-14
100℃ 5.50× 10-13
结论： 1、温度越高，Kw越大。 2、水的电离是吸热过程。
3、影响水的电离平衡移动的因素
水的电离:
1、水是一种极弱的电解质，能微 弱的电离:
H2O+H2O
( H2O
H3O++OH－
H＋+OH－)
C(H+)×C(OH-）
电离平衡常数：K ＝
C(H2O）
2、水的离子积:
在一定温度下，纯水和稀溶液中：
C(H+)×C(OH-)=Kw， Kw叫水的离
子积常数,简称水的离子积.
25℃时，Kw=1×10-14
若为中性：c(H+)=c(OH-)=10-6mol/L
4).减少c(H+) （或减少c(OH-) ） 在H2 O H+ +OH-平衡中，加入 某些盐 ， 减小c(H+) 或c(OH-)，则平衡向 右 移动， 不变 α水____ ，促进水的电离，Kw_____ 增大 含有下列离子的盐如：CO32- 、 S2-、CH3COO-、以及HCO3- 、 NH4+、Fe3+、 Cu2+、Al3+
在H2 O
碱 ， H+ +OH-平衡中，加入____
增大c(OH-) ，则平衡向左 __移动，α水____ 减小，
+)必然 水的电离被____ ， Kw_____ ，则 c(H 不变 抑制
水的电离平衡教案教学设计
授课主题水的电离平衡教学目的1、认识水的电离存在电离平衡，掌握水的电离平衡的影响因素，知道水的离子积常数2、认识溶液的酸碱性及pH，掌握检测溶液pH的方法3、能进行pH的简单计算，并能计算各类混合溶液的pH重、难点溶液pH的计算教学内容课程导入【知识点讲解一】：水的电离一、水的电离1、水的电离：水是一种极弱的电解质，电离方程式为H2O＋H2O H3O＋＋OH－或H2O H＋＋OH－2、水的电离平衡常数：)()()(2OH c OHcHcK —电离•=+因为水的电离极其微弱，在室温下1L纯水(即55.6 mol)只有1×10－7mol H2O电离，电离前后H2O的物质的量几乎不变，因此c(H2O)可以视为常数，上式可表示为：c(H+)·c(OH—)＝K电离·c(H2O)。
其中常数K电离与常数c(H2O)的积作为一新的常数，叫做水的离子积常数，简称水的离子积，记作K W，即K W= c(H＋)· c(OH—) 3、水的离子积常数(K W)(1)表达式：K W＝c(H＋)·c(OH－)，25℃时，K W＝1.0×10－14(2)影响因素：只与温度有关，温度一定，则K W值一定。
水的电离是吸热过程，升高温度，K w增大。
25℃时, [H+]=[OH-] =10-7 mol/L ; K W = [H+]·[OH-] = 1.0×10-144、外界条件对水的电离平衡的影响(1)温度(升高温度，促进水的电离)：水的电离是吸热过程，升高温度，水的电离平衡向右移动，电离程度增大，c(H＋)和c(OH―)同时增大，K W增大，但由于c(H＋)和c(OH－)始终保持相等，故仍呈中性(2)加入酸、碱或强酸的酸式盐(抑制水的电离)：向纯水中加入酸或NaHSO4、碱，由于酸(碱)电离产生的H＋(OH―)，使溶液中c(H＋)或c(OH―)增大，使水的电离平衡左移，水的电离程度减小(3)含有弱酸根离子或弱碱阳离子的盐(促进水的电离)：在纯水中加入含有弱酸根离子或弱碱阳离子的盐，由于它们能跟水电离出的H＋和OH―结合生成难电离物，使水的电离平衡右移，水的电离程度增大(4)加入活泼金属(促进水的电离)：向纯水中加入金属钠，由于活泼金属能与水电离的H＋直接作用，产生氢气，促进水的电离H2O H＋＋OH－ΔH>0改变条件平衡移动方向c(H＋) c(OH－) 水的电离程度K w升高温度右移增大增大增大增大加入HCl(g) 左移增大减小减小不变加入NaOH(s) 左移减小增大减小不变加入NaHSO4(s) 左移增大减小减小不变加入金属Na 右移减小增大增大不变5、水的离子积适用范围：K W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，不管是哪种溶液，由水电离出的c(H＋)与c(OH－)一定相等6、水的离子积表达式的应用：在水溶液中，均存在水的电离平衡，因此在表达式中，c(H＋)、c(OH―)表示整个溶液总物质的量浓度，K W＝c(H＋)溶液·c(OH－)溶液(1)纯水中：K W＝c(H＋)水·c(OH－)水(2)酸溶液中：K