水的电离和溶液的ph知识点总结
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pH解析
水的电离和溶液的pH考点一水的电离与水的离子积常数1.水的电离水是极弱的电解质，水的电离方程式为H2O＋H2O H3O＋＋OH－或H2O H＋＋OH－。
2.水的离子积常数K w＝c(H＋)·c(OH－)。
(1)室温下：K w＝1×10－14。
(2)影响因素：只与温度有关，升高温度，K w增大。
(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。
(4)K w揭示了在任何水溶液中均存在H＋和OH－，只要温度不变，K w不变。
3.影响水电离平衡的因素填写外界条件对水电离平衡的具体影响体系变化条件平衡移动方向K w水的电离程度c(OH－) c(H＋) HClNaOH可水解的盐Na2CO3 NH4Cl温度升温降温其他：如加入Na25 ℃，pH＝3的某溶液中，H2O电离出的H＋浓度为多少？1.25 ℃时，相同物质的量浓度的下列溶液：①NaCl②NaOH③H2SO4④(NH4)2SO4，其中水的电离程度按由大到小顺序排列的一组是()A.④＞③＞②＞①B.②＞③＞①＞④C.④＞①＞②＞③D.③＞②＞①＞④2.25 ℃时，某溶液中由水电离产生的c(H＋)和c(OH－)的乘积为1×10－18，下列说法正确的是()A.该溶液的pH可能是5B.此溶液不存在C.该溶液的pH一定是9D.该溶液的pH可能为73.(2018·北京东城区质检)如图表示水中c(H＋)和c(OH－)的关系，下列判断错误的是()A.两条曲线间任意点均有c(H＋)·c(OH－)＝K wB.M区域内任意点均有c(H＋)＜c(OH－)C.图中T1＜T2D.XZ线上任意点均有pH＝74.(2018·韶关模拟)已知NaHSO4在水中的电离方程式为NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO2－4。
某温度下，向c(H＋)＝1×10－6mol·L－1的蒸馏水中加入NaHSO4晶体，保持温度不变，测得溶液的c(H＋)＝1×10－2 mol·L－1。
水的电离和溶液的PH
学科：化学教学内容：水的电离和溶液的PH【基础知识精讲】要点1:水是一种极弱的电解质：H2O H++OH-在一定温度下，c(H+)与c(OH-)的乘积是一个常数，即K W=c(H+)·c(OH-)，K W叫水的离子积常数，简称水的离子积.要点2:水的电离是吸热过程，所以，升高温度，可使水的电离平衡向电离的方向移动，因此c(H+)和c(OH-)都增大，故K W也会增大.如100℃的纯水中：K W=c(H+)·c(OH-)=1×10-6·1×10-6=1×10-12，若没有指定温定，则可认为是在常温下，即25℃时K W=1×10-14要点3:水的离子积(K W)揭示了任何溶液中都存在的水的电离平衡.因此K W只受温度影响，不受溶液的浓度的影响.不管是在酸性，碱性，还是中性溶液中，只要是在常温下，K W 都可认为是1×10-14.要点4:对于c(H+)很小的稀溶液，用c(H+)的数值来表示溶液的酸碱性强弱很不方便.为此采用c(H+)的负对数来表示，称为溶液的PH，即PH=-lg｛c(H+)｝.由此式可知PH每增大1个单位，c(H+)就减为原为原来的101；PH每减小1个单位，c(H+)就增大为原来的10倍.要点5：本节知识网要点6:方法引导本节可用电离平衡理论来研究水的电离(因为水是一种极弱的电解质)；也可用归纳小结来学习PH的有关计算2+-改变条件平衡移动方向PH 水电离出的c(H+) K W升温→右移减小增大变大通入HCl气体←左移减小减小不变加入NaOH固体←左移增大减小变大加入NH4Cl固体→右移减小增大不变加入金属钠→右移增大增大不变2.有关PH的简单计算(1)强酸：PH=-lg ｛c(H +)｝ (2)强碱：PH=-lg ｛)(1014--OH c ｝ (3)两强酸相混合：c(H +)=212211)()(V V V H C V H C ++++ (4)两强碱相混合：c(OH -)=212211)()(V V V OH C V OH C ++-- (5)强酸强碱混合：若恰好反应则：C 1(H +)V 1=C 2(OH -)V 2若酸过量则：c(H +)=212211)()(V V V OH C V H C +--+ 若碱过量则：c(OH -)=211122)()(V V V H C V OH C +-+-【重点难点解析】重点：①水的电离、水的离子积；②C(H +)：PH 与溶液酸碱性的关系难点：①水的离子积的概念；②有关PH 值的计算.1.酸性溶液中只有H +，碱性溶液中只有OH -.这句话对吗?为什么?解析：不对，因为任何水溶液中都存在水的电离平衡，故不管是酸性、碱性，还是中性溶液，H +和OH -都存在，它们作为矛盾的双方，既互相依存，又互相制约，共同决定了溶液的酸碱性，在酸性溶液中不是没有OH -，只是c(H +)＞c(OH -)；在碱性溶液中也不是没有H +，而是c(OH -)＞c(H +)；在中性溶液中c(OH -)=c(H +).2.