水的电离知识点.doc
水的电离与溶液的酸碱性
mol·L－1，pH＝－lg c(H＋)＝14＋lg (nc)。
知识点二 溶液的酸碱性和pH
(2)混合溶液的pH计算 ①两种强酸混合：直接求出c混(H＋)，再据此求pH。 c混(H＋)＝c1H＋VV11＋＋cV22H＋V2。 ②两种强碱混合：先求出c混(OH－)，再据KW求出c混(H＋)， 最后求pH。 c混(OH－)＝c1OH－VV11＋ ＋cV22OH－V2。 ③强酸、强碱混合：先判断哪种物质过量，再由下式求出 溶液中 H＋或 OH－的浓度，最后求 pH。 c 混(H＋)或 c 混(OH－)＝|c酸H＋VV酸酸－＋cV碱碱OH－V碱|。
知识点二 溶液的酸碱性和pH
二溶液的pH计算 1．计算类型
(1)单一溶液的pH计算
强酸溶液：如HnA，设浓度为c mol·L－1，c(H＋)＝nc mol·L－1， pH＝－lg c(H＋)＝－lg (nc)。
强碱溶液(25 ℃)：如B(OH)n，设浓度为c mol·L－1，c(H＋)＝
10－14 nc
知识点二 溶液的酸碱性和pH
2．pH及其测量 (1)定义式：pH＝－lg c(H＋)。 (2)溶液的酸碱性与pH的关系(常温下)
(3)测量方法 ①pH试纸法：把小片试纸放在一洁净的玻璃片或表面皿 上，用 玻璃棒 蘸取待测溶液点在干燥的pH试纸的中央， 试纸变色后，与标准比色卡对照即可确定溶液的pH。 ②pH计测量法。
1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。
(1)某溶液的pH＝7，该溶液一定显中性
(×)
(2)某溶液的c(H＋)＞10－7 mol·L－1，则该溶液呈酸性
(× )
(3)用湿润的pH试纸测稀碱液的pH，测定值偏小
(√ )
(4)用广泛pH试纸测得0.10 mol·L－1NH4Cl溶液的pH＝5.2(×)
高三化学水的电离的知识点
高三化学水的电离的知识点水是我们日常生活中最常见的物质之一。
虽然水看似简单，但它的性质却非常复杂。
其中一个关键的性质就是水的电离。
本文将深入探讨高三化学学科中与水的电离相关的知识点，并尝试解释其中的原理和应用。
1. 水的电离水的电离是指水分子在溶液中发生自身分解，产生氢离子（H+）和羟基离子（OH-）的过程。
这个过程中，水分子会自己解离成离子而存在，也可以说是水分子的自电离。
水的离子化方程式可以表示为：H2O ⇌ H+ + OH-这个反应处于动态平衡状态，即生成离子的速率等于离子重新结合成水分子的速率。
在纯净水中，两种离子的浓度相等，即[H+] = [OH-] = 1.0×10^-7 mol/L。
这是因为在纯净水中，水分子的电离和重新结合速率相等。
2. pH值和酸碱性pH值是用来表示溶液酸碱性的一个指标。
pH值的定义是负log[H+]，用于衡量溶液中氢离子的浓度。
pH值的范围从0到14，其中7表示中性。
当[H+]大于[OH-]时，溶液被称为酸性；当[H+]小于[OH-]时，溶液被称为碱性。
水中[H+]和[OH-]的浓度相等，因此，纯净水的pH值为7，是中性溶液。
3. 酸性溶液当溶液中[H+]大于[OH-]时，我们称之为酸性溶液。
酸性溶液中的H+离子是由于酸分子的解离而产生的。
酸可以归类为强酸和弱酸。
强酸完全解离，而弱酸只有一小部分分解为H+离子。
酸性溶液中，pH值小于7。
4. 碱性溶液当溶液中[H+]小于[OH-]时，我们称之为碱性溶液。
碱性溶液中的OH-离子是由于碱分子的解离而产生的。
与酸一样，碱也可以分为强碱和弱碱。
强碱完全解离，而弱碱只有一小部分分解为OH-离子。
碱性溶液中，pH值大于7。
5. pH的应用pH值在生活和工业中有着广泛的应用。
在医疗领域，pH值被用来检测人体液体的酸碱平衡，从而评估健康状况。
在环境科学中，pH值被用来监测水体和土壤的酸碱度，以便保护自然生态系统。
在食品和饮料行业，pH值可以影响食物的味道和质量。
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。
选修1 水的电离和pH的计算知识点(1)
水的电离和pH的计算一、水的电离1．水的微弱电离水的分子结构示意图（1）水是一种极弱的电解质。
（2）水分子电离过程示意图：H2O OH－+ H+（OH－）·c（H+）。
（3）水的电离平衡常数为K电离=c2．水的离子积常数（1）表达式：K w=c（OH－）·c（H+）。
（2）影响因素：水的离子积K W只受温度的影响，温度升高，K w 增大。
在室温(25℃)时，K W =1x10－14。
（3）适用范围：K w不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质水溶液。
提醒：K w只受温度的影响，不受溶液酸、碱性的影响，温度不变，K w不变。
二、溶液的酸碱性与pH1．判断溶液酸碱性的依据c（OH－）和c（H+）的相对大小。
2．溶液的酸碱性与pH的关系pH=–lgc(H+)，pH越小，溶液的酸性越强，碱性越弱，pH的适用范围是c(H+)和c(OH−)都比较小的稀溶液（＜1 mol/L）。