W＝[c(H＋)酸＋c(H＋)水]·c(OH－)水，由于c(H＋)酸>>c(H＋)水，故忽略水电离出的H＋即：K W＝c(H＋)酸·c(OH－)水，但由水电离出来的：c(H＋)水＝c(OH－)水例：计算25℃，0.1mol/L的HCl中，c(H＋)酸＝，c(H＋)水＝，c(OH－)水＝，由水电离出的c(H＋)水·c(OH－)水＝____________(3)碱溶液中：K W＝c(H＋)水·[c(OH－)碱＋c(OH－)水]，由于c(OH－)碱>>c(OH－)水，故忽略水电离出的OH－即：K W＝c(H＋)水·c(OH－)碱，但由水电离出来的：c(H＋)水＝c(OH－)水例：计算25℃，0.1mol/L的NaOH中，c(H＋)水＝，c(OH－)碱＝，c(OH－)水＝，由水电离出的c(H＋)水·c(OH－)水＝____________【微点拨】①在不同溶液中，c(H＋)、c(OH－)可能不同，但任何溶液中由水电离出的c(H＋)与c(OH－)一定相等②对于酸、碱、盐的稀溶液中，c(H2O)也可认为是定值。
水的电离平衡
水的电离与溶液的PH一、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：H2O H++OH-2．水的离子积（1）表达式：25℃时K W＝c(OH-)·c(H+)＝10-14（2）影响因素：K W只与温度有关，温度升高，K W增大。
（3）适用范围：K W不仅适用于纯水，也适用于稀的酸、碱、盐溶液。
注：酸性溶液加水稀释时，由于H+浓度减小，但K W不变，故OH-浓度增大；同理碱性溶液稀释时，H+浓度增大；中性溶液稀释时，H+和OH-的浓度都不变。
3．外界条件对水电离的影响（1）促进水的电离①升高温度水的电离程度增大，H+和OH-浓度同等程度的增大，K W增大，但水溶液的酸碱性不变。
②加入可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K W不变。
（2）抑制水的电离①加入酸由于H+浓度增大，使水的电离平衡左移，c(H+)＞c(OH-)，溶液呈酸性，此时，水的电离程度减小，K W不变。
②加入碱由于OH-浓度增大，使水的电离平衡左移，c(OH-)＞c(H+)，溶液呈碱性，此时，水的电离程度减小，K W不变。
③加入可水解的盐(如FeCl3、Na2CO3)，水的电离程度增大，K W不变。
4．水电离出的c(H+)或c(OH-)的计算(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．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+)＝c(OH-)＝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。
如pH＝12的NaOH溶液中，c(H+)＝10－12 mol/L，即水电离产生的c(OH-)＝c(H+)＝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。
水的电离平衡常数表达式
练一练
3.写出下列物质的电离方程式：
(1)氢氧化钙____C_a_(O_H__)2__=_C_a_2_+_+_2_O_H_-_________
(2)氢氧化铜_____C_u_(O__H_)_2 ________C_u_2_+_+_2_O_H_-__
(3)次氯酸______H__C_lO_________H_+_+_C_lO_-_________
与4个水分子结合。为了书写 方便，通常仍写成H+和OH-
水的电离平衡常数表达式：
K=
ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ
H OH-
H2O
K[H2O] =[H+][OH-]
K与[H2O]都是常数，其乘积也必然是常数，因此
[H+][OH-]也是常数：
KW= [H+][OH-]
KW称为水的离子积常数，简称水的离子积。
表3-1-1不同温度下水的离子积常数
A.HCl溶液中无 OHB.NaOH溶液中无H+ C.NaCl溶液中既无H+也无OHD.常温下，任何物质稀的水溶液中都有H+和
OH- ，且KW= [H+] [OH-]=1.0×10-14mol2 ·L-2
练一练
2.向纯水中加入NaHSO4 （温度不变），则溶