在计算PH=11的NaOH 和PH=13的NaOH 溶液等体积混合时，以下算法为什么不对?c(H +)=V V V 210101311--+ PH=-lg ｛c(H +)｝ 解释：因为在碱溶液中，溶质是OH -离子，而不是H +离子，因此要抓住矛盾的主要方面，即溶液中的溶质来计算物质的量浓度，因此正确的计算方法是：先计算混合后溶液中OH -的浓度 c(OH -)=V V V 2101013--+ 再由水的离子积求c(H +)，最后求PH c(H +)=)(1014--OH c ，PH=-lg ｛)(1014--OH c ｝【难题巧解点拨】例1：常温下，某溶液中由水电离产生的c(H +)=1×10-11mol/L ，则该溶液的PH 可能是( )A.3B.7C.8D.11解析：根据水的电离平衡 H 2O H ++OH -知：由水电离产生的c(H +)=c(OH -)=1×10-11mol/L ，抑制水电离的原因是溶液中H +浓度或OH -浓度增大，若由于H +的浓度增大，则该溶液中c(H +)=1114101101--⨯⨯=1×10-3mol/L ，即PH=3；若是由于OH -浓度增大，则该溶液中c(OH -)=1114101101--⨯⨯=1×10-3mol/L ，即PH=11，故选A 、D 答案：A ，D例2 在80℃时，纯水的PH 小于7，其原因是什么?分析：已知室温时，纯水的c(H +)=c(OH -)=10-7mol/L ，又因水的电离：H 2O H ++OH -是吸热反应，故温度升高到80℃，水的电离平衡右移，致使c(H +)=c(OH -)＞10-7mol/L ，即PH＜7.例3：将PH 为3和PH 为5的稀盐酸等体积相混合，所得溶液的PH 为( )A.3.7B.3.3C.4.7D.5.3分析：PH=3的盐酸 c(H +)=10-3mol/LPH=5的盐酸中c(H +)=10-5mol/L ，等体积混合后c(H +)=21221)()(V V V H C H C +⋅++ =V V V 2101053--+=5.05×10-4mol/l PH=-lg5.05×10-4=4-0.7=3.3此题也可用经验公式验算：(1)若两强酸PH 之差≥2，则等体积混合后溶液的PH=PH 较小的+0.3.(2)若两强碱PH 之差≥2，则等体积混合后溶液的PH=PH 较大的-0.3.答案：B【典型热点考题】例1：有一学生在实验室测某溶液的PH ，实验时，他先用蒸馏水润湿PH 试纸，然后用洁净干燥的玻璃棒蘸取试样进行检测.(1)该生的操作方法是否正确?(2)如不正确请说明理由，同时请分析是否一定有误差产生.(3)若用此法分别测定c(H +)相等的H 3PO 4和H 2SO 4溶液的PH ，结果会怎样?分析：(1)不正确.(2)若溶液不显中性，则H +或OH -被稀释，测出的不为溶液中H +或OH -对应的PH ；当溶液为中性时则不会产生误差.(3)测得的H 3PO 4的PH 较H 2SO 4小，因为在稀释过程中，H 3PO 4继续电离产生H +，使得该溶液中c(H+)较H2SO4溶液中c(H+)大.例2：能使水的电离平衡：H 2O+H2O H3O++OH-发生向电离的方向移动，且使溶液呈酸性的是( )A.在水中加KHCO3B.在水中加HClC.在水中加CuCl2D.将水加热至100℃分析：根据题意的要求进行判断A不符合题意.因为加入KHCO 3后，会发生反应HCO-3+H+H2CO3，消耗H+，使水的电离平衡向电离的方向移动.但c(H+)不断减小，c(OH-)不断增大，使得c(OH-)＞c(H+)，故溶液显碱性，不显酸性.B不符合题意，因为加入HCl后，增大了c(H+)平衡左移，不符合题意.Cu(OH)，消耗了OH-，使水的电C符合题意，加入CuCl2后，会发生反应Cu2++2OH-=2离平衡右移且c(OH-)不断减小，c(H+)则不断增大，结果c(H+)＞c(OH-)溶液呈酸性，符合题意.D不符合题意，温度升高、水的电离平衡虽然右移，但水中c(H+)和c(OH-)都同时增大，且始终相等不能呈酸性.答案：C例3：25℃时，将某强酸或某强碱溶液按1∶10的体积比混合后溶液恰好呈现中性，则混合前此强碱与强酸溶液的PH之和是.分析：混合前强酸PH=a，强碱PH=b，则C酸(H+)=10-a mol/L C碱(H+)=10-b mol/LC碱(OH-)=10b-14mol/L 依题意：n(H+)=n(OH-)则有：10-a×1=10b-14×10 化简得：a+b=13答案：13【同步达纲练习】1.往纯水中加入下列物质，能使水的电离平衡发生移动的是( )A.NaClB.NaOHC.酒精D.CH3COOH2.在25℃时，0.1mol/L的硫酸中，水的K W值为( )A.大于1×10-14B.小于1×10-14C.等于1×10-14D.无法确定3.下列各溶液中的PH相同时，物质的量浓度最大的是：( )A.NH3·H2OB.NaOHC.KOHD.Ba(OH)24.在下列的各种叙述中，正确的是( )A.在任何条件下，纯水的PH=7B.在任何条件下，纯水都呈中性C.在100℃时，纯水的PH＜7D.在100℃时，纯水中c(H+)＜10-7mol/L5.在25℃的纯水中通入一定量的氯化氢，当溶液的PH=1时，则由水电离出的c(H+)是( )A.1×10-1mol/LB.1×10-6mol/LC.1×10-3mol/LD.1×10-13mol/L6.根据25℃时，水的离子积常数K W =1×10-14，100℃时，K W =10-12，这说明( )A.水的电离过程是一个吸热的过程B.100℃时，水的电离常数(K)较大C.K W 和K 无直接关系D.25℃时的c(H +)比100℃时的c(H +)大7.下列说法中，错误的是( )A.将某种稀酸溶液，用蒸馏水稀释10倍，其PH 不一定增大一个单位B.100℃时的NaCl 溶液，PH 约为6时呈中性.C.PH 相同的醋酸和H 2SO 4分别能恰好中和等物质量的NaOHD.