水的电离
水的电离知识点
水的电离知识点（1）电离平衡和电离程度 水是极弱的电解质,能微弱电离H 2O+H 2O H 3O ++OH -,通常简写为H 2O H ++OH -；ΔH >025℃时,纯水中c(H +)=c(OH -)=1×10-7mol/L（2）水的离子积在一定温度时,c(H +)与c(OH -)水的电离知识点。
K W =c(H +)·c(OH -),25℃时,K W =1×10-14(无单位)。
①K W 只受温度影响,水的电离吸热过程,温度升高,水的电离程度增大,K W 增大。
25℃时K W =1×10-14,100℃时K W 约为1×10-12。
②水的离子积不仅适用于纯水,也适用于其他稀溶液水的电离知识点液,只要温 度不变,K W 就不变。
（3）影响水的电离平衡的因素 ①温度：温度越高电离程度越大c(H +)和c(OH -)同时增大,K W 增大,但c(H +)和c(OH -)始终保持相等,仍显中性。
纯水由25℃升到100℃,c(H +)和c(OH -)从1×10-7mol/L 增大到1×10-6mol/L(pH 变为6)。
②酸、碱向纯水中加酸、碱平衡向左移动,水的电离程度变小,但K W 不变。
③加入易水解的盐由于盐的离子结合H +或OH -而促进水的电离,使水的电离程度增大。
温度不变时,K W 不变。
练习：影响水的电离平衡的因素可归纳如下：溶液的酸碱性溶液的酸碱性取决于溶液中的c(H +)与c(OH -)的相对大小。
在常温下,中性溶液：c(H +)=c(OH -)=1×10-7mol/L ；酸性溶液：c(H +)>c(OH -), c(H +)>1×10-7mol/L ；碱性溶液：c(H+)<c(OH-),c(H+)<1×10-7-mol/L。
思考：c(H+)>1×10-7mol/L （pH<7）的溶液是否一定成酸性？溶液的pH⑴表示方法pH=-lgc(H+) c(H+)=10-pHpOH=-lgc(OH-) c(OH-)=10-pOH常温下,pH+pOH=-lgc(H+)-lgc(OH-)=-lgc(H+)·c(OH-)=14。
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。
水的电离和PH
第二节 水的电离和PH一.水的电离1. 水是一种极弱电解质，电离方程式可表示为：：H 2O H ＋＋OH －。
水的电离常数：K 电离＝c ＋c－c2。
K w 不仅适用于纯水，还可适用于稀的电解质水溶液。
水的离子积常数：K w ＝c (H ＋)·c (OH －)，25 ℃时，K w ＝1.0×10－14。
温度升高，水的离子积常数增大。
水的离子积常数K w ，只受温度的影响，温度升高，K w 增大。
2. 影响水的电离平衡的因素水的电离平衡：H 2O H ＋＋OH －ΔH ＞0影响因素 移动方向 c (H ＋) c (OH －) K w 升温 向右移动 增大 增大 增大 加酸 向左移动 增大 减小 不变 加碱向左移动减小增大不变例1：判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。
(1)升高温度，水的电离平衡右移，溶液中的c (H ＋)和c (OH －)均增大，但K W 不变( ) (2) 35 ℃时，水的离子积K W ＝2.1×10－14，则35 ℃时水电离程度大于25℃时水电离程度( )(3)升高温度，水电离出的c(H ＋)不变，水的离子积常数仍为1×10－14( )(4) 25 ℃时，任何以水为溶剂的稀溶液中，c (H ＋)·c (OH －)＝1×10－14( √ )(5) 蒸馏水中，c (H ＋)·c (OH －)＝1×10－14( × )答案：(1)× (2) √ （3）× 即时练习：1. 下列措施能使K w 增大的是( D )A ．温度不变向水中加入NaOH 溶液B ．温度不变向水中加入稀H 2SO 4C ．温度不变向水中加入NaCl 固体D ．加热升温2. 在常温下，纯水中存在电离平衡H 2O H＋＋OH－，如要使水的电离程度增大，并使c(H ＋)增大，应采取的措施是(B)A．加入NaHSO4B．加热C．加入NaHCO3D．加入CH3COOH 3. 25 ℃时，水的电离达到平衡：H 2O H＋＋OH－ΔH>0，下列叙述正确的是( )A．向水中加入稀NaOH溶液，平衡逆向移动，c(OH－)降低B．向水中滴加浓盐酸至c(H＋)＝0.01 mol/L，则溶液中c(OH－)＝1×10－12 mol/LC．降温，使平衡右移，c(H＋)增大，溶液呈酸性D．将水加热，K w增大，c(H＋)不变答案 B4. 向蒸馏水中滴入少量盐酸后,下列说法中错误的是( D )A.c(H+)·c(OH-)不变B.pH减小了C.c(OH-)降低了D.水电离出的c(H+)增加了二．由H2O电离的c(H＋)和c(OH－)计算水电离的c(H＋)=c(OH－)根据K w计算酸中的c(OH－)，c(OH－)为水电离的：c(OH－)=Kw/ c(H＋)根据K w计算碱中的c(H＋)，c(H＋)为水电离的: c(H＋) =Kw/ c(OH－)例2：求算下列常温下溶液中由H2O电离的c(H＋)和c(OH－)。
水的电离知识详细讲解
水 的 电 离(一)水的电离1. 水是极弱的电解质.存在极弱的电离 H 2O ＋H 2O H 3O ＋＋OH － 简写为 H 2O H ＋＋OH －25℃ 1 L H 2O181000 ＝ 55.6(mol)中有10－7mol 发生电离 H 2O H ＋ ＋ OH － 起始(mol) 55.6 0 0 电离(mol) 10－7 10－7 10－7 平衡(mol)55.6－10－7 10－7 10－725℃.[H ＋]·[OH －]＝10－7·10－7＝10－14＝Kw 称作水的离子积常数.2.温度升高,Kw 增大.水的电离为吸热过程,所以当温度升高时,水的电离度增大,Kw 也增大.例如100℃,1 L H 2O 有10－6mol 电离.此时水的离子积常数为 Kw ＝10－6·10－6＝10－12.常温下,Kw ＝10－143. 在中性、酸性、碱性稀溶液中Kw 的讨论.凡是在水溶液中,都存在着水的电离平衡.H 2O H ＋＋OH －, H ＋和OH －总是同时存在的.(1)中性溶液中,Kw ＝[H ＋]·[OH －]＝10－7·10－7＝10－14(2)酸性溶液中, 由于[H ＋]增大, 水的电离平衡逆向移动, [OH －]减小, 但Kw ＝[H ＋]· [OH －]＝10－14.(3)碱性溶液中, 由于[OH －]增大, 水的电离平衡逆向移动.