3．溶液pH的测定方法溶液pH的测定方法有广泛pH试纸法、精密pH试纸法、pH计法。
三、水电离平衡的影响因素水的电离：H2O H＋＋OH－ΔH>0四、溶液的酸碱性1．溶液的酸碱性2．溶液酸碱性与pH的关系（1）定义：pH=−lg c(H+)。
（2）pH与溶液中c(H+)的关系①25 ℃，纯水的pH=7，溶液呈中性；pH<7的溶液呈酸性；pH>7的溶液呈碱性。
②pH表示溶液的酸碱性及其强弱：25 ℃时，pH（<7）越小，溶液的酸性越强；pH（>7）越大，溶液的碱性越强。
（3）pH的适用范围常温下，当溶液的酸碱性用pH表示时，一般情况下，1×10−14 mol·L−1＜c(H＋)＜1 mol·L−1，即14＞pH＞0。
pH=0的溶液中并非无H+，而是c(H＋)=1 mol·L−1；pH=14的溶液中并非无OH−，而是c(OH−)=1 mol·L−1。
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。
高二化学《水的电离》知识点汇总
高二化学《水的电离》知识点汇总高二化学《水的电离》知识点汇总一、水的离子积纯水大部分以H2的分子形式存在，但其中也存在极少量的H3+(简写成H+)和H-，这种事实表明水是一种极弱的电解质。
水的电离平衡也属于化学平衡的一种，有自己的化学平衡常数。
水的电离平衡常数是水或稀溶液中氢离子浓度和氢氧根离子浓度的乘积，一般称作水的离子积常数，记做。
只与温度有关，温度一定，则值一定。
温度越高，水的电离度越大，水的离子积越大。
对于纯水说，在任何温度下水仍然显中性，因此(H+)=(H&ar;)，这是一个容易理解的知识点。
当然，这种情况也说明中性和溶液中氢离子的浓度并没有绝对关系，pH=7表明溶液为中性只适合于通常状况的环境。
此外，对于非中性溶液，溶液中的氢离子浓度和氢氧根离子浓度并不相等。
但是在由水电离产生的氢离子浓度和氢氧根浓度一定相等。
二、其它物质对水电离的影响水的电离不仅受温度影响，同时也受溶液酸碱性的强弱以及在水中溶解的不同电解质的影响。
H+和H&ar;共存，只是相对含量不同而已。
溶液的酸碱性越强，水的电离程度不一定越大。
无论是强酸、弱酸还是强碱、弱碱溶液，由于酸电离出的H+、碱电离出的H&ar;均能使H2<=>H&ar; + H+平衡向左移动，即抑制了水的电离，故水的电离程度将减小。
盐溶液中水的电离程度：①强酸强碱盐溶液中水的电离程度与纯水的电离程度相同;②NaHS4溶液与酸溶液相似，能抑制水的电离，故该溶液中水的电离程度比纯水的电离程度小;③强酸弱碱盐、强碱弱酸盐、弱酸弱碱盐都能发生水解反应，将促进水的电离，故使水的电离程度增大。
三、水的电离度的计算计算水的电离度首先要区分由水电离产生的氢离子和溶液中氢离子的不同，由水电离的氢离子浓度和溶液中的氢离子浓度并不是相等，由于酸也能电离出氢离子，因此在酸溶液中溶液的氢离子浓度大于水电离的氢离子浓度;同时由于氢离子可以和弱酸根结合，因此在某些盐溶液中溶液的氢离子浓度小于水电离的氢离子浓度。
水的电离和溶液的酸碱性
水的电离和溶液的酸碱性一、水的电离1．水的电离电离方程式: H 2O ＋＋OH －; 平衡常数表达式为K ＝c (H ＋)·c (OH －)c (H 2O )。
25℃时，纯水中c (H ＋)＝c (OH －)＝1×10－7 mol·L －1。
2．水的离子积(1) K W ＝c (H ＋)·c (OH －)。
(2)影响因素：温度，温度升高，K W 增大。
(3)25℃时，K W ＝c (H ＋)·c (OH －)＝1×10－14。
注意：①K W 不仅适用于纯水，也适用于酸性或碱性的稀溶液；②K W 只受温度的影响，与溶液的酸碱性无关；③酸溶液中可以忽略由水电离出来的c (H ＋)，碱溶液中可以忽略由水电离出来的c (OH－)。
二、溶液的酸碱性与pH1．pH ＝－lg c (H ＋)，反过来c (H ＋)＝10－pH 。
2．溶液中c (H ＋)与c (OH －)的大小关系及溶液的pH ：注意：①溶液的酸性越强，pH 越小；溶液的碱性越强，pH 越大。
②pH 一般适用于表示c (H ＋)或c (OH －)小于等于1 mol·L －1的溶液。
知识点一 水的电离1．在某温度时，测得纯水中的c (H ＋)＝2.0×10－7 mol·L －1，则c (OH －)为( )A ．2.0×10－7 mol·L －1B ．0.1×10－7 mol·L －1C ．1.0×10－14/2.0×10－7 mol·L －1D ．无法确定2．室温下，把1 mL 0.1 mol·L －1的H 2SO 4加水稀释成2 L 溶液，在此溶液中由水电离产生的H ＋，其浓度接近于( )A ．1×10－4 mol·L －1B ．1×10－8 mol·L －1C ．1×10－11 mol·L －1D ．1×10－10 mol·L －13．能影响水的电离平衡，并使溶液中的c (H ＋)>c (OH －)的措施是( )A ．向纯水中投入一小块金属钠B ．将水加热煮沸C ．向水中通入SO 2D ．向水中加入NaCl知识点二 水的离子积常数4．下列关于水的离子积常数的叙述中，正确的是( )A ．