外界条件对水电离平衡的影响
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(×)
电离平衡知识点
[考纲要求] 1.了解电解质在水溶液中的电离，以及电解质溶液的导电性；了解电解质的概念；了解强弱电解质的概念。
2.了解弱电解质在水溶液中的电离平衡。
3.了解水的电离和水的离子积常数。
4.了解溶液pH的定义；了解测定溶液pH的方法，能进行pH的简单计算。
5.了解盐类水解的原理、影响盐类水解程度的主要因素以及盐类水解的应用。
6.了解难溶电解质的沉淀溶解平衡；了解溶度积的含义及其表达式，能进行相关的计算。
7.以上各部分知识的综合利用。
考点一溶液的酸碱性及pH1．一个基本不变相同温度下，不论是纯水还是稀溶液，水的离子积常数不变。
应用这一原则时需要注意两个条件：水溶液必须是稀溶液；温度必须相同。
2．两个判断标准(1)任何温度c(H＋)>c(OH－)，酸性；c(H＋)＝c(OH－)，中性；c(H＋)<c(OH－)，碱性。
(2)常温(25 ℃)pH>7，碱性；pH＝7，中性；pH<7，酸性。
3．三种测量方法(1)pH试纸用pH试纸测定溶液的pH，精确到整数且只能在1～14范围内，其使用方法为________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________。
注意①pH试纸不能预先润湿，但润湿之后不一定产生误差。
②pH试纸不能测定氯水的pH。
(2)pH 计pH 计能精确测定溶液的pH ，可精确到0.1。
(3)酸碱指示剂酸碱指示剂能粗略测定溶液的pH 范围。
常见酸碱指示剂的变色范围如下表所示：4.四条判断规律 (1)正盐溶液强酸强碱盐显________，强酸弱碱盐(如NH 4Cl)显________，强碱弱酸盐(如CH 3COONa)显________。
高考化学讲义水的电离和溶液的酸碱性(含解析)
目夺市安危阳光实验学校第二节水的电离和溶液的酸碱性1.了解水的电离、离子积常数。
(中频)2.了解溶液pH的定义，能进行pH的简单计算。
(中频)3.了解测定溶液pH的方法。
4.掌握酸碱中和滴定的原理及操作方法。
(中频)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2H2O H3O＋＋OH－，可简写为H2O OH－＋H＋。
2．几个重要数据3．外界因素对水的电离平衡的影响(1)温度：温度升高，促进水的电离，Kw增大；温度降低，抑制水的电离，Kw 减小。
(2)酸、碱：抑制水的电离，Kw不变。
(3)能水解的盐：促进水的电离，Kw不变。
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。
c(H＋)>c(OH－)，溶液呈酸性c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈中性c(H＋)<c(OH－)，溶液呈碱性2．pH(1)定义式：pH＝－lg_c(H＋)。
(2)pH与溶液c(H＋)的关系①由图示关系知，pH越小，溶液的酸性越强。
②pH一般表示c(H＋)<1 mol/L的稀溶液。
(3)pH测定①用pH试纸测定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，与比色卡对比即可确定溶液的pH。
②pH计测定：可精确测定溶液的pH。
酸碱中和滴定1．实验原理(1)用已知浓度的酸(或碱)滴定未知浓度的碱(或酸)，根据中和反应的等量关系来测定酸(或碱)的浓度。
(2)利用酸碱指示剂明显的颜色变化表示反应已完全，即反应到达终点。
指示剂变色范围的pH石蕊<5.0红色 5.0～8.0紫色>8.0蓝色甲基橙<3.1红色 3.1～4.4橙色>4.4黄色酚酞<8.2无色8.2～10.0粉红色>10.0红色2.实验用品(1)仪器：酸式滴定管(如图A)、碱式滴定管(如图B)、滴定管夹、铁架台、锥形瓶。
(2)试剂：液、待测液、指示剂、蒸馏水。
水的电离平衡和影响平衡的因素
【温馨提示】(1)混合后溶液呈酸性时，一定用 c(H＋)计算pH；呈碱性时，一定用c(OH－)计算pH。 (2)若强酸(pH＝a，体积为V酸)强碱(pH＝b，体积 为V碱)混合后呈中性，则有：V酸/V碱＝10(a＋b－ pKW)