[H ＋]减小, 但Kw ＝[H ＋]· [OH －]＝10－14.结论:常温下,[H ＋]·[OH －]＝10－14＝Kw,适于纯水,中性、酸性、碱性稀溶液.4. 根据Kw 计算溶液中的[H ＋]或[OH －]由于水电离出来的H ＋或OH －很少,所以在酸(或碱)溶液中,一般就以酸(或碱)的浓度计算出[H ＋]或([OH －]),然后根据Kw 再计算溶液中的[OH －](或[H ＋])(1)酸溶液:强酸 [H ＋] 弱酸 [H ＋]＝C α (2)碱溶液 强碱 [OH －] 弱碱 －]＝C α(二)溶液的酸碱性和pH 值完全电离 部分电离 ]H [Kw + ＝[OH －] 完全电离 部分电离 ]OH [Kw - ＝[H ＋].1. 溶液的pH 值－lg[H ＋] ＝ pH. [H ＋] ＝ 10－pH2. 溶液的酸碱性与pH 值关系 (1)纯水和中性溶液 [H ＋] ＝ 10－7mol/l.pH ＝ －lg10－7 ＝ －(－7)＝ 7 (2)酸性溶液 例如 0.01mol/l 盐酸 [H ＋] ＝ 10－2mol/lpH ＝ －lg10－2 ＝ －(－2) ＝ 2(3)碱性溶液 例如 0.01mol/l 烧碱溶液 [OH －] ＝ 10－2mol/l[H ＋] ＝2141010-- ＝ 10－12mol/lpH ＝ －lg10－12 ＝123．pH 值取值围与[H ＋]对照关系[H ＋]:100 10－1 10－2 10－3 10－4 10－5 10－6 10－7 10－8 10－9 10－10 10－11 10－12 10－13 10－14pH 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14(1)pH ＜7 溶液酸性,pH ＝7 溶液中性,pH ＞7 溶液碱性.(2)pH 增大1,[H ＋]减小10倍,[OH －]增大10倍;pH 减小1,[H ＋]增大10倍,[OH －]减小10倍.(3)当[H ＋]＞1,pH ＜0或[H ＋]＜10－14,pH ＞14直接用物质的量浓度而不用PH 值表示.4. 溶液的酸、碱性、PH 值与离子积常数小结. (三)pH 值的计算1. 基本计算公式C: 一元酸(碱)的物质的量浓度[H ＋]、[OH －]: 溶液中的H ＋浓度、OH －的浓度 α: 弱酸或弱碱的电离度强酸: C [H ＋] pH全部电离 －lg[H ＋] 10－PH溶液酸碱性 酸性增强 中性 碱性增强C [OH －] [H ＋] pHC [H ＋] pH弱碱 C [OH －] [H ＋] pH(四)酸碱指示剂2. pH 试纸的使用把待测试液滴在pH 试纸上,试纸所显示的颜色与标准比色板(pH 值1～14)相比,确定溶液的pH 值.3. pH 计可精确测定溶液的pH 值三、重点、难点剖析有关pH 值及其计算是本节难点 (一)有关pH 值的问与答1. 为什么要引进pH 值概念?答:当[H ＋]很小时,用物质的量浓度表示溶液的酸碱性很不方便. 2. 什么是溶液的pH 值?答:采用[H ＋]的负对数表示溶液酸碱性的强弱,叫做溶液的pH 值.pH ＝－lg[H ＋] 3. 溶液的酸碱性与PH 值有什么关系?答:常温下纯水和中性溶液中[H ＋]＝10－7mol/l,因此,当pH ＝7为中性;pH ＜7为酸性,pH 值越小,溶液酸性越强;pH ＞7为碱性,pH 值越大,溶液碱性越强.4. 是否对任意浓度的[H ＋]或[OH －]用pH 值表示溶液的酸碱性均方便?答:pH 值一般是用来表示稀的酸性、碱性和中性溶液的酸碱性的.当pH 值小于0时,一般直接用H ＋物质的量浓度表示酸性强弱较为方便;当pH 值大于14时,一般直接用OH －物质的量浓度表示其碱性强弱较为方便.5. pH 值小于7,溶液一定为酸性吗?答:由于水的电离受到温度的影响,故不能简单地认为pH ＜7时,溶液一定是酸性.例如100℃时,Kw ＝10－12,pH ＝6为中性.则pH ＜6才是酸性.全部电离 部分电离 ]OH[Kw - αC部分电离 αC]OH [Kw- α+]H [ α-]OH [强碱 弱酸若不注明温度,一般认为是常温(25℃)就以pH ＜6溶液为酸性.6. 用试纸检验气体的酸碱性必须先将试纸湿润,那么检验溶液的pH 值是否也须将PH 试纸湿润呢?答:用pH 试纸来测定溶液的pH 值是定量测定其酸碱度.可用洁净的干玻璃棒直接蘸取少许待测液,滴在pH 试纸上,将试纸显示的颜色随即与标准比色板对照.注意不能将试纸先用水湿润或用湿玻璃棒,这样相当于将溶液稀释了,导致测定的pH 值不准确.(二)有关pH 值的计算1. 强碱、强碱溶液的pH 值: (1)酸:先求出[H ＋],pH ＝－lg[H ＋]碱:必先求出[OH －],再利用Kw 求出[H ＋],即[H ＋]＝]OH [Kw-,再求其PH 值.(2)对于碱性溶液求pH 值,可先求出POH,即POH ＝－lg[OH －], ∵ 常温下[H ＋]·[OH －]＝10－14,∴ －lg[H ＋]－lg[OH －]＝14. ∴ pH ＝14－POH,这样计算pH 值较为简便.例1 0℃ Ca(OH)2溶解度为0.185g,假设饱和溶液ρ＝1g/cm 3,水的离子积Kw ＝10－14,求此溶液pH 值.解 C 2)OH (Ca ＝100010074185.0＝0.025 mol/L[OH －]＝0.025×2＝0.05 mol/LPOH ＝－lg0.05＝2－lg5＝2－0.7＝1.3 pH ＝14－1.3＝12.7.2. 弱酸、弱碱溶液的PH 值:利用电离度求出弱酸的[H ＋] 即[H ＋]＝C α或弱碱的[OH －].即[OH －]＝C α,再求其pH 值例2 25℃时,0.1mol/L 某弱酸电离度为1％,求此溶液的PH 值. 解 [H ＋]＝C α＝0.1×1％＝10－3mol/L pH ＝－lg10－3＝－(－3)＝33. 强酸、强碱溶液稀释后的PH 值. (1)酸:以稀释后[H ＋]变化计算碱:以稀释后[OH －]变化计算,再求[H ＋].(2)强酸稀释10n 倍,pH 值增大n 个单位,强碱稀释10n 倍,pH 值减少n 个单位. (3)高度稀释以酸溶液为例:溶液中H ＋不仅来自酸的电离,还来自水的电离平衡.一般情况下,酸电离出的[H ＋]要比水电离出的[H ＋]大得多,水的电离可忽略不计.但是,当稀释的倍数很大,酸电离出的[H ＋]或碱电离出的[OH －]接近或小于水电离出的[H ＋]或[OH －]时,就应当考虑水的电离.由此得如下结论:酸:pH 值接近于7但小于7.碱:pH 值接近于7但大于7.