液的 （ B ）
A. [H+]不变 B.酸性增强 C.水中[H+]与[OH-]乘积增大 D. [OH-]不变
二、电解质在水溶液中的存在形态
P74:电解质溶液的导电能力一样吗(实验) 讨论： 1.电解质溶液导电的本质是什么？ 2.以上水溶液导电能力有所不同的原因是什么？ 3.氯化氢、醋酸等电解质在溶于水的过程中发生 了哪些变化？它们最终以何种状态存在？
水的电离平衡
加入盐：加入某些盐如氯化钠、硫酸钠等可以改变溶液的离子强度从而影 响水的电离平衡 加入其他电解质：加入其他电解质如氯化钾、硫酸钾等可以改变溶液的离 子强度从而影响水的电离平衡
水的电离平衡的实验研究
实验目的与原理
实验目的：研究水的 电离平衡了解水的电 离过程和影响因素
水的离子积常数
水的离子积常数： 水的电离平衡常 数表示水的电离 程度
水的离子积常数 表达式： Kw=c(H+)·c(O H-)
水的离子积常数 值：25℃时 Kw=10^-14
水的离子积常数 与温度关系：温 度升高Kw增大 反之则减小
酸碱度与氢离子浓度
酸碱度：溶液中氢 离子浓度的负对数 pH值
氢离子浓度：溶液 中氢离子的浓度影 响酸碱度
测量初始温度记录数据
绘制pH-温度曲线分析实验结果
实验结果与数据分析
实验目的：验证水的电离平衡 实验方法：使用pH计测量溶液的pH值 实验结果：在不同温度下水的pH值不同 数据分析：pH值随温度的升高而升高说明水的电离平衡受温度影响
THNK YOU
汇报人：
汇报时间：20XX/XX/XX
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改变温度：温度对水的电离度也有影响可以通过改变温度来调节水的电离 度
调节温度的方法
加热：提高温度促进水的电离 平衡
冷却：降低温度抑制水的电离 平衡
恒温：保持温度恒定使水的电 离平衡保持稳定
温度梯度：利用温度梯度调节 水的电离平衡
调节压力的方法
改变温度：升高温度电离平衡向右移动；降低温度电离平衡向左移动
计时器：记录实验时间
水：纯净水或蒸馏水
pH计：测量溶液pH值
电离平衡的概念
电离平衡是指在一定条件下（如温度、溶液浓度等），弱电解质在水溶液中达到的一种相对稳定状态。
在这种状态下，弱电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合成弱电解质分子的速率相等。
此时，溶液中各种离子和分子的浓度保持不变，形成一个动态平衡。
电离平衡具有以下特征：
1. 相对性：电离平衡是相对于其他条件下的非平衡状态而言的，当外界条件发生变化时，电离平衡会发生移动，达到新的平衡状态。
2. 暂时性：电离平衡是一种暂时的稳定状态，随着时间的推移，溶液中的离子和分子浓度会发生变化，直至达到新的平衡。
3. 有条件性：电离平衡的实现取决于溶液的温度、浓度等因素，这些条件的变化会影响电离平衡的位置。
4. 动态平衡：电离平衡是一个动态的过程，溶液中的离子和分子在不断地生成和消失，但总体上保持相对稳定。
弱电解质（如部分弱酸、弱碱）在水中溶解时，其分子可以微弱电离成离子。
随着反应的进行，电离速率和结合速率逐渐趋于相等，达到电离平衡。
电离平衡的概念和特征有助于我们理解溶液中离子浓度、pH值等性质的变化，以及如何调控这些性质来满足实际需求。
高二化学-水的电离平衡
高二化学-水的电离平衡第2讲水的电离和溶液的ph考点一水的电离水就是极弱的电解质，水的电离方程式为h2o＋h2o或h2o2．水的离子积常数kw＝c(h(1)室温下：kw＝1×10(2)影响因素；只与kw减小。
(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．影响水电离平衡的因素(1)增高温度kw减小。
(2)加入酸或碱kw不变。
（注意区分：电离程度、kw）(3)加入可水解的盐(如fecl3、na2co3)kw不变。
深度思考1．水的离子内积常数kw＝c(h)·c(oh)中h和oh一定就是水电离出的吗？答案不一定。
c(h)和c(oh)均指溶液中的h或oh的总浓度。
这一关系适用于于任何叶唇柱水溶液，即为任何叶唇柱水溶液中都存有这一关系。
因此，在酸溶液中酸本身电离出的h可以遏制水的电离，而在碱溶液中，碱本身电离出的oh也可以遏制水的电离。