因为水的离子积常数的表达式是K W ＝c (H ＋)c (OH －)，所以K W 随溶液中c (H ＋)和c (OH－)的变化而变化B ．水的离子积常数K W 与水的电离平衡常数K 是同一物理量C ．水的离子积常数仅仅是温度的函数，随温度的变化而变化D ．水的离子积常数K W 与水的电离平衡常数K 是两个没有任何关系的物理量5．25℃时，水的电离达到平衡：H 2O ＋＋OH － ΔH >0，下列叙述正确的是( )A ．向水中加入稀氨水，平衡逆向移动，c (OH －)降低B ．向水中加入少量固体硫酸氢钠，c (H ＋)增大，K W 不变C ．向水中加入少量CH 3COOH ，平衡逆向移动，c (H ＋)降低D ．将水加热，K W 增大，pH 不变知识点三 溶液的酸碱性6．下列说法正确的是( )A ．pH<7的溶液一定是酸溶液B ．同温下，pH ＝5的溶液和pH ＝3的溶液相比，前者c (OH －)是后者的100倍C ．室温下，每1×107个水分子中只有一个水分子发生电离D ．在1 mol·L －1的氨水中，改变外界条件使c (NH ＋4)增大，则溶液的pH 一定增大7．对室温下pH 相同、体积相同的醋酸和盐酸两种溶液分别采取下列措施，有关叙述正确的是( )A ．加适量的醋酸钠晶体后，两溶液的pH 均增大B ．使温度都升高20℃后，两溶液的pH 均不变C ．加水稀释2倍后，两溶液的pH 均减小D ．加足量的锌充分反应后，两溶液中产生的氢气一样多8．下列溶液一定显酸性的是( )A ．溶液中c (OH －)>c (H ＋)B ．滴加紫色石蕊试液后变红色的溶液C ．溶液中c (H ＋)＝10－6 mol·L －1D ．pH>7的练基础落实1．关于水的离子积常数，下列说法不正确的是()A．100℃水中，c(H＋)·c(OH－)＝1×10－14B．纯水中，25℃时，c(H＋)·c(OH－)＝1×10－14C．25℃时，任何以水为溶剂的稀溶液中c(H＋)·c(OH－)＝1×10－14D．K W值随温度升高而增大2．常温下，某溶液中由水电离的c(H＋)＝1×10－13 mol·L－1，该溶液可能是()①二氧化硫水溶液②氯化铵水溶液③硝酸钠水溶液④氢氧化钠水溶液A．①④B．①②C．②③D．③④3．在相同温度下，0.01 mol·L－1 NaOH溶液和0.01 mol·L－1的盐酸相比，下列说法正确的是()A．由水电离出的c(H＋)相等B．由水电离出的c(H＋)都是1.0×10－12 mol·L－1C．由水电离出的c(OH－)都是0.01 mol·L－1D．两者都促进了水的电离练方法技巧4．已知液氨的性质与水相似，25℃时，NH3＋NH3＋4＋NH－2，NH＋4的平衡浓度为1×10－15 mol·L－1，则下列说法中正确的是()A．在液氨中加入NaNH2可使液氨的离子积变大B．在液氨中加入NH4Cl可使液氨的离子积减小C．在此温度下液氨的离子积为1×10－17D．在液氨中放入金属钠，可生成NaNH25．t℃时，水的离子积为K W，该温度下将a mol·L－1的一元酸HA与b mol·L－1的一元碱BOH等体积混合，要使混合液呈中性，必要的条件是()A．混合液中c(H＋)＝K WB．混合液的pH＝7C．a＝bD．混合液中c(B＋)＝c(A－)＋c(OH－)6．pH＝3的两种一元酸HX和HY溶液，分别取50 mL加入足量的镁粉，充分反应后，收集到H2的体积分别为V(HX)和V(HY)，若V(HX)>V(HY)，则下列说法正确的是() A．HX可能是强酸B．HY一定是强酸C．HX的酸性强于HY的酸性D．反应开始时二者生成H2的速率相等7. 常温下，某溶液中由水电离出来的c(H＋)＝1×10－13mol·L－1，该溶液可能是( )①SO2②NH4Cl溶液③NaHSO4溶液④醋酸溶液⑤NaNO3溶液⑥氨水⑦NaHCO3溶液(溶液显碱性) ⑧NaOH溶液A. ①③④⑥⑧B. ①④⑥⑧C. ①④⑤⑥⑦D. ②⑤⑧8．向10mL pH=12的某碱溶液中加入10mL pH=2的盐酸，充分反应后滴入酚酞试液，溶液变红，则此碱一定是( )A．弱碱B．一元强碱C．多元强碱D．任何碱强酸、强碱溶液混合时溶液pH的计算知识点一 强酸、强碱溶液pH 的计算1．常温下，某溶液中由水电离产生的c (H ＋)＝1×10－11 mol·L －1，则该溶液的pH 可能是( )A ．4B ．7C ．8D ．112．常温下某氢氧化钠溶液的浓度为0.01 mol·L －1，则该溶液的pH 值为________。
第二节第一课时水的电离
。
2．某温度下，测得纯水中的c(H＋)＝2×10－7 mol/L， 则c(OH－)为 ———— 水的离子积KW ———————— 若温度不变，滴入稀盐酸，使c(H＋)＝5×10－4 mol·L－1，则此时溶液中由水电离产生的c(H＋)＝ ________
3．纯水在25℃和80℃时的氢离子浓度，前后两个量
(2)KW＝c(H＋)·c(OH－)不仅适用于中性溶液，也 同样适用于稀的酸溶液和稀的碱溶液。在任何时候、 在任何溶液中，都同时存在H＋、OH－，其乘积也为 一常数。在不同的溶液中，c(H＋)和c(OH－)虽然不一 定相等，但是由水电离出的c(H＋)和c(OH－)却总是相 等的。
