水的电离知识详细讲解
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。
化学水的电离
化学水的电离化学水是由氢离子（H+）和氢氧根离子（OH-）组成的。
在水中，氢离子和氢氧根离子的浓度决定了水的酸碱性质。
当水中氢离子的浓度高于氢氧根离子时，水呈酸性；当氢氧根离子的浓度高于氢离子时，水呈碱性；当氢离子和氢氧根离子的浓度相等时，水呈中性。
水的电离是指水分子在溶液中发生电离反应，产生氢离子和氢氧根离子的过程。
在纯净水中，水分子会自发地发生自离解反应，形成氢离子和氢氧根离子。
这个反应可以用如下的化学方程式表示：H2O ⇌ H+ + OH-在这个反应中，一个水分子发生电离，产生一个氢离子和一个氢氧根离子。
这个反应是一个平衡反应，即氢离子和氢氧根离子同时被生成和消耗，达到动态平衡。
在纯净水中，氢离子和氢氧根离子的浓度非常低，通常以10的负14次方的浓度（mol/L）表示，这被称为水的离子积。
当水中存在其他物质时，如酸或碱，水的电离会受到影响。
酸是指能够释放氢离子的物质，而碱是指能够释放氢氧根离子的物质。
当酸溶解在水中时，酸分子会释放出氢离子，增加水中氢离子的浓度，使水呈酸性。
当碱溶解在水中时，碱分子会释放出氢氧根离子，增加水中氢氧根离子的浓度，使水呈碱性。
水的电离还与温度有关。
在较高的温度下，水的电离反应速率会增加，使水中氢离子和氢氧根离子的浓度增加。
这也是为什么热水呈酸性或碱性的原因之一。
除了温度和溶质的影响，水的电离还受到压力和光照等因素的影响。
在较高的压力下，水的电离反应速率会增加，从而增加水中氢离子和氢氧根离子的浓度。
在光照下，水分子也会发生光解反应，产生氢离子和氢氧根离子。
化学水的电离是水分子在溶液中发生的电离反应，产生氢离子和氢氧根离子。
水的电离受到温度、溶质、压力和光照等因素的影响。
了解水的电离对于理解水的酸碱性质和化学反应具有重要意义，也有助于我们更好地利用水资源。
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 2Q^ H ++ OH -25 C 1 L H 2O 1000 . 18=55.6(mol)中有10 mol 发生电离H 2OH + + OH —起始(mol) 55.6 0 0电离(mol) 10 710 -7 10 -7平衡(mol)55.6 — 10— 710 — 710 — 725 C .[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，K w 也增大.例如100 C ,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—123. 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 二 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(2) 酸性溶液中， [OH —] = 10—14.(3) 碱性溶液中，[OH ] = 10 14.由于[H +]增大，水的电离平衡逆向移动，[OH ]减小，但Kw = [H +]- 由于[OH ]增大，水的电离平衡逆向移动.[H +]减小，但Kw = [H +]-结论:常温下，[H + ] - [OH — ] = 10 —14 = Kw ，适于纯水 冲性、酸性、碱性稀溶液4. 根据Kw 计算溶液中的[H J 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：强酸完全电离，[H +] Kw f —弱酸部分电离丄[H +] = C 一 [H ]— [H ] （2）碱溶液强碱 完全电离亠[OH —] I Kw弱碱 部分电离a [OH —] = cj [OH ] （二）溶液的酸碱性和pH 值1. 溶液的pH 值 -ig[H +] = pH. [H +] = 10 -pH常温下，Kw = 10—14+=[H ]2. 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) = 7⑵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+ 10 14- 12[H +] = 2 = 10 12 mol/l10pH = - lg10 12= 123 . pH值取值围与[H +]对照关系[H +]:10 0 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 10-140 1 2 3 45 6 789 10 1112 13 pH14溶液酸碱性酸性增强中性碱性增强(1) pH V 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 V 0或[H +] V 10 - 14,pH > 14直接用物质的量浓度而不用PH值表示.