2．在ph＝2的盐酸溶液中由水电离出来的c(h)与c(oh)之间的关系是什么？(1)溶液呈现出酸、碱性的实质就是c(h)与c(oh)的相对大小，无法只看看ph，一定温度之下ph＝6的溶液也可能将显出中性，也可能将显出酸性，应当特别注意温度。
(2)采用ph试纸时无法用蒸馏水润湿。
(3)25℃时，ph＝12的溶液不一定为碱溶液，ph＝2时溶液也不一定为酸溶液，还可能为能水解的盐溶液。
(1)水的离子内积常数kw＝c(h)·c(oh)，其实质就是水溶液中的h和oh浓度的乘积，不一定就是水电离出来的h和oh浓度的乘积，所以与其说kw就是水的离子内积常数，不如说是水溶液中的h和oh的离子内积常数。
即kw不仅适用于于水，还适用于于酸性或碱性的叶唇柱溶液。
不管哪种溶液均存有c(h)h2o＝c(oh)h2o。
(2)水的离子积常数显示了在任何水溶液中均存在水的电离平衡，都有h和oh共存，只是相对含量不同而已。
水的电离平衡
＋)＝10－2mol·L－1，水电离产生的 OH－浓度也为 10－2mol·L－1，但是 因被 NH ＋ 4 结合，最终溶液中的 OH－只有 10－12mol·L－1。pH＝12 的 Na2CO3 溶液中 H＋、OH－浓度变化与之相似。
c(OH-)都相等。
主题21 水的电离和溶液的酸碱性
目录
真题回访
二、水的离子积常数
命题调研
考点过关
4
1.0×10-14 温度
增大 电解质
主题21 水的电离和溶液的酸碱性
目录
真题回访
命题调研
三、外界条件对水的电离平衡的影响
考点过关
5
体系变化条件
酸
碱
可水解 的盐
温度
Na2CO3 NH4Cl 升温 降温
其他(如加入Na)
平衡移动方向
逆 逆 正 正 正 逆 正
Kw
不变 不变 不变 不变 增大 减小 不变
水的电 离程度
减小 减小 增大 增大 增大 减小 增大
c(OH-) c(H+)
减小 增大 增大 减小 增大 减小 增大
增大 减小 减小 增大 增大 减小 减小
主题21 水的电离和溶液的酸碱性
目录
真题回访
B.SO2
C.SO3
D.CO2
【解析】A项,根据2NO2+2NaOH NaNO3+NaNO2+H2O知,反应后得到NaNO3和NaNO2
的混合溶液,该溶液中含有强碱弱酸盐,溶液显碱性;B项,根据SO2+NaOH NaHSO3
知,NaHSO3为弱酸酸式盐,HS的电离程度大于其水解程度,溶液显酸性;C项,根据SO3+NaOH
水的电离平衡
水的电离平衡一．水的电离平衡1．实验证明，纯水有微弱的导电性，是极弱的电解质：要点1:水是一种极弱的电解质：H2O H++OH-在一定温度下，c(H+)与c(OH-)的乘积是一个常数，即K W=c(H+)·c(OH-)，K W叫水的离子积常数，简称水的离子积.要点2:水的电离是吸热过程，所以，升高温度，可使水的电离平衡向电离的方向移动，因此c(H+)和c(OH-)都增大，故K W也会增大.如100℃的纯水中：K W=c(H+)·c(OH-)=1×10-6·1×10-6=1×10-12，若没有指定温定，则可认为是在常温下，即25℃时K W=1×10-14要点3:水的离子积(K W)揭示了任何溶液中都存在的水的电离平衡.因此K W只受温度影响，不受溶液的浓度的影响.不管是在酸性，碱性，还是中性溶液中，只要是在常温下，K W都可认为是1×10-14.要点4:对于c(H+)很小的稀溶液，用c(H+)的数值来表示溶液的酸碱性强弱很不方便.为此采用c(H+)的负对数来表示，称为溶液的PH，即PH=-lg｛c(H+)｝.由此式可知PH每增大1个单位，c(H+)就减为原为原来的1∕10；PH每减小1个单位，c(H+)就增大为原来的10倍.2．用电离平衡理论来研究水的电离(因为水是一种极弱的电解质)；也可用归纳小结来学习PH的有关计算纯水中存在如下平衡：H2O H++OH--Q，当改变条件时，填写表中各项内容.改变条件平衡移动方向PH 水电离出的c(H+) K W升温→右移减小增大变大通入HCl气体←左移减小减小不变加入NaOH固体←左移增大减小不变加入NH4Cl固体→右移减小增大不变加入金属钠→右移增大增大不变练习1.向纯水中加少量NaHSO4(溶液温度不变)，则溶液的( )A.PH升高B.酸性增强C.K W增大D.c(OH-)减少练习2.水是一种极弱的电解质，在室温下每n个水分子中只有1个分子发生电离，则n值是( )A.107B.55.6×107C.1×10-14D.55.6练习3.