(3)KW＝c(H＋)·c(OH－)式中的c(H＋)和c(OH－)指的 是溶液中的H＋和OH－的总浓度，要弄清溶液中的c(H＋) 和水电离出的c(H＋)，溶液中的c(OH－)和水电离出的 c(OH－)。一般来说，当溶液中的c(H＋)或c(OH－)大于由 水电离出的H＋或OH－溶液1000倍，水电离产生的H＋或 OH－浓度即可忽略。
的大小关系为
()
A．大于
B．等于
C．小于
D．不能肯定
水的电离平衡：H2O
H＋＋OH－
影响因素 移动方向 c(H＋) c(OH－)
升温
向右移动 增大 增大
ΔH＞0 KW 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
加活泼金属 向右移动
(如Na)
Байду номын сангаас
减小
增大
不变
[例1] 25℃时，水的电离达到平衡：H2O H＋＋OH－ ΔH＞0，下列叙述正确的是
()
A．向水中加入稀氨水，平衡逆向移动，c(OH－) 降低
水的电离知识点范文
水的电离知识点范文水的电离是指水分子在溶液中发生离解的过程，产生氢离子（H+）和氢氧根离子（OH-）。
水的电离是化学反应中的重要概念，对于理解溶液的性质和酸碱中和反应具有重要意义。
以下是水的电离知识点。
1.水的电离方程式：水的电离方程式可以用如下的化学方程式表示：H2O→H++OH-在水的电离中，一个水分子会分解为一个氢离子和一个氢氧根离子。
2.氰根离子与硒化电离：水的电离产生的氢离子和氢氧根离子都是离子。
水的电离是一个弱电离反应，反应的平衡常数（Keq）远小于1，因此水在一般情况下几乎不会完全电离。
在纯水中，水的电离程度非常小。
3.离子积与离子积常数：离子积是指水的电离产生的氢离子和氢氧根离子浓度的乘积。
根据离子积定律，离子积恒为一个常量，即[H+][OH-]=Kw，其中Kw为离子积常数。
在纯水中，离子积常数Kw约等于1.0×10^-14、在酸碱溶液中，水的电离程度会受到其他物质的影响。
4.酸性溶液和碱性溶液：酸性溶液是指溶液中氢离子浓度高于氢氧根离子浓度的溶液。
酸性溶液具有酸味，并可导电。
碱性溶液是指溶液中氢离子浓度低于氢氧根离子浓度的溶液。
碱性溶液具有苦味，并可导电。
5.酸碱中和反应：酸碱中和反应是指酸和碱的化学反应，其中氢离子和氢氧根离子会结合生成水分子。
酸和碱的摩尔比必须满足反应平衡，并且满足反应物的摩尔数和生成物的摩尔数之间的化学计量关系。
6.pH和pOH：pH是一个表示溶液酸碱性的指标。
它是一个对数尺度，表示溶液中氢离子浓度的负对数。
pOH是一个与pH相似的指标，表示溶液中氢氧根离子浓度的负对数。
pH和pOH之和恒为147.酸碱指示剂：酸碱指示剂是一种可以通过颜色变化来判断溶液酸碱性的物质。
酸碱指示剂的颜色变化与溶液的pH值有关，可以根据指示剂颜色的变化来判断溶液的酸碱性。
8.酸碱滴定：酸碱滴定是一种实验方法，用于确定溶液的酸碱性。
实验中使用一种已知浓度的酸溶液或碱溶液（称为滴定液），将滴定液滴入待测溶液中，直到滴定液与待测溶液中的酸或碱完全中和，通过滴定液的消耗量和浓度的计算来确定待测溶液的酸碱性。
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。
水电离平衡知识点总结
水电离平衡知识点总结1. 水的重要性水是人体组织和细胞内的主要成分。
它对维持体温、运输营养物质、释放代谢废物、保护关节和组织等方面起着至关重要的作用。
人体大约60-70%的重量是水，因此保持适当的水分平衡对于维持身体的正常功能至关重要。
2. 水的摄取人体每天需要摄取足够的水来维持体液平衡。
一般来说，每天需要摄入约8杯水（约2升）来满足身体的需要。
然而，这个数字并不是适用于所有人，因为实际摄水需求受到很多因素的影响，如年龄、性别、体重、活动水平、环境条件等。
3. 水的排泄人体通过尿液、汗液、呼吸和粪便排泄水分。
尿液是人体最主要的水排泄途径，但是尿液的量和浓度会受到多种因素的影响，如摄入水量、饮食、环境温度、体力活动等。
体液排泄不足或过多都会导致水电解质平衡失调。
4. 电解质的重要性电解质是一种能在溶液中导电的物质。
在人体内，电解质扮演着维持细胞内外环境稳定、维持神经肌肉的正常功能、维持酸碱平衡等关键角色。
主要的电解质包括钠（Na+）、氯（Cl-）、钾（K+）、钙（Ca2+）、镁（Mg2+）等。
5. 电解质的平衡在人体内，维持电解质平衡是通过调节摄入、排泄和分布电解质来实现的。
如果电解质的摄入、排泄或分布出现问题，就会引发电解质平衡失调。
电解质失调对于身体的健康可能会产生不良影响，如神经肌肉的功能障碍、心律失常、骨骼疾病等。
6. 主要电解质的作用（1）钠（Na+）：参与细胞外液体的渗透压调节，维持细胞的稳定状态，影响血压和血容量。
（2）氯（Cl-）：与钠一起构成细胞外液的主要离子，维持体液的渗透压和酸碱平衡。
（3）钾（K+）：是细胞内液的主要阳离子，参与细胞的外排和内摄，对神经肌肉的兴奋性和疲劳有重要影响。
（4）钙（Ca2+）：参与骨骼形成，神经肌肉的兴奋传导，凝血和细胞分化等重要生理活动。
（5）镁（Mg2+）：参与骨骼形成，神经肌肉的兴奋传导，合成DNA和RNA等生理过程。
