水的电离和溶液的酸碱性
水的电离与溶液的酸碱性
注意：
（1）水的离子积只随温度的改变而改变。 （2）Kw 不仅适用于纯水，也适用于酸碱 盐的稀溶液。 KW =c（H+）·c （OH-）
H2O
H+ + OH－
常温下对纯水进行下列操作：
条件
酸碱性
水的电离平 衡移动方向
c(H+)
c(OH-)
c(H+)c(OH-)浓 度大小关系
Kw
加热
中性
正向 增大 增大 c(H+)=c(OH-) 增大
水的电离和溶液的酸碱性
一、水的电离
H2O + H2O
简写为：H2O
H3O+ + OH－
水合氢离子
H+ + OH－
(水电离出的H＋、OH－浓度相等)
水是极弱的电解质
25℃ 时，1L水中只 有10-7m生ol电H2离O分子发
1、水的离子积常数
H2O
H+ + OH－
c(H+)×c(OH-）
K 电离＝ c(H2O）
K .c(H2O) = c ( H+) .c( OH-) Kw = c ( H+) .c( OH-)
其中常数K与常数c(H2O)的积记为 Kw,称为水的离子积常数，简称水的为 离子积。
常温下（25℃）时， 水电离出来的KW =c（H+）·c（OH-） =1× 10-14
年，这给
【思考与交流】
1.酸性溶液中是否存在OH－？ 碱性溶液中是否存在H＋？为什么？
2.溶液的酸碱性是由什么决定的？
3.溶液中的c(H+)与c(OH-)怎样换算？
溶液中的c(H+) 和c(OH－)
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。
第二节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.水是一种极弱的电解质，能微弱的电离:
+ +
H2O+H2O
25℃，纯水
H3O++OH－ H＋+OH－)
( H2O
c(H+)=c(OH-)=1×10-7mol/L
平衡常数：K电离＝
c(H+)×c(OH-）
c(H2O）
• 1 L纯水的物质的量是55· 6 mol，经实验测得 250C时，发生电离的水只有1×10-7mol，二 者相比，水的电离部分太小，可以忽略不计。 因此电离前后水的物质的量几乎不变，可以 视为常数，常数乘以常数必然为一个新的常 数，用Kw表示，即为水的离子积常数，简称 水的离子积。
水的浓度为常数，所以 KW ＝ c(H+)×c(OH-）
2.水的离子积 在一定温度时： c(H+)×c(OH-)=Kw，叫水的离子积 25℃时，Kw=1×10-14
KW 叫做水的离子积常数，简称水的离子积。 特别提示：此时的c(H+ )和c(OH-)是溶液中的总量。
提问：根据前面所学知识，水的离子积会 受什么外界条件影响？
7.在800℃时，纯水的pH小于7，为什么？
因为水的电离过程是吸热过程，所以升高温 度，平衡右移，使c(H+)=c(OH—)>10—7 mol/L，所 以pH小于7 。
练习 1.下列液体pH＞7的是（A ） A．人体血液 B．蔗糖溶液 C．橙汁 D．胃液 2. 90℃时水的离子积KW＝3.8×10 ，该温度 时纯水的pH （B ） A．等于7 B．介于6～7之间. C．大于7 D．无法确定
－13
3.下列溶液一定是碱性的是（ A ） A．溶液中c(OH－)＞c(H＋) B．溶液的pH=7 C．溶液中含有OH－ D．溶液中c(H＋)很小 4.常温下，下列溶液中酸性最弱的是
水的电离和溶液的酸碱性
【解析】
A项，稀氨水是弱碱，加入稀氨水后水溶液中
的c(OH－)增大，平衡逆向移动；B项，NaHSO4溶于水中电离 使c(H ＋ )增大。由于温度不变，故KW 不变；C项，水中加入 CH3COONa，CH3COONa发生水解，促进水的电离，使溶液 呈碱性，c(H ＋ )降低；D项，升高温度，水的电离程度增大，
与溶液中c(H＋)相等，等于1.0×10－12mol·L－1； ④中c(OH－)＝1.0×10－3mol·L－1，同③所述由水电离出 的c(H＋)＝1.0×10－11 mol·L－1。 即 (1.0×10 － 14)∶(1.0×10 － 13)∶(1.0×10 － 12)∶(1.0×10 －
11)＝1∶10∶100∶1000。
KW变大，pH变小。
【答案】 B
要点2 溶液pH的计算 1．总体原则 (1)若溶液为酸性，先求c(H＋)，再求pH； KW (2)若溶液为碱性，先求c(OH )，再由c(H )＝ 求 cOH－
(2)试剂：标准液、待测液、指示剂、蒸馏水。
