水的电离和溶液的酸碱性笔记
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。
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 2O H + ＋ 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：酸、碱、水解盐等。
二、溶液的酸碱性和pHc (H +)·c (OH -) 21．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→pH三、溶液的pH与c(H+)变化关系pH增大1个单位，c(H+)减小10倍；pH减小1个单位，c(H+)增大10倍；pH改变n个单位，c(H+)就改变10n倍。
水的电离和溶液的ph知识点总结
水的电离和溶液的ph知识点总结水的电离和溶液的pH水的电离是指在水中发生的自发的电离过程，即水分子自身发生解离产生氢离子（H+)和氢氧根离子（OH-)的过程。
水的电离常数（Kw）是描述水的电离程度的一个重要物理量。
水的电离常数等于氢离子浓度（[H+])和氢氧根离子浓度（[OH-])的乘积，即Kw=[H+][OH-]。
在纯净水中，[H+]和[OH-]的浓度相等，因此Kw=[H+]^2。
在25℃下，水的电离常数的值为1×10^-14。
由此可知，当[H+]浓度增加时，[OH-]浓度减小；当[OH-]浓度增加时，[H+]浓度减小。
这表明，水中[H+]和[OH-]的浓度总是相互关联的。
溶液的pH是描述溶液酸碱性强弱的一个指标。
pH的定义是负以10为底的[ H+]的对数，即pH=-log[H+]。
pH值越小，表示溶液越酸；pH值越大，表示溶液越碱；pH值为7表示溶液是中性的。
水的pH值是7，表示水是中性的，即[H+]的浓度等于[OH-]的浓度。
当[H+]的浓度大于[OH-]的浓度时，溶液呈酸性；当[OH-]的浓度大于[H+]的浓度时，溶液呈碱性。
pH值的范围是从0到14，其中pH值小于7的溶液称为酸性溶液，pH值大于7的溶液称为碱性溶液。
溶液的pH值可以通过测定[H+]的浓度来确定。
常用的测定pH值的方法有酸碱指示剂法、玻璃电极法和pH计。
酸碱指示剂法是利用酸碱指示剂对溶液的颜色变化进行判断的方法。
酸碱指示剂是一种能够随着溶液酸碱性的变化而改变颜色的物质。
常用的酸碱指示剂有酚酞、溴蓝等。
通过观察溶液的颜色变化，可以确定溶液的pH值大致在哪个范围内。
玻璃电极法是利用玻璃电极对溶液的电势进行测量的方法。
玻璃电极是一种特殊的电极，它对[H+]的浓度非常敏感。
通过测量玻璃电极的电势，可以计算出溶液的pH值。
pH计是一种专门用于测定溶液pH值的仪器。
pH计通过测量溶液中的电位差来确定溶液的pH值。
pH计的测量结果准确可靠，广泛应用于实验室和工业生产中。
高三化学复习总结水的电离和溶液的酸碱性
2022/1/6
静宁二中高三化学备课组
（ 5 ） 在 常 温 下 ， 由 水 电 离 产 生 的 c （ H+ ） =1×10-13 mol/l的溶液，则该溶液的酸碱性如何？
答：可能是酸性也可能是碱性
(6)某溶液中由水电离出来的c(OH－)=10-12mol/L，
则该溶液中的溶质不可能是（C ）
A、HCl B、NaOH C、NH4Cl D、H2SO4
注意: c(H+)与c(OH-)的关系才是判断溶液 酸碱性的依据.
2022/1/6
静宁二中高三化学备课组
√ 溶液的酸碱性---正误判断
1、如果c(H+)不等于c(OH-)则溶液一定呈 现酸碱性。
√ 2、在水中加酸会抑制水的电离。 √ 3、任何水溶液中都有c(H+)和c(OH-)。
4、c(H+)等于10-6mol/L的溶液一定呈现酸性。
2022/1/6
静宁二中高三化学备课组
(2013·广东高考·12)50℃时,下列各溶液中,离子
的物质的量浓度关系正确的是 (
)[来源:学#科#网]
A.pH=4的醋酸中:c(H+)=4.0 mol·L-1
B.饱和小苏打溶液中:c(Na+)=c(HCo3-)
C.饱和食盐水中:c(Na+)+c(H+)=c(Cl-)+c(OH-)
5、对水升高温度电离度增大，酸性增强。
2022/1/6
静宁二中高三化学备课组
四、有关pH值的计算
pH值的计算一—— 直接求酸和碱的pH
方法：酸按酸；(或碱按碱)。
pH=-lgc(H+)
1、2SO4溶液的pH。
C(H+)=0.05X2=0.1 mol/L
(完整版)水的电离和溶液的酸碱性知识点
(完整版)水的电离和溶液的酸碱性知识点知识点一 水的电离和水的离子积一、水的电离1.电离平衡和电离程度①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 〉0② 实验测得：室温下1LH2O （即55。
6mol)中只有1×10—7mol 发生电离,故25℃时,纯水中c （H +）=c （OH —）=1×10—7mol/L ，平衡常数O)c(H )c(OH )c(H K 2-•=+电离2。
影响水的电离平衡的因素 （1）促进水电离的因素:①升高温度：因为水电离是吸热的，所以温度越高K 电离越大。
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加入活泼金属向纯水中加入活泼金属，如金属钠，由于活泼金属可与水电离产生的H ＋直接发生置换反应，产生H 2,使水的电离平衡向右移动. 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.④电解如用惰性电极电解NaCl 溶液、CuSO 4溶液等。
（2）抑制水电离的因素： ①降低温度.②加入酸、碱、强酸酸式盐。