(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 +卜[OH-]:溶液中的H +浓度、OH -的浓度:弱酸或弱碱的电离度强酸：C亠+]务屮强碱Kw全部电离部分电离CC [H +] ..- pH[H ]KwC部分电离-E 肓 C[OH 「[H +] ..-■ pH[OH ]（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 V 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0H -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 V 7时,溶液一定是酸性.例如100 C 时,Kw = 10- 12,pH = 6为中性.则pH V 6才是酸性.pH弱酸弱碱若不注明温度，一般认为是常温(25 C )就以pH V 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：⑴酸:先求出［H +］，pH =- lg［H +］碱:必先求出［OH -］，再利用Kw求出［H +］，即［H +］= 上也，再求其PH值•［OH ］(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，A —|g［H +］—lg［OH -］= 14.••• pH = 14 —POH，这样计算pH值较为简便•例1 0 C Ca(OH) 2溶解度为0.185g，假设饱和溶液=1g/cm 3,水的离子积Kw = 10-14,求此溶液pH值•0.185解C Ca(OH)2=1000［OH -］= 0.025 X 2 = 0.05 mol/LPOH =- lg0.05 = 2 —lg5 = 2 —0.7 = 1.3pH = 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或弱碱的［OH -］.即［OH -］= C，再求其pH 值例2 25 C时，0.1mol/L 某弱酸电离度为1 %，求此溶液的PH值.解［H +］= C = 0.1 X 1 %= 10 -3mol/LpH =- 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10 n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十］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 ①pH = 13的NaOH溶液稀释100倍后.pH = ___________ .解POH =—lg[OH ]稀释=—lg10 1• 10 2= —lg10 3= 3pH = 14 —3 = 11常见错误：pH =—lg[H J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 X 10—5• 10 —3= 10 -8mol/LpH = —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p~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 +]1V1 + [H +]2V2 = [H +]混合• (V1 + V2)混和前后碱溶液的OH —物质的量不变[OH —]1V1 + [OH —]2V2 = [OH —]混和•(V1 + V2)注意不可以:pH 1 + pH 2 = pH 3例5 计算下列混合溶液的PH值①pH = 2和pH = 5的两盐酸等体积混合.②pH = 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.