1.(2010· 广东茂名4月调研)已知在100 ℃的温度下(本 题涉及的溶液其温度均为100 ℃)，水的离子积KW＝ 1×10－12。下列说法正确的是( A ) A．0.05 mol· L－1的H2SO4溶液pH＝1 B．0.001 mol· L－1的NaOH溶液pH＝11 C．0.005 mol· L－1的H2SO4溶液与0.01 mol· L－1的NaOH 溶液等体积混合，混合溶液pH为6，溶液显酸性 D．完全中和pH＝3的H2SO4溶液50 mL，需要pH＝11 的NaOH溶液50 mL
2．碱性溶液 步骤：先求出溶液中氢氧根离子浓度即c(OH－)， 然后根据KW求出溶液中氢离子浓度即c(H＋)，最 后求出溶液的pH。 c(OH－)的求算式与酸性溶液中c(H＋)的求算式 相似，只需把公式中的H＋改为OH－，酸改为碱即 可。 说明：若忽略混合前后溶液体积的变化，则混合 后溶液体积近似等于混合前各溶液体积之和，即 V混＝V1＋V2。
【考点释例2】将pH＝3的H2SO4溶液和pH＝12的 NaOH溶液混合，当混合溶液的pH＝10时，强酸和 强碱的体积之比为( B ) A．1∶9 B．9∶1 C．10∶1 D．1∶10 【解析】pH＝10时，c(H＋)＝1×10－10 mol· L－1， c(OH－)＝1×10－4 mol· L－1。
【解析】0.05 mol· L－1的H2SO4溶液中c(H＋)＝0.10 mol· L－1，pH＝1。 2.(1)pH＝a的CH3COOH溶液稀释100倍后所得溶 液pH < a＋2(填“>”或“<”)。 (2)0.01 mol/L CH3COOH溶液的pH > 2(填“>”或 “<”)。 (3)0.1 mol/L CH3COONa溶液的pH > 7(填“>”或 “<”)。
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。
高中化学第八章 水溶液中的离子平衡知识点总结
第八章水溶液中的离子平衡第一讲弱电解质的电离平衡考点1弱电解质的电离平衡一、弱电解质的电离平衡1．强、弱电解质(1)概念(2)与物质类别的关系①强电解质主要包括强酸、强碱和大多数盐。
②弱电解质主要包括弱酸、弱碱、少数盐和水。
(3)电离方程式的书写①弱电解质a．多元弱酸分步电离，且第一步电离程度远远大于第二步，如H2CO3电离方程式：H2CO3H＋＋HCO－3，HCO－3H＋＋CO2－3。
b．多元弱碱电离方程式一步写成，如Fe(OH)3电离方程式：Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－。
②酸式盐a．强酸的酸式盐完全电离，如NaHSO4电离方程式：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO2－4。
b．弱酸的酸式盐中酸式酸根不能完全电离，如NaHCO3电离方程式：NaHCO3===Na＋＋HCO－3，HCO－3H＋＋CO2－3。
2．电离平衡的建立在一定条件(如温度、浓度等)下，当弱电解质分子电离成离子的速率和离子结合成弱电解质分子的速率相等时，电离过程就达到平衡。
平衡建立过程如图所示：3．电离平衡的特征二、影响电离平衡的外界条件1．温度：温度升高，电离平衡向右移动，电离程度增大。
2．浓度：稀释溶液，电离平衡向右移动，电离程度增大。
3．同离子效应：加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，电离平衡向左移动，电离程度减小。
4．加入能与电离出的离子反应的物质：电离平衡向右移动，电离程度增大。
考点2 电离平衡常数1．表达式(1)对于一元弱酸HA ：HAH ＋＋A －，电离平衡常数K ＝c （H ＋）·c （A －）c （HA ）。
(2)对于一元弱碱BOH ：BOH B ＋＋OH －，电离平衡常数K ＝c （B ＋）·c （OH －）c （BOH ）。
2．特点(1)电离平衡常数只与温度有关，因电离是吸热过程，所以升温，K 值增大。
(2)多元弱酸的各级电离平衡常数的大小关系是K 1≫K 2≫K 3≫…，故其酸性取决于第一步。
【全程复习方略】高中化学(鲁科版)选修四配套课件：3.阶段复习课
c.强酸与强碱以任意体积混合 先判断酸或碱的过量情况，若酸过量，按①情况计算，若碱过
量，按②情况计算。
(说明：通常两种稀溶液混合，如不知溶液密度，则混合液的体 积可认为是两种溶液的体积之和)
④溶液的稀释
三、弱电解质的电离
1.外界条件对弱电解质电离的影响(以NH3·H2O为例)
2.电离常数 (1)表示方法：对于AB
③强酸、强碱的混合溶液
a.强酸或强碱溶液等体积混合，当pH相差两个或两个以上的单
位时，pH混(酸)=pH小+0.3 pH混(碱)=pH大－0.3 b.强酸与强碱等体积混合 若pH酸+pH碱=14，则pH混=7 若pH酸+pH碱＜14，则pH混=pH酸+0.3 若pH酸+pH碱＞14，则pH混=pH碱-0.3