将0.1mol/LCH 3COOH 溶液加水稀释10倍，溶液中所有离子的浓度均减小8.把1mlPH=5盐酸溶液稀释至1L ，此时溶液的PH 是( )A.6～7之间B.7～8之间C.8D.79.将PH=9和PH=11的KOH 溶液以等体积相混合，则混合后溶液的PH 约为( )A.10B.10.7C.9.3D.10.310.在20ml0.1mol/l 的醋酸溶液中，能使溶液的PH 增大，而且使醋酸的电离平衡向逆反应方向移动，可加入的试剂是( )A.20mlH 2OB.NaOH 溶液C.醋酸钠固体D.浓盐酸11.向纯水中加少量NaHSO 4(溶液温度不变)，则溶液的( )A.PH 升高B.酸性增强C.K W 增大D.c(OH -)减少12.有甲、乙两种溶液，甲溶液的PH 是乙溶液的2倍，则甲溶液中c(H +)与乙溶液中c(H +)的关系是( )A.1∶2B.100∶1C.1∶100D.无法确定13.PH 定义为PH=-lg ｛c(H +)｝，PH 定义为POH=-lg ｛c(OH -)｝，K W (K W =10-14)表示25℃时水的离子积，则弱酸性溶液中的c(H +)可表示为( )A.K W /POH mol/LB.10(POH-14)mol/LC.10(14-POH)mol/LD.10-POH mol/L14.将PH 相同的醋酸和硫酸，分别用蒸馏水稀释至原溶液体积的a 倍和b 倍，稀释后两溶液的PH 仍相等，则a 和b 的关系是( )A.a ＞bB.a=bC.a ＜bD.无法确定15.90℃时，水的离子积K W =3.8×10-13，则此温度时纯水的PH 是( )A.等于7B.大于7C.小于7D.等于816.水是一种极弱的电解质，在室温下每n 个水分子中只有1个分子发生电离，则n 值是( )A.107B.55.6×107C.1×10-14D.55.617.常温下，A 溶液的PH=4，B 溶液中的c(OH -)=1×10-12mol/L ，C 溶液中的c(H +)=1×10-3mol/L ，D 溶液中)()(-+OH c H c =1×104，则此四种溶液的酸性由强到弱的顺序为( ) A.DACB B.BCAD C.CADB D.ABCD18.与纯水的电离相似，液氨中存在着微弱的电离，2NH 3NH +4+NH -2，据此在以下叙述中错误的是( )A.液氨中含有NH 3、NH +4、NH -2等微粒B.一定温度下c(NH +4)与c(NH -2)的乘积为一定值C.液氨的电离达平衡时，液氨中c(NH +4)=c(NH -2)D.不加入其它物质，液氨中c(NH +4)=c(NH 2-)19.在室温下，某溶液中由水电离出的c(H +)为1×10-13mol/L ，则此溶液中一定不可能大量存在的离子组是( )A.Fe 3+、--3NO 、Cl -、Na + B.Ca 2+、--3HClO 、--24SO 、--3NO C. 4NH 、Fe 2+、--24SO 、--3NO D.Cl -、--24SO 、K +、Na +20.化合物HIn 在水溶液中因存在以下电离平衡，故可用作酸碱指示剂HIn (溶液) H +(溶液)+ In -(溶液)红色 黄色浓度为0.02mol/L 的下列各溶液：(1)盐酸， (2)石灰水 (3)NaCl 溶液 (4)NaHCO 3溶液 (5)氨水其中能使指示剂显红色的A.(1)(4)(5)B.(2)(5)(6)C.(1)(4)D.(2)(3)(6)21.由重水D 2O 组成的水，D 2O 的离子积为1.6×10-15，可用PH 一样定义规定PD=-lg｛c(D +)｝，下列关于PD 的叙述，正确的是( )A.D 2O 呈中性，PD=7B.1LD 2O 溶液中含0.01molNaOD ，PD=12C.用D 2O 溶解0.1molDCl 成1L 溶液，PD=2D.在100ml0.25mol/LDCl 溶液中加入50ml0.2mol/L 的NaOD 的D 2O 溶液，PD=122.将PH 为5的H 2SO 4溶液稀释500倍，稀释后溶液中c(--24SO )和c(H +)之比约为( ) A.1∶1 B.1∶2 C.1∶10 D.10∶123.向VmlBaCl 2溶液中加入一定体积的0.05mol/LH 2SO 4溶液，两者恰好完全反应，且反应后溶液的PH 为3.0，原BaCl 2的物质的量浓度为( )A.5.05×10-4mol/LB.5.05×10-3mol/LC.1.01×10-4mol/LD.1.01×10-3mol/L24.水是极弱的电解质，其电离方程式为 ，25℃时K W = ，K W与浓度无关，25℃时水，稀的酸溶液，碱溶液及盐溶液中c(H +)·c(OH -)均为 .因为水的电离为吸热过程，所以K W 随温度的升高而 .25.常温下在酸性溶液中c(H +) ，c(OH -)，PH 7；在碱性溶液中c(H +) ，c(OH -)，PH 7；在中性溶液中 c(H +) ，c(OH -)，PH 7.26.将100ml 0.1mol/L 的盐酸稀释到1L ，则稀释后溶液的PH 为 .27.某温度下，纯水的c(H +)=2×10-7mol/L,则此时c(OH -)为 .若温度不变，滴入稀盐酸使c(H +)=5×10-6mol/L ，则c(OH -)为 .28.在标准状况下，11.2LH 2跟11.2LCl 2完全反应，将所生成的气体全部被水吸收，制得1L 溶液，则此溶液的物质的量浓度是 ，PH 为 .29.把80ml NaOH 溶液加入到120ml 盐酸中，所得溶液的PH=2，若混合前NaOH 溶液和盐酸的物质的量浓度相同，则它们的浓度是 .30.