7. 失水和脱水失水是指体内水分量减少，导致细胞内外的水分平衡失调。
《化学反应原理》复习之《水的电离与溶液的PH 酸碱中和滴定 》知识要点
《水的电离与溶液的ＰＨ 酸碱中和滴定 》知识要点一、水的电离1。
水的电离方程式:H 2O Ｈ++ ＯH -2、 ①表达式:室温下纯水,K W ＝ｃ(Ｈ＋)·ｃ(OH —)=1×10—1４,pH=7,c(H +)=c(O Ｈ-)=10－7mol ·L－1②影响K ｗ大小的因素Ａ。
水的电离过程是个吸热的过程,故温度升高,Ｈ2O 的Ｋw 增大 。
Ｂ、水的离子积是水电离平衡时的性质,不仅适用于纯水,也适用于稀的电解质水溶液,只要温度不变,K w 就不变。
③影响水的电离平衡的因素 A 、酸、碱均可抑制水的电离; B 、升高温度可促进水的电离; C 、易水解的盐均可促进水的电离; Ｄ、活泼金属(Ｎa)可促进水的电离。
二、溶液的酸碱性与ｐH1、 溶液的酸碱性溶液的酸碱性决定于c (H ＋)与ｃ(OH –)的关系 (1)c (Ｈ＋)＝c (OH –),溶液呈中性、 (2)c (H ＋)〉c (O Ｈ –),溶液呈酸性 (３)ｃ(H +)<c (OH –),溶液呈碱性 2。
pH(1)定义式: p Ｈ= -ｌg C(H +) (2)适用范围:0～1４(3)p Ｈ 与溶液中ｃ(H ＋)的关系、２５℃,纯水的p Ｈ为7,溶液显中性,pH ＜7的溶液为酸性,pH>7的溶液为碱性。
①pH 表示溶液酸碱性的强弱。
pH 越小,溶液酸性越强;反之,溶液的碱性越强。
②使用范围:1×１０—１4mol·L －1≤ｃ(H +)≤1mo ｌ·Ｌ—1、即:0≤p Ｈ≤1４ (填p Ｈ的取值范围)。
注意:ｐH为7的溶液不一定为中性。
100℃,K W＝１×１0—12,c(H+)＝c(OH–)＝1×10—6mol／Ｌ,此时p Ｈ为６,但溶液仍为中性。
判断溶液酸碱性的依据是比较溶液中c(H+)、c(ＯＨ–)的相对大小。
３。
pH试纸的使用(1)方法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,与标准比色卡对比即可确定溶液的pH、(2)注意试纸使用前不能用蒸馏水润湿,否则待测液因被稀释估计会产生误差。
水的电离和溶液的酸碱性
水的电离和溶液的酸碱性知识点归纳总结：1.水的电离和水的离子积：(1)水是一种很弱的电解质，能发生微弱的电离：H 2O H++ OH-,实验测得：在室温下，1 L水中只有1⨯10-7molH2O发生电离。
即：25℃时，c(H+) ＝ c(OH-) ＝ 1⨯10-7mol/L。
(2)平衡常数K电离＝)()()(2OH c OHcHc-+∙由于水的电离非常微弱，在室温下电离前后n(H2O)几乎不变，因此c(H2O)可以看作为一个常数，则c(H+) ∙ c(OH-) ＝K电离∙c(H2O)。
K电离∙c(H2O)定为一个新常数，叫做水的离子积，记作K W。
即：K W＝ c(H+) ∙ c(OH-)。
注意：①K W是温度常数，随温度升高而增大。
②K W＝ 1.0⨯10-14不仅仅适用于纯水，也适用于酸、碱、盐的稀溶液。
③在不同的溶液中c(H+)、c(OH-)可能不同，但任何溶液中由水电离出的c(H+)和c(OH-)总是相等的。
K W＝ c(H+) ∙ c(OH-)中，c(H+)、c(OH-)均表示整个溶液中的总的(H+)、c(OH-)的浓度。
(3)影响水的电离平衡的因素：①温度：水的电离是吸热的，所以温度越高，K W越大。
②酸碱：加入酸、碱或者强酸的酸式盐都抑制水的电离，但K W是不变的。
③加入活泼金属：金属会和水反应臵换出水中的H+而促进水的电离。
规律总结：①任何水溶液中均存在水的电离平衡，水的离子积不仅仅适用于纯水，还适用于其他的稀的水溶液。
②K W是温度常数，仅与温度的变化有关，与c(H+)和c(OH-)均无关。
③一定温度下，由水电离出的c(H+)和c(OH-)一定相等。
2.水电离出的c(H+)水和c(OH-)水与溶液中c(H+)和c(OH-)的关系：水的电离不但受温度的影响，也受到溶液酸碱性强弱及在水中溶解的不同电解质的影响。
(1)酸、碱、强酸的酸式盐溶液中水的电离被抑制。
(2)加入盐时，如果有弱酸强碱盐、强酸弱碱盐、弱酸弱碱盐时，都会促进水的电离。
水的电离知识点
水的电离知识点1. 什么是电离？电离是指在特定条件下，原子、分子或离子从中心原子中失去或获得一个或多个电子的过程。
在水的情况下，电离是指水分子（H2O）中的氢原子失去电子成为氢离子（H+），同时水分子中的氧原子获得电子成为氢氧根离子（OH-）的过程。
2. 水的电离方程式水的电离过程可以通过以下方程式表示：H2O ⇌ H+ + OH- 在平衡状态下，水分子存在着动态的电离和复合过程。
3. 水的离子化程度水的电离程度可以通过离子积（Kw）来衡量。
离子积是水中氢离子和氢氧根离子的浓度乘积，即： Kw = [H+][OH-] 在纯净水中，离子积的值约为10^-14。
由于水的电离是自发的，所以氢离子和氢氧根离子的浓度相等。
4. pH值和pOH值pH值是用来表示溶液酸碱性强弱的指标，pH值越低表示酸性越强，pH值越高表示碱性越强。