+ i 10 2 V 10 5 V . —3 ，”[H ]混合= =5 X 10 mol/L.2VpH = —lg[H +]混合=—lg(5 X 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 —] = 101 mol/L.2 4 349.9 1010 V 10 V— 2[OH ]混合==5 X 10 mol/L.VPOH =— lg[OH ]混合=—lg(5 X 10 2)= 1.3 pH = 14 — POH = 14 — 1.3 = 12.7 常见错误：1 —8pH = — lg(— X 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：(4) 两强酸或两强碱溶液等体积混合，快速选择溶液PH 值偏强的一边 两酸等体积混和 pH 混合=pH 小+ 0.3偏强的一边，但PH 值增大0.3两碱等体积混和 pH 混合=pH 大一 0.3偏强的一边，但pH 值减小0.3+0.3丄 酸 5. 强酸和强碱混合，发生中和反应.若恰好完全中和，则混和溶液pH = 7; 若酸有剩余，则计算剩余的［H +］,求出pH 值； 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 一] = 0.1mol/LH ++ OH —=出050 X 0.1 49 X 0.1酸过量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.23410 x 10 y[OH ]余=10 4 =x y10— 2y —10 —4y = 10— 3x + 10 — 4x.1010 ［H 卡］混合=10 8V 10 13V2V=-X 10—8mol/L.2中性[H +]余=0.1(50 49) 50 49=10 3mol/L.1010-0：1.1 102434四、典型例题例8 ⑴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•(2)某温度下，纯水中的[H +] = 2 X 10 -7mo|/|,则此时[OH 一] = 2 X 10 _7mol/L.若温度不 变，滴入稀硫酸使[H +] = 5 X 10 -6mol/L, 则[OH 一] = 8 X 10 -9mol/L, 由水电离出[H +]为 8 X 10 —9mol/L.该纯水的 PH 值 V 7.(填〉、v 、=)解析纯水中 H 2O=H ++ OH 一mol/L2 X 10 一7 2 X 10 一7加酸后，水的电离平衡逆向移动，使[OH —]减小，可由Kw 、[H J 求出[OH —],此温度下[OH —] = 4 10 6 = 8 X 10 —9mol/L.5 10 6由水电离出的[H +] = [OH —]= 8 X 10— 9mol/L 该温度下,pH =— lg2 X 10— 7= 7 — lg2 V 7.例9 25 C 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V 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— xmol/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 二 pH 酸 + pH 碱〉14. 例10某地酸雨经检测除 H +和OH —外，还有[Na +] = 7 X 10— 6、[Cl —] = 3.5 X 10— 5[NH 4+] = 2.3 X 10— 5、[SO 42 —] = 2.5 X 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X 阴离子的电荷数=阴离子物质的量X 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 X 10 6 + 2.3 X 10 5 + [H +] = 3.5 X 10 5 + 2 X 2.5 X 10 6 + [OH ][H +] = 1 X 10— 5+ [OH —]解析[H ]A [H ]B10 1'8 10 4'8=10 3= 1000Kw值为 2 X 10 一7X 2 X 10 —14，[0H _]v 10 _7mol/L,[OH 一]忽略不计.•/ 酸雨中••• [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 C，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FeCl3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、NH3・出0是弱电解质，温度升高.NH 3 -H20电离度增大，其[0H -]=C也增大,故氨水PH值较大•B. 