现有PH=12的NaOH溶液100ml，要使它的PH降为11(1)如果加入蒸馏水，应加 ml(2)如果加入PH=10的NaOH溶液，应加 ml(3)如果加入0.01mol/L的盐酸，应加入 ml31.在PH=1的硫酸溶液中加入等体积的氢氧化钠溶液，使溶液的PH增加到7.假设混合SO)是 mol/L，CN(Na+)溶液的体积等于两溶液的体积之和，则此混合溶液中c(--24是 mol/l,c(H+)是 mol/L.32.常温下，将m体积PH=a的强酸和n体积PH=b的强碱溶液混合后，溶液呈中性，则a,b两者间的关系为 .33.在25℃时，若10体积的某强酸溶液跟1体积的某强碱溶液混合后，溶液呈中性，则混合之前，该强酸的PH与强碱的PH之间应满足的关系是 .34.某工厂排放出的废水，经测定含有0.001mol/L的游离氯(Cl2)和0.008mol/L的H+，现采用Na2SO3除去其中的游离氯，有关反应如下：Na2SO3+Cl2+H2O=Na2SO4+2HCl若要处理5L这样的废水.(1)需加入0.5mol/LNa2SO3溶液多少ml，才能将Cl2全部除去?(2)处理后的废水的PH是多少?35.氢氧化镁难溶于水，但它所溶解的那一部分则在溶液中完全电离，t℃时，饱和氢氧化镁溶液的PH=11，若不考虑K W值的变化，则该温度下氢氧化镁的溶解度是多少?(设溶液的密度等于1.0g/cm3)【素质优化训练】1.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∶32.酸雨是过度燃烧煤和石油，生成硫、氮的氧化物，溶于水生成硫酸和硝酸的缘故，某SO)=2.6×10-5mol/L，c(Cl-)=8.0×10-6mol/L,c(NH+4)=3.0×次雨水分析数据如下：c(--2410-6mol/L,c(Na+)=1.0×10-6mol/L,c(NO-3)=2.4×10-5mol/L，则此次酸雨的PH接近于(lg8=0.9)( )A.6.5B.5C.4D.4.53.已知100℃时，水的离子积常数为1×10-12.在此温度下，将PH=8的NaOH溶液与PH=4的H2SO4溶液混合，得到PH=7的混合溶液，则NaOH溶液与H2SO4溶液的体积比约为( )A.9∶11B.9∶1C.1∶9D.11∶94.实验室中，某学生先用蒸馏水润湿PH试纸(每次使用时润湿程度相同)，然后用洁净干燥的玻璃棒蘸取试液进行测定试液的PH，下列说法正确的是( )A.该生的测定一定有误差产生B.当溶液为中性时，该生的测定值不会有误差C.用此方法检测c(H+)相等的盐酸和醋酸两溶液时，盐酸的PH比醋酸小D.用此方法检测c(H+)相等的盐酸和醋酸两溶液时醋酸的PH比盐酸小5.PH 和体积都相同的醋酸和硫酸溶液，将它们分别跟足量的碳酸钠溶液反应，在相同条件下，放出CO 2气体的体积( )A.一样多B.醋酸比硫酸多C.硫酸比醋酸多D.无法比较6.将K 2SO 4、KAl(SO 4)2、Al 2(SO 4)3三种盐混合于硫酸酸化物的水中，测得c(--24SO )=0.105mol/L c(Al 3+)=0.005mol/L ，溶液的PH=2.0(假设溶液中H 2SO 4完全电离为H +和--24SO ，则c(K +)为( ) A.0.045mol/L B.0.035mol/LC.0.005mol/LD.0.040mol/L7.有五瓶溶液分别是①10ml0.60mol/LNaOH 水碱 ②20ml0.05mol/LH 2SO 4水溶液 ③30ml0.04mol/L HCl 水溶液 ④40ml0.30mol/L 水溶液 ⑤50ml0.02mol/L 蔗糖水溶液.以上各瓶溶液所含离子、分子总数的大小顺序是( )A.①＞②＞③＞④＞⑤B.②＞①＞③＞④＞⑤C.②＞③＞④＞①＞⑤D.⑤＞④＞③＞②＞①8.某地有甲、乙两工厂排放污水，污水中各含有下列8种离子中的4种(两厂不含相同离子)：Ag +、Ba 2+、Fe 3+、Na +、Cl -、--24SO 、--3NO 、OH -.若两厂单独排放都会造成严重的水污染.如将两厂的污水按一定比例混合，沉淀后污水便变成无色澄清，只含硝酸钠而排放，污染程度会大大降低.关于污染的分析，你认为正确的是( )A. --24SO 和--3NO 可能来自同一工厂 B.Cl -和--3NO 一定在不同工厂 C.Ag +和Na +可能在同一工厂D.Na +和--3NO 来自同一工厂 9.实验表明，液态时，纯硫酸的电离能力强于硝酸，纯硫酸的导电性也显著强于纯水.已知液态纯酸都能像水那样进行自身电离H 2O+H 2O H 3O ++OH -而建立平衡，且在一定温度下都有各自的离子积常数，据此回答：(1)纯硫酸在液态时自身电离的方程式是(2)在25℃时，液态纯H 2SO 4的离子积常数K(H 2SO 4)比1×10-14 (填“大”、“小”或“相等”)(3)在纯硫酸和纯硝酸的液态混合酸中，存在的阴离子主要是 ，这是因为混合酸中不仅存在硫酸和硝酸各自电离的两个电离平衡，而且还因硫酸的酸性大于硝酸，又在无水条件下，混酸中必然发生(写离子方程式) 反应而造成的.10.设水的电离平衡曲线如图所示(1)若以A点表示水在电离平衡时的离子浓度，当温度上升到100℃时，水的电离平衡状态到B点，则此时水的离子积从增加到 .(2)将PH=8的Ba(OH)2溶液与PH=5的稀盐酸相混合，并保持100℃的恒温，欲使混合溶液的PH=7，则Ba(OH)2与盐酸的体积比为 .11.已知AnBm的离子积=［A m+］n［B n-］m，式中的［A m+］和［B n-］表示离子的物质的量浓度.