例3 ① pH ＝13的NaOH 溶液稀释100倍后.pH ＝_____. 解 POH ＝－lg[OH －]稀释＝－lg10－1·10－2＝－lg10－3＝3 pH ＝14－3＝11 常见错误：pH ＝－lg[H ＋]稀释＝－lg10－13·10－2＝15分析 越稀释，碱溶液的pH 值越大，显然不合理.在强碱溶液中，[OH －]随稀释时体积的变化而变化是决定pH 值的主要因素.而[H ＋]是水电离产生，其电离平衡在稀释时发生移动.②将pH ＝5的盐酸溶液稀释1000倍后，溶液的pH 值接近但小于7. 见3③关于高度稀释问题的分析. 常见错误:[H ＋]＝1×10－5·10－3＝10－8mol/L pH ＝－lg10－8＝8照此结果,酸溶液稀释成了碱溶液,不可能.例4 100 mol 水PH 值由7变为4,应加入0.1mol 盐酸多少ml?(精确至0.1)解析 本题实为盐酸的稀释,应有稀释前后盐酸中H ＋物质的量不变.(稀溶液ρ≈1g/cm 3).设:应加0.1mol 盐酸xml. 0.1x ·1＝(100＋x)·1·10－4x ＝0.1mL4. 两强酸稀溶液混合后及两强碱稀溶液混合后溶液的PH 值 ① 混合后总体积可近似看作两者体积之和.酸:先算出混合后溶液的[H ＋].再求PH 值. 碱:先算出混合后溶液的[OH －]② 混和前后酸溶液的H ＋物质的量不变 [H ＋]1V 1＋[H ＋]2V 2＝[H ＋]混合·(V 1＋V 2) 混和前后碱溶液的OH －物质的量不变[OH －]1V 1＋[OH －]2V 2＝[OH －]混和·(V 1＋V 2) 注意不可以:pH 1＋pH 2＝pH 3例5 计算下列混合溶液的PH 值① pH ＝2和pH ＝5的两盐酸等体积混合.② pH ＝8和pH ＝13的两氢氧化钠溶液等体积混合. 解① 设两溶液体积均为vL.[H ＋]混合＝V2V 10V 1052⋅+⋅--＝5×10－3mol/L.pH ＝－lg[H ＋]混合＝－lg(5×10－3)＝2.3解② pH ＝8的碱溶液中[OH －]＝10－6mol/L.pH ＝13的碱溶液中[OH －]＝10－1mol/L..[OH －]混合＝V2V10V 1016⋅+⋅--＝5×10－2mol/L.POH ＝－lg[OH －]混合＝－lg(5×10－2)＝1.3pH ＝14－POH ＝14－1.3＝12.7 常见错误:[H ＋]混合＝V2V10V 10138--+＝21×10－8mol/L.pH ＝－lg(－21×10－8)＝8.3. 再次提醒:两强碱溶液混合,应先计算[OH －]混合. 由例5得如下小结:若碱有剩余,应先计算剩余的[OH －],再求pH 值.例6 pH ＝1的盐酸50ml 和pH ＝13的NaOH 溶液49mL 混合后.求PH 值. 解 pH ＝1 [H ＋]＝0.1mol/L,pH ＝13 [OH －]＝0.1mol/L H ＋ ＋ OH － ＝ H 2O50×0.1 49×0.1 酸过量 [H ＋]余＝4950)4950(1.0+-＝10－3mol/L.pH ＝3例7 pH ＝3的强酸与pH ＝12的强碱溶液混和后,溶液pH ＝10,则强酸与强碱溶液的体积比为______解 设酸、碱溶液体积各为x 、y,已知pH ＝10,碱过量.[OH －]余＝10－4＝yx y 10x 1032+⋅-⋅--10－2y －10－4y ＝10－3x ＋10－4x. y x＝ 434210101010------＝33101.1109.9--⨯⨯9. ＝1四、典型例题例8 (1)有A 、B 两种溶液,PH 值各为1.8与4.8,则A 的[H ＋]是B 的[H ＋]的_______倍.解析BA ]H []H [++＝8.48.11010--＝103＝1000(2)某温度下,纯水中的[H ＋]＝2×10－7mol/l,则此时[OH －]＝2×10－7mol/L.若温度不变, 滴入稀硫酸使[H ＋]＝5×10－6mol/L, 则[OH －]＝8×10－9mol/L, 由水电离出[H ＋]为8×10－9mol/L.该纯水的PH 值 ＜ 7.(填＞、＜、＝)解析纯水中 H 2O H ＋ ＋ OH － mol/L 2×10－7 2×10－7加酸后,水的电离平衡逆向移动,使[OH －]减小,可由Kw 、[H ＋]求出[OH －],此温度下Kw 值为2×10－7×2×10－7＝4×10－14[OH －]＝614105104--⨯⨯＝8×10－9mol/L.由水电离出的[H ＋]＝[OH －]＝8×10－9mol/L 该温度下,pH ＝－lg2×10－7＝7－lg2＜7.例9 25℃时,等体积H 2SO 4溶液和NaOH 溶液混合后,溶液呈碱性.则混合前H 2SO 4溶液的pH 值和NaOH 溶液的pH 值之间应满足的关系是A. pH 酸＋pH 碱＞14B. pH 酸＋pH 碱＜13C. pH 酸＋pH 碱＝14D. pH 酸＋pH 碱＝13 解析 本题选项A.假定H 2SO 4与NaOH 恰好中和,溶液呈中性,设H 2SO 4溶液PH ＝x,NaOH 溶液PH ＝y.体积均为V,则酸溶液的[H ＋]＝10－x mol/L,碱溶液的[OH －]＝10－(14－y).[H ＋]酸·V ＝[OH －]碱·V 10－x ＝10－(14－y) －x ＝－14＋y x ＋y ＝14.但溶液呈碱性,即pH 碱＞y ∴ pH 酸＋pH 碱＞14.例10 某地酸雨经检测除H ＋和OH －外, 还有[Na ＋]＝7×10－6、 [Cl －]＝3.5×10－5、[NH 4＋]＝2.3×10－5、[SO 42－]＝2.5×10－6(单位均mol/L).则该酸雨的PH 值是A. 3B. 4C. 5D. 6 解析 本题选项C.在电解质溶液中,阳离子所带正电荷总和一定等于阴离子所带负电荷总和.即电荷平衡原理,则有阳离子物质的量×阴离子的电荷数＝阴离子物质的量×阴离子的电荷数.由题意,得 [Na ＋]＋[NH 4＋]＋[H ＋]＝[Cl －]＋2[SO 42－]＋[OH －]将题中数据代入 得 7×10－6＋2.3×10－5＋[H ＋]＝3.5×10－5＋2×2.5×10－6＋[OH －] [H ＋]＝1×10－5＋[OH －]∵ 酸雨中,[OH －]＜10－7mol/L,[OH －]忽略不计. ∴ [H ＋]＝10－5mol/l. pH ＝5例11 氢氧化钠溶液和氨水的PH 值均为12,且体积相同.下列叙述正确的是 A. 温度升高10℃,两者的PH 值仍相等.B. 温度不变,分别加水稀释100倍,PH 值都变为10C. 各加入同浓度的盐酸,使酸碱恰好中和,两者消耗的盐酸体积相同.D. 