高二化学《水的电离》知识点汇总

合集下载

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。

《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，能够发生微弱的电离。

在纯水中，水分子会自发地发生电离，其电离方程式为：H₂O ⇌H⁺＋ OH⁻。

需要注意的是，这个电离过程是一个动态平衡的过程，即水分子电离成氢离子（H⁺）和氢氧根离子（OH⁻）的速率与氢离子和氢氧根离子结合成水分子的速率相等。

二、影响水的电离的因素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。

因为电离过程是一个吸热过程，根据化学平衡原理，升高温度会使平衡向吸热方向移动，即促进水的电离。

例如，在 25℃时，水的离子积常数 Kw ＝ 10×10⁻¹⁴，而在 100℃时，Kw ＝ 55×10⁻¹³。

2、酸和碱向水中加入酸或碱，会抑制水的电离。

酸会在水中电离出大量的H⁺，使得溶液中的 H⁺浓度增大，平衡向左移动；碱会在水中电离出大量的 OH⁻，使得溶液中的 OH⁻浓度增大，平衡也向左移动。

3、盐类某些盐类的加入也会影响水的电离。

（1）强酸弱碱盐，如氯化铵（NH₄Cl），其阳离子（NH₄⁺）会与水电离出的 OH⁻结合生成弱电解质一水合氨（NH₃·H₂O），从而促进水的电离。

（2）强碱弱酸盐，如碳酸钠（Na₂CO₃），其阴离子（CO₃²⁻）会与水电离出的 H⁺结合生成碳酸氢根离子（HCO₃⁻）或碳酸（H₂CO₃），促进水的电离。

（3）强酸强碱盐，如氯化钠（NaCl），对水的电离没有影响。

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，水中 c(H⁺）·c(OH⁻）的乘积为一个常数。

在 25℃时，Kw ＝ 10×10⁻¹⁴。

Kw 只与温度有关，温度升高，Kw 增大。

无论在酸性、碱性还是中性溶液中，水的离子积常数 Kw 都始终成立。

例如，在酸性溶液中，c(H⁺）＞ 10×10⁻⁷ mol/L，而 c(OH⁻）＜10×10⁻⁷ mol/L，但 c(H⁺）·c(OH⁻）＝ 10×10⁻¹⁴；在碱性溶液中，c(OH⁻）＞ 10×10⁻⁷ mol/L，而 c(H⁺）＜ 10×10⁻⁷ mol/L，同样c(H⁺）·c(OH⁻）＝ 10×10⁻¹⁴。

高二化学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 2O H + ＋ 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：酸、碱、水解盐等。

二、溶液的酸碱性和pH c (H+)·c (OH -) c (H 2O)1．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→pH三、溶液的pH与c(H+)变化关系pH增大1个单位，c(H+)减小10倍；pH减小1个单位，c(H+)增大10倍；pH改变n个单位，c(H+)就改变10n倍。

【高中化学】高中化学知识点总结：水的电离

【高中化学】高中化学知识点总结：水的电离1、电解质水是一种两性物质，可以释放和接收质子。

水在一定程度上也会弱解离，质子从一个水分子转移到另一个水分子，形成H3O+和oh-。

通常，水合氢离子H3O+缩写为H+，其电离方程式为：H2O+H2O？H3O++OH-，缩写为H2O？H++OH-是一个吸热过程。

水的电离是一个吸热过程，因此水的电离平衡随着温度的升高而向前移动。

水的电离是水分子与水分子之间的相互作用而引起的，因此极难发生。

实验测得，25℃时1l纯水中只有1×10(-7)mol的水分子发生电离，100℃时1l纯水中有55×10(-7)mol的水分子发生电离。

由水分子电离出的h+和oh-数目在任何情况下总相等，电离前后h2o的物质的量几乎不变，c(h+)×c(oh-)=k(电离)×c(h2o),既然k(电离)是常数c(h2o)也可以看作是常数，那么常数的乘积可以看作一个新的常数，我们把它写作kw(kw=c(h+)×c(oh-)),我们把kw简称为水的离子积，25摄氏度时kw约1×10-14。