2.溶液中微粒浓度的关系 (1)理论依据： ①电离理论 发生电离的微粒的浓度远大于电离生成的微粒的浓度，因弱电 解质的电离是微弱的。例如H2CO3溶液中： ［H2CO3］＞［HCO3-］＞［CO32-］。
②水解理论 发生水解的微粒的浓度远大于水解生成的微粒的浓度,如Na2CO3 溶液中：［CO32-］＞［HCO3-］＞［H2CO3］。
④同pH同体积酸与同一物质反应消耗该物质的量：消耗物质多 的为弱酸。
⑤盐溶液的pH大小：如NaX、NaY的pH分别为8、9，则酸性HX＞
HY。 ⑥同条件下导电性：导电性强者电离能力较强。
(2)强酸与弱酸的比较：
四、盐类的水解
1.盐类水解的“三规律”
(1)强弱规律:“有弱才水解,都弱都水解,越弱越水解,谁强显谁 性”。 (2)大小规律： ①“水解程度小,式中可逆号,水解产物少,状态不用标”。
(3)溶质为碱的溶液：OH-来源于碱电离和水电离，而H+只来源于
考点44 水的电离——备战2021年高考化学一轮复习考点一遍过(教师版含解析)
考点44 水的电离一、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。
2．水的离子积常数(1)概念：在一定温度下，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。
(2)表达式：水的离子积用K w表示。
实验测得，25 ℃时，1 L水中只有1.0×10−7 mol H2O电离。
所以该温度时的纯水中c(H+)=c(OH−)=1.0×10−7 mol·L−1，K w=c(H+)·c(OH−)=1.0×10−14，室温下K w一般也取这个值。
(3)影响因素：K w只与温度有关。
温度升高，K w增大。
注意事项(1)水的离子积不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质水溶液。
(2)在室温时，任何物质的水溶液，K w=10−14。
K w与溶液的酸碱性无关，只与温度有关。
(3)K w的重要应用在于溶液中c(H+)和c(OH−)的换算。
(4)外界条件改变，水的电离平衡发生移动，但任何时候水电离出的c(H+)和c(OH−)总是相等的。
二、c(H＋)与c(OH－)的反比关系图像(1)A、B线表示的温度A<B。
(2)a、b、c三点表示溶液的性质分别为中性、酸性、碱性。
提醒：(1)曲线上的任意点的K w都相同，即c(H＋)·c(OH－)相同，温度相同；(2)实现曲线上点之间的转化需保持温度不变，改变酸碱性；实现曲线上点与曲线外点之间的转化一定改变温度。
三、水的电离平衡的影响因素和有关计算1．外界因素对水电离的影响改变条件电离平衡溶液中c(H＋) 溶液中c(OH−)pH溶液的酸碱性K W升高温度右移增大增大减小中性增大加入酸、碱加入酸，如稀硫酸、醋酸左移增大减小减小酸性不变加入碱，如NaOH溶液、氨水左移减小增大增大碱性不变加入盐加入强碱弱酸盐，如Na2CO3溶液右移减小增大增大碱性不变加入强酸弱碱盐，如AlCl3溶液右移增大减小减小酸性不变加入强酸强碱盐，如NaCl溶液不移动不变不变不变中性不变加入活泼金属如Na 右移减小增大增大碱性不变2．水电离出的c(H+)或c(OH−)的计算(25 ℃时)(1)中性溶液c(OH−)=c(H+)=10−7 mol·L−1(2)酸溶液--(H )(H )(H )(OH )(OH )(H )c c c c c c ++++⎧=+⎪⎨⎪==⎩酸水水水酸溶液中，H +来源于酸的电离和水的电离，而OH −只来源于水的电离。
水溶液中的离子反应与平衡
向左
加 NaOH(s)
向右
加入镁粉
向右
升高温度
向右
加 CH3COONa(s)
向左
CH3COO－＋H＋ ΔH>0
n(H＋)
c(H＋)
导电能力
增大 增大 增大 减小 减小 增大 减小
减小 增大 增大 减小 减小 增大 减小
减弱 增强 增强 增强 增强 增强 增强
Ka
不变 不变 不变 不变 不变 增大 不变
解析：选 BC。醋酸溶液加水稀释，促进电离，溶液中 c(H＋)减小，但 c(OH－)增大，A
错误；醋酸的电离平衡常数
Ka
＝
c（CH3COO－）·c（H＋） c（CH3COOH）
，
温
度
不
变
，
Ka
不变，
c（CcH（3CCOHO3C－O）O·cH（）H＋）不变，B 正确；醋酸溶液加水稀释，醋酸的电离程度增大，因
向右 向右
增大 增大
增大 减小
增大 减小
加 NaHCO3
向右
减小
增大
增大
现象