均加水稀释100倍,使[0H -]减小，但随着溶液变稀,NH 3 - H2O电离度增大•故氨水PH值虽减小，但大于10.C. Na0H和NH 3 • H20与HCI的中和能力是比较它们物质的量的大小•因为C NH3 H20 = ,v 1.可知同PH值、同体积的两种碱溶液中,NH 3 - H20物质的量大于Na0H物质的量,故氨水消耗的盐酸体积大•D.同C项，由于Na0H物质的量小于NH3 •出0物质的量.所以Na0H与FeCl 3生成的Fe(0H) 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.解析PH值为4.4〜5的围甲基橙变黄:PH > 4.4,石蕊变红;PH V 5,酚酞不变色:PH V 8.作图如下，可知图中共公区域为溶液PH值围4.4〜5.酚酞.仍无色4.4 pH®、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 A. 10.3 B. 11.5 2. 把 99.5ml 0.2mol/L NaOH 液pH C. 12.7 D. 13.3 溶液加到 100.5mL 0.1mol/L H 3. 4. +]最值是（ ） A. 3 B. 3.3 将pH = 3的某未知酸溶液稀释 A.等于5 B.大于5 将pH 值为8的NaOH 溶液与 C. 4 D. 2.7 100倍,所得溶液的pH 值（ C.小于5 pH 值为10的 5. 6.接近于（）A. （10 -8 + 10 一10 ）/2 mol/L C. （10 -8+ 10 一10） mol/L 健康的人的血液 pH 值为7.35〜 则此时血液中氢离子溶度为健康人的 A. 1.35 〜1.45 倍 C. 10 6 倍 下列溶液中酸性最强的是 （ ）A. ［H +］ = 10 -4 mol/LC. pH = 10PH 值是（ ） 2SO 4溶液中,所得溶 ） 5或小于5 D.等于 NaOH 溶液等体积混合后，溶液中［H x 10 -10 mol/Lx 10 -14 - 5 x 10 ―5) mol/L B. 2 D. （17.45，患某种疾病的人血液的 pH 值可暂降至6.0,（）B. 10D. 100 1.35〜10 1.45 倍倍B. [0H D. pH -]=10 -14 =17.将一定浓度的NaOH 溶液加水稀释，其pH 值与加水的体积（V ）的关系是（）8. 0.01mol/L 盐酸中，酸电离出的［H +］是水电离出的［H 「的（ A. 10 倍9. 将 1升, 取 A.B. 100 倍C. 10 ―10 倍 10mL 0.21mol/L 盐酸和 10mL 0.10mol/L Ba(OH)） D. 10 10 倍 2溶液混合,再加水稀释至 10mL 滴入甲基橙试剂，溶液所呈的颜色是（ ） 蓝色 B.红色10. 重水（D 2O ）在某温度时的离子积常数 C.橙色 Kw = 1.6 D.黄色 x 10 -15,下列有关 POD(即一lg[D +]) 述正确的是（ ）A. 该温度下 D 2O 的PD 是7.0B. 该温度下1L D 2O 中溶解0.01mol NaODC. 将50ml 0.2mol/l 的NaOD 重水溶液加到时,PD 是12 100ml 0.25mol/l DCl重水溶液中度的应后PD = 1.0.D.该温度下1升D2O中溶解0.01mol DCl11. 中和相同体积，相同pH值的H2SO4、HCl、NaOH溶液的体积依次为V1、V2、V3,则V1、V2、A. V 1 = V2 = V3B. V 1 = V2 v V312. 有两瓶pH = 2的酸溶液，一瓶是强酸、A.石蕊试液和水C. pH试纸和水13. 向稀硫酸溶液中逐渐通入氨气，当溶液中[NH 4+A.大于7B.小于7C.等于714. 下列四种溶液中，由水电离生成的氢离子浓度之比①pH = 0的盐酸③ 0.01mol/L 的NaOH 溶液A. 1:10:100:1000时,PD = 2.0CH3COOH三种稀溶液时，用去同种浓V3的大小关系正确的是（）C. V 1 = V2 >V3D. V 1V V2 v V3一瓶是弱酸，可用于鉴别的一组试剂是（ B.酚酞试液和水D.石蕊试液和酚酞试液]=2[SO 42一]时,溶液的pH值（D.无法判断（①:②:③:④）是（）的盐酸的NaOH溶液② 0.1mol/L④ pH = 11B. 0:1:12:11C. 14:13:12:1115.25 C时一某溶液中由水电离出的D. 14:13:2:3[H +]= 1 X 10 —12mol/L,向该溶液中滴入几滴甲基试液后,溶液的颜色可能变为（A.