分别加入足量的FeCl 3溶液,前者产生的沉淀比后者少. 解析 本题选项D. A. NaOH 是强电解质、NH 3·H 2O 是弱电解质,温度升高.NH 3·H 2O 电离度增大,其[OH －]＝C α也增大,故氨水PH 值较大.B. 均加水稀释100倍,使[OH －]减小,但随着溶液变稀,NH 3·H 2O 电离度增大.故氨水PH 值虽减小,但大于10.C. NaOH 和NH 3·H 2O 与HCl 的中和能力是比较它们物质的量的大小.因为C OH NH 23⋅＝α-]OH [,α＜1.可知同PH 值、同体积的两种碱溶液中,NH 3·H 2O 物质的量大于NaOH 物质的量,故氨水消耗的盐酸体积大.D. 同C 项,由于NaOH 物质的量小于NH 3·H 2O 物质的量.所以NaOH 与FeCl 3生成的Fe(OH)3沉淀少.例12 某溶液中若滴入甲基橙变为黄色,若滴入石蕊显红色.若滴入酚酞不变色,求该溶液PH 值围.练习一、选择题(每小题有1至2个正确选项)1. 将pH＝10和pH＝13的两强碱溶液等体积混合,混合溶液的PH值是( )A. 10.3B. 11.5C. 12.7D. 13.32. 把99.5ml 0.2mol/L NaOH溶液加到100.5mL 0.1mol/L H2SO4溶液中,所得溶液pH值是( )A. 3B. 3.3C. 4D. 2.73. 将pH＝3的某未知酸溶液稀释100倍,所得溶液的pH值( )A. 等于5B. 大于5C. 小于5D. 等于5或小于54. 将pH值为8的NaOH溶液与pH值为10的NaOH溶液等体积混合后,溶液中[H ＋]最接近于( )A. (10－8＋10－10)/2 mol/LB. 2×10－10 mol/LC. (10－8＋10－10) mol/LD. (1×10－14－5×10－5) mol/L5. 健康的人的血液pH值为7.35～7.45,患某种疾病的人血液的pH值可暂降至6.0,则此时血液中氢离子溶度为健康人的( )A. 1.35～1.45倍B. 101.35～101.45倍C. 106倍D. 100倍6. 下列溶液中酸性最强的是( )＝10－141(V)的关系是( )＋]的( )D. 1010倍2溶液混合,再加水稀释至1升,取10mL滴入甲基橙试剂,溶液所呈的颜色是( )A. 蓝色B. 红色C. 橙色D. 黄色10.重水(D2O)在某温度时的离子积常数Kw＝1.6×10－15,下列有关POD(即－lg[D＋])叙述正确的是( )A. 该温度下D2O的PD是7.0B. 该温度下1L D2O中溶解0.01mol NaOD时,PD是12C. 将50ml 0.2mol/l的NaOD重水溶液加到100ml 0.25mol/l DCl重水溶液中,反应后PD＝1.0.D. 该温度下1升D2O中溶解0.01mol DCl时,PD＝2.011.中和相同体积,相同pH值的H2SO4、HCl、CH3COOH三种稀溶液时,用去同种浓度的NaOH溶液的体积依次为V1、V2、V3,则V1、V2、V3的大小关系正确的是( )A. V1＝V2＝V3B. V1＝V2＜V3C. V1＝V2＞V3D. V1＜V2＜V312.有两瓶pH＝2的酸溶液,一瓶是强酸、一瓶是弱酸,可用于鉴别的一组试剂是( )A. 石蕊试液和水B. 酚酞试液和水C. pH试纸和水D. 石蕊试液和酚酞试液13.向稀硫酸溶液中逐渐通入氨气,当溶液中[NH4＋]＝2[SO42－]时,溶液的pH值( )A. 大于7B. 小于7C. 等于7D. 无法判断14.下列四种溶液中,由水电离生成的氢离子浓度之比(①:②:③:④)是( )①pH＝0的盐酸②0.1mol/L的盐酸③0.01mol/L的NaOH溶液④pH＝11的NaOH溶液A. 1:10:100:1000B. 0:1:12:11C. 14:13:12:11D. 14:13:2:315.25℃时一某溶液中由水电离出的[H＋]＝1×10－12mol/L,向该溶液中滴入几滴甲基橙试液后,溶液的颜色可能变为( )A. 橙色B. 红色C. 蓝色D. 黄色16.在一定温度下,某酸溶液中水的电离度与某碱溶液中水的电离度相等.两者等体积混合后,溶液的pH值( )A. 大于7B. 小于7C. 等于7D. 无法确定17.pH值相同的醋酸和盐酸溶液,分别用蒸馏水稀释至原体积的m倍和n倍.稀释后两溶液的pH值仍相同.则m和n的关系是( )A. m＝nB. m＞nC. m＜nD. 无法确定18.在25℃时,若10体积的某强酸溶液与1体积的某强碱溶液混合后呈中性,则混合之前,该强酸的pH值x与强碱的pH值y之间应满足的关系是( )A. x＋y＝14B. x＋y＝15C. x＋y＝10－14D. x＋y＝13二、计算19.有硫酸和盐酸的混合液20毫升,在这溶液中加入0.025摩/升的Ba(OH)2溶液时,生成硫酸钡的量和溶液的pH值得到如图所示结果,问:(1)最初混合溶液中硫酸和盐酸的摩尔浓度各为多少?(2)在A点溶液的pH值是多少?(3)在B点溶液的pH值是多少?答案与提示一、1. C 2. A 3. D 4. B 5. B 6. B 7. B 8. D 9. C10.CD 11.B 12.C 13.C 14.A 15.BD 16.D 17.B18.B二、19.(1)C 42SO H ＝0.025mol/l C HCl ＝0.1mol/l(2)1.3 (3)1.8[提示]一、13.本题中(NH 4)2SO 4发生了水解,但据题意只需从电荷平衡出发∵ [NH 4＋]＋[H ＋]＝2[SO 42－]＋[OH －] 又知 [NH 4＋]＝2[SO 42－]∴ [H ＋]＝[OH －] 也就是PH ＝715.水电离的[H ＋]＝10－12mol/L,溶液可能为酸式碱.酸[H ＋]＝10－2mol/L,使甲基橙试液变红色,碱[OH －]＝10－2mol/L,使甲基橙试液变黄色.二、19.解 (1)加Ba(OH)2 20ml 时,H 2SO 4与Ba(OH)2恰好完全反应 0.025×20＝C 42SO H ·20.C 42SO H ＝0.025mol/l当加入Ba(OH)2 60ml 时,H ＋与OH －恰好中和.20×0.025×2＋20·C HCl ＝0.025×60×2.C HCl ＝0.1mol/l(2)A 点:加Ba(OH)2 20ml,此时酸过量,且恰好Ba(OH)2＋H 2SO 4＝BaSO 4↓＋2H 2O,溶液中只有HCl.[H ＋]＝2020201.0+⨯＝0.05. PH ＝1.3 B 点加Ba(OH)2 40ml.H ＋过量.可看作Ba(OH)2 20ml 已与H 2SO 4反应,另20ml 与HCl 反应.[H ＋]＝40202025.0)2040(1.020+⨯⨯--⨯＝601,PH ＝－lg 601≈1.8.。