颜色变深 颜色变浅 颜色变浅 颜色变深 生成红褐色沉 淀，放出气体
4.外界条件对 AgCl 溶解平衡的影响 AgCl(s)
Ag＋(aq)＋Cl－(aq) ΔH>0
体系变化 条件
平衡移动方向
c(Ag＋)
c(Cl－)
升高温度
向右
常温下，任何酸或碱溶液无限稀释时，溶液的 pH 都不可能大于 7 或小于 7，只能无限
接近 7。
误区二：不能正确理解弱酸、弱碱的稀释规律
溶液
稀释前溶液 pH
强酸 酸
弱酸
pH＝a
高中化学第八章 水溶液中的离子平衡知识点总结
第八章水溶液中的离子平衡第一讲弱电解质的电离平衡考点1弱电解质的电离平衡一、弱电解质的电离平衡1．强、弱电解质(1)概念(2)与物质类别的关系①强电解质主要包括强酸、强碱和大多数盐。
②弱电解质主要包括弱酸、弱碱、少数盐和水。
(3)电离方程式的书写①弱电解质a．多元弱酸分步电离，且第一步电离程度远远大于第二步，如H2CO3电离方程式：H2CO3H＋＋HCO－3，HCO－3H＋＋CO2－3。
b．多元弱碱电离方程式一步写成，如Fe(OH)3电离方程式：Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－。
②酸式盐a．强酸的酸式盐完全电离，如NaHSO4电离方程式：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO2－4。
b．弱酸的酸式盐中酸式酸根不能完全电离，如NaHCO3电离方程式：NaHCO3===Na＋＋HCO－3，HCO－3H＋＋CO2－3。
2．电离平衡的建立在一定条件(如温度、浓度等)下，当弱电解质分子电离成离子的速率和离子结合成弱电解质分子的速率相等时，电离过程就达到平衡。
平衡建立过程如图所示：3．电离平衡的特征二、影响电离平衡的外界条件1．温度：温度升高，电离平衡向右移动，电离程度增大。
2．浓度：稀释溶液，电离平衡向右移动，电离程度增大。
3．同离子效应：加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，电离平衡向左移动，电离程度减小。
4．加入能与电离出的离子反应的物质：电离平衡向右移动，电离程度增大。
考点2 电离平衡常数1．表达式(1)对于一元弱酸HA ：HAH ＋＋A －，电离平衡常数K ＝c （H ＋）·c （A －）c （HA ）。
(2)对于一元弱碱BOH ：BOH B ＋＋OH －，电离平衡常数K ＝c （B ＋）·c （OH －）c （BOH ）。
2．特点(1)电离平衡常数只与温度有关，因电离是吸热过程，所以升温，K 值增大。
(2)多元弱酸的各级电离平衡常数的大小关系是K 1≫K 2≫K 3≫…，故其酸性取决于第一步。
人教版2020年高考化学复习：水的电离,溶液的酸碱性
人教版2020年高考化学复习：水的电 离，溶 液的酸 碱性
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人教版2020年高考化学复习：水的电 离，溶 液的酸 碱性
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(
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
6
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
7
人教版2020年高考化学复习：水的电 离，溶 液的酸 碱性
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、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
温度
升温 降温
其他：如加入Na
平衡移动方向
正 逆 正
Kw
增大 减小 不变
水的电离程度 c(OH－) c(H＋)
增大 减小 增大
增大 减小 增大
增大 减小 减小
注意 在水中加入H2SO4，水的电离平衡向左移动，是因为加入H2SO4后，c(H＋)增大，平衡
高中化学新教材同步 选择性必修第一册 第3章 第2节 第1课时 水的电离
第二节水的电离和溶液的pH第1课时水的电离[核心素养发展目标] 1.认识水的电离，了解水的离子积常数。
2.能运用弱电解质的电离模型分析水的电离、分析外界条件对水的电离平衡的影响。
3.会计算酸碱溶液中水电离出的c(H＋)或c(OH－)，能分析水的电离平衡曲线。
一、水的电离1．(1)水是一种极弱的电解质。
(2)水的电离方程式为H2O＋H2O H3O＋＋OH－，简写为H2O H＋＋OH－。