(3)滴定管的使用： ①酸性、氧化性的试剂一般用酸式滴定管，因为酸和氧 化性物质易腐蚀橡胶。 ②碱性的试剂一般用碱式滴定管，因为碱性物质易腐蚀 玻璃，致使玻璃活塞无法打开。 2．实验操作(以标准盐酸滴定待测NaOH溶液为例)
(1)滴定前的准备
①滴定管：查漏→洗涤→润洗→装液→调液面→记录。
1.酸、碱、盐、温度对水 的电离平衡的影响。 1.了解水的电离、离 2．溶液酸碱性与溶液中 子积常数。 H＋或OH－浓度的相对大小的 2．了解溶液pH的定 关系。 义；了解测定溶液pH的方 3．KW仅是温度的函数。 法，能进行pH的简单计算。 4．有关溶液pH的计算 和pH大小的判断。
一、水的电离 1．电离方程式：H2O ＋＋OH－。 H cH＋· cOH－ 2．电离平衡常数：K电离＝ 。 cH2O 3．水的离子积 (1)表达式：25℃时KW＝c(H＋)· c(OH－)＝1.0×10－14。 (2)影响因素：KW是温度的函数，温度不变，KW不变，温 度升高，KW增大。
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:2、外界条件的改变对水的电离的影响：3、水的离子积常数：Kw只与温度相关，与溶液的酸碱性无关。
温度越高，Kw越大。
Kw是水电离平衡时的性质，它不但适用于纯水，也适用于任何酸、碱或盐的稀溶液。
实验测得：25℃的纯水中 C (H+)= C(OH—) =1×10- 7 mol/L所以，25℃时，Kw=1×10-14例题：25℃时1、计算0.1 mol/L 的NaOH溶液中水电离出的H+、OH—的浓度？2、计算0.1 mol/L 的HCl溶液中水电离出的H+、OH—的浓度？结论：向水中加入的C（H+）或C（OH—）相等时，对水的电离平衡的抑制作用相同。
二、溶液的酸碱性和PH值1、溶液的酸碱性：跟H+和OH—浓度的相对大小相关C（H+ ）= c(OH-) ，溶液呈中性； c(H+) > c(OH—) ，溶液呈酸性；c(H+) < c(OH—) ，溶液呈碱性25℃时：中性溶液中，c(H+) = 10-7mol/L 酸性溶液中，c(H+) > 10-7mol/L 碱性溶液中，c(OH—)> 10-7mol/L2、溶液的PH①表示方法：用H+的物质的量浓度的负对数来表示。
②公式：PH= —lg{C(H+)}③溶液的酸碱性跟pH的关系：PH越小酸性越强，PH越大碱性越强。
25℃时：中性溶液，PH=7 酸性溶液，PH<7 碱性溶液，PH>7100℃时：中性溶液，PH = 6 酸性溶液，PH < 6 碱性溶液，PH > 6所以：未注明温度时，PH=7的溶液不一定是中性溶液。
注意：通常，当c(H+)或c(OH—)≥1mol/L的溶液，其酸碱性不用pH表示，而是直接用H+浓度或OH—浓度来表示。
3、溶液PH的计算（均为25℃）①单一溶液的PH计算A、计算0.1 mol/L HCl溶液的PH？B、计算0.1 mol/L NaOH溶液的PH？②溶液稀释后求PHA、PH=1的HCl溶液加水稀释10倍、100倍后的PH？结论：PH=m的强酸加水稀释10n倍，PH=m+n≤7B、PH=13的NaOH溶液加水稀释10倍、100倍后的PH？结论：PH=m的强碱加水稀释10n倍，PH=m-n≥7C、PH=1的HAc溶液加水稀释10倍、100倍后的PH结论：PH=m的弱酸加水稀释10n倍，m<PH<m+nD、PH=13的NH3·H2O溶液加水稀释10倍、100倍后的PH结论：PH=m的弱碱加水稀释10n倍，m-n<PH<m③溶液混合后求PHA、强酸与强酸混合例1、 0.1 mol/L 的HCl溶液与1.9 mol/L 的HCl溶液等体积混合，计算混合后的PH？例2、 0.2 mol/L 的HCl溶液与0.9 mol/L 的H2SO4溶液等体积混合，计算混合后的PH？例3、PH=1的HCl溶液与PH=2 的HCl溶液等体积混合，计算混合后的PH？例4、PH=1的HCl溶液与PH=3的HCl溶液等体积混合，计算混合后的PH？总结：PH相差≥2的两种强酸等体积混合时，PH（混）=小PH+0.3B、强碱与强碱混合例1、 0.1 mol/L 的NaOH溶液与1.9 mol/L 的NaOH溶液等体积混合，计算混合后的PH？例2、0.2 mol/L 的NaOH溶液与0.9 mol/L 的Ba(OH)2溶液等体积混合，计算混合后的PH？例3、PH=11的NaOH溶液与PH=12 的NaOH溶液等体积混合，计算混合后的PH？