水的电离理论

(3)[H＋]＜[OH－]，溶液呈碱性。 2．pH及其计算 (1)定义：pH＝－lg[H＋]。 (2)适用范围：稀溶液、数值在0～14之间。 (3Baidu Nhomakorabea表示意义：表示溶液酸碱性的强弱，pH越小，酸性越强。 (4)pH试纸的使用 用干燥洁净的玻璃棒蘸取待测溶液滴在pH试纸上，然后与标准比 色卡对照。
(1)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； (2)用广泛pH试纸读出的pH只能是整数。 (3)若精确测溶液的pH，则应使用pH计。
水的电离
1．电离方程式 水是一种极弱的电解质，其电离方程式为：H2O＋H2O H3O＋＋OH－，简写成H2O H＋＋OH－。 2．室温下纯水的有关数据： (1)[H＋]＝[OH－]＝1.0×10－7_mol·L－1。 (2)水的离子积常数 ①表达式：KW＝[H＋][OH－]＝1.0×10－14 mol2·L－2。 ②影响因素：只与温度有关，因水的电离是吸热过程，当升高温度 时，KW增大。 ③适用范围：KW不仅适用于纯水，也适用于酸、碱、盐的稀溶 液。 (3)pH＝7。 3．影响水的电离平衡的因素 (1)有下列物质及操作： A．H2SO4 B．NaOH C．NaCl D．CH3COOH E．NH3·H2O F．加热 G．Na2CO3 H．AlCl3 I．Na 能促进水的电离平衡的有F、G、H、I；抑制水的电离平衡的有A、 B、D、E；对水的电离平衡无影响的是C。 (2)规律 ①加入酸或碱：水的电离平衡向左移动，电离程度减小，KW不 变。 ②温度：升高温度，水的电离平衡向右移动，电离程度增大，[H＋] 和[OH－]增大，KW增大。 ③加入盐：不水解的盐对水的电离平衡无影响；可水解的盐使水的 电离平衡向右移动。 ④加入活泼金属(K、Na、Ca)，水的电离平衡向右移动。 二、溶液的酸碱性与pH 1．溶液的酸碱性 溶液的酸碱性是由溶液中[H＋]和[OH－]的相对大小决定的： (1)[H＋]＞[OH－]，溶液呈酸性； (2)[H＋]＝[OH－]，溶液呈中性；