橙色B.红色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 > n）C.蓝色D.黄色.两者等体积18. 在25 C时,若10体积的某强酸溶液与前,该强酸的pH值x与强碱的pH值y之间应满足的关系旦A. x + y = 14B. x + y = 15C. m v nD.无法确定1体积的某强碱溶液混合后呈中性，则混合之是（）一14C. x + y= 10D. x + y = 13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,pH值得到如图所示结果，问:成硫酸钡的量和溶液的（1）最初混合溶液中硫酸和盐酸的摩尔浓度各为多少？⑵在A点溶液的pH值是多少？（3）在B点溶液的pH值是多少？（lg2 = 0.301,lg3 = 0.477,lg7 = 0.845,答案取有效数字两位）j BaSQ的量1 --------- BaSQJ一一-____ 一1 r ------■ B 'Aj 十'■ 1 1■ 1 1[ I J加入Ba（OH2的体积（mL）P H!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.B 18.B二、19.(1)C H2S O4 = 0.025mol/l C HCI = 0.1mol/l(2)1.3 (3)1.8[提示]一、13.本题中(NH4)2SO4发生了水解，但据题意只需从电荷平衡出发•/ [NH 4+] + [H +]= 2[SO 42一] + [OH 一] 又知[NH 4+] = 2[SO 42一]••• [H +] = [OH 一]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 一] = 10 -2mol/L,使甲基橙试液变黄色.二、19.解(1)力口Ba(OH) 2 20ml 时,H2SO4 与Ba(OH) 2 恰好完全反应0.025 X 20 =C H2SO4• 20.C H 2SO4 = 0.025mol/l当加入Ba(OH) 2 60ml 时,H +与OH -恰好中和.20 X 0.025 X 2 + 20 • C HCI = 0.025 X60 X 2.C HCI = 0.1mol/l(2)A 点:加Ba(OH) 2 20ml,此时酸过量,且恰好Ba(OH) 2 + H2SO4= BaSO 4 J + 2H 2O, 溶液中只有HCI.0 1 20[H +] = = 0.05. PH = 1.320 20B 点加Ba(OH) 2 40mI.H +过量.可看作Ba(OH) 2 20ml已与H2SO4反应，另20ml与HCI反应.20 (40 20) 0.025 220 40 丄，PH =- |g 丄〜1.8.60 60[H +]=。
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。
水的电离程度
水的电离程度水是地球上最常见的化合物，它的化学性质具有很高的重要性。
其中一个关键的性质就是水的电离程度。
本文将深入探讨水的电离程度，包括电离的定义、水的电离过程、电离常数、影响电离程度的因素以及电离程度的应用。
1. 电离的定义在化学中，电离是指当物质溶解或者在水中发生反应时，其分子或离子会分解成带电的粒子，称为离子。
正离子和负离子的生成过程被称为电离。
水的电离程度即指水分子分解为氢离子（H+）和氢氧根离子（OH-）的程度。
2. 水的电离过程水的电离过程可以通过反应式表示：H2O ⇌ H+ + OH-在纯净水中，水分子以动态的平衡状态存在。
一部分水分子会自发地电离生成氢离子和氢氧根离子，而另一部分会逆反应重新结合为水分子。
3. 电离常数电离程度可以用电离常数（Kw）来描述，Kw等于氢离子浓度（[H+])和氢氧根离子浓度([OH-])的乘积。
在25摄氏度下，纯净水的电离常数等于1.0x10^-14，即[H+][OH-] = 1.0x10^-14。
4. 影响电离程度的因素水的电离程度受到温度、压力和溶液中其他溶质的影响。
较高的温度会增加水分子的动能，促进电离的发生，从而增加电离程度。
压力对水的电离程度的影响较小。
当溶液中存在其他溶质时，会干扰水的电离平衡，从而影响电离程度。
5. 电离程度的应用水的电离程度在许多领域有广泛的应用。
例如，在化学反应中，水的电离程度直接影响反应的速率。
在酸碱中和反应中，水的电离程度决定了溶液的酸碱性质。
此外，水的电离程度还在生物化学中起着重要的作用，影响着生物体内许多生化过程的进行。