点击查看：高中化学知识点2、水电离平衡：水的离子积：kW=C[H+]？c[oh-]25℃时,[h+]=[oh-]=10-7mol/l;kw=[h+]?[oh-]=1*10-14注：千瓦仅与温度有关。

如果温度恒定，则功率值恒定kw不仅适用于纯水，适用于任何溶液(酸、碱、盐)水电离特性：（1）可逆（2）吸热（3）非常弱3、影响水电离的因素1）温度。

加热总是促进水的离子化2)酸，碱。

强酸强碱(强电解质)总是抑制水的电离，弱酸弱碱(弱电解质)也抑制水的电离。

3）可水解盐，盐（酸盐除外）总是促进水的离子化，4)活泼金属。

因为活泼金属总是与水电离出的氢离子反应，使氢离子浓度减小，所以总是促进水的电离。

高中化学水的电离知识点总结，供大家参考和学习，希望对大家的化学学习和化学成绩的提高有所帮助。

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。

高考化学考点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：H 2O+H 2O H 3O ++OH −，可简写为H 2OH ++OH −。

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，1L 水中只有 1.0×10−7mol H 2O 电离。

所以该温度时的纯水中c (H +)=c (OH −)=1.0×10−7mol·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、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Na 2CO 3右移减小增大增大碱性不变溶液加入强酸弱碱盐，如AlCl 3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 +)=10−7mol·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。

水的电离知识详解

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 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 1. 溶液的pH 值－lg[H ＋] ＝ pH.完全电离部分电离]H [Kw + ＝[OH －] 完全电离部分电离 ]OH [Kw - ＝[H ＋] .[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 值取值范围与[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 ＋] pHC [OH －] [H ＋] pH全部电离－lg[H ＋] 10－PH 全部电离]OH [Kw-αC溶液酸碱性酸性增强中性碱性增强强碱弱酸C [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.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.部分电离部分电离 αC]OH [Kw- α+]H [ α-]OH [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 ＝100074185.0＝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/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/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＝V 2V 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＝V 2V 10V 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＝V2V 10V 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/LH ＋＋ 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 y10x 1032+⋅-⋅--10－2y －10－4y ＝10－3x ＋10－4x.y x＝ 434210101010------＝ 33101.1109.9--⨯⨯＝19.四、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. 3 B. 4 C. 5 D. 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 O H 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 值范围.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( )－14(V)的关系是( )的( )D. 1010倍9. 将10mL 0.21mol/L盐酸和10mL 0.10mol/L Ba(OH)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.B 18.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.。

高二化学-水的电离平衡

高二化学-水的电离平衡第2讲水的电离和溶液的ph考点一水的电离水就是极弱的电解质，水的电离方程式为h2o＋h2o或h2o2．水的离子积常数kw＝c(h(1)室温下：kw＝1×10(2)影响因素；只与kw减小。

(3)适用范围：kw不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质水溶液。

(4)kw揭示了在任何水溶液中均存在h和oh，只要温度不变，kw不变。

3．影响水电离平衡的因素(1)增高温度kw减小。

(2)加入酸或碱kw不变。

（注意区分：电离程度、kw）(3)加入可水解的盐(如fecl3、na2co3)kw不变。

深度思考1．水的离子内积常数kw＝c(h)·c(oh)中h和oh一定就是水电离出的吗？答案不一定。

c(h)和c(oh)均指溶液中的h或oh的总浓度。

这一关系适用于于任何叶唇柱水溶液，即为任何叶唇柱水溶液中都存有这一关系。

因此，在酸溶液中酸本身电离出的h可以遏制水的电离，而在碱溶液中，碱本身电离出的oh也可以遏制水的电离。

2．在ph＝2的盐酸溶液中由水电离出来的c(h)与c(oh)之间的关系是什么？(1)溶液呈现出酸、碱性的实质就是c(h)与c(oh)的相对大小，无法只看看ph，一定温度之下ph＝6的溶液也可能将显出中性，也可能将显出酸性，应当特别注意温度。