实验表明，液态时，纯硫酸电离能力强于硝酸，纯硫酸导电性也显著强于纯水.已知液态纯酸都能像水那样进行自身电离H2O+H2O H3O++OH-而建立平衡，且在一定温度下都有各自离子积常数，据此回答：(1)纯硫酸在液态时自身电离的方程式是(2)在25℃时，液态纯H2SO4的离子积常数K(H2SO4)比1×10-14(填“大”、“小”或“相等”)(3)在纯硫酸和纯硝酸的液态混合酸中，存在的阴离子主要是，这是因为混合酸中不仅存在硫酸和硝酸各自电离的两个电离平衡，而且还因硫酸的酸性大于硝酸，又在无水条件下，混酸中必然发生(写离子方程式) 反应而造成的.3．影响离子积Kw的因素（1）Kw与溶液中[H+]、[OH—]无关，与温度有关。
第3章 微专题11 水的电离平衡曲线及溶液中水电离出c平(H+)的计算
微专题11水的电离平衡曲线及溶液中水电离出c平(H＋)的计算一、水的电离平衡曲线(图像)水的电离的影响因素、水的离子积(K w)、溶液酸碱性判断是高考及平时考查中的热点，常结合图像综合考查。
在分析图像时，要注意以下四点：(1)曲线上的任意点K w均相同，即c平(H＋)·c平(OH－)相同、温度相同。
(2)曲线外的任意点与曲线上任意点的K w不同，两点的温度不同。
(3)实现曲线上点之间转化时，温度不变，改变的是溶液的酸碱性。
(4)要实现曲线上点到曲线外另一点的转化，改变的是温度。
例1如图表示不同温度下水溶液中c 平(H＋)与c平(OH－)的关系，下列判断正确的是()A．两条曲线上任意点均有c平(H＋)·c平(OH－)＝K wB．T<25 ℃C．b点和c点pH均为6，溶液呈酸性D．只采用升温的方式，可由a点变成d点答案 A解析在任何温度下的水溶液中，溶液中的c平(H＋)·c平(OH－)＝K w，其中K w只与温度有关，故A正确；c点c平(H＋)·c平(OH－)＝10－12 mol2·L－2>10－14 mol2·L－2，则T>25 ℃，故B错误；常温下b点pH为6，溶液呈酸性，c点对应的温度下c平(H＋)＝c平(OH－)，此时pH为6，说明溶液显中性，故C错误；a点溶液为中性，d点溶液为碱性，只采用升温的方式无法实现从a点变成d点，故D错误。
【考点】溶液的酸碱性和pH【题点】水的电离平衡图像二、溶液中水电离出c平(H＋)或c平(OH－)的计算(25 ℃)1．中性溶液c平(H＋)＝c平(OH－)＝1.0×10－7mol·L－1。
2．溶质为酸的溶液H＋来源于酸的电离和水的电离，而OH－只来源于水的电离。
如计算0.01 mol·L－1的盐酸中水电离出的c平(H＋)。
方法是先求出溶液中的c平(OH－)。
水的电离
2.室温下，在pH＝11的某溶液中，由水电离出的c(OH－)可能为( D ) ①1.0×10－7 mol· L－1 ③1.0×10－3 mol· L－1 A．③ B．④ ②1.0×10－6 mol· L－1 ④1.0×10－11 mol· L－1 C．①③ D．③④
增大
c(H＋)＝c(OH－) c(H＋)＞c(OH－)
c(H＋)＜c(OH－)
增大 不变
不变
中性 酸性
碱性
平衡移 c(H＋)的 动方向 变化 加入少量 NH4Cl(s) 加入少量 CH3COONa(s) 加入少量Na 向右 向右 向右 增大 减小 减小
c(OH－) 的变化 减小 增大 增大
c(H＋)与c(OH－) 溶液的 KW 的关系 酸碱性 c(H＋)＞c(OH－) 不变 c(H＋) ＜c(OH－ 不变 ) c(H＋) ＜c(OH－ 不变 ) 酸性 碱性 碱性
水溶液中的离子平衡
水的电离
基础梳理
一、水的电离与水的离子积 1．水的电离方程式 H2O OH－＋H＋或 ，其
电离平衡常数表＋)· －) K ＝ c (H c (OH (1)表达式： W －14 1.0 × 10 25℃时，KW＝ 。
(2)影响因素 KW是温度的函数，温度不变，KW不变，当升高温度时，KW 增大 。
2.水电离出的c(H＋)或c(OH－)的计算(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。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－)＝1.0×10－12 mol/L，则水电离出的