pH值的计算公式为： pH = -log[H+] 同样地，pOH值是用来表示溶液酸碱性强弱的指标，pOH值越低表示碱性越强，pOH值越高表示酸性越强。
pOH值的计算公式为： pOH = -log[OH-] pH值和pOH值的和等于14，即： pH + pOH = 145. 酸性溶液和碱性溶液根据pH值的范围，可以将溶液分为酸性溶液、中性溶液和碱性溶液。
pH值小于7的溶液被称为酸性溶液，pH值等于7的溶液被称为中性溶液，pH值大于7的溶液被称为碱性溶液。
6. 水的自离解常数水的自离解常数（Kw）表示了水的电离程度，其定义如下： Kw = [H+][OH-]在25摄氏度下，纯净水的Kw值约为10^-14。
离子积Kw的值越大，水的电离程度越高，溶液越碱性；Kw的值越小，水的电离程度越低，溶液越酸性。
在常温下，水的离子积保持恒定，即[H+][OH-] = 10^-14。
7. 水的电离对生命的重要性水的电离过程对生命起着重要的作用。
在生物体内，许多化学反应都发生在水中。
水的电离产生的氢离子和氢氧根离子在维持生物体酸碱平衡、调节细胞内外pH值以及参与代谢反应等方面发挥着重要的作用。
水的电离知识点总结
水的电离知识点总结1. 水的电离的定义水的电离是指水分子在溶液中发生电离现象，形成氢离子（H+）和氢氧根离子（OH-）的过程。
在纯净水中，极少部分的水分子会自发地发生电离，形成氢离子和氢氧根离子。
这种自发的电离过程被称为自离解反应，其反应式可以表示为：2H2O ⇌ H3O+ + OH-。
2. 离子积和离子积常数在水的电离过程中，氢离子和氢氧根离子的浓度并不是固定不变的，而是随着时间的推移而变化。
为了描述溶液中离子浓度的变化规律，引入了离子积的概念。
离子积（ionic product）是指在溶液中氢离子和氢氧根离子的浓度之积的结果。
离子积的数值越大，表明水的电离程度越高。
离子积的数值可以用数学表达式表示，即离子积常数（Kw）。
离子积常数Kw由氢离子和氢氧根离子的浓度决定，其表达式为：Kw=[H+][OH-]，其中[H+]表示溶液中氢离子的浓度，[OH-]表示溶液中氢氧根离子的浓度。
在25摄氏度下，纯水的离子积常数Kw的数值等于1.0×10^-14。
3. pH值和pOH值pH值是用来表达溶液酸碱性的指标，它表示溶液中氢离子浓度的负对数。
pH的数值越小，表示溶液中酸性越强。
pH的数值可以用数学表达式表示，即pH=-log[H+]，其中[H+]表示溶液中氢离子的浓度。
与pH值相似，pOH值也是用来表达溶液酸碱性的指标，它表示溶液中氢氧根离子浓度的负对数。
pOH的数值越小，表示溶液中碱性越强。
pOH的数值可以用数学表达式表示，即pOH=-log[OH-]，其中[OH-]表示溶液中氢氧根离子的浓度。
在水的电离过程中，pH值和pOH值之和等于14，即pH + pOH = 14。
这个关系是因为在纯净水中，氢离子和氢氧根离子的浓度相等，所以pH值和pOH值之和等于14。
4. 酸碱中和在溶液中，如果存在酸性物质和碱性物质，那么它们会发生中和反应。
中和反应是指酸性物质和碱性物质中的氢离子和氢氧根离子相互结合，形成水分子的过程。
水的电离知识点+问题+结论汇总
【上次课知识要点回顾】1.水的电离基本概念2.水的离子积KwK w 只和温度有关，常温下K w=1.0，100℃时K w=1.0（单位不重要）3.影响水的电离的因素温度：电离是吸热反应，温度越高电离程度越大酸碱：能电离出H+或OH-，从而抑制水的电离强酸弱碱盐和强碱弱酸盐：如含有这些弱阳离子或弱酸根离子：CH3COO-，这些离子会结合水中的H+或OH-生成弱电解质，从而促进水的电离。
4 . 溶液的酸碱性判断溶液酸碱性的一般依据是c(H+)和c(OH-)的大小，而不是依据pH 和7 的关系，只有在常温下才能用pH 和7 的关系判断（因为此时Kw=1.0）若c(H+)＞c(OH-)，溶液显酸性，若c(H+)＜c(OH-)，溶液显碱性，12312若c(H+) = c(OH-)，溶液显中性。
并不一定是pH=7 就是中性，要看温度，常温下才是~~~~4.pH 的计算pH=-lg c(H+)，这里的c(H+)指的是溶液中氢离子浓度，而不是水电离的氢离子浓度【同学们易错点总结】在给同学们答疑的过程中，我发现大家关于这部分内容总会存在一些误区误区1：以为K w= c(H+) c(OH-)的H+和OH-的浓度都仅仅是水电离的。
K w= c(H+) c(OH-)这里我们的c(H+) 和c(OH-)是溶液中总的游离的氢离子和氢氧根离子，并不仅仅是水电离的。
举一个栗子，比如常温下pH=1 的盐酸溶液，氢离子浓度为c(H+) =0.1mol/L，根据K w= c(H+) c(OH-)=1.0 ，求得c(OH-)=1.0mol/L ，这里我们要分清c(OH-)=1.0mol/L 其实是水电离的，因为酸电离的氢离子浓度达到0.1mol/L，抑制了水的电离，使水的电离程度只有1.0 这么大，我们说水电离的氢离子浓度和氢氧根离子浓度相等，都是1.0mol/L，而盐酸电离的氢离子浓度为0.1mol/L，这里有个问题:为什么计算pH 的时候不拿总的氢离子浓度0.1+1.0mol/L 计算，我们发现，其实1.0 是一个非常小非常小的数，对于0.1mol/L 来说真的太小了，所以1.0mol/L 3可以忽略不计，所以计算pH 的时候就拿酸电离的氢离子浓度计算。