在某温度下，Ca(OH)2的溶解度为0.74g，其饱和溶液密度设为1g/ml，其离子积为 .12.NaOH和Ba(OH)2混合溶液的PH=14，取100ml该混合溶液，缓缓通入CO2，当通入的CO2的体积为0.56L时生成的沉淀最多(设CO2被完全吸收均为标准状况下的气体体积；溶液体积不发生改变)(1)求原混合溶液中NaOH和Ba(OH)2的物质的量浓度各是多少?(2)求当通入CO2的总体积为2.24L时，溶液中各离子的物质的量浓度各是多少?(除H+和OH-外)【生活实际运用】1.已知人的胃液PH在0.9～1.5左右为正常，当病人胃酸过多时，医生会让其服用NaHCO3中和掉部分H+.设病人胃液共AL，开始PH为a(a＜0.9)服用NaHCO3后调至PH为b(0.9＜b ＜1.5＝.若服用药纯度为80％，求需服多少克小苏打?2.如图所示是某教师运用现代教育技术进行复习时放映的一个人体气体交换示意图，据图回答：(1)甲图表示的过程称为.(2)健康人血液PH的范围是.A.8～9之间B.7～8之间C.9～10之间D.等于7(3)血管B内血液的PH 血管D内血液的PH(填“＞”、“＜”、“=”＝，其原因是(用反应式说明) .3.“纯净水”、“太空水”、“蒸馏水”等商品作为日常饮用水，因缺少某些成分而不利于少年儿童身体健康，你认为在制备上述商品饮用水时至少还需要添加的微量物质是( )A.钙和镁的碳酸氢盐B.含碘酸盐的食盐C.漂白粉等消毒剂D.小苏打4.下列液体中，PH 大于7的是( )A.A 血液B.胃液C.柠檬汁D.橙汁参考答案：【同步达纲练习】1.BD2.C3.A4.BC5.D6.AB7.CD8.A9.B 10.C 11.BD 12.D 13.B14.A 15.C 16.B 17.B 18.C 19.BC 20.C 21.D 22.C 23.A24.H 2O H ++OH - 10-14 10-14 增大25.＞、＜；＜、＞；=、=26.2 27.2×10-7mol/L 8×10-9mol/L 28.1mol/L ，0 29.0.05mol/L 30.(1)900(2)1000 (3)81.8 31.0.025，0.05，1×10-7 32.a+b=14+lg nm 33.PH a +PH b =15 34.(1)需加入Na 2CO 3溶液10ml (2)处理后的废水的PH=2 35.2.9×10-3g【素质优化训练】一、1.A 2.C 3.D 4.BD 5.B 6.B 7.D 8.B9.(1)2H 2SO 4+43SO H +-4HSO (2)大 (3)-4HSO ；H ++-3NO =HNO 3 10.(1) 10-14;10-12 (2)2∶9 11.0.00412.(1)0.50mol/L 0.25mol/L(2)c(Na +)=0.50mol/L c(Ba 2+)=0.25mol/L c(-3HCO )=1.0mol/L 【生活实际运用】1.开始胃液中含H +为10-a ·Amol ，服药后胃液中含H +为10-b Amol,则反应中和掉(10-a -10-b )Amol ，由方程式 NaHCO 3+HCl=NaCl+H 2O+CO 2↑，故M(NaHCO 3)=(10-a -10-b )×A ×84÷80%=105A(10-a -10-b )g ，因此，需服用105A(10-a -10-b )g 小苏打.2.(1)肺泡内的气体交换 (2)B (3)＞ CO 2+H 2O H 2CO 3H ++HCO -33.A4.A。
《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、水的电离平衡水是一种极弱的电解质，能发生微弱的电离：H₂O ⇌H⁺＋OH⁻。
在一定温度下，纯水中 c(H⁺）和 c(OH⁻）的乘积是一个常数，称为水的离子积常数，通常用 Kw 表示。
Kw ＝ c(H⁺）·c(OH⁻）。
2、水的离子积常数的影响因素水的离子积常数 Kw 只与温度有关，温度升高，Kw 增大。
例如，在 25℃时，Kw ＝ 10×10⁻¹⁴；在 100℃时，Kw ＝ 55×10⁻¹³。
3、水的电离的影响因素（1）温度：升高温度，水的电离平衡向右移动，促进水的电离，Kw 增大。
（2）酸或碱：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。
（3）盐：某些盐的离子能与水电离出的 H⁺或 OH⁻结合生成弱电解质，从而促进水的电离；某些盐的离子会抑制水的电离。
二、溶液的 pH1、 pH 的定义pH 是用来表示溶液酸碱性强弱的指标。
pH ＝ lg c(H⁺）。
2、 pH 的计算（1）对于强酸溶液，如 c mol/L 的 HnA 溶液，c(H⁺）＝ nc mol/L，pH ＝ lg(nc)。
（2）对于强碱溶液，如 c mol/L 的 B(OH)n 溶液，c(OH⁻）＝ nc mol/L，c(H⁺）＝ Kw/c(OH⁻），pH ＝ lg c(H⁺）。
（3）对于酸碱混合溶液，需要先判断混合后溶液的酸碱性，再计算 pH。
若酸与酸混合，先计算 c(H⁺）总，再求 pH。
若碱与碱混合，先计算 c(OH⁻）总，再通过 Kw 计算 c(H⁺），最后求 pH。
若酸碱混合，恰好完全反应时，溶液呈中性；若酸过量，先计算c(H⁺）过量，再求 pH；若碱过量，先计算 c(OH⁻）过量，再通过Kw 计算 c(H⁺），最后求 pH。
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，变色后与标准比色卡对照，读出 pH。
水的电离与溶液的pH值.