例4、PH=11的NaOH溶液与PH=13的NaOH溶液等体积混合，计算混合后的PH？总结：PH相差≥2的两种强碱等体积混合时，PH（混）=大PH-0.3C、强酸与强碱混合例1、 0.1 mol/L 的NaOH溶液与0.12 mol/L 的HCl溶液等体积混合，计算混合后的PH？例2、0.12 mol/L 的NaOH溶液与0.1 mol/L 的HCl溶液等体积混合，计算混合后的PH？D、强酸与弱碱混合例题：将PH=4的盐酸溶液与PH=10的某碱溶液等体积混和，所得溶液的PH值（）A、=7B、≥7C、≤7D、>7E、弱酸与强碱混合例题：将PH=6的某酸溶液与PH=8的氢氧化钡溶液等体积混和，所得溶液的PH值（）A、=7B、≥7C、≤7D、>74、PH的测定①酸碱指示剂（定性测定）A、成分：一般是有机弱酸或有机弱碱。
水的电离和溶液的酸碱性
3、 pH的测定方法
(1) 酸碱指示剂（定性测量范围） (2) pH试纸(定量粗略测量) (3) pH计(定量精确测量)(小数位)
4、酸碱中和滴定 属性：化学分析中的定量分析
特点：简便、快捷、准确
应用：广泛用于科研和工农业生产 定义：用已知物质的量浓度的酸（或碱）来测 定未知物质的量浓度的碱（或酸）的方法叫做 酸碱中和滴定。
水的电离
影响因素 酸： 碱： 注意：
温度： T ↑， KW ↑ 抑制水的电离， KW不变
抑制水的电离， KW 不变
H2O
H+ + OH-
1、在任何水溶液中，均存在水的电离平衡，
Kw=c(H+)· c(OH-)均成立。（25℃时Kw =10-14 ）
2、水电离出的H+、OH-永远相等 3、无论是酸溶液还是碱溶液中都同时存在H+和OH ！
水的电离吸热
平衡向 右 移动, c(H＋ ) 增大 ,c(OH-) 增大 , Kw 增大
（1）升高温度，促进水的电离，Kw增大 注意：水的离子积只随温度的改变而改变 Kw适用于一定温度下任何稀的电解质溶液
H2O
条件 酸碱性 中性 酸性 碱性
H+ + OH水的电离平 衡移动方向
正方向 逆方向 逆方向 增大 增大 减小
H++OH－=H2O 3）、酸碱中和反应的实质：————————————
已知浓度 4）、酸碱中和滴定的实验原理：通过测定 —————— 体积 计量系数 的溶液————，根据中和反应的———————— 来计算 — — — —溶液 未知浓度 的浓度的定的溶液叫待测液
H2O
K 电离＝
H+ + OHc(H+)×c(OH-）
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________。
高考化学复习：水的电离,溶液的酸碱性
酸碱中和滴定
• (3)“考”指示剂的选择 • ①强酸强碱相互滴定，可选用甲基橙或酚酞； • ②若反应生成强酸弱碱盐溶液呈酸性，则选用酸性变色范围的指示剂(甲基橙)，若反应生成
强碱弱酸盐，溶液呈碱性，则选用碱性变色范围的指示剂(酚酞)； • ③石蕊溶液因颜色变化不明显，且变色范围过宽，一般不作指示剂。 • (4)“考”误差分析
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水的电离、溶液的酸碱性
• 试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”)。
• ①相同浓度的HCl和NaOH溶液等体积混合(
)
• ②相同浓度的CH3COOH和NaOH溶液等体积混合(
)
• ③相同浓度的NH3·H2O和HCl溶液等体积混合(
)
• ④pH＝2的HCl和pH＝12的NaOH溶液等体积混合(
正
Kw
不变 不变 不变 不变
水的电离程度 c(OH－) c(H＋)
减小 减小 增大 增大
减小 增大 增大 减小
增大 减小 减小 增大
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水的电离、溶液的酸碱性
• (4)外界条件对水的电离平衡的影响
体系变化
条件
平衡移动方向
Kw
水的电离程度 c(OH－) c(H＋)
温度
升温 降温
其他：如加入Na
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水的电离、溶液的酸碱性
出的pH值只能是整数；不能用pH试纸测定氯水的pH，因为氯水呈酸性的同时呈现强氧化 性(漂白性)。 • ②pH计测量法。
12
酸碱中和滴定