c(H＋)＝c(OH－)＝1.0×10－12 mol/L。
化学管理--水溶液中的四大平衡
c0
0
0
c0－cHAc
cH+
cAc-
KaccH 0ccA Hc
c2 H
c0cH
cHKa
Ka24Kac0 2
KaΘ是酸式电离平衡常数
根据电离度的定义式，也可将KaΘ表示如下：
HAc === H+ + Ac-
t = 0 时 c0
0
0
平衡时 c0(1－α)
c0α
c0α
Ka
2 1
c0
1
K
a
c0
cH c0
[
cIn c
[
c HIn c
]
]
cIn (紫红色) cHIn(无色)
Ka cH
c
酸碱指示剂的变色范围 肉眼能观察到颜色变化的pH值范围
[HIn]:[In-] = 1中间颜色，此点称为理论变色点 [HIn]:[In-] ≥ 10 无色（酸色） [HIn]:[In-] ≤ 10 紫红色（碱色）
酸碱指示剂的变色范围：
pOHpKb
lgc0,(碱) c(盐)
例题：缓冲溶液的组成是1.00mol·L-3的NH3·H2O和 1.00mol·L-3的NH4Cl，求： 1）缓冲溶液的pH值； 2 ） 将 1.0cm31.00mol·L-3NaOH 溶 液 加 入 到 50.0cm3 该缓冲溶液中引起的pH值变化； 3）将同量的NaOH加入到50.0Cm3纯水中引起的pH 值变化。
(一 ). 电离平衡与酸碱平衡
电 表示弱电解质的电离程度 (α)
离 度
α = 已电离的电解质浓度 ×100%
电解质的原始浓度
弱电解质AmDn的电离反应：
AmDn == mAn+ + nDm-
水的电离平衡
水的电离平衡
水的电离平衡指的是水分子在特定条件下向氢离子（H+）和羟基离子（OH-）离解的过程。
水是一种极弱的电解质，极难电离，
1、在常温常压下，水的电离平衡式为：
H2O+H2O⇌H3O++OH-或H2O⇌H++OH-
一般情况下使用H2O⇌H++OH-进行分析应用。
2、水的离子积常数
Kw=c(H+)•c(OH-)，只与温度有关，因为水的电离过程是吸热过程ΔH>0，因此温度升高，水的离子积常数变大，25℃Kw=10-14，100℃Kw=10-12。
这个平衡常数被称为自离子积常数（Kw），其值为 1.0×10-14，在25°C下保持不变。
当水中的氢离子和羟基离子浓度相同时，即pH值为7，这种情况下水被称为中性的。
如果氢离子浓度高于羟基离子，则水被称为酸性的；而如果羟基离子浓度高于氢离子，则水被称为碱性的。
水的电离平衡对于许多化学和生物过程都具有重要影响，如酸碱中和、缓冲溶液、生化反应等。
水的电离平衡常数
水的电离平衡常数
水的电离平衡常数为：Kc=[H+][OH-]、[H2O]。
电离常数计算公式是
K(电离)=C[A+]^·C[B-]^y、C[ABy]，式中C[A+]、C[B-]、C[AB]分别表
示A+、B-和ABy在电离平衡时的物质的量浓度。
影响电离平衡常数的因素是温度，对于吸热反应，温度越高，k越大，对于放热反应则相反。
只有温度变化才变，压强变化引越平衡移动时，其
值不变。
电离平衡常数的应用
电离平衡常数表示弱酸的相对强弱，由弱酸生成的盐就会发生水解，
由越弱越水解的原理，可以判断盐溶液中离子离子浓度大小关系。
总之涉及电离平衡常数的题目必须先根据电离常数判断出酸的相对强弱，把酸的相对强弱由强到弱的顺序排好，然后按照题目要求进行回答，
遇到图像要看清楚图像代表的含义，关键的点表达的意义要清晰。
水的电离
水的电离纯水是极弱的电解质。
①在水中存在如下电离平衡:H 2O H++OH－②在25℃时:Kw=[H+][OH－]=1×10－7×1×10－7=1×10－14在一定温度下，纯水或水溶液中[H+]与[OH－]的乘积为一个常数。
记作Kw，称为水的离子积常数。
该离子积常数随温度升高而增大。
③在温度相同的条件下中性，酸性、碱性溶液中，Kw都为一定值。
只是：酸性溶液中[H+]＞[OH－]中性溶液中[H+]＝[OH－]碱性溶液中[H+]＜[OH－]④对于[H+]＞1mol·L－1，[OH－]＞1mol·L－1的酸、碱性溶液用H+及OH－物质的量浓度表示溶液的酸碱性比较方便。
当溶液的酸碱性不是很强时，该方法很不方便，此时我们用PH值表示溶液酸碱性。
PH=－lg[H+] (PH值取值范围0～14)有关PH值计算类型包括强酸的稀释、强碱的稀释，不同浓度强酸的混和，不同浓度强碱的混和，强酸和强碱溶液的混和等。