高二化学下册水的电离知识点总结
高二化学下册水的电离知识点总结一、水的离子积纯水大部分以H2O的分子情势存在，但其中也存在极少量的H3O+(简写成H+)和OH-，这种事实表明水是一种极弱的电解质。
水的电离安稳也属于化学安稳的一种，有自己的化学安稳常数。
水的电离安稳常数是水或稀溶液中氢离子浓度和氢氧根离子浓度的乘积，一样称作水的离子积常数，记做Kw。
Kw只与温度有关，温度一定，则Kw值一定。
温度越高，水的电离度越大，水的离子积越大。
对于纯水来说，在任何温度下水仍旧显中性，因此c(H+)=c(OH¯)，这是一个容易知道的知识点。
当然，这种情形也说明中性和溶液中氢离子的浓度并没有绝对关系，pH=7表明溶液为中性只合适于通常状态的环境。
另外，对于非中性溶液，溶液中的氢离子浓度和氢氧根离子浓度并不相等。
但是在由水电离产生的氢离子浓度和氢氧根浓度一定相等。
二、其它物质对水电离的影响水的电离不仅受温度影响，同时也受溶液酸碱性的强弱以及在水中溶解的不同电解质的影响。
H+和OH¯共存，只是相对含量不同而已。
溶液的酸碱性越强，水的电离程度不一定越大。
不论是强酸、弱酸还是强碱、弱碱溶液，由于酸电离出的H+、碱电离出的OH¯均能使H2OOH¯ + H+安稳向左移动，即抑制了水的电离，故水的电离程度将减小。
盐溶液中水的电离程度：①强酸强碱盐溶液中水的电离程度与纯水的电离程度相同;②NaHSO4溶液与酸溶液类似，能抑制水的电离，故该溶液中水的电离程度比纯水的电离程度小;③强酸弱碱盐、强碱弱酸盐、弱酸弱碱盐都能产生水解反应，将增进水的电离，故使水的电离程度增大。
三、水的电离度的运算运算水的电离度第一要区分由水电离产生的氢离子和溶液中氢离子的不同，由水电离的氢离子浓度和溶液中的氢离子浓度并不是相等，由于酸也能电离出氢离子，因此在酸溶液中溶液的氢离子浓度大于水电离的氢离子浓度;同时由于氢离子可以和弱酸根结合，因此在某些盐溶液中溶液的氢离子浓度小于水电离的氢离子浓度。
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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++OH -，通常简写为H2O H++OH -；ΔH>0 H2O+H2O H3O+)=c(OH -)=1 ×10-7mol/L25℃时，纯水中c(H（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 - -14)，25℃时，K W=1×10 (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。
-14，100℃时K W 约为1×10-12。
25℃时K W=1×10②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。
练习：影响水的电离平衡的因素可归纳如下：++OH-H2O H条件变化平衡移动方向电离程度+c(H )与c(OH-)的相对大小溶液的酸碱性离子积K W 加热向右增大c(H+)=c(OH -) 中性增大+降温向左减小c(H)=c(OH-) 中性减小加酸向左减小c(H+)>c(OH -) 酸性不变+加碱向左减小c(H)<c(OH-) 碱性不变加能结合+的物质H向右增大c(H+)<c(OH -) 碱性不变加能结合-的物质OH向右增大c(H+)>c(OH -) 酸性不变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。
+)=c(OH -)=1 ×10-7mol/L ；在常温下，中性溶液：c(H+)>c(OH -), c(H +)>1 ×10-7mol/L ；酸性溶液：c(H+)<c(OH -)，c(H +)<1 ×10-7-mol/L 。
碱性溶液：c(H思考：c(H + -7 )>1 ×10 mol/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。
⑵溶液的酸碱性与pH 的关系(常温时)①中性溶液：c(H +)=c(OH -)=1 ×10-7mol ·L-1，pH=7 。
②酸性溶液：c(H + -7 )>1 ×10 mol ·L -1 >c(OH - ), pH<7 ，酸性越强，pH 越小。
③碱性溶液：c(H +)<1 ×10-7mol ·L-1>c(OH -), pH>7 ，碱性越强，pH 越大。
+)是什么关系？思考：1、甲溶液的pH 是乙溶液的2 倍，则两者的c(H2、pH<7 的溶液是否一定成酸性？（注意：pH=0 的溶液c(H +)=1mol/L 。
）⑶pH 的适用范围c(H +)的大小范围为：1.0 ×10-14mol ·L -1<c(H +)<1mol ·L-1。
即pH 范围通常是0～14。
当c(H +) ≥1mol ·-1 或L c(OH- ) ≥1mol ·-1时L，用物质的量浓度直接表示更方便。