• 1.“中和滴定”考点归纳 • (1)“考”实验仪器 • 酸式滴定管、碱式滴定管、滴定管夹(带铁架台)、锥形瓶。其中常考的是滴定管，如正确选
择滴定管(包括量程)，滴定管的检漏、洗涤和润洗，滴定管的正确读数方法等。 • (2)“考”操作步骤 • ①滴定前的准备：查漏、洗涤、润洗、充液(赶气泡)、调液面、读数； • ②滴定：移液、滴加指示剂、滴定至终点、读数； • ③计算。
水的电离和溶液酸碱性
盐酸的 pH＝8.0
D．若 1 mL pH＝1 的盐酸与 100 mL NaOH 溶液混合后，
溶液的 pH＝7，则 NaOH 溶液的 pH＝11
解析 稀醋酸为弱酸，其物质的量浓度远大于烧碱，故等体
积的醋酸与烧碱中和后，醋酸剩余，pH＜7，A错。无论怎
么稀释，碱性溶液都不可能呈酸性，B错。常温下酸的pH不
NH3·H2
NH+4＋OH－逆向移动，从而使溶液的 pH 降低，
这两种可能均会使溶液颜色变浅，可证明 NH3·H2O 是弱电解
质。
(4)NH4Cl 为强酸弱碱盐，只需检验 NH4Cl 溶液的酸碱性，即 可证明 NH3·H2O 是弱电解质，还是强电解质。
答案 (1)正确 若是强电解质，则0.010 mol·L－1氨水中
4．其他因素：如向水中加入活泼金属，活泼金属与水电离出 的 H＋直接作用，促进水的电离平衡向右移动。
命题猜想 2 已知 100 ℃时，水的离子积常数 Kw＝1×10－12， 对于该温度下 pH＝1 的硫酸，下列叙述正确的是( ) A．向该溶液中加入同温同体积 pH＝13 的 Ba(OH)2 溶液， 反应后溶液呈中性 B．该溶液中硫酸电离出的 c(H＋)与水电离出的 c(H＋)之比 为 10－10 C．等体积的该硫酸与室温下 pH 为 1 的硫酸中和碱的能力 相同 D．该溶液中水电离出的 c(H＋)是 pH 为 3 的硫酸中水电离 出的 c(H＋)的 100 倍
加水稀释，平衡正向移动，所以溶液中 n(H＋)增大，n(HF) 减小，所以cc((HHF＋))增大，D 正确。
答案 D
[知识归纳]
1．影响弱电解质电离平衡的因素
0．1 mol·L－1 醋酸水溶液中存在：
CH3
水的电离和溶液的酸碱性
水的电离和溶液的酸碱性教学目标：1、知识与能力了解水的电离和水的离子积，了解溶液的酸碱性与pH的关系。
2、方法和过程1、指导学生阅读课本，培养学生自学能力2、通过问题讨论，培养学生分析和归纳知识的能力3、情感态度和价值观1、通过水的电离平衡过程中H+、OH- 的关系分析，体会矛盾的对立统一 2、由水的电离体会自然界统一的和谐美以及“此消彼长”的动态美。
教学重点：水的离子积常数的概念教学难点：水溶液中c(H+)和c(OH—)的计算教学背景分析水的电离及水的离子积的教学，是学生理解溶液的酸碱性、溶液的pH、盐类的水解以及电离食盐水等知识的基础，搞好这部分内容的教学，是本节课的关键之一。
水的电离平衡移动及溶液的离子积的教学，可使学生理解酸碱性的本质，这是本节教学的另一个关键，也是渗透辩证唯物主义观点的好素材。
教学过程：引入：精确的实验证明，水是一种极弱的电解质，它能微弱地电离，生成H3O+和OH—：一、水的电离1、水的电离水的电离方程式：__________________________阅读书本，了解水的离子积常数K w的来源及含义。
2、水的离子积K w = c（H+）·c（OH—）由于250C时，c（H+）= c（OH—）= 1×10-7mol/L所以250C时，K w = c（H+）·c（OH—）=1×10-14（定值）（省去单位）思考：当温度升高时，K w如何变化？影响K w的因素是什么？（电离过程是____热过程）1000C时，K w = c（H+）·c（OH—）=1×10-12小结：：温度越高，水的电离程度__________,Kw________。
对于中性水，尽管温度越高，Kw、电离程度增大，但仍是中性水，[H+]=[OH-].练习：改变下列条件，对水的电离有何影响，填写下表说明：在常温时，由于水的电离平衡的存在，不仅是纯水，就是在酸性或碱性的稀溶液里，H+ 浓度和OH—浓度的乘积总是一个常数——1×10-14。
专题三 水的电离和溶液的酸碱性教师版
专题三水的电离和溶液的酸碱性考纲要求：1、了解水的电离和水的离子积常数。
2、掌握影响水电离平衡的因素考点精讲和典型例题：考点一：水的电离：1、水是一中很弱的电解质，它能微弱的电离成H3O+和OH—，电离方程式为：可以简写为：。