3.2.1 水的电离
1、表达式：
水合氢离子
H2O + H2Oห้องสมุดไป่ตู้
H3O+ + OH－
简写为：H2O
2、水的离子积常数——Kw
H+ + OH－
c(H+)×c(OH-）
常数
c(H2O） K电离 . c(H2O) = c ( H+) .c( OH-)
+) .c( OH-) c ( H Kw =
K 电离＝
注意：① Kw只与温度有关，T↑， Kw↑; 25℃时， Kw=10-14 ② 适用对象：纯水和稀溶液 ③ 由水电离出的c(H+)=c(OH-)
注意：不同T下，水的Kw不同， 比如25℃时 ， Kw=10-14，故pH=7为中性； 100℃时，Kw=10-12，故pH=6为中性。
=
中性 溶液
c(OH-) = 10-7
c(H+) > 10-7
pH < 7
c(H+) < 10-7
pH > 7
四、溶液pH测定
1、酸碱指示剂：只能确定pH范围
指示剂 石蕊 <5 红色 变色范围 5~8 紫色 >8 蓝色
1、 c(H+，水)=c(OH—，水)
H+ 2、酸 酸电离 水电离（一般可忽略）
OH— ：水电离 OH—
碱电离
水电离（一般可忽略） ：水电离
3、碱 H+
4、25℃ Kw=c(H+)· c(OH—) =10-14
六、溶液pH计算
关键：① 25℃，Kw=10-14
② pH= - Lgc(H+)
1、已知浓度的溶液 ①已知c(H+) → pH= - Lgc(H+) ②已知c(OH-) → c(H+)=Kw / c(OH-) → pH= - Lgc(H+)
考点突破：水的电离
[基础自主落实]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 H2O＋H2OH3O＋＋OH－或简写为：H2OH＋＋OH－。
25 ℃时，纯水中 cH＋＝cOH－＝1×10－7_mol·L－1；任何水溶液中，由水电离出的 cH＋与cOH－都相等。
2．水的离子积常数KW＝cH＋·cOH－。
1 室温下：KW＝1×10－14。
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。
4KW 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 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。
12 加入酸或碱抑制水的电离。
3 加入可水解的盐，促进水的电离。
4 加入能与水反应的活泼金属，促进水的电离。
4．外界条件对水的电离平衡的影响改变条件电离平衡K移动方向W升高温度右移增 大加入酸或碱左移不 变加能水解的盐 或活泼金属右移不 变小题热身1．判断正误正确的打“√”，错误的打“×”。
1 纯水中 cH＋随着温度的升高而降低×225 ℃时，·L－1NaHCO3 溶液加水稀释后，nH＋与 nOH－的乘积 变大×23 已知某温度下 CH3COOH 和 NH3·H2O 的电离常数相等，现向 10mL 浓度为·L－1 的 CH3COOH 溶液中滴加相同浓度的氨水，在滴 加过程中水的电离程度始终增大×4 在蒸馏水中滴加浓 H2SO4，KW 不变× 5 向水中加入少量硫酸氢钠固体，促进了水的电离，cH＋增 大，KW 不变× 6 向水中加入 AlCl3 溶液对水的电离不产生影响× 7100 ℃的纯水中 cH＋＝1×10－6mol·L－1，此时水呈酸性× 2．KW＝cH＋·cOH－中，H＋和 OH－一定由水电离出来的吗 提示：不一定，如酸溶液中 H＋由酸和水电离产生，碱溶液 中 OH－由碱和水电离产生，只要是水溶液必定有 H＋和 OH－，当溶 液浓度不大时，总有 KW＝cH＋·cOH－。
水的电离溶液的ph
A、一定有影响
Ｄ B、偏大 C、偏小 D、不确定
２.定性测定：酸碱指示剂法 酸碱指示剂一般是弱的有机酸或弱的有机碱， 他们的颜色变化是在一定的pH值范围内发生的。 我们把指示剂发生颜色变化的pH值范围叫做指 示剂的变色范围。
以HIn代表石蕊分子
HIn（红色） H+ +In- （蓝色）
pH 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14
=-lg（1×10—1+1×10—4）/（1+1）
=-lg5×10—2
=2-lg5
=1.3
关键：抓住氢离子进行计算！
pH值计算四—— 强碱与强碱混合
例题：在25℃时，pH值等于9和pH值等于11的两 种氢氧化钠溶液等体积混合pH值等于多少？ 解： [OH—]=（ 1 × 10-5+1×10-3）/(1+1)
Ｃ 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
六、pH值测定方法
测定方法：酸碱指示剂法、pH试纸法、 pH计法等。
1.定量测定：pH试纸法 、pH计法等
⑤当C（H+）相同、体积相同时，同时加入形状、密度、质
量则完开全始相时同反的 应锌 速， 率若的产大生小相关同系体是积_c_>的_b_氢=，a气反（应相所同需状时况间）的 长短关系是__b_=_a_>_c_____
⑥将C（H+）相同的三种酸溶液均加水稀释至体积为原来的
10倍后，C（H+）由大到小的顺序为___c_>_b_=_a_______
水的电离
水的电离知识点
水的电离（1）电离平衡和电离程度水是极弱的电解质，能微弱电离H 2O+H 2O H 3O ++OH -，通常简写为H 2O H ++OH -；ΔH >025℃时，纯水中c(H +)=c(OH -)=1×10-7mol/L（2）水的离子积在一定温度时，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。
K W =c(H +)·c(OH -)，25℃时，K W =1×10-14(无单位)。
①K W 只受温度影响，水的电离吸热过程，温度升高，水的电离程度增大，K W 增大。
25℃时K W =1×10-14，100℃时K W 约为1×10-12。
②水的离子积不仅适用于纯水，也适用于其他稀溶液。
不论是纯水还是稀酸、碱、盐溶液，只要温 度不变，K W 就不变。
（3）影响水的电离平衡的因素 ①温度：温度越高电离程度越大c(H +)和c(OH -)同时增大，K W 增大，但c(H +)和c(OH -)始终保持相等，仍显中性。