向纯水中加酸和强酸酸式盐（NaHSO4）能电离出H+、碱能电离出OH-，平衡向左移动,水的电离程度变小，但K W 不变.练习:1. 水的离子积（1)概念：因为水的电离极其微弱，在室温下电离前后n （H2O ）几乎不变，因此c （H2O ）可视为常数,则在一定温度时，c （H +)与c （OH -)=K 电离c （H2O ）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）。
水的电离和溶液酸碱性
中性溶液 [H+]=[OH—]=1×10—7mol/L 酸性溶液 [H+]＞[OH—] 1×10—7mol/L 碱性溶液 [H+]＜[OH—] 1×10—7mol/L
pH =7 pH＜7 pH＞7
思考: 判断溶液酸碱性的依据？
【课堂练习】
判断正误
1、一定条件下 pH值越大，溶液的酸性越强。× 2、pH值等于6的溶液，一定是一个弱酸体系。×
4、在常温下，0.1mol/L的盐酸溶液中，C(H＋)和 C(OH－)是多少？由水电离出的C(H＋)和C(OH－)是多 少? 5、在常温下， 0.1mol/L的NaOH溶液中，C(H＋)和 C(OH－)是多少?水电离出的C(H＋)和C(OH－)是多少 ?
任何水溶液中由水电离出来的[H+] H2O与[OH-] H2O相等
pH值计算二—— 强酸与强酸混合
例题：在25℃时，pH值等于1的盐酸溶液1L 和pH值等于4的硫酸溶液1000L混合pH值等 于多少？
解： pH=-lg[H+]
=-lg（1×10—1+1000×10-4）/（1+1000） =-lg2×10—4
=4-lg2 =3.7
关键：抓住氢离子进行计算！
pH值碱性与pH值
考点一:有关PH值的计算
1、意义： 表示溶液酸碱性的强弱。
2、表示： 用H+物质的量浓度的负对数来表示。 3、计算公式：pH=-lg[H+]
如[H+]=1×10-7mol/L的溶液
pH=7
pOH=-lg[OH-]
常温下：PH+POH=？14
4、溶液的pH值与酸碱性
常温下，溶液的酸碱性跟pH的关系：
↓
↑
2018学年度高二化学《水电离、溶液酸碱性与pH》知识点总结及典例导析.docx
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3 +(1) 水是一种极弱的电解质，它能微弱电离：2―ΔH＞ 0。
2H O HO+OH(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。
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―1×10―14。
mol L· 。
25℃时， K W=1要点诠释：① K W与温度有关，随温度升高而逐渐增大。
25℃时 K W =1×10－ 14－ 12。
， 100℃时K W=1×10－14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。
② K W =1.0 ×10③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。
④ K W是有单位的，其单位为mol 2·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。
- 1、下载文档前请自行甄别文档内容的完整性，平台不提供额外的编辑、内容补充、找答案等附加服务。
- 2、"仅部分预览"的文档,不可在线预览部分如存在完整性等问题,可反馈申请退款(可完整预览的文档不适用该条件!)。
- 3、如文档侵犯您的权益，请联系客服反馈,我们会尽快为您处理(人工客服工作时间：9:00-18:30)。
水 溶 液 中 的 离 子 平 衡 （笔记）
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 2O H 3O + ＋ OH – 简写为 H 2O H + ＋ 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
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：酸、碱、水解盐等。
二、溶液的酸碱性和pH
1．
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
c (H +)·c (OH -) c (H 2O)
（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–)
pH＜7 n (H+)＞ n(OH–)
三、溶液的pH与c(H+)变化关系
pH增大1个单位，c(H+)减小10倍；pH减小1个单位，c(H+)增大10倍；pH改变n个单位，c(H+)就改变10n倍。
1、将pH=8的NaOH溶液与pH=10的NaOH溶液等体积混合后，溶液的pH值最接近于（ D ）。
A. 8.3
B. 8.
C. 9
D. 9.7
[解析]：同种溶质的酸或碱溶液混合后溶液的pH值约为大的pH减去0.3（两溶液的pH值必须相差2以上）。
2、两种溶液等体积混合后的pH的计算：
1．若pH小+pH大＜14时，等体积混合后的[H+]＞[OH-]，则溶液呈酸性，pH混＜7所以pH 混=pH小+0.3
如pH=1和pH=3的两种溶液等体积混合后的pH混：pH混=1+0.3=1.3。
2．若pH小+pH大=14时，等体积混合后的[H+]=[OH-]，则溶液呈中性，pH混=7。
如：pH=4和pH=10的两种溶液等体积混合后的pH混：因为[H+]=[OH-]，所以pH混=7
3．若pH小+pH大＞14时，等体积混合后的[H+]＜[OH-]，则溶液呈碱性，pH混＞7，所以pH混=pH大-0.3
如：pH=10和pH=12的两种溶液等体积混合后的pH混：pH混=12-0.3=11.7。