2、水的离子积常数：在25℃时的纯水中，C（H+）=C（OH—）= ，此时水的离子积KW= 。
在100℃时的纯水中，C（H+）=C（OH—）= ，此时水的离子积KW= 。
注意：任何物质的水溶液中，在常温时，KW = ，KW与溶液的酸碱性无关，只与：有关。
例1：某温度下，纯水中的c（H+）=2.0×10-7mol/L，则此时溶液中c（OH-）为；若温度不变，滴入稀硫酸使c（H+）=5.0×10-6mol/L，则c（OH-）为。
考点二：影响水电离平衡的因素：（1）温度：（2）酸、碱：（3）在水中加盐：O例3：（08北京卷）对水的电离平衡不产生影响的粒子是（）考点三、溶液酸碱性：在25℃时，中性溶液：C（H+） C（OH—） C（H+）酸性溶液：C（H+） C（OH—） C（H+）碱性溶液：C（H+） C（OH—） C（H+）例4：下列说法中正确的是（）A、溶液成中性就是pH=7B、溶液成中性指的是C（H+）=C（OH—）C、酸和碱恰好完全反应时，溶液一定成中性D、盐溶液一定成中性强化训练：1、下列物质溶于水时，会使水的电离平衡逆向移动的是（）A. NaClB.NaOHC.HClD.乙醇2常温下，在0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液中，水的离子积是（）A．1×10－14 B．1×10－13. C．1.32×10－14D．1.32×10－15.3、（08年昌平）3．下列物质加入水中，使水的电离程度增大，且所得溶液显酸性的是（）A．CH3COOH B．Al2(SO4)3C．NaOH D．Na2CO34、（09西城二模）下图表示的是某物质所发生的A．取代反应 B．水解反应 C．中和反应 D．电离过程5、（06高考全国Ⅱ理综7）将纯水加热至较高温度，下列叙述正确的是（）A．水的离子积变大、pH变小、呈酸性 B．水的离子积不变、pH不变，呈中性C．水的离子积变小、pH变大，呈碱性 D．水的离子积变大、pH变小，呈中性6、（09四川卷12）关于浓度均为0.1 mol/L的三种溶液：①氨水、②盐酸、③氯化铵溶液，下列说法不．正确．．的是（）A.c（NH+4）：③＞①B.水电离出的c（H+）：②＞①C.①和②等体积混合后的溶液：c（H+）＝c(OH—)+c(NH3·H2O)D.①和③等体积混合后的溶液：c（NH+4）＞c(Cl—)＞c(OH—)＞c(H+)7、.纯水在250C和800C时的氢离子浓度，前后两个量的大小关系为（）A.大于B.等于C.小于D.不能确定8、水的电离过程为H2O H++OH-,在不同温度下其离子积常数为K(25℃)=1.0×10－14,K(35℃)=2.1×10－14。
水的电离与溶液的酸碱性
水的电离与溶液的酸碱性水是生命之源，无论是在地球上还是在人体内，水都扮演着至关重要的角色。
然而，水并不是一个单纯的物质，它具有一定的电离性，从而使得水成为了一种溶剂，能够溶解许多物质。
同时，水的电离也与溶液的酸碱性息息相关。
水的电离是指水分子在一定条件下发生自身分解的过程，产生氢离子（H+）和氢氧根离子（OH-）。
这个过程可以用化学方程式表示为：H2O ⇌ H+ + OH-。
在纯净水中，水的电离程度非常低，只有极少数的水分子发生电离。
这是因为水分子是由一个氧原子和两个氢原子组成的，氧原子带有负电荷，而氢原子带有正电荷，因此水分子是一个极性分子。
这种极性使得水分子能够相互吸引，并形成氢键，从而稳定了水分子的结构。
当溶质溶解到水中时，它们与水分子发生相互作用，导致水的电离程度发生改变。
溶质可以是酸、碱或其他化合物。
酸是一种能够释放氢离子的物质，而碱是一种能够释放氢氧根离子的物质。
当酸溶解到水中时，它会释放出氢离子，增加了水中的H+浓度，使得水的电离程度增加。
相反，当碱溶解到水中时，它会释放出氢氧根离子，增加了水中的OH-浓度，同样也使得水的电离程度增加。
这种改变水的电离程度的能力被称为酸碱性。
溶液的酸碱性可以通过pH值来描述。
pH值是一个反映溶液酸碱性强弱的指标，其数值范围从0到14。
pH值小于7的溶液被称为酸性溶液，pH值大于7的溶液被称为碱性溶液，而pH值等于7的溶液被称为中性溶液。
pH值的计算公式为：pH= -log[H+]，其中[H+]表示溶液中的氢离子浓度。
由于pH值是对数尺度，所以每个单位的pH值之间相差10倍。
溶液的酸碱性不仅仅与溶质的性质有关，还与溶液中的浓度有关。
当酸或碱的浓度增加时，溶液的酸碱性也会增强。