纯水由25℃升到100℃，c(H +)和c(OH -)从1×10-7mol/L 增大到1×10-6mol/L(pH 变为6)。
②酸、碱向纯水中加酸、碱平衡向左移动，水的电离程度变小，但K W 不变。
③加入易水解的盐由于盐的离子结合H +或OH -而促进水的电离，使水的电离程度增大。
温度不变时，K W 不变。
溶液的酸碱性取决于溶液中的c(H )与c(OH )的相对大小。
在常温下，中性溶液：c(H +)=c(OH -)=1×10-7mol/L ；酸性溶液：c(H +)>c(OH -), c(H +)>1×10-7mol/L ； 碱性溶液：c(H +)<c(OH -)，c(H +)<1×10-7-mol/L 。
思考：c(H +)>1×10-7mol/L （pH<7）的溶液是否一定成酸性？ 溶液的pH⑴表示方法pH=-lgc(H +) c(H +)=10-pH pOH=-lgc(OH -) c(OH -)=10-pOH常温下，pH+pOH=-lgc(H +)-lgc(OH -)=-lgc(H +)·c(OH -)=14。
《水的电离》 讲义
《水的电离》讲义一、水的电离现象水是一种极弱的电解质，能够发生微弱的电离。
在纯水中，水分子会部分解离为氢离子（H⁺）和氢氧根离子（OH⁻）。
这个电离过程可以用以下方程式表示：H₂O ⇌ H⁺＋ OH⁻需要注意的是，这个电离是一个动态平衡的过程，即在同一时刻，既有水分子电离成离子，也有离子重新结合成水分子。
二、水的电离平衡水的电离平衡受多种因素的影响。
1、温度温度升高，水的电离平衡向右移动，电离程度增大，氢离子和氢氧根离子的浓度同时增大。
反之，温度降低，电离平衡向左移动，电离程度减小，离子浓度降低。
2、酸或碱的加入在水中加入酸，氢离子浓度增大，会抑制水的电离，使水的电离平衡向左移动。
同理，加入碱，氢氧根离子浓度增大，也会抑制水的电离。
3、盐的加入某些盐的加入会影响水的电离平衡。
例如，强酸弱碱盐（如氯化铵），其阳离子水解会结合氢氧根离子，从而促进水的电离；强碱弱酸盐（如碳酸钠），其阴离子水解会结合氢离子，同样促进水的电离。
三、水的离子积常数在一定温度下，无论是在纯水中，还是在酸、碱或盐的稀溶液中，水的离子积常数（Kw）都是一个定值。
Kw ＝ c(H⁺）·c(OH⁻）例如，在 25℃时，Kw ＝ 10×10⁻¹⁴。
这意味着在 25℃的任何水溶液中，氢离子浓度和氢氧根离子浓度的乘积都等于 10×10⁻¹⁴。
当溶液呈酸性时，c(H⁺）＞ 10×10⁻⁷ mol/L ，c(OH⁻）＜10×10⁻⁷ mol/L ，但 c(H⁺）·c(OH⁻）＝ 10×10⁻¹⁴不变。
当溶液呈碱性时，c(OH⁻）＞ 10×10⁻⁷ mol/L ，c(H⁺）＜10×10⁻⁷ mol/L ，同样 c(H⁺）·c(OH⁻）＝ 10×10⁻¹⁴。
四、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氢离子和氢氧根离子浓度的相对大小。
水的电离
（4）任何溶液中由水电离出的C(H+)水＝C(OH－)水
• ：酸溶液：Kw= [c(H+)水+ c(H+)酸]· c(OH-)水 • • 酸溶液中当c(H+)酸>100 c(H+)水时，忽略掉c(H+)水 Kw= c(H+)酸· c(OH-)水
解析答案
1
2
3
4
5
4.在25 ℃某稀溶液中，由水电离产生的c(H＋)＝10－13 mol· L－1。下列有
关该溶液的叙述正确的是(
A.该溶液一定呈酸性
D )
B.该溶液一定呈碱性
解析答案
C.该溶液的pH一定为1
D.该溶液的pH可能为13
答案
活学活用
3
4
3.下列关于溶液的酸碱性说法正确的是( C ) A.pH＝7的溶液是中性 B.中性溶液中一定有c(H＋)＝1.0×10－7 mol· L－ 1 C.c(OH－)＝c(H＋)的溶液呈中性
D.在100 ℃时，纯水的pH<7，因此显酸性
解析答案
3
4
4. 有一学生在实验室测某溶液的pH。实验时，他先用蒸馏水润湿pH试纸，
1
2
2×10－7 mol· L－1 ； 2.某温度下纯水的c(H＋)＝2×10－7 mol· L－1， 则此时c(OH－)为
若温度不变，滴入稀盐酸使c(H＋)＝5×10－4 mol· L－1，则溶液中c(OH－)
L－1 ，由水电离产生的c(H＋)为 8×10－11 mol· L－1 ，此时 为 8×10－11 mol·
3.分析下列条件的改变对水的电离平衡H2O H＋＋OH－的影响，并填
纯水的电离度
纯水的电离度
纯水的电离度主要受到温度的影响。
在常温下（25度），纯水的电离度约为 1.8×10^-7%，即[H+]与[OH-]的浓度均为1.0×10^-7mol/L。
然而，水的电离度并不是一个固定值，它随着温度的变化而变化。
比如，在100度（即摄氏100度）时，水的电离度约为0.35%。
此外，如果水中含有杂质或者电解质，也会影响水的电离度。
比如，如果水中含有盐，那么盐会电离出离子，这些离子会参与水的电离过程，从而影响水的电离度。
总的来说，纯水的电离度是一个受多种因素影响的复杂过程。
如果你需要更详细的信息，建议查阅相关的化学书籍或咨询专业人士。
水的电离
? 竹子的好处，周作人写过文章，都细细谈到。那一株株长在知堂文章里的竹子想必是杆杆细瘦，瘦竹才见风致，碗口粗的大竹怎么可以入画？三十年前的一幅《毛竹丰收》画得就是碗口粗的大毛竹，现
在看来是太少了一些传统笔墨的风韵，而多了一些时代的豪壮之气在里边。郑板桥的竹子根根细瘦，正是文人的风骨。竹子的好处真是太多，从桌椅板凳到桥梁竹楼。说到吃，没有什么菜蔬可以替代竹笋。清炒竹笋不可加老抽，要的就是那细净的白爽，看相就好。夏天纳凉最好是湘妃竹榻，
找出了“梅花香自苦寒来”。竹子来得复杂了一些，一是让人想到气节，因为它的有节，二是让人想到虚心，因为它的中空。所以把它给安排到了四君子的行列里去。但老百姓才不管什么君子不君子，那是文人们的事，老百姓眼里的竹子只是好用，一是做人人吃饭必用的筷子，二是做老人们
的拐杖，三是做床，四是做挑物的担，五是做水桶，不能再一二三四地数了，竹的用处几乎是无穷的，从穿到吃，比如竹鞋，比如竹衫，比如雨帽，竹笋之好吃就更不用说。竹子可以说是最完美的植物，松树可以盖房子做家具，但就是不能用来大吃特吃，虽然松籽是可以吃的，的松仁小肚就
③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－)
④根据Kw=C(H＋)×C(OH－) 在特定温度下为 定值,C(H＋) 和C(OH－) 可以互求.