(2)采用ph试纸时无法用蒸馏水润湿。

(3)25℃时，ph＝12的溶液不一定为碱溶液，ph＝2时溶液也不一定为酸溶液，还可能为能水解的盐溶液。

(1)水的离子内积常数kw＝c(h)·c(oh)，其实质就是水溶液中的h和oh浓度的乘积，不一定就是水电离出来的h和oh浓度的乘积，所以与其说kw就是水的离子内积常数，不如说是水溶液中的h和oh的离子内积常数。

即kw不仅适用于于水，还适用于于酸性或碱性的叶唇柱溶液。

不管哪种溶液均存有c(h)h2o＝c(oh)h2o。

(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。

《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。

水的电离知识点+问题+结论汇总

【上次课知识要点回顾】1.水的电离基本概念2.水的离子积KwK w 只和温度有关，常温下K w=1.0，100℃时K w=1.0（单位不重要）3.影响水的电离的因素温度：电离是吸热反应，温度越高电离程度越大酸碱：能电离出H+或OH-，从而抑制水的电离强酸弱碱盐和强碱弱酸盐：如含有这些弱阳离子或弱酸根离子：CH3COO-，这些离子会结合水中的H+或OH-生成弱电解质，从而促进水的电离。

4 . 溶液的酸碱性判断溶液酸碱性的一般依据是c(H+)和c(OH-)的大小，而不是依据pH 和7 的关系，只有在常温下才能用pH 和7 的关系判断（因为此时Kw=1.0）若c(H+)＞c(OH-)，溶液显酸性，若c(H+)＜c(OH-)，溶液显碱性，12312若c(H+) = c(OH-)，溶液显中性。

并不一定是pH=7 就是中性，要看温度，常温下才是~~~~4.pH 的计算pH=-lg c(H+)，这里的c(H+)指的是溶液中氢离子浓度，而不是水电离的氢离子浓度【同学们易错点总结】在给同学们答疑的过程中，我发现大家关于这部分内容总会存在一些误区误区1：以为K w= c(H+) c(OH-)的H+和OH-的浓度都仅仅是水电离的。

K w= c(H+) c(OH-)这里我们的c(H+) 和c(OH-)是溶液中总的游离的氢离子和氢氧根离子，并不仅仅是水电离的。

举一个栗子，比如常温下pH=1 的盐酸溶液，氢离子浓度为c(H+) =0.1mol/L，根据K w= c(H+) c(OH-)=1.0 ，求得c(OH-)=1.0mol/L ，这里我们要分清c(OH-)=1.0mol/L 其实是水电离的，因为酸电离的氢离子浓度达到0.1mol/L，抑制了水的电离，使水的电离程度只有1.0 这么大，我们说水电离的氢离子浓度和氢氧根离子浓度相等，都是1.0mol/L，而盐酸电离的氢离子浓度为0.1mol/L，这里有个问题:为什么计算pH 的时候不拿总的氢离子浓度0.1+1.0mol/L 计算，我们发现，其实1.0 是一个非常小非常小的数，对于0.1mol/L 来说真的太小了，所以1.0mol/L 3可以忽略不计，所以计算pH 的时候就拿酸电离的氢离子浓度计算。

《水的电离》知识清单

《水的电离》知识清单一、水的电离水是一种极弱的电解质，能够发生微弱的电离。

其电离方程式为：H₂O ⇌ H⁺＋ OH⁻。

在一定温度下，水的电离达到平衡状态，此时电离出的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。

Kw ＝ c(H⁺）·c(OH⁻）。

二、水的离子积常数1、表达式Kw ＝ c(H⁺）·c(OH⁻），其中 c(H⁺）和 c(OH⁻）分别表示水溶液中氢离子和氢氧根离子的物质的量浓度。

2、影响因素水的离子积常数只与温度有关，温度升高，Kw 增大。

因为电离是吸热过程，升高温度会促进水的电离，使 c(H⁺）和 c(OH⁻）同时增大，Kw 也就增大。

在常温（25℃）时，Kw ＝ 10×10⁻¹⁴。

在 100℃时，Kw ＝10×10⁻¹²。

3、适用范围Kw 不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质水溶液。

三、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，促进水的电离，Kw 增大；降低温度，水的电离平衡向左移动，抑制水的电离，Kw 减小。