这是因为溶液中的酸碱物质的数量增加，增加了水的电离程度。
同样地，当酸或碱的浓度减少时，溶液的酸碱性也会减弱。
溶液的酸碱性对生命体系有着重要的影响。
在人体内，许多生物过程都需要在特定的酸碱环境下进行。
水的电离及其酸碱性质的解释
水的电离及其酸碱性质的解释水是一种无色、无味的液体，也是地球上最为常见的化合物之一。
然而，水的性质却十分复杂，其中包括了水的电离及其酸碱性质。
本文将详细解释水的电离过程以及水的酸碱性质，并探讨其在生活和化学领域中的重要性。
水的电离是指水分子（H2O）发生化学反应，生成氢离子（H+）和氢氧根离子（OH-）的过程。
一般认为，水分子能够自发地发生如下的电离反应：H2O ⇌ H+ + OH-在这个平衡反应中，水分子具有自电离的能力，而生成的氢离子和氢氧根离子则是水溶液的两个关键成分。
这种自电离的现象使得水具有了相应的酸碱性质。
首先，我们来讨论水的酸性。
当溶液中含有较多的氢离子时，我们称其为酸性溶液。
这是因为氢离子能够与水分子结合形成氢氧根离子，进而增加溶液中碱性的特性。
在pH数值上，酸性溶液的pH值通常小于7。
相反地，当溶液中含有较多的氢氧根离子时，我们称其为碱性溶液。
氢氧根离子能够接受氢离子，从而减少溶液中的酸性。
碱性溶液的pH值通常大于7。
当溶液中氢离子和氢氧根离子的浓度相等时，我们称其为中性溶液，其pH值为7。
这种酸碱性质在生活中有着广泛的应用。
例如，我们常见的饮料，如橙汁和可乐，都会添加柠檬酸或磷酸等酸性物质，以赋予其酸性的口感。
此外，酸碱性质还与我们的身体健康息息相关。
人体的血液和体液中必须保持一定的酸碱平衡，否则将影响许多身体功能。
这也是为什么我们要定期检查血液酸碱平衡的原因之一。
在化学领域中，水的酸碱性质也扮演着重要的角色。
根据勒让德酸碱理论，酸质子给予，而碱质子接受。
因此，在一些化学反应中，水可以被认为是酸或碱。
例如，当氨气（NH3）溶解在水中时，氨气给出了一个氢离子，因此被认为是一种碱。
而当盐酸（HCl）溶解在水中时，盐酸给出了一个氢离子，因此被认为是一种酸。
总的来说，水的电离及其酸碱性质是由水分子自身的化学反应所决定的。
水具有电离能力，能够自发地将水分子分解为氢离子和氢氧根离子，从而形成酸碱溶液。
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。
水的电离和溶液的酸碱性
水的电离和溶液的酸碱性一、水的电离1.电离方程式水是一种极弱的电解质,H2O+H2O H3O++OH-,简写为。
2.水的离子积常数(1)符号: K W 。
(2)公式:K W=c(H+)·c(OH-),25℃时K W=1×10-14。
3.影响K W大小的因素(1)水的电离过程是个吸热的过程,故温度升高,H2O的K W增大。
(2)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。
4.影响水的电离平衡的因素(1)酸、碱均可抑制水的电离;(2)升高温度可促进水的电离;(3)易水解的盐均可促进水的电离。
二、溶液的酸碱性与pH1.溶液的酸碱性溶液的酸碱性是由溶液中c(H+)与c(OH-)相对大小决定的;(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。
2.pH(1)计算公式:pH=-lgc(H+)。
(2)适用范围:0~14。
(3)表示意义:表示溶液酸碱性的强弱:pH越小,酸性越强;pH越大,碱性越强。
3.pH试纸的使用(1)方法:把小块pH试纸放在玻璃片(或表面皿)上,用蘸有待测液的玻璃棒点在试纸的中央,试纸变色后,与标准比色卡比较来确定溶液的pH。
(2)注意:pH试纸使用前不能用蒸馏水润湿,否则将可能产生误差。
指点迷津pH=7的溶液,不一定是中性溶液,因为温度不同,水的离子积不同,如100℃时,pH=6的溶液为中性溶液pH=7时为碱性溶液。
三、酸碱中和滴定基础回归1.主要仪器(1)滴定管滴定管分为酸式滴定管和碱式滴定管。
酸性溶液装在酸式滴定管中,碱性溶液装在碱式滴定管中。
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)准备滴定管: →洗涤→→装液→调液面→记录。
水的电离和溶液的酸碱性
， ( 如
赶出气泡 ) ，以免引起实
验误差，并使液面处于某一刻度，准确读取读数并记录。
左手 右手 (2) 滴定操作 锥形瓶中溶液颜色 控制活塞，