综上所述，水的电离程度是指水分子分解为氢离子和氢氧根离子的程度。
它由电离常数来描述，受到温度、压力和溶液中其他溶质的影响。
水的电离程度在化学反应、酸碱性质和生物化学过程中具有重要的应用价值。
进一步研究水的电离程度将有助于我们更好地理解和应用水的化学性质。
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。
水的电离与离子产生
水的电离与离子产生水（H₂O）是地球上最常见的化合物之一，它在生命中起着至关重要的作用。
水的电离性质使得它具备离子产生的能力，这对于许多化学和生物过程都至关重要。
本文将介绍水的电离过程以及离子在水中的产生。
一、水的电离过程水的电离是指水分子（H₂O）在适当条件下发生电离反应的过程。
在水中，部分水分子会自发地发生自离解反应，产生氢离子（H⁺）和氢氧离子（OH⁻）。
这个反应可以用如下的化学方程式来表示：H₂O ⇌ H⁺ + OH⁻根据上述方程式，当水分子电离时，其中一个水分子失去一个质子（H⁺），形成氢离子，另一个水分子失去一个电子对，形成氢氧离子。
这种自离解反应是一个平衡反应，因为少部分水分子会发生电离，而大部分水分子仍然保持不电离。
二、离子在水中的产生水的电离过程产生的氢离子（H⁺）和氢氧离子（OH⁻）是离子的典型例子。
在水中，这些离子与水分子之间发生各种相互作用，形成了水合离子。
水合是指离子与水分子之间的相互作用，使得离子被水分子包围。
氢离子（H⁺）与水分子结合形成了水合氢离子（H₃O⁺），通常简写为H⁺(aq)：H⁺ + H₂O → H₃O⁺氢氧离子（OH⁻）与水分子结合形成了水合氢氧离子（HOH⁻），通常简写为OH⁻(aq)：OH⁻ + H₂O → HOH⁻这些水合离子在水中起着非常重要的作用，它们参与了许多生物化学反应、酸碱中和反应以及其他各种化学反应。
水合离子的存在也使得水呈现出酸碱性质。
三、水的酸碱性质根据水的离子产生能力，我们可以将水分子视为一个弱酸和一个弱碱的共存体系，即自离解水。
在此体系中，水中的氢离子（H⁺）和氢氧离子（OH⁻）的浓度可以互相影响，从而导致溶液的酸碱性质。
当水中的氢离子的浓度大于氢氧离子的浓度时，溶液呈酸性。
这是因为氢离子（H⁺）是酸性离子，能够接受电子对。
相反，当氢氧离子的浓度大于氢离子的浓度时，溶液呈碱性。
氢氧离子（OH⁻）是碱性离子，能够给出电子对。
在纯净水中，氢离子和氢氧离子的浓度非常接近，并且符合水的离子积（Kw）的定义。
《水的电离和溶液的 pH》 知识清单
《水的电离和溶液的 pH》知识清单一、水的电离1、水的电离方程式水是一种极弱的电解质，能发生微弱的电离：H₂O ＋ H₂O ⇌H₃O⁺＋ OH⁻，通常简写为 H₂O ⇌ H⁺＋ OH⁻。
2、水的离子积常数在一定温度下，水中 c(H⁺）和 c(OH⁻）的乘积是一个常数，叫做水的离子积常数，简称水的离子积，用 Kw 表示。
Kw ＝c(H⁺）·c(OH⁻）。
例如，在 25℃时，Kw ＝ 10×10⁻¹⁴。
需要注意的是，水的离子积常数只与温度有关，温度升高，Kw 增大。
3、影响水的电离平衡的因素（1）温度升高温度，水的电离平衡向右移动，水的电离程度增大，Kw 增大；降低温度，水的电离平衡向左移动，水的电离程度减小，Kw 减小。
（2）酸、碱向水中加入酸或碱，会抑制水的电离。
酸溶液中 c(H⁺）主要来自酸的电离，碱溶液中 c(OH⁻）主要来自碱的电离，从而使水的电离程度减小。
（3）能水解的盐向水中加入能水解的盐（如强酸弱碱盐、强碱弱酸盐等），会促进水的电离。
（4）活泼金属活泼金属（如钠）与水反应，会消耗水电离出的 H⁺，从而促进水的电离。
二、溶液的酸碱性与 pH1、溶液的酸碱性溶液的酸碱性取决于溶液中 c(H⁺）和 c(OH⁻）的相对大小。
当 c(H⁺）＞ c(OH⁻）时，溶液呈酸性；当 c(H⁺）＝ c(OH⁻）时，溶液呈中性；当 c(H⁺）＜ c(OH⁻）时，溶液呈碱性。
2、 pH 的定义pH 是用来表示溶液酸碱性强弱的一种方法。
pH ＝ lg c(H⁺）。
3、 pH 的测定方法（1）pH 试纸将一小片 pH 试纸放在表面皿上，用玻璃棒蘸取待测液点在 pH 试纸上，然后与标准比色卡对照，读出 pH 值。
使用 pH 试纸时，不能用水润湿，否则可能会导致测量结果不准确。
（2）pH 计pH 计是一种精确测量溶液 pH 的仪器。
4、 pH 的应用（1）在医疗上，人体血液的 pH 通常在 735 745 之间，如果 pH 超出正常范围，可能会导致疾病。