(3)水的电离是吸热过程。
2．水的离子积(1)概念：一定温度下，当水的电离达到平衡时，电离产物H＋和OH－浓度之积是一个常数，记作K w，叫做水的离子积常数，又称水的离子积。
(2)3．外界条件对水的电离平衡的影响分析下列条件的改变对水的电离平衡H2O H＋＋OH－ΔH>0的影响，并填写下表：改变条件平衡移动方向c(H＋) c(OH－) 水的电离程度K w升高温度右移增大增大增大增大加入HCl(g) 左移增大减小减小不变加入NaOH(s) 左移减小增大减小不变加入NaHSO4(s) 左移增大减小减小不变(1)升高温度，水的电离程度减小()(2)向水中加入少量氨水，水的电离平衡逆向移动，c(OH－)降低()(3)常温下，加水稀释稀醋酸溶液，溶液中所有的离子浓度都减小()(4)溶液中c(H＋)、c(OH－)可能不同，但水电离出的H＋与OH－的总量一定相等()答案(1)×(2)×(3)×(4)√水的离子积常数K w＝c(H＋)·c(OH－)中H＋和OH－一定是水电离出来的吗？提示不一定。
c(H＋)和c(OH－)均指溶液中H＋或OH－的总浓度，如盐酸中的H＋包括HCl 和H2O电离产生的H＋，即c(H＋)＝c酸(H＋)＋c水(H＋)，而OH－全部来自水的电离。
1．下列关于水的离子积常数的叙述正确的是()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电离是同一个物理量C．水的离子积常数是温度的函数，随着温度的变化而变化D．水的离子积常数K w与水的电离平衡常数K电离是两个没有任何关系的物理量答案 C解析水的离子积常数的表达式是K w＝c(H＋)·c(OH－)，但是K w是温度的函数，不随溶液中c(H＋)和c(OH－)的变化而变化，A错误、C正确；水的离子积常数K w＝K电离·c(H2O)，B、D 错误。
高中化学新教材同步选择性必修第一册 第3章 第二节 第1课时 水的电离 溶液的酸碱性与pH
第二节水的电离和溶液的pH第1课时水的电离溶液的酸碱性与pH[核心素养发展目标] 1.变化观念与平衡思想：认识水的电离存在电离平衡，了解水的电离平衡的影响因素，知道水的离子积常数，会分析水的电离平衡移动。
2.证据推理与模型认知：通过分析、推理等方法知道溶液pH的概念、溶液酸碱性与pH的关系，建立溶液酸碱性判断的思维模型。
一、水的电离1．水的电离(1)水是一种极弱的电解质。
(2)水的电离方程式为H2O＋H2O H3O＋＋OH－，简写为H2O H＋＋OH－。
(3)水的电离是吸热过程。
2．水的离子积3．外界条件对水的电离平衡的影响分析下列条件的改变对水的电离平衡H2O H＋＋OH－ΔH>0的影响，并填写下表：改变条件平衡移动方向c(H＋) c(OH－) 水的电离程度K w升高温度右移增大增大增大增大加入HCl(g) 左移增大减小减小不变加入NaOH(s) 左移减小增大减小不变加入金属Na 右移减小增大增大不变加入NaHSO4(s) 左移增大减小减小不变(1)升高温度，若K w增大到10－12，则纯水电离出的c(H＋)＝10－6 mol·L－1(√)(2)在纯水中加入少量酸，水的电离平衡向逆向移动，K w减小(×)(3)25 ℃时，若溶液中c(H＋)＝1.0×10－6 mol·L－1，则溶液中c(OH－)＝1.0×10－8mol·L－1(√)(4)25 ℃时，水的离子积K w ＝1.0×10－14，35 ℃时水的离子积K w ＝2.1×10－14，则35 ℃时水中的c (H ＋)＞c (OH －)(×) (5)25 ℃时，0.01 mol·L－1的盐酸中，由水电离出的c (OH －)＝1.0×10－12mol·L －1(√)1．常温下，某溶液中由水电离出来的c (H ＋)＝1.0×10－11mol·L －1，该溶液可能是________。
外界条件对电离平衡的影响
外界条件对电离平衡的影响1. 电离平衡的基本概念电离平衡，顾名思义，就是在一定条件下，电离反应达到的一种稳定状态。
就像我们在生活中，总是追求一种平衡，电离反应也是如此。
比如，想象一下你在厨房里做菜，锅里的水开了，但你又不想让它溢出来。
你得时不时地调节火候，才能保持水的平衡。
这就和电离平衡很像，反应物和生成物之间要达到一种“和谐”的状态。
在电离反应中，我们常常说有两个角色：电离的物质和它们产生的离子。
你可以把电离反应想象成一场聚会，反应物是来宾，而离子则是他们的分身。
聚会一开始，大家可能热火朝天，但随着时间的推移，总会有些人找不到合适的搭档，气氛就会变得微妙起来。
这个时候，外界条件的变化，比如温度和压力，就会对聚会产生影响，进而影响到聚会的氛围。