眼睛注视 记录标准液的体积。
不断旋转振荡锥形瓶 ， 变化，滴定至终点时 ，
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化学 (人教版)
5．数据处理
按上述操作重复 二至三 次，求出用去标准液的 体积的 平均值 ，根据化学反应方程式计算。
水的电离的影响因素
(1)水的电离和其他电解质一样，其电离过程是吸热的，
所以，当温度升高，水的电离程度是增大的。 (2) 向水中加入酸，由于酸能电离出 H ＋ ，会使水的电
离平衡向逆反应方向移动，使水的电离程度减小；向水中
加入碱，由于碱能电离出 OH－ ，会使水的电离平衡向逆反 应方向移动，使水的电离程度减小。即无论向水中加入酸， 还是加入碱，都会使水的电离平衡向逆反应方向移动，使 水的电离程度减小。
b．注意： pH试纸使用前不能用蒸馏水润湿，否则待 测液因被稀释可能产生误差；用pH试纸读出的pH只能是整 数。 ②用 pH计 测量。
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三、酸碱中和滴定
1．概念
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。 利用 中和
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考点一
水的电离及影响因素
[例1]对H2O的电离平衡不产生影响的粒子是(
)
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化学 (人教版)
[ 解 析 ]A 项 ， 抑 制 水 的 电 离 ； B 项 和 D 项 中 Fe3 ＋ 与
CH3COO－都能水解，即都能促进水的电离。
水的电离与溶液的酸碱性
水的电离和溶液的Ph一、水的电离1．电离方程式 ：H2O OH - + H + 或 H 3O OH - + H 3O+ 任何情况下水电离的H +和OH -浓度都相等2．影响水的电离因素：温度、外加酸碱、易水解的盐。
3．水的离子积 25℃时，Kw = C (H +)×C (OH —) =10-7×10-7=10-14注意：1、Kw 只与温度有关，；2、适用范围水和所有水溶液例如100℃，1LH 2O 有10-6mol 电离，此时水的离子积常数为Kw=10-12二、溶液的pH1. 溶液的酸碱性，取决于溶液中C (H+) 、 C (OH —) 的相对大小：溶液酸碱性 C (H +)与c(OH —)关系任意温度 室温（mol/L ） pH 值（室温）酸性 C (H +)＞c(OH —) C (H +)＞ 1×10—7 <7中性 C (H +)=c(OH —) C (H +)=c(OH —)=1×10—7 =7碱性 C (H +)<c(OH —) C (H +)< 1×10—7 >72、pH 的计算： pH=－lgc(H +) C (H+)=10-ph pH 值的大小取决于溶液中的 大小， pH+ pOH =14 pOH=－lgKw －pH=pKw －pH ，三、溶液的pH 测定方法：（指示剂法、pH 试纸法）1、指示剂法：定性测定溶液的酸碱性2、pH 试纸（定量测定）（1）、成分：含有多种指示剂（2）颜色：淡黄色（3）操作：用玻璃棒蘸取待测液，抹到试纸上，半分钟之内与标准比色卡对照。
四、有关pH 的计算1、单一强酸强碱溶液的ph ：（1）强酸溶液，如HnA ，浓度为Cmol/L ，则c(H +)= ，ph= 。
（2）强碱溶液，如B(OH)n 浓度为Cmol/L 则c(H +)= ，ph= 。
Kw方法总结：C 酸—c(H +)—ph ；C 碱—c(OH —)——c(H +)—ph 。
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若温度不变，滴入稀盐酸使C(H8×+)1=0-95m×o1l0/L-6 mol/L， 则此时溶液中的C(OH-) = ___________。
5.利用Kw的定量计算——1.求溶液中的c(H+)或c(OH-)
=
Kw c(H+)酸
1×10-14 1×10-5 mol/L
= 1×10-9 mol/L
巩固练习
（2）常温下，浓度为1×10-5 mol/L的NaOH溶液中， 由水电离产生的c(OH-)是多少？
A＞C＞B
思考: (1)中的OH-和(2)中的H+ 分别来自哪里?