在计算过程中可加以适当的近似。
如果溶液的PH值不是很接近于7，则可以忽略水电离出的H+及OH－。
1.强电解质及弱电解质：在水溶液里，全部电离为离子的电解质称为强电解质；（强酸、强碱、大多数盐及金属的氧化物都是强电解质）在水溶液中，仅部分电离为离子的电解质为弱电解质。
（弱酸、弱碱，两性氢氧化物[如Al(OH)3]都是弱电解质）2. 弱电解质在水溶液中不完全电离，因而存在一个电离平衡。
该平衡是一个动态的平衡，当温度、浓度等因素改变时该平衡可以发生移动。
其电离的程度称为电离度，用α表示。
3. 由于水是一种极弱的电解质，因而在水溶液中存在如下电离平衡。
H2O H++OH－，因而只要温度不变，无论酸、碱、盐的水溶液，其中[H+]与[OH－]衡为一常数。
记作离子积常数。
25℃时，[][]K H OHW==+--10144．[] PH H=-+lg。
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稀释后所得 溶液的pH
5 4
9
10
约为7 约为7
课堂小结
1.水的电离： 2.水的离子积：Kw ＝c(H+) · c(OH-） 3.影响水电离的因素：温度、酸和碱、盐。 4.溶液的酸碱性以及pH的简单计算。 公式：pH = - lg c（H+）
课后作业：
完成P169 考点一练习题，预习考 点二中混合溶液pH的计算。
判断溶液酸碱性根本依据是 C(OH-)与C(H+)相对大小
二、溶液的酸碱性
当 c(H+)=10-7mol/L时，pH=7
2、溶液酸碱性与pH关系：pH = - lg c（H+）
反之: c（H+）=10-pH
a. pH越小，溶液酸性越强，pH越大碱 性越强
常温下 (250C)
1000C pH=6 pH>6
C(H2O）
C(H+) · C(OH-）＝ K 电离· C(H2O）
室温下1 L水（55.6mol）只有 1×10-7mol水电离，电离前后水 的物质的量几乎不变C（H2O） 可视为常数。
Kw
水的离子积常数
2、水的离子积（ Kw） +) · -） K w ＝ C(H C(OH 表达式：
25℃时，1 L(55.6 mol)纯水中有1×10－7 mol 水发生电离，则该纯水中 C(H+) ＝ 1×10－7 mol/L； C(OH－) ＝ 1×10－7 mol/L； C(H+) ＝ C(OH－)（填＜、＞、＝） Kw= 1×10-14 。 Kw只与 温度 有关，与 浓度 无关。
计算1： 单一溶液（强酸/强碱）pH
例1：试计算常温下的 2 ①0.005 mol/L H2SO4溶液pH= ； ②0.005 mol/L Ba(OH)2 溶液pH= 12 。 负对数 电离 强酸： C酸 C (H+) pH
强碱： C碱
电离
Kw － C(OH )
C(H+) 负对数 pH
计算2：强酸/强碱稀释pH值
C(OH-)= 1×10—7mol/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/L
讨论：KW100℃=1×10-12，100 ℃ 时各量如何变化？
水的电离平 衡移动方向
H2O
C(H+)变 化
H+ + OHC(OH-) 变化
在一定条件下向水中加入下列固体盐 Kw 不变
不变 不变
加入
CH3COONa
正向
正向减小Biblioteka 增大 不变增大减小
加入
NH4Cl
加入
NaCl
不移动
不变
（4）加可溶性盐：“弱离子”加入促进水的 电离，但水的离子积保持不变。
4、归纳
①任何水溶液中，均存在水的电离平衡。
=1 ×10-4mol/L
c（H+）=
=
=1 ×10-10mol/L
pH=－lgc（H+） =10 关键：稀释碱溶液相当于稀释OH-
巩固练习
溶液的稀释
①pH=3的稀盐酸加水稀释100倍 ②pH=2的稀硫酸加水稀释100倍 ③pH=11的NaOH溶液加水稀释100倍 ④pH=12的Ba(OH)2溶液加水稀释100倍 ⑤pH=5的稀盐酸加水稀释1000倍 ⑥pH=9的NaOH溶液加水稀释1000倍
例2：在25℃时，pH值等于3的盐酸溶液稀 释到原来的100倍，pH 值等于多少？
解： c（H+）= =1.0 ×10-5mol/L
pH=－lgc（H+） =－lg 1.0 ×10-5 =5 关键：稀释酸溶液相当于稀释H+