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 2H + ＋ 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c (H +)·c (OH -) c (H 2O)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：温度、酸、碱、水解盐等。
二、溶液的酸碱性和pH1．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→pH4．特例。
《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。
水电离及PH值计算
水电离及PH值计算引言：水电离及PH值计算是化学中一个非常重要的概念。
水电离是指水分子在溶液中失去一个或多个质子的过程，形成氢离子和氢氧根离子。
PH值是用来表示溶液酸碱性强弱的一种指标，是与氢离子浓度相关的负对数。
本文将介绍水电离的原理和PH值的计算方法。
一、水电离的原理水分子是由氧原子和两个氢原子组成的分子，可以用化学式H2O表示。
当水分子处于溶液中时，水分子会发生电离反应，形成氢离子(H+)和氢氧根离子(OH-)。
这个反应可以用下面的方程式表示：H2O⇌H++OH-水分子在溶液中的电离程度由电离常数(Kw)来衡量，Kw为水的离子积，其值为1.0x10^-14、根据这个公式，任何时候水分子的H+和OH-的浓度乘积等于1.0x10^-14二、PH值的定义与计算PH值是表示溶液酸碱性强弱的一种指标，它是负对数的形式。
具体定义如下：PH = -log[H+]其中[H+]代表溶液中氢离子的浓度。
通过这个公式，我们可以根据溶液中氢离子的浓度来计算PH值。
三、PH值计算的例子假设我们有一个溶液，其中氢离子的浓度为1.0 x 10^-3 mol/L。
我们来计算这个溶液的PH值。
根据PH值的计算公式，我们可以得出：PH = -log(1.0 x 10^-3)通过计算。
四、PH值的酸碱性解释根据PH值的大小，我们可以判断溶液的酸碱性强弱。
当PH值小于7时，溶液被称为酸性溶液；当PH值大于7时，溶液被称为碱性溶液；当PH值等于7时，溶液被称为中性溶液。
五、影响PH值的因素PH值可以被许多因素所影响，包括温度、溶液的浓度、溶解度等。
例如，随着温度的升高，水分子电离的程度也会增加，从而导致溶液的PH值下降。
结论：水电离及PH值计算是化学中的重要概念。
水分子在溶液中发生电离反应，生成氢离子和氢氧根离子。
PH值是用来表示溶液酸碱强弱的指标，它是与氢离子浓度相关的负对数。
PH值的计算方法是根据溶液中氢离子的浓度来计算。
PH值小于7时为酸性溶液，大于7时为碱性溶液，等于7时为中性溶液。
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》 讲义
《水的电离》讲义一、水的电离的基本概念水是一种极弱的电解质，能发生微弱的电离。
在纯水中，水分子会部分电离为氢离子（H⁺）和氢氧根离子（OH⁻）。
其电离方程式可以表示为：H₂O ⇌ H⁺＋ OH⁻。
需要注意的是，这个电离过程是可逆的，并且在一定温度下会达到动态平衡。
二、水的电离平衡的影响因素1、温度温度对水的电离平衡有着显著的影响。
一般来说，温度升高会促进水的电离。
这是因为温度升高，分子的热运动加剧，更多的水分子具备了足够的能量来克服电离过程中的能量障碍，从而使电离程度增大。
例如，在常温（25℃）时，水的离子积常数 Kw ＝ 10×10⁻¹⁴；而在 100℃时，Kw 约为 10×10⁻¹²。
2、酸和碱向水中加入酸或碱会抑制水的电离。
加入酸时，酸会电离出大量的 H⁺，使得溶液中的 H⁺浓度增大，平衡向左移动，从而抑制水的电离。
同理，加入碱时，碱会电离出大量的 OH⁻，使得溶液中的 OH⁻浓度增大，平衡同样向左移动，抑制水的电离。
3、盐某些盐类的加入也会影响水的电离平衡。
（1）强酸弱碱盐强酸弱碱盐中的阳离子能与水电离出的 OH⁻结合生成弱碱，从而使溶液中的 H⁺浓度大于 OH⁻浓度，促进水的电离。
（2）强碱弱酸盐强碱弱酸盐中的阴离子能与水电离出的 H⁺结合生成弱酸，从而使溶液中的 OH⁻浓度大于 H⁺浓度，促进水的电离。
（3）强酸强碱盐强酸强碱盐对水的电离平衡没有影响，因为它们电离出的阴阳离子均不会与水电离出的 H⁺或 OH⁻结合。
三、水的离子积常数（Kw）水的离子积常数 Kw 是指在一定温度下，溶液中 H⁺和 OH⁻浓度的乘积。
Kw ＝ H⁺·OH⁻在 25℃时，Kw 的值约为 10×10⁻¹⁴。
需要明确的是，Kw 只与温度有关，温度改变，Kw 也会随之改变。