2、酸或碱在纯水中加入酸或碱，会抑制水的电离。

加入酸时，溶液中的 c(H⁺）增大，水的电离平衡向左移动，导致c(OH⁻）减小，但 Kw 不变。

加入碱时，溶液中的 c(OH⁻）增大，水的电离平衡向左移动，导致 c(H⁺）减小，但 Kw 不变。

3、盐（1）强酸弱碱盐强酸弱碱盐中的阳离子能与水电离出的氢氧根离子结合生成弱碱，从而促进水的电离。

（2）强碱弱酸盐强碱弱酸盐中的阴离子能与水电离出的氢离子结合生成弱酸，从而促进水的电离。

（3）强酸强碱盐强酸强碱盐对水的电离无影响。

4、活泼金属活泼金属（如钠）与水反应生成氢气和碱，实质是金属与水电离出的氢离子反应，促进水的电离。

四、溶液中 c(H⁺）和 c(OH⁻）的计算1、纯水在纯水中，c(H⁺）＝ c(OH⁻）。

常温下，c(H⁺）＝ c(OH⁻）＝ 10×10⁻⁷ mol/L 。

高二化学水的电离和溶液的ph

3、碱性溶液：C（H+）＜C（OH-）＜1×10-7
注意：在中性、酸性和碱性溶液中，均存在H+和 OH-，只是浓度的不同而已。
在溶液中，H+的浓度越大，溶液的酸性就越强；Oห้องสมุดไป่ตู้-的浓度越大，溶液的碱性就越强。
因此，我们表示溶液的酸碱性，完全可以用H+的浓度来表示，但是，稀溶液中，H+的浓度的值太小，表示起来很不方便。所以要找一个方

四、稀溶液中的H+和OH-的浓度积
1、影响水电离的因素
① 温度：升高温度，促进水的电离；
② 加酸：加酸，增加了H+的浓度，抑制水的电离；
③ 加碱：加碱，增加了OH-的浓度，抑制水的电离； ④ 加盐：加强酸弱碱盐或强碱弱酸盐时，促进水的电离。 ⑤ 活泼金属
2、稀溶液中的H+和OH-的浓度积
在温度一定时，稀溶液中，H+和OH-的浓度可变，但它们的积是一个定值，250C
时，C（H+）×C（OH-）= 1×10-14
五、溶液的酸碱性与C（H+）和C（OH-）的关系 1、中性溶液：C（H+）=C（OH-）= 1×10-7 2、酸性溶液：C（H+）＞C（OH-）＞1×10-7
Ph 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14
酸性
中性
碱性
注意：高浓度的酸碱溶液，浓度较大，就不用
pH来表示，直接用浓度来表示。
七、课堂练习
思考并回答下列问题：
1、一定条件下 pH值越大，溶液的酸性越强。 2、用pH值表示任何溶液的酸碱性都很方便。 3、强酸溶液的pH值一定大。 4、pH值等于6是一个弱酸体系。 5、pH值有可能等于负值。 6、pH值相同的强酸和弱酸中[H+]相同。

高二化学《水的电离》知识点汇总

高三化学水的电离的知识点

《水的电离》 讲义

高二化学水的电离和溶液的酸碱性知识点总结

【高中化学】高中化学知识点总结：水的电离

第二节第一课时水的电离

水的电离知识点范文

水的电离知识点

高考化学考点44 水的电离

水的电离知识详解

高二化学-水的电离平衡

《水的电离》 讲义

水的电离知识点总结

水的电离知识点+问题+结论汇总

《水的电离》 知识清单

高二化学水的电离和溶液的ph

《水的电离》讲义

《水的电离》讲义

《水的电离》知识清单