2. 外界条件的影响2.1 温度的影响好啦，咱们先说说温度。
温度就像是聚会的热度，热情似火的时候，大家都很活跃，离子和反应物之间的碰撞频率增加，这样电离的速度自然就快了。
换句话说，温度越高，电离程度越大，聚会就越热闹。
你想想，冰冷的冬天，大家都懒洋洋地窝在家里，没人愿意出去聚会；而到了夏天，气温一升，大家就都欢天喜地地往外跑，聚会的气氛瞬间变得热烈无比。
不过，温度也不是一味地提高就好。
如果温度过高，就像聚会变成了疯狂的派对，大家的行为就会变得混乱，电离平衡可能会被打破。
这个时候，离子可能会过于活跃，导致系统失去稳定。
因此，维持适宜的温度，就像是保持聚会的和谐氛围，至关重要。
2.2 压力的影响接着说说压力。
压力就像是聚会中的氛围，不同的氛围能让人感受到不同的情绪。
我们知道，对于气体反应来说，压力的变化对电离平衡有着直接的影响。
高压力就像是把聚会的氛围推向高兴，大家都被挤在一起，碰撞的机会增多，电离反应也会加速。
想象一下，聚会中如果大家都在热烈交谈，气氛就会变得格外热闹。
然而，如果压力过高，反而会让人感到窒息。
此时，系统可能会为了适应这种环境，进行调整，甚至可能导致反应物的减少和离子的重新组合。
高中化学水的电离和溶液的酸碱性 例题解析四
煌敦市安放阳光实验学校水的电离和溶液的酸碱性例题解析【例1】（1）与纯水的电离相似，液氨中也存在着微弱的电离：2NH3NH4++NH2- 据此判断以下叙述中错误的是（）A．液氨中含有NH3、NH4+、NH2-微粒B．一温度下液氨中C(NH4+)·C(NH2-)是一个常数C．液氨的电离达到平衡时C(NH3) = C(NH4+) = C(NH2-)D．只要不加入其他物质，液氨中C(NH4+) = C(NH2-)（2）完成下列反方程式①在液氨中投入一小块金属钠，放出气体＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿。
②NaNH2溶于水的反＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿。
③类似于“H++OH—=H2O”的反＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿。
解析：此题要求掌握水自偶的实质(水分子电离产生的H+与H2O结合形成H3O+)以及水的电离平衡,并能迁移用于对于NH3电离的认识：NH3分子电离产生H+和NH2—,H+与NH3结合生成NH4+，液氨电离产生量的NH2—与NH4+，一温度下离子浓度乘积为一常数；NH4+类似于H+，NH2—类似于OH—。
具备上述知识后，就可顺利完成解题。
答案：（1）C（2）①2Na+2NH3=H2↑+2Na NH2②NaNH2+H2O=NaOH+NH3↑或NH2—+H2O=OH—+NH3↑③NH2—+NH4+ =2NH3↑或NH4Cl+NaNH2=2NH3↑+NaCl【例2】某温度下纯水中C(H+) = 2×10-7mol/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-) = ___________。
解析：由水电离产生的H+与OH-量始终相，知纯水中C(H+) = C(OH-)。
根据纯水中C(H+) 与C(OH-)可求出此温度下水的Kw的值，由Kw的性质（只与温度有关，与离子浓度无关），若温度不变，稀盐酸中Kw仍为此值，利用此值可求出盐酸中的C(OH-)。
水的电离平衡 讲义 高二上学期化学人教版(2019)选择性必修1+
授课主题水的电离平衡教学目的1、认识水的电离存在电离平衡，掌握水的电离平衡的影响因素，知道水的离子积常数2、认识溶液的酸碱性及pH，掌握检测溶液pH的方法3、能进行pH的简单计算，并能计算各类混合溶液的pH重、难点溶液pH的计算教学内容课程导入【知识点讲解一】：水的电离一、水的电离1、水的电离：水是一种极弱的电解质，电离方程式为H2O＋H2O H3O＋＋OH－或H2O H＋＋OH－2、水的电离平衡常数：)()()(2OH c OHcHcK —电离•=+因为水的电离极其微弱，在室温下1L纯水(即55.6 mol)只有1×10－7mol H2O电离，电离前后H2O的物质的量几乎不变，因此c(H2O)可以视为常数，上式可表示为：c(H+)·c(OH—)＝K电离·c(H2O)。
其中常数K电离与常数c(H2O)的积作为一新的常数，叫做水的离子积常数，简称水的离子积，记作K W，即K W= c(H＋)· c(OH—) 3、水的离子积常数(K W)(1)表达式：K W＝c(H＋)·c(OH－)，25℃时，K W＝1.0×10－14(2)影响因素：只与温度有关，温度一定，则K W值一定。