⑷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。
指示剂甲基橙石蕊酚酞变色范围pH 3.1～4.4 5.0～8.0 8.2～10.0溶液颜色红→橙→黄红→紫→蓝无色→浅红→红②pH试纸法：粗略测定溶液的pH 。
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。
测定溶液pH时，pH试剂不能用蒸馏水润湿(否则相当于将溶液稀释，使非中性溶液的pH测定产生误差)；不能将pH试纸伸入待测试液中，以免污染试剂。
标准比色卡的颜色按pH 从小到大依次是：红(酸性)，蓝(碱性)。
③pH计法：精确测定溶液pH。
4、有关pH 的计算基本原则：一看常温，二看强弱（无强无弱，无法判断），三看浓度（pH or c ）酸性先算c(H +) ，碱性先算c(OH—)⑴单一溶液的pH计算①由强酸强碱浓度求pH②已知pH 求强酸强碱浓度⑵加水稀释计算n倍，则 pH=a+n 。
①强酸 pH=a ，加水稀释 10n倍，则 pH<a+n 。
②弱酸 pH=a ，加水稀释 10n倍，则 pH=b-n 。
③强碱 pH=b ，加水稀释 10n倍，则 pH>b-n 。
④弱碱 pH=b ，加水稀释 10⑤酸、碱溶液无限稀释时， pH 只能约等于或接近于 7，酸的 pH 不能大于 7，碱的 pH 不能小于 7。
⑥对于浓度（或 pH ）相同的强酸和弱酸，稀释相同倍数，强酸的 pH 变化幅度 大。
⑶酸碱混合计算 ①两种强酸混合c(H +) 混=c (H ) 1 V 1 c(H ) 2V 2V 1 V2②两种强碱混合c(OH - )混=c (OH) 1V1V1c(OH V2) 2V2③酸碱混合，一者过量时 c(OH -) +)混或 c(H 混=-) +)| c(H ) 酸V酸V酸c(OH V碱) 碱V 碱|+若酸过量，则求出 c(H )，再得出 pH ；若碱适量，则先求 c(OH 再得 pH 。
-)，再由 K W 得出 c(H +)，进而求得 pH ，或由 c(OH -)得出 pOH(二)溶液酸碱性 pH 计算经验规律（1）两强 酸 等体积混合 混合后的 pH= 小的+0.3 （2）两强 碱 等体积混合 混合后的 pH= 大的— 0.3（3）当按所给反应物质的量之比计算时，酸碱不论强弱，谁大谁过剩，溶液呈谁性。
(5) pH 减小一个单位， [H+ ]扩大为原来的 10 倍。
PH 增大 2 个单位， [H + ]减为原来的 1/100 （6）稀释规律：分别加水稀释 m 倍时，溶液的物质的量的浓度均变为原来的 1/m , 强酸中+ +c （H ）变为原来的 1/m , 但弱酸中 c （H ）减小小于 m 倍，故稀释后弱酸酸性强于强酸。
酸碱中和滴定主要仪器 (1)滴定管滴定管分为 ________滴定管和 ________滴定管。
酸性溶液装在 ________滴定管中， 碱性 溶液装在 ________滴定管中。
如图所示：(2)锥形瓶、烧杯、铁架台、滴定管夹等。
2．主要试剂标准液、待测液、_指示剂_、蒸馏水。
3．实验操作(用标准盐酸滴定待测NaOH 溶液)1. 准备：①洗涤②查漏③润洗④装液体⑤排气泡⑥调整液面⑦读数2. 滴定：①量取待测液并加指示剂②滴定至终点并读数③重复操作三次④计算【注意】①滴定时在瓶底垫一张白纸；②滴定时左手控制旋钮、右手振荡锥形瓶、目光注视锥形瓶内溶液颜色变化。
③锥形瓶：只用蒸馏水洗涤，不能用待测液润洗④先快后慢，当接近终点时，应一滴一摇⑤注入标准液至“0”刻度上方2~3cm处，将液面调节到“0”刻度（或“0”刻度以下某一刻度）注意：指示剂的选择：变色灵敏、明显。
一般用酚酞，不用石蕊4．常用酸碱指示剂及变色范围指示剂变色范围的pH石蕊<5 红色5～8________ >8 蓝色甲基橙<3.1______ 3.1～4.4 橙色>4.4 黄色酚酞<8 无色8～10________ >10____5. 滴定终点判断当最后一滴刚好使指示剂颜色发生明显的改变而且半分钟内不恢复原来的颜色，即为滴定终点。
问题思考(1)KMnO 4(H ＋)溶液、溴水、Na2CO3溶液、稀盐酸应分别盛放在哪种滴定管中？(2)滴定终点就是酸碱恰好中和的点吗？6．酸碱中和滴定的误差分析原理(以标准盐酸滴定待测NaOH 溶液为例)c B＝c A·V A V BV B——准确量取的待测液的体积；c A——标准溶液的浓度。
c（待）的大小取决于V（标）的大小，V（标）大，则c（待）大，V（标）小，则c（待）小。
常见误差以标准酸溶液滴定未知浓度的碱(酚酞作指示剂)为例，常见的因操作不正确而引起的误差有：步骤操作V A c B酸式滴定管未用标准溶液润洗[洗涤碱式滴定管未用待测溶液润洗小低锥形瓶用待测溶液润洗大高锥形瓶洗净后还留有蒸馏水不变无影响取液放出碱液的滴定管开始有气泡，放出液体后气泡消失变小偏低酸式滴定管滴定前有气泡，滴定终点时气泡消失变大偏高滴定振荡锥形瓶时部分液体溅出变小偏低部分酸液滴出锥形瓶外偏大偏高溶液颜色较浅时滴入酸液过快，停止滴定后反加一滴NaOH溶液无变化变大偏高读数滴定前读数正确，滴定后俯视读数(或前仰后俯) 变小偏低滴定前读数正确，滴定后仰视读数(或前俯后仰) 变大偏高。