第三节 弱电解质的电离平衡
一、一元弱酸弱碱的电离平衡 （一）电离平衡常数
一元弱酸，如：
HAc + H2O
H3O+ + Ac-
简写为：
HAc
H+ + Ac-
Ka0 =
[H+] / c o [Ac-] / c o [HAc] / c o]
简写为：
[H+] / [Ac-] Ka =
x
α=
× 100% = 1.3 % 0.1
对一元弱碱， 如果：c / Kb ≥ 500 时 [OH-] = Kb c
一元弱酸，如果：c / Ka ≥ 500 时 [H+] = Ka c
（三）同离子效应和盐效应
1.同离子效应 在弱电解质溶液中，加入含有相同离子的强电解质，使
电离平衡向左移动，弱电解质的电离度降低叫做同离子效 应。
H+ + Ac- � HAc
当加入少量强碱时质子转移平衡右移，补充消耗掉的
H3O+离子，而的pH值保持基本不变。 OH- + H3O+ � 2H2O
共轭碱称为抗酸成分，共轭酸称为抗碱成分。
二、缓冲溶液pH值近似计算
弱酸-弱酸盐型缓冲溶液（如HAc-NaAc) pH的计算公式:
初始: 平衡:
HA c (酸) c (酸) - x
三、活度与活度系数
活度：离子的有效浓度(表观浓度)小于理论浓度，有效 浓度的值就是活度。
式中 表示活度， 表示活度系数。 反映了电解质溶液中离子相互牵制作用的大小。
（1）由于离子的表观浓度小于理论浓度，一般 （2）当溶液中的离子浓度很小，且离子所带的电荷数也
《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。
10-2水的电离和溶液的pH
的，所以升高温度，KW增大。
(2)K 不仅适用于纯水，也适用于任何物质
2．25℃水电离出的c(H＋)＝10－7mol/L
(1)若某溶液中水电离出的c(H＋)<1×10－ 7mol/L，则可判断该溶液中加入了酸或碱抑 制了水的电离。
(2)若某溶液中水电离出的c(H＋)>1×10－ 7mol/L，则可判断出该溶液中加入了可以水 解的盐或活泼金属，促进了水的电离。 3．溶液中H2O电离出的c(H＋)和c(OH－)的 计算
●自我演练
1．下列物质加入水中，能够促进水电离平 衡的是 ( )
A．NaCl C．NaOH B．Na2CO3 D．NaHSO4
解析：弱离子的水解促进水的电离；一般酸 或碱抑制水的电离；强酸强碱盐若呈中性， 对水的电离不产生影响；NaHSO4溶液中H
＋
2．下列说法正确的是(
答案：D
3．室温下，在pH＝12的某溶液中，由水电
离的c(OH－)为 ( )
A．1.0×10－7mol/L 6mol/L C．1.0×10－2mol/L
12mol/L
B．1.0×10－ D．1.0×10－
解析：如果该溶液是一种强碱(例如NaOH)
的溶液，则该溶液的OH－首先来源于碱
(NaOH)的电离，当c(OH－)＝1.0×10－
2mol/L时，c(H＋)＝
mol/L＝1×10－
12mol/L，所有这些H＋都只能由水电离供给，
水电离时当然同时提供同数量的OH－，所
以D选项是对的；如果该溶液是一种强碱弱
酸盐溶液，则该溶液之所以碱性是由于该
水的电离 溶液的酸碱性与pH
2.某温度下,纯水中的c(H+)=5.0×10-7 mol·L-1,此时c(OH-)=
mol·L-1,
这种水显
(填“酸”“碱”或“中”)性,其理由是
;
若温度不变,向水中滴入稀盐酸,用pH试纸测得溶液的pH=3,则溶液中
c(OH-)=
mol·L-1。
答案:5.0×10-7 中 c(H+)=c(OH-) 2.5×10-10
pH越小,溶液的酸性越强,溶液中c(H+)越大,c(OH-)越小,碱性越弱;pH越大, 溶液的碱性越强,溶液中c(OH-)越大,c(H+)越小,酸性越弱。
3.溶液pH的测定方法 (1)用广泛pH试纸测定。 取一小片pH试纸放在玻璃片上,用玻璃棒蘸取待测液少许,点在pH试纸 上,将试纸显示的颜色与标准比色卡对照,读出溶液的pH。 跟标准比色卡对照时,试纸显红色表示溶液为酸性,且红色越深表示溶液 酸性越强,pH越小;试纸显蓝色表示溶液为碱性,且蓝色越深表示溶液碱性 越强,pH越大。广泛pH试纸测得的结果只能精确到整数值。 用pH试纸测溶液的pH时,玻璃棒必须洁净、干燥,不能润湿,试纸也不能 润湿,因为润湿后会改变溶液的浓度,可能使测定的pH产生偏差。使用pH 试纸测定溶液的pH时,溶液不能具有强氧化性,否则会将试纸漂白,不能准 确读出溶液的pH。
2.根据中和反应的特点,判断水的电离是吸热过程还是放热过程?升高温 度,水的电离程度如何变化?
提示:中和反应放出热量,则水的电离是吸热过程;升高温度,水的电离程 度增大。
3.与纯水相比,稀盐酸和稀NaOH溶液中,水的电离程度如何变化? 提示:稀盐酸和稀NaOH溶液中,增大了c(H+)或c(OH-),对水的电离起抑制 作用,水的电离程度减小。
高考化学知识点讲解考点水的电离和溶液的PH
目夺市安危阳光实验学校考点32水的电离和溶液的PH1．复习重点1．通过对水的电离、离子积、pH定义等重要知识和方法迁移应用的练习，提高认知能力；2．灵活解答水的电离平衡的相关问题；3．掌握混合溶液pH计算的方法，并能运用数学工具解决一些有关pH计算的综合问题4．培养学习过程中探究、总结的习惯。
2．难点聚焦（一）溶液的酸碱性及pH的值溶液呈的酸碱性何性，取决于溶液中[H+]、[OH—]的相对大小：pH值的大小取决于溶液中的[H+]大小pH=－lg[H+]，pOH=－lgKw=pKw（1）酸性越强，pH值越小，碱性越强，pH值越大，pH值减小一个单位，[H+]就增大到原来的10倍，pH值减小n个单位，[H+]的增大到原来的10n倍.（2）任意水溶液中[H+]≠0，但pH可为0，此时[H+]=1mol/L，一般[H+]＞1mol/L时，pH＜0，故直接用[H+]表示.（3）判断溶液呈中性的依据为：[H0]= [OH—]或pH=pOH=21pKw 只有当室温时，Kw=1×10—14[H+]=[OH—]=10—7mol/L溶液呈中性pH=pOH=21pKw=7分析原因：H2O H++OH－Q由于水的电离是吸热的，湿度越高，电离程度越大，kw越大.中性：pH=pOH=21pKwT↗→Kw↗→pH+pOH↘T↘→Kw↘→pH=pOH↗如：100℃，KW=1×10—12.. pKw=12.1pH+pOH=pKw两个关系或考虑，并注意湿度不同时Kw的影响。