例3：在25℃时，pH值等于12的强碱溶液稀 释到原来的100倍，pH 等于多少？ 解：稀释前：c（OH-）＝ =1 ×10-2 mol/L 稀释后： c（OH-） =
溶液成中性 pH=7
溶液成碱性 pH>7
溶液成酸性 pH<7
pH<6
b. 使用pH判断溶液酸碱性时要注意温 度（pH=7溶液不一定是中性）
c. pH的适用范围为0～14
pH适用于c（H+）≤1 mol/L 当pH=0时， c（H+）＝ 1 mol/L ； －14mol/L + 1 × 10 当pH=14时， c（H ）＝ 。 通常将c（OH－）的负对数称作pOH:
10-12mol/L的溶液中,一定能大量共存的离 子组是( B ) A.K+、Fe3+、SO42-、MnO4-
B.Na+、Cl-、NO3-、SO42C.Al3+、NH4+、Cl-、SO42D.Na+、AlO2-、Br-、Cl-
二、溶液的酸碱性
1、判断溶液的酸碱性：（25℃ Kw= 1×10—14） 中性溶液 C(H+) = C(OH-) C(H+) = 1×10—7mol/L
实验探究：精确的 “纯水的导电性实验”
现象:灵敏电流计发生轻微偏转，灯泡不亮 结论:水是一种极弱的电解质，能发生微弱电离。
一、水的电离
1、水的电离
水是一种极弱电解质，能微弱电离
H2O + H2O
简写为： H2O
H3O+ + OH－ H+ + OH-
H2O
电离平衡常数：
K 电离＝
H+ + OHC(H+) · C(OH-）
练习1：常温下，0.01mol/L盐酸溶液中
C（H+）、 C（OH-）分别为多少？由水电 离出的C水（H+）、 C水（OH-）分别为多少？
练习2：常温下，0.01mol/L氢氧化钠溶液中 C（H+）、C（OH-）分别为多少？由水电 离出的C水（H+）、 C水（OH-）分别为多少？
连接高考：在由水电离出的C(H+)=
pH试纸的使用方法：
取一小块pH试纸放在表面皿或玻璃片上， 用沾有待测液的玻璃棒点试纸的中部，待 30秒内与标准比色卡对比来粗略确定溶液 的pH（ pH读数只取整数）。
标准比色卡
注意： 1、玻璃棒要洁净、干燥
2、pH试纸用镊子夹取，测溶液时不能用蒸 馏水湿润，否则pH可能偏大、偏小或不变
三、溶液中pH的计算
对常温下纯水进行下列操作，填写下表
酸碱性 平衡移 C(H+) C(OH-） C(H+) Kw 动方向 C(OH-) 大小
加热 加HCl
中性 酸性 碱性
正向
增大 增大
逆向 增大 减小 逆向 减小 增大
＝ ＞
＜
增大 不变 不变
加 NaOH
（3）加酸或加碱：抑制水的电离，但 水的离子积保持不变。
问题讨论
感谢聆听.
欢迎各位领导老师批评指正!
欢迎各位领导和老师
莅临指导！
选修四
第三章
第二节
水的电离和溶液的酸碱性
温故知新
1、溶液导电性强弱主要是由
溶液中自由移动的离子浓度和离子 所带电荷数 _______________________ 决定的。
2、水是不是电 解质？
水是极弱的电 解质
研究电解质溶液时往往涉及溶液 的酸碱性，而酸碱性与水的电离有密 切的关系。那么水是如何电离的呢?
②无论纯水、酸性（或碱性）溶液，由水 电离产生的C水 (H+) = C 水(OH－) ③任何稀的水溶液中都存在Kw（是温度 函数）Kw= c(H+)· c(OH-)
稀酸溶液： Kw= c(H+)酸· c(OH-)水=1×10-14 稀碱溶液： Kw= c(H+)水· c(OH-)碱=1×10-14
④C (H+) 和 C (OH－) 指水溶液H+ 和OH－ 的总浓度
pOH = － lg c（OH－ ） 4.也可用pOH表示溶液酸碱性 常温下 pH + pOH = 14
二、溶液的酸碱性
3、“pH”的测定方法： 定性测定：酸碱指示剂法（甲基橙、石蕊、酚酞） 定量测定：pH试纸、pH计等
广泛pH试纸（读到整数）
pH试纸
（粗略）
精密pH试纸（0.2或0.3）
pH计（也叫 酸度计）：读到0.01 （精确）
3、影响水电离平衡的因素 （1）温度： 水的电离是 吸热 过程， 升高温度， 促进 水的电离, Kw 增大 。 如：KW25℃=1×10-14 KW100℃=1×10-12
C(H+)＝1×10－7 PH=7 中性
C(H+)＝1×10－6 PH=6 中性
（2）加入活泼金属：促进水的电离
H2O
条件
H+ + OH-