5.利用Kw的定量计算——2.求c(H+) H2O或c(OH-) H2O
（1）常温下，浓度为1×10-5 mol/L的盐酸溶液中， 由水电离产生的c(H+)是多少？
解： 酸溶液中Kw = c(H+)酸 ·c(OH-)水
c(H+)水 = c(OH-)水=
3)25℃时,A、B、C 三种溶液，其中A中c(H+) = 10-3mol/L ，B 中
c(OH-) = 510-7mol/L，C中c(H+) / c(OH-) = 106,则三种溶液的酸
性强弱顺序如何？
B中 c(H+) = KW / c(OH-) =2 10-8mol/L
C中 c(H+) = 10-4mol/L
表示溶液中总物质的量浓度。
练习3、判断正误：
①任何水溶液中都存在水的电离平衡。 √ ②任何水溶液中（不论酸、碱或中性） × ，都存在Kw=10-14
③某温度下，某液体C(H+)= 10-7mol/L，则该溶液一定是
纯水。
×
练习4、 25℃、浓度均为0.1mol/L的下列溶液中C(H+) 由大到小的排列顺序：①氨水 ②NaOH ③盐酸 ④醋 酸
探究实验 精确的纯水导电实验
灵敏电流计
灯泡
G
现象： G 指针摆动
不亮
H2O＋ H2O
H3O＋ ＋OH－
H2O
H＋ ＋OH－
结论：水是 极弱 电解质 能发生 微弱 电离
1、水的电离 H2O
H＋ ＋OH－
2、水的电离常数
K电离 =
c(H+) ·c(OH-) c(H2O)
c(H2O) ·K电离 = c(H+) ·c(OH-) 室有因温此1×下c1(H5052-7O.m6)m可olo视Hl H2K为O2w常O电中数水离。的，离子积注：c(HK2Ow)==室11温×1810g下01L·0m0g-o1l4-1
1)0.01mol/L盐酸溶液中。 c(H+)、 c(OH-)分别为多少？
c(H+) = 0.01mol/L
c(OH-) = KW / c(H+) = 10-12 mol/L
2)0.01mol/L NaOH溶液中. c(H+) 、 c(OH-)分别为多少？
c(OH-) = 0.01mol/L
c(H+) = KW / c(OH-) = 10-12 mol/L
③＞④ ＞① ＞②
课堂练习
练习1、纯水在10℃和50℃的H+浓度，前者与后者的
关系是B
A.前者大 B.后者大 C.相等 D.无法确定
练习2、下列微粒中不能破坏水的电离平衡的是 D
A、H+ B、OH- C、S2- D、Na+
练习3、下列物质溶解于水时，电离出的阴离子能使水
的电离平衡向右移动的是 A
A、CH3COONa B、Na2SO4 C、NH4Cl D、 CH3COOH
(3)加入能消耗H+和OH-的物质而会促进水
的电离，Kw不变。
如：①Na、②Cu2+、③ CH3COO-
H2O
H+ + OH-
对常温下的纯水进行下列操作：
条件
酸碱性
水的电离平 衡移动方向
c(H+)
c(OH-)
c(H+)c(OH-) 浓度大小关系
Kw
加热 中性 正反应 增大 增大 c(H+)=c(OH-) 增大
3、水的离子积常数
1)表达式： Kw= c(H+) . c(OH-)
KW 叫做水的离子积常数，简称水的离子积。 注： 在任何水溶液中，均存在水的电离平衡，也就是任何 水溶液中都是H+、OH-共存的。 任何水溶液中都存在Kw=c(H+) . c(OH-) 提问：根据前面所学知识，水的离子积会受什么外界 条件影响？
温度升高, Kw变大（为什么？） 升高温度，促进水的电离。 水的电离是一个吸热过程。
1、水的电离过程为H2O
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（ D ）
A、[H+] 随着温度的升高而降低
B、在35℃时，纯水中 [H+] ＞[OH-]
加HCl 酸性 逆反应 增大 减小 c(H+)>c(OH-) 不变
加NaOH 碱性 逆反应 减小 增大 c(H+)<c(OH-) 不变
在任何水溶液中，c(H+)、 c(OH-) 可能不同，但是任何水 溶液中水电离的c(H+)、 c(OH-) 总是相等。 任何水溶液中都存在Kw=c(H+) . c(OH-)， 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
2、判断正误：
1)任何水溶液中都存在水的电离平衡。√
2)任何水溶液中（不论酸、碱或中性）
都存在Kw=10-14 。×
3)某温度下，某液体c(H+)= 10-7mol/L，则
该溶液一定是纯水。 ×
• [定性讨论]
• 作为弱电解质，水的电离平衡受哪些外界 因素影响？
• 温度、离子浓度（H+、OH-）等影响
H2O
H+ + OH-
(2)加入酸或碱，抑制水的电离，Kw不变。
水的离子积： KW = c（OH -）·c（H+） ( 25℃时，KW = 1.0 ×10 -14 )
水的电离
温度：T ↑， KW ↑
影响因素 酸： 抑制水的电离， KW不变
碱： 抑制水的电离， KW 不变
4、影响水的电离平衡的因素 分析表格中的数据，有何规律，并解释之。
t/℃
0
10
20
25
40
50
90 100
Kw/×10-14 0.134 0.292 0.681 1.01 2.92 5.47 3时Kw=1×10-14，100℃时 Kw=1×10-12。Kw在一定温度下是个常数。