）（4）溶液pH的测定方法：①酸碱指示剂②pH试纸③pH计其中①只传判定pH范围②pH试纸也只能确定在某个值左右（对照比色卡），无法精确到小数点后1倍。
另外使用时不能预先润湿试纸。
否则相当于又稀释了待测液，测定结果误差大。
③pH 计测定较精确.（二）酸碱溶液的稀释前后pH 值的变化。
由于强酸或强碱在水中完全电离，加水稀释后不会有溶质进一步电离，故仅仅是体积增大的因素导致酸溶液中的[H +]或碱溶液中的[OH —]减小.弱酸或弱碱由于在水中不完全电离，加水稀释同时，能促使其分子进一步电离，故导致相应[H +]或[OH —]减小的幅度降低。
水的电离和溶液的PH
二、溶液的酸碱性和pH 讨论：KW100℃=10-12 1）在100 ℃ 时，纯水中c(H+)为多少？ 2）c(H+) ＞1×10—7mol/L是否说明100 ℃ 时纯水溶液 呈酸性？ 3）100℃ 时， c(H+) = 1×10-7mol/L溶液呈酸性还是 碱性？
结论：不能用 c(H+)等于多少来判断溶液酸、碱性， 只能通过两者相对大小比较
-lg c(H+)
。
注意：溶液酸性越强， C(H+)越大， pH越小。
pH测量方法
①pH 试纸法：用镊子夹取一小块试纸放在洁净的 玻璃片 ____
或 表面皿 上，用玻璃棒蘸取待测液点在试纸的中 央，变色后与标准比色卡对照，即可确定溶液的pH。 ②pH计测量法。
3、pH计算
显谁性就用谁进行计算！
1、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
> c(OH－)，常温下，pH < 7。 中性溶液：c(H＋) ＝ c(OH－)，常温下，pH ＝ 7。 碱性溶液：c(H＋) < c(OH－)，常温下，pH > 7。
酸性溶液：c(H＋)
2、pH及其测量 计算公式：pH＝
水的电离和溶液的pH
一、水的电离
1、水的自身电离 H 2O H+ + OH-
2、水的离子积常数 定义：在一定温度下，水（稀溶液）中H+与OH-浓度的 乘积，用Kw表示。 K =C（H+）·C（OH-）
w
注意： 1、常温（25℃ ）Kw = 1× 10-14 100℃ Kw = 1× 10-12 2、适用于任何水溶液
3、只和温度有关ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ温度升高, Kw变大
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。
水的电离和溶液的pH
水的电离和溶液的pH一、水的电离1．电离方程式水是一种极弱的电解质，电离方程式为2H2O□01H3O＋＋OH－，简写为□02H2O H＋＋OH－。
2．水的离子积常数K w＝c(H＋)·c(OH－)。
(1)室温下：K w＝□0310－14_(mol·L－1)2。
(2)影响因素：只与□04温度有关，升高温度，K w□05增大。
(3)适用范围：K w不仅适用于纯水，也适用于稀的□06电解质水溶液。
(4)K w揭示了在任何水溶液中均存在H＋和OH－，只要温度不变，K w□07不变。
3．外界因素对水的电离平衡的影响结论：(1)加热，□33促进水的电离，K w□34增大。
(2)加入酸或碱，□35抑制水的电离，K w□36不变。
二、溶液的酸碱性1．溶液的酸碱性取决于溶液中c(H＋)和c(OH－)的相对大小。
c(H＋)>c(OH－)，溶液呈□01酸性，25 ℃时，pH□02<7。
c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈□03中性，25 ℃时，pH□04＝7。
c(H＋)<c(OH－)，溶液呈□05碱性，25 ℃时，pH□06>7。
2．溶液的pH(1)定义式：pH＝□07－lg_c(H＋)。
(2)溶液的酸碱性跟pH的关系室温下：(3)pH的测定①用pH试纸测定把小片试纸放在□10表面皿上，用□11玻璃棒蘸取待测液点在干燥的pH试纸上，试纸变色后，与□12标准比色卡对比即可确定溶液的pH。
注意：a.pH试纸使用前不能用蒸馏水湿润，否则待测液因被稀释可能会产生误差。
b．用广泛pH试纸读出的pH只能是整数。
②pH计测定：可精确测定溶液的pH。
三、中和滴定1．实验原理利用酸碱□01中和反应，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。
以标准盐酸滴定待测的NaOH溶液，待测的NaOH溶液的物质的量。
浓度为c(NaOH)＝□02c(HCl)·V(HCl)V(NaOH)酸碱中和滴定的关键：(1)准确测定参加反应的酸、碱溶液的□03体积。
水的电离和溶液PH值
【考试说明】１．了解水的电离和水的离子积常数。
了解溶液pH 的定义，能进行pH 的简单计算。
２．了解有关酸碱中和滴定的简单计算 【考点1】、水的电离及其影响因素水是一种 的电解质，能发生微弱的电离，其电离方程式为 ，可简写为 2、水的离子积⑴表达式：25℃时，Kw = = ，25℃时，纯水中c(H +) = c (OH －) = ⑵水的离子积不仅适用于纯水，也适用于稀的 水溶液，如25℃时酸、碱、盐稀溶液中Kw 都是⑶影响因素：由化学平衡知Kw 只与 有关。
温度不变，Kw ；温度升高，Kw3、已知 H 2O H + + OH －ΔH ＞0 请结合平衡移动原理分析影响水电离平衡的因素有条件 水的电离平衡的移动方向 c (H ＋) 变化 pH 的变化 K W 的变化 溶液的酸碱性 加少量浓盐酸 加少量固体NaOH 加入NH 4Cl(s) 加热【例1】⑴① 在0.01mol/LHCl 溶液中, C(H )= ， C(OH )= ，由水电离出的H +浓度= ，由水电离出的OH -浓度= 。
, ② 在0.01mol/LNaOH 溶液中，C(OH -)= ，C(H +)= ， 由水电离出的H +浓度= ，由水电离出的OH -浓度= 。