水的电离是吸热过程，升高温度，K w增大。
25℃时, [H+]=[OH-] =10-7 mol/L ; K W = [H+]·[OH-] = 1.0×10-144、外界条件对水的电离平衡的影响(1)温度(升高温度，促进水的电离)：水的电离是吸热过程，升高温度，水的电离平衡向右移动，电离程度增大，c(H＋)和c(OH―)同时增大，K W增大，但由于c(H＋)和c(OH－)始终保持相等，故仍呈中性(2)加入酸、碱或强酸的酸式盐(抑制水的电离)：向纯水中加入酸或NaHSO4、碱，由于酸(碱)电离产生的H＋(OH―)，使溶液中c(H＋)或c(OH―)增大，使水的电离平衡左移，水的电离程度减小(3)含有弱酸根离子或弱碱阳离子的盐(促进水的电离)：在纯水中加入含有弱酸根离子或弱碱阳离子的盐，由于它们能跟水电离出的H＋和OH―结合生成难电离物，使水的电离平衡右移，水的电离程度增大(4)加入活泼金属(促进水的电离)：向纯水中加入金属钠，由于活泼金属能与水电离的H＋直接作用，产生氢气，促进水的电离H2O H＋＋OH－ΔH>0改变条件平衡移动方向c(H＋) c(OH－) 水的电离程度K w升高温度右移增大增大增大增大加入HCl(g) 左移增大减小减小不变加入NaOH(s) 左移减小增大减小不变加入NaHSO4(s) 左移增大减小减小不变加入金属Na 右移减小增大增大不变5、水的离子积适用范围：K W不仅适用于纯水(或其他中性溶液)，也适用于酸、碱、盐的稀溶液，不管是哪种溶液，由水电离出的c(H＋)与c(OH－)一定相等6、水的离子积表达式的应用：在水溶液中，均存在水的电离平衡，因此在表达式中，c(H＋)、c(OH―)表示整个溶液总物质的量浓度，K W＝c(H＋)溶液·c(OH－)溶液(1)纯水中：K W＝c(H＋)水·c(OH－)水(2)酸溶液中：K W＝[c(H＋)酸＋c(H＋)水]·c(OH－)水，由于c(H＋)酸>>c(H＋)水，故忽略水电离出的H＋即：K W＝c(H＋)酸·c(OH－)水，但由水电离出来的：c(H＋)水＝c(OH－)水例：计算25℃，0.1mol/L的HCl中，c(H＋)酸＝，c(H＋)水＝，c(OH－)水＝，由水电离出的c(H＋)水·c(OH－)水＝____________(3)碱溶液中：K W＝c(H＋)水·[c(OH－)碱＋c(OH－)水]，由于c(OH－)碱>>c(OH－)水，故忽略水电离出的OH－即：K W＝c(H＋)水·c(OH－)碱，但由水电离出来的：c(H＋)水＝c(OH－)水例：计算25℃，0.1mol/L的NaOH中，c(H＋)水＝，c(OH－)碱＝，c(OH－)水＝，由水电离出的c(H＋)水·c(OH－)水＝____________【微点拨】①在不同溶液中，c(H＋)、c(OH－)可能不同，但任何溶液中由水电离出的c(H＋)与c(OH－)一定相等②对于酸、碱、盐的稀溶液中，c(H2O)也可认为是定值。
2024届高考一轮复习化学教案(鲁科版)：水的电离和溶液的酸碱性
第45讲 水的电离和溶液的酸碱性[复习目标] 1.了解水的电离、离子积常数(K w )。
2.了解溶液pH 的含义及其测定方法，能进行pH 的简单计算。
考点一 水的电离与水的离子积常数1．水的电离和水的离子积常数2．填写外界条件对水的电离平衡的具体影响改变条件 平衡移动方向K w 水的电离程度c (OH －) c (H ＋) HCl 逆 不变 减小 减小 增大 NaOH 逆 不变 减小 增大 减小 Na 2CO 3 正 不变 增大 增大 减小 NaHSO 4 逆 不变 减小 减小 增大 加热正增大增大增大增大3.计算2H O (H )c +或2H O (OH )c - (1)室温下，0.01 mol·L－1的盐酸中，2H O (H )c +＝____________________________________。
(2)室温下，pH ＝4的亚硫酸溶液中，2H O (H )c +＝___________________________________。
(3)室温下，pH ＝10的KOH 溶液中，2H O (OH )c -＝_________________________________。
(4)室温下，pH ＝4的NH 4Cl 溶液中，2H O (H )c +＝__________________________________。
(5)室温下，pH ＝10的CH 3COONa 溶液中，2H O (OH )c -＝___________________________。