练习 ⑴﹑0.1mol/L的盐酸溶液中水电离出的C(H＋ ) 和C(OH－)是多少?
水电离出的C(OH-)=1×10-14/0.1=1×10-13mol/L = C(H＋ )
道它的眼睛在想说什么？我想它现在应该还在井下，做着拉煤的工作，拉着铁架子车，摸着黑，努力上着坡，出着淋漓的大汗，几乎终日见不到太阳，肚子一起一伏，一起一伏，一起一伏，一起一伏…… 可怜的骡子。 乡下的年 ? 怎么说呢？我去乡下过年，并不是想在那地方写什么东西，
水的电离
常数
Kw= c(H+)•c(OH-) 叫做水的离子积常数，简称水的离子积。
（1）Kw随温度升高而增大，室温条件25℃时，Kw= 1.0 × 10-14，100℃时，Kw= 1.0× 10-12 25℃时，纯水中，c(H+)=c(OH-)=1.0 × 10-7mol/L
100℃时，纯水中，c(H+)=c(OH-)=1.0 10-6mol/L
c(H+)与c(OH—)此增彼长，且Kw = c(H+)· c(OH—)不变。
1．在25℃某稀溶液中，由水电离产生的c(H+)=10-13mol/L， 下列有关溶液的叙述正确的是（） A．该溶液一定呈酸性 B．该溶液一定呈碱性
C．该溶液的pH可能为1 D．该溶液的pH可能为13
C、 D
C 107:106:2:2
D 107:106:2×107:2 A
• 注意：
• ①水中加酸或碱都会抑制水的电离，溶液中的c(H+)与c(OH—) 会不相等，但由水电离出的c(H+)与c(OH—)总是相等的。 • ②任何电解质溶液中，H+与OH—总是共存，但不能大量共 存。溶液的酸、碱性主要在于c(H+)与c(OH—)的相对大小。
酸溶液中，Kw= c(H+)溶液•c(OH-)溶液 Kw= c(H+)酸•c(OH-)溶液=c(H+)酸•c(OH-)水 Kw= c(H+)溶液•c(OH-)碱=c(H+)水•c(OH-)碱 碱溶液中，Kw= c(H+)溶液•c(OH-)溶液
练一练
常温下，0.1mol/L的NaOH溶液中OH-物质的量浓度为 （ ），由水电离的H+物质的量浓度为（ ）
水的电离
4、判断下列说法是否正确： （1）pH=7的溶液是中性溶液。 X （2）H2S溶液中c（H+）：c（S2-）=2：1 X （3）0.1 mol/L的HAc中c（H+）是0.2 mol/L HAc中c（H+）的1/2 X （4）0.1 mol/L的HAc中c（H+）/c（HAc）大 于0.01mol/L的HAc中 c（H+）/c（HAc） X （5）0.1 mol/L的HAc中c（OH-）/c（HAc）大 于0.01mol/L的HAc中c（OH-）/c（HAc） X +)= c(OH-) （6）中性溶液中c(H
浅红色
酚酞
无色
红色
PH试纸的使用注意：①不能用水润湿
②要放在玻璃片（或表面皿）上 ③用玻璃棒蘸待测液滴于试纸上
pH计
广泛pH试纸
思考：如果测定溶液PH 时，将PH试纸湿润所测 得的PH偏大、还是偏小 或不变？
若原溶液呈酸性则偏大； 都有可能 若原溶液呈碱性则偏小； 若原溶液呈中性则不变。
练习：
不
不
2、在水中加入强碱后，水的离子积是否发生改变？
3、在酸碱溶液中，水电离出来的C(H+)和 C(OH—)是否相等？ 相等 4、100℃时，水的离子积为10—12，求此时 的纯水中C(H+)为多少？ 1×10—6mol/L 5、求1mol/L盐酸溶液中水电离出来的C(H+) 1×10—14mol/L 为多少？ 6、在酸溶液中水电离出来的C(H+)和酸电离 出来的C(H+)什么关系？
方法：1、先反应 2、按过量的计算， 若酸过量，求c（H+），再算pH。 若碱过量，求c（OH-），再求c（H+），再算pH
例7、pH=2盐酸和pH=12的Ba(OH)2 溶液等体积相 混合，求混合后溶液的pH。
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。
水的电离和溶液的pH
水的电离和溶液的pH一、水的电离1．电离方程式水是一种极弱的电解质，电离方程式为2H2O□01H3O＋＋OH－，简写为□02H2O H＋＋OH－。
2．水的离子积常数K w＝c(H＋)·c(OH－)。
(1)室温下：K w＝□0310－14_(mol·L－1)2。
(2)影响因素：只与□04温度有关，升高温度，K w□05增大。
(3)适用范围：K w不仅适用于纯水，也适用于稀的□06电解质水溶液。
(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□07不变。
3．外界因素对水的电离平衡的影响结论：(1)加热，□33促进水的电离，K w□34增大。
(2)加入酸或碱，□35抑制水的电离，K w□36不变。
二、溶液的酸碱性1．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□01酸性，25 ℃时，pH□02<7。
c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈□03中性，25 ℃时，pH□04＝7。
c(H＋)<c(OH－)，溶液呈□05碱性，25 ℃时，pH□06>7。
2．溶液的pH(1)定义式：pH＝□07－lg_c(H＋)。
(2)溶液的酸碱性跟pH的关系室温下：(3)pH的测定①用pH试纸测定把小片试纸放在□10表面皿上，用□11玻璃棒蘸取待测液点在干燥的pH试纸上，试纸变色后，与□12标准比色卡对比即可确定溶液的pH。
注意：a.pH试纸使用前不能用蒸馏水湿润，否则待测液因被稀释可能会产生误差。
b．用广泛pH试纸读出的pH只能是整数。
②pH计测定：可精确测定溶液的pH。
三、中和滴定1．实验原理利用酸碱□01中和反应，用已知浓度的酸(或碱)来测定未知浓度的碱(或酸)的实验方法。
以标准盐酸滴定待测的NaOH溶液，待测的NaOH溶液的物质的量。
浓度为c(NaOH)＝□02c(HCl)·V(HCl)V(NaOH)酸碱中和滴定的关键：(1)准确测定参加反应的酸、碱溶液的□03体积。
水的电离-高考化学专题
考点44 水的电离一、水的电离1．水的电离平衡水是一种极弱的电解质，能发生微弱的电离。
2．水的离子积常数（1）概念：在一定温度下，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。
（2）表达式：水的离子积用K w表示。
实验测得，25 ℃时，1 L水中只有 1.0×10−7mol H2O电离。