无论是在酸性、碱性还是中性溶液中，在一定温度下，Kw 始终是一个定值。
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。
水的电离和pH值
水的电离和pH值水是地球上最常见的物质之一，它是一种无色、无味、透明的液体。
然而，水并不是一种简单的化合物，它具有一些特殊的性质和变化过程。
其中一个重要的性质是水的电离能力，以及由此引发的pH值的测定。
本文将探讨水的电离原理和pH值的相关知识。
一、水的电离水的电离是指水分子在自然情况下，自发地分解成带正电荷的氢离子（H+）和带负电荷的氢氧根离子（OH-）。
这个过程可以用以下化学方程式来表示：H2O ↔ H+ + OH-在普通的水溶液中，水的电离程度非常小，即水分子只经过极少部分的电离。
换句话说，水溶液中大部分分子仍然是以水分子的形态存在，而只有极少部分分解为离子。
这是因为水分子本身是一个非常稳定的分子，水中的电离仅仅是一种微弱的动态平衡过程。
水的电离程度可以通过酸碱指示剂来观察和测定。
酸碱指示剂是能够根据电离程度的不同而呈现颜色变化的化合物。
例如，酚酞是一种常用的酸碱指示剂，它在酸性溶液中呈现红色，而在碱性溶液中则呈现无色或黄色。
通过酸碱指示剂的颜色变化，我们可以判断水溶液的酸碱性质。
二、pH值的测定pH值是用来衡量溶液酸碱性质的一个指标。
pH值的取值范围是0-14，其中7表示中性。
小于7的pH值表示酸性溶液，而大于7的pH值表示碱性溶液。
pH值的计算是通过负对数函数来实现的。
具体而言，pH值等于溶液中氢离子浓度的负对数。
即：pH = -log[H+]其中[H+]代表溶液中氢离子的浓度。
对于纯净水来说，由于电离程度非常小，所以[H+]会非常小，因此pH值约等于7，接近中性。
通过使用pH试纸、pH计或其他酸碱指示剂，我们可以测定溶液的pH值。
这帮助我们判断溶液的酸碱性，并据此进行相应的调节和应用。
三、水的电离与生活中的应用水的电离和pH值在生活中有着广泛的应用。
以下是一些例子：1. 水质监测：在环境保护和水资源管理中，了解水的pH值能够帮助我们评估水的酸碱性，从而判断水的适用性和处理方法。
2. 酸碱度调节：在许多化工和实验室操作中，需要控制溶液的酸碱度。
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。
《水的电离》 讲义
《水的电离》讲义一、水的电离概述在我们日常生活中，水是最常见的物质之一。
然而，你是否知道，看似平静的水分子在微观世界里正发生着一种重要的变化——电离？水的电离是一个非常微妙但又极其关键的过程。
简单来说，水的电离就是水分子在一定条件下分解为氢离子（H⁺）和氢氧根离子（OH⁻）的过程。
这个过程虽然很微弱，但却对许多化学和生物过程有着深远的影响。
二、水的电离方程式水的电离可以用一个简单的方程式来表示：H₂O ⇌ H⁺＋ OH⁻。
这里的“⇌”表示可逆反应，意味着这个电离过程是双向的。
在一定条件下，水分子会电离出氢离子和氢氧根离子，同时，氢离子和氢氧根离子也会重新结合成水分子。
需要注意的是，在纯水中，氢离子和氢氧根离子的浓度是相等的。
这是因为水的电离过程中，产生的氢离子和氢氧根离子的数量是相等的。
三、影响水的电离的因素（一）温度温度对水的电离有着显著的影响。
一般来说，温度升高，水的电离程度增大。
这是因为温度升高，分子的热运动加剧，更多的水分子能够获得足够的能量来克服电离所需的能量壁垒，从而使电离程度增加。
（二）酸和碱向水中加入酸或碱会抑制水的电离。
酸会提供大量的氢离子，使得水的电离平衡向左移动；碱会提供大量的氢氧根离子，同样使电离平衡向左移动。
（三）盐类某些盐类的加入也会对水的电离产生影响。
比如强酸弱碱盐会促进水的电离，因为弱碱阳离子在水中会结合氢氧根离子，从而使水的电离平衡向右移动；强碱弱酸盐则会抑制水的电离，因为弱酸根离子会结合氢离子。
四、水的离子积常数在一定温度下，水中氢离子浓度和氢氧根离子浓度的乘积是一个常数，称为水的离子积常数，用 Kw 表示。
例如，在室温（25℃）时，Kw ＝ 10×10⁻¹⁴。
这个常数只与温度有关，温度升高，Kw 增大。
这也进一步说明了温度对水的电离的影响。
五、水的电离在实际中的应用（一）溶液的酸碱性判断通过测量溶液中氢离子和氢氧根离子的浓度，与水的离子积常数进行比较，可以判断溶液的酸碱性。
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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.。