答案 (1)1×10－12mol·L －1(2)1×10－10 mol·L －1 (3)1×10－10 mol·L －1(4)1×10－4 mol·L －1 (5)1×10－4 mol·L －1溶液中2H O (H )c +或c H 2O(OH －)的计算及应用(以室温为例)(1)酸、碱抑制水的电离，酸溶液中求c (OH －)，即2H O (H )c +＝2H O (OH )c -＝c (OH －)，碱溶液中求c (H ＋)，即2H O (OH )c -＝2H O (H )c +＝c (H ＋)。
2022年高考化学总复习：水的电离和溶液的pH
2022年高考化学总复习：水的电离和溶液的pH复习目标1.了解水的电离、离子积常数(K w )。
2.了解溶液pH 的含义及其测定方法，能进行pH 的简单计算。
考点一水的电离与水的离子积常数1．水的电离(1)水是极弱的电解质，其电离过程吸热(填“吸热”或“放热”)。
水的电离平衡常数的表达式为K ＝c (H ＋)·c (OH －)c (H 2O )。
(2)影响水的电离平衡的因素①温度：温度升高，水的电离平衡向正方向移动，c (H ＋)和c (OH －)均增大(填“增大”“减小”或“不变”)。
②加酸或碱会抑制(填“促进”或“抑制”)水的电离。
③加能水解的盐，可与水电离出的H ＋或OH －结合，使水的电离平衡正向移动。
2．水的离子积(1)表达式：K w ＝c (H ＋)·c (OH －)。
(2)影响因素：一定温度时，K w 是个常数，K w 只与温度有关，温度越高，K w 越大。
25℃时，K w ＝1×10－14，100℃时，K w ＝1×10－12。
(3)适用范围：K w 不仅适用于纯水，也适用于酸、碱、盐的稀溶液。
(1)在蒸馏水中滴加浓H 2SO 4，K w 不变(×)错因：浓硫酸滴入水中放热，溶液温度升高，K w 变大。
(2)温度一定时，在纯水中通入少量SO 2，水的电离平衡不移动，K w 不变(×)错因：二氧化硫与水反应生成的亚硫酸抑制水的电离。
(3)室温下，0.1mol·L －1的HCl 溶液与0.1mol·L －1的NaOH 溶液中水的电离程度相等(√)(4)NaCl 溶液和CH 3COONH 4溶液均显中性，两溶液中水的电离程度相同(×)错因：CH 3COONH 4溶液中的醋酸根离子和铵根离子均能水解，促进水的电离。
1．填写外界条件对水的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 ＋)HCl 逆不变减小减小增大NaOH 逆不变减小增大减小可水解的盐Na 2CO 3正不变增大增大减小NH 4Cl 正不变增大减小增大温度升温正增大增大增大增大降温逆减小减小减小减小2．如何计算水电离的c (H ＋)或c (OH －)(1)任何情况下水电离产生的c (H ＋)和c (OH －)总是相等的。
水的电离和溶液的酸碱性(1)
水的电离和溶液的酸碱性（1）一、水的电离1．水的电离水的电离方程式为25 ℃时，纯水中c(H＋)＝c(OH－)＝任何水溶液中，由水电离出来的c(H＋)与c(OH－)都2．水的离子积常数(1)水的离子积常数：K w＝，100 ℃时，K w＝1×10－12。
(2)影响因素：只与有关，升高温度，K w。
(3)适用范围：K w不仅适用于纯水，也适用于的稀溶液。
(4)K w揭示了在任何水溶液中均存在H＋和OH－，只要不变，K w不变。
3．影响水电离平衡的因素（一）外界条件对水的电离平衡的影响1．水的离子积常数K w＝c(H＋)·c(OH－)，其实质是水溶液中的H＋和OH－浓度的乘积，不一定是水电离出的H＋和OH－浓度的乘积，所以与其说K w是水的离子积常数，不如说是水溶液中的H＋和OH－的离子积常数。
即K w不仅适用于水，还适用于酸性或碱性的稀溶液。
2．水的离子积常数显示了在任何水溶液中均存在水的电离平衡，都有H＋和OH－共存，只是相对含量不同而已。
2A．向水中加入Na2SO4溶液 B．向水中加入Al2(SO4)3固体C．向水中加入NaHCO3溶液 D．向水中加入NaHSO4溶液2．一定温度下，水溶液中H＋和OH－的浓度变化曲线如图所示，下列说法正确的是( ) A．升高温度，可能引起由c向b的变化B．该温度下，水的离子积常数为1.0×10－13C．该温度下，加入FeCl3可能引起由b向a的变化D．该温度下，稀释溶液可能引起由c向d的变化3．如图表示不同温度下的水中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＝7（二）水电离出的c(H＋)或c(OH－)的计算理清溶液中H＋或OH－的来源1．中性溶液中：H＋或OH－均全部来自水的电离。