所以该温度时的纯水中c(H+)=c(OH−)=1.0×10−7 mol·L−1，K w=c(H+)·c(OH−)=1.0×10−14，室温下K w一般也取这个值。
（3）影响因素：K w只与温度有关。
温度升高，K w增大。
注意事项（1）水的离子积不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质水溶液。
（2）在室温时，任何物质的水溶液，K w=10−14。
K w与溶液的酸碱性无关，只与温度有关。
（3）K w的重要应用在于溶液中c(H+)和c(OH−)的换算。
（4）外界条件改变，水的电离平衡发生移动，但任何时候水电离出的c(H+)和c(OH−)总是相等的。
二、c(H＋)与c(OH－)的反比关系图像（1）A、B线表示的温度A<B。
（2）a、b、c三点表示溶液的性质分别为中性、酸性、碱性。
提醒：（1）曲线上的任意点的K w都相同，即c(H＋)·c(OH－)相同，温度相同；（2）实现曲线上点之间的转化需保持温度不变，改变酸碱性；实现曲线上点与曲线外点之间的转化一定改变温度。
三、水的电离平衡的影响因素和有关计算1．外界因素对水电离的影响改变条件电离平衡溶液中c(H＋) 溶液中c(OH−)pH溶液的酸碱性K W升高温度右移增大增大减小中性增大加入酸、碱加入酸，如稀硫酸、醋酸左移增大减小减小酸性不变加入碱，如NaOH溶液、氨水左移减小增大增大碱性不变加入盐加入强碱弱酸盐，如Na2CO3溶液右移减小增大增大碱性不变加入强酸弱碱盐，如AlCl3溶液右移增大减小减小酸性不变加入强酸强碱盐，如NaCl溶液不移动不变不变不变中性不变加入活泼金属如Na 右移减小增大增大碱性不变2．水电离出的c(H+)或c(OH−)的计算(25 ℃时)（1）中性溶液c(OH−)=c(H+)=10−7 mol·L−1（2）酸溶液--(H )(H )(H )(OH )(OH )(H )c c c c c c ++++⎧=+⎪⎨⎪==⎩酸水水水 酸溶液中，H +来源于酸的电离和水的电离，而OH −只来源于水的电离。
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。
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C(H+)
加入酸： 增大
C(OH-) 减少
平衡逆向移动
但Kw保持不变
H 2O
H+ C(H+)
+
OHC(OH-) 增大
加入碱：
减小
平衡逆向移动 但Kw保持不变
H2O
H+ + OH-
（正反应吸热）
升高温度：
平衡正向移动
C（H+）和C（OH-）都增大
Kw增大
H+ + OH-，在不同温度下其离子
积为KW25℃=1×10-14， KW35℃ =2.1 ×10-14。则下列叙述正确的是 A、c(H+)随着温度的升高而降低 B、在35℃时，纯水中 c(H+) ＞c(OH-) C、水的电离常数K25 ℃ ＞K35 ℃ D、水的电离是一个吸热过程
H 2O
H+ + OH-
H2O
条件
H+ + OH－
c(H+)c(OH-) 浓度大小关 系
对常温下的纯水进行下列操作：
水的电离平 酸碱性 衡移动方向 c(H+) c(OH-)
Kw
加热
加HCl
中性 酸性 碱性
正反应 逆反应 逆反应
增大 增大 减小
增大 减小 增大
c(H+)=c(OH-) 增大 c(H+)>c(OH-) 不变 c(H+)<c(OH-) 不变
加NaOH
4、水的电离是 过程，升高温度时，电离平衡向 移动，即升高温度会 水的电离平衡；降低温度， 电离平衡向 移动，即降低温度会 水的电离 平衡。 加入酸或碱时，水的电离平衡向 移动， 即加酸或加碱会 水的电离。加酸时OH－浓 度 ，H+浓度 ，加碱时H+浓 度 ，OH－浓度 。
5、水的电离过程为H2O
+) .c( OH-) c( H Kw =
结论：水是一种弱电解质
思考
1、纯水中c(H+)与c(OH-)大小有何关系？ c(H+)=c(OH-) 2、已知25℃ 时，1L水（n=55.6mol）中 有1×10-7mol的水发生电离， c(H+)与 c(OH-)分别是多少？25℃时水的离子积常 数是多少？ 25℃ c(H+) = c(OH-)=10-7mol/L KW = c(H+) . c(OH-) =10－14
Kw= c（OH -）· c（H+）=10-12 c(H+)=c(OH-) C(H+)＝10-6mol/L
三、影响水的电离平衡的因素 1、酸 2、碱 抑制水的电离，Kw保持不变
3、温度 升高温度促进水的电离，Kw增大
注意：Kw是一个温度函数，只随温度的 升高而增大.
小结
水的电离
一、电离方程式
H2O
第一课时 水的电离
一、水的电离
H2O + H2O
简写为：H2O
H3O+ + OH－
H+ + OH－
图3-6 水分子电离过程示意图
二、水的离子积 H2O
K 电离＝
H+ + OH－
c(H+) . c(OH-）
c(H2O）
c(H+).c(OH-)=K电离.c(H2O)
＝ Kw
水Байду номын сангаас离子积 常数，简称 为离子积
H+
+ OH－
二、水的离子积： KW = c（OH -）· c（H+） ( 25℃时，KW = 1.0 ×10 -14 ) 三、影响因素
1、温度： 升温，促进水的电离 ，KW 增大
2、加酸： 抑制水的电离， KW不变 3、加碱： 抑制水的电离， KW 不变
练习
1．纯水在25℃和100℃时的氢离子浓度，前者和后者 的关系是（ ） A、前者大 B、相等 C、前者小 D、不能肯定 2、下列微粒中不能破坏水的电离平衡的是（ ） A、H+ B、OHC、NO3D、Na+ 3、某温度下纯水中c(H+) = 2×10-7 mol/L，则此时 溶液中的c(OH-) = ___________。
讨论 ：分析表格中的数据，有何规律，并解释。
t/℃ Kw/10-14
0
10
20
0.681
25
1.01
40
2.92
50
5.47
90
38.0
100
55.0
0.114 0.292
结论：升高温度，Kw增大，促进水的电离 Kw只是温度的函数
讨论
1、在水中加入强酸(HCl)后， c(H+)与c(OH-) 如何改变？水的离子积是否发生改变？ 2、在水中加入强碱(NaOH)后，c(H+)与c(OH-) 如何改变？水的离子积是否发生改变？如果 升温，c(H+)与c(OH-)如何改变呢？ 3、100℃时，水的离子积为10-12，求C(H+)。