③ 在0.01mol/LNaCl 溶液中， C(OH -)= C(H +)= ， 由水电离出的H +浓度= ，由水电离出的OH -浓度=⑵25℃时，某溶液中由水电离的c(H +)=1×10-12mol/L ，则该溶液的pH 为该溶液可以是 ①CH 3COOH ②NaHSO 4 ③CH 3COONa ④NaOH ⑤NH 4Cl（3）25℃时，在pH=12的某溶液中由水电离的c (OH －)可能为【变式1】有下列水溶液：①pH ＝0的盐酸 ②0.5 mol·L －1盐酸③0.1 mol·L －1的NH 4Cl 溶液 ④0.1 mol·L －1的NaOH 溶液 ⑤0.5 mol·L －1的NH 4Cl 溶液，以上溶液中，水电离的c (H ＋)由大到小的顺序是____________ 【变式2】(2011·四川高考)25°C 时，在等体积的①pH ＝0的 H 2SO 4溶液、②0.05 mol/L 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∶109B ．1∶5∶（5×109）∶（5×108）C ．1∶20∶1010∶109D ．1∶10∶104∶109考点13 水的电离与pH 计算 编辑：李 勇 审核 高三化学组 使用时间：11月20日化学导学案【例2】某温度下纯水中c(H+) = 2×10-7 mol/L，则此时溶液中的c(OH－)= ___________若温度不变，滴入稀盐酸使c(H+) = 5×10-6 mol/L，则此时溶液中的c(OH－)= ___________ 【变式3】、能促进水的电离，并使溶液中c(H+)>c(OH－)的操作有①将水加热煮沸②向水中投入一小块金属钠③向水中通CO2④向水中通NH3⑤向水中加入明矾晶体⑥向水中加入NaHCO3固体⑦向水中加NaHSO4固体【变式4】以下离子：①H＋②Cl－③Al3＋④K＋⑤SO2－4⑥OH－⑦NO－3⑧NH＋4中，基本上不影响水的电离平衡的是() A．①③⑤⑦⑧B．②④⑥⑦C．②④⑤⑦D．②④⑥⑧【变式5】、下列各溶液中能大量共存的离子组是()A．室温下，由水电离出的c(H＋)＝1×10－13 mol/L的溶液中，Na＋、Ca2＋、Cl－、HCO－3B．使pH＝1的溶液中：Fe2＋、I－、NO－3、Cl－C．c(H＋)＝1.0×10－14mol·L－1的溶液中：Na＋、AlO－2、S2－、SO2－3D．水电离出的c(H＋)与c(OH－)乘积为10－28的溶液中：K＋、Na＋、HCO－3、Ca2＋小结：常温下，水电离c(H＋)或c(OH－)的计算方法：(1)中性溶液：(2)溶质为酸的溶液：(3)溶质为碱的溶液：(4)水解呈酸性或碱性的盐溶液：【考点2】溶液的酸碱性与pH1、判断溶液酸碱性的依据是思考：若某溶液的pH =7 ，该溶液是否一定为中性？【例4】．下列溶液一定呈中性的是()A．c(H＋)＝c(OH－)＝10－6 mol·L－1的溶液B．pH＝7的溶液C．使石蕊试液呈紫色的溶液D．酸与碱恰好完全反应生成正盐的溶液【变式5】室温下，下列溶液等体积混合后，所得溶液的pH一定大于7的是A.0.1mol/L的盐酸和0.1mol/L的氢氧化钠溶液B.0.1mol/L的盐酸和0.1mol/L的氢氧化钡溶液C.pH=4的醋酸溶液和pH=10的氢氧化钠溶液D.pH=4的盐酸和pH=10的氨水【变式６】为更好表示溶液的酸碱性，有人提出了酸度（AG）的概念，AG＝lg（[H＋]/[OH－]）则下列叙述正确的是（）A.在25℃时，若溶液呈中性，则pH＝7，AG＝1B.在25℃时，若溶液呈酸性，则pH＜7，AG＜0C.在25℃时，若溶液呈碱性，则pH＞7，AG＞0D.在25℃时，溶液的pH与AG的换算公式为AG＝2(7－pH)2、请写出pH的定义式pH = 反过来c(H+) = mol/L由上知pH 越小，溶液的酸性，pH 一般表示c(H+) < 的稀溶液。
高中化学水的电离和溶液的酸碱性
C. K+、Na+、Cl-、SO42- D.Mg2+、Cu2+、SO42-、 练习C6l-、水的电离过程为H2O H+ + OH-，在不同温度下 其离子积为Kw(25℃)=1×10-14， Kw(35℃) =2.1 ×10-
14。则下列叙述正确的是：
D
A、c(H+)随着温度的升高而降低
B、在35℃时，纯水中 c(H+)＞c(OH-)
c(H+)又是
说明
①酸性溶液中c(H+)，以酸所电离出的H+浓度为 准，若酸过度稀释，c(H+)接近10-7mol/L,但略 大于10-7mol/L ②碱性溶液中c(OH-)，以碱所电离出的OH-浓度 为准，若碱过度稀释，c(OH-)接近10-7mol/L, 但略大于10-7mol/L
练习1、纯水在10℃和50℃的H+浓度，前者与后者的关
③＞④ ＞ ① ＞ ②
第二节 水的电离和溶 液的酸碱性
溶液pH的计算
2020年6月9日星期二
安陆一中化学组
二、溶液的酸碱性与pH值
1、定义：化学上常采用H+浓度的负对数来表示溶液 的酸碱性。
2、表示方法：pH=-lg c（H+）
3、溶液的酸碱性与pH值的关 酸系性溶液： c（H+）>c（OH—） pH<7
1、酸 2、碱
抑制水的电离，Kw保持不变
3、温度
升高温度促进水的电离，Kw增大
4、加入能消耗H+和OH-的物质
如：①Na、②Cu2+、③ 注意CH：3KCwOO是-一个温度函数，只随温度的升高而 增大.
三、溶液的酸、碱性跟c(H+)、c(OH-)的关系
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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。
溶液的pH值对许多化学反应和生物过程都有重要影响。
例如，许多酶的活性受溶液的pH值的影响。
酶是一种催化剂，它可以加速化学反应的速率。
在不同的pH条件下，酶的活性会发生变化。
因此，在进行酶催化的实验或工业生产中，需要控制溶液的pH值，以确保酶能够正常发挥作用。
总结起来，水的电离是指水分子自身发生解离产生氢离子和氢氧根离子的过程。
溶液的pH是描述溶液酸碱性强弱的指标，pH值小于
7的溶液为酸性溶液，pH值大于7的溶液为碱性溶液。
测定溶液的pH值可以使用酸碱指示剂法、玻璃电极法和pH计。
溶液的pH值对许多化学反应和生物过程都具有重要影响，因此在实验和生产中需要控制溶液的pH值。