高中化学知识点详解大全——《水的电路与溶液的酸碱性》
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知识点总结
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。
(完整版)水的电离和溶液的酸碱性知识点
(完整版)水的电离和溶液的酸碱性知识点知识点一 水的电离和水的离子积一、水的电离1.电离平衡和电离程度①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 〉0② 实验测得：室温下1LH2O （即55。
6mol)中只有1×10—7mol 发生电离,故25℃时,纯水中c （H +）=c （OH —）=1×10—7mol/L ，平衡常数O)c(H )c(OH )c(H K 2-•=+电离2。
影响水的电离平衡的因素 （1）促进水电离的因素:①升高温度：因为水电离是吸热的，所以温度越高K 电离越大。
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加入活泼金属向纯水中加入活泼金属，如金属钠，由于活泼金属可与水电离产生的H ＋直接发生置换反应，产生H 2,使水的电离平衡向右移动. 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.④电解如用惰性电极电解NaCl 溶液、CuSO 4溶液等。
（2）抑制水电离的因素： ①降低温度.②加入酸、碱、强酸酸式盐。
向纯水中加酸和强酸酸式盐（NaHSO4）能电离出H+、碱能电离出OH-，平衡向左移动,水的电离程度变小，但K W 不变.练习:1. 水的离子积（1)概念：因为水的电离极其微弱，在室温下电离前后n （H2O ）几乎不变，因此c （H2O ）可视为常数,则在一定温度时，c （H +)与c （OH -)=K 电离c （H2O ）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）。
水的电离和溶液的酸碱性 课件
③两强碱稀溶液混合后的pH
c→ c混 (OH－) → c混 (H＋) → pH
例：pH=12和pH=9的两种NaOH溶液等体积混合，求 混合溶液的pH值。
解： c混 (H＋) ＝
≈
1×10－12 ＋ 1×10－9
2
1 2
×10－9
mol/L
mol/L
pH＝－lg
10－9 2
＝9＋lg2 ＝9.3
④强酸与强碱混合液的pH
• 完全中和时，pH值不一定为7 • 强酸和弱碱完全中和反应时溶液显酸性 • 强碱和弱酸完全中和反应时溶液显碱性
例题1:用0.1032mol/L的HCl溶液滴定25.00mL未知浓 度的NaOH溶液，滴定完成时，用去HCl溶液 27.84mL。通过中和滴定测得NaOH溶液的物质的量 浓度是多少?
解： NaOH + c (NaOH)
3、影响水电离的因素
不同温度下水的离子积常数
t/℃
0
10 20 25 40 50 90 100
KW/10－14 0.134
学科网
0.292 0.681
1.01 2.92
5.47 38.0 55.0
（1）升高温度，促进水的电离，KW增大。 在室温下，Kw值为1×Байду номын сангаас0－14 通常100 ℃ 时，KW=1×10-12
9×10－4mol 0.2L
＝4.5×10－3 mol/L
pH＝－lg(4.5×10－3 ) ＝3－lg4.5
例3：pH=3盐酸和pH=13的NaOH溶液等体积混合，求混 合后溶液的pH值。 在1L盐酸中： n (H＋) ＝1×10－3 mol
在1L NaOH溶液中：
n (OH－) ＝1×10－1mol
人教版高中化学选修四-水的电离和溶液酸碱性--PPT课件
[要点2]盐类水解均能促进水的电离。 C(H+)H2O= C(OH-)H2O > 1×10-7mol/L 电解质越弱，其弱离子对水的促进程度就越大。 [要点3] 温度升高水的电离程度增大。
【基础练习】
(1)下列微粒中不能破坏水的电离平衡的是（ D ）。
特别提示：此时的[H+ ]和[OH-]是溶 液中的总量。
Kw的应用：根据水溶液中的[H+ ]，求溶 液中的[OH-]，反之亦然。
Kw的大小只与温度有关
25℃时， Kw =1×10-14， 100℃时，Kw =1×10-12 引伸：其他体系中也存在着类似的关系。
➢水的离子积
问题与讨论
1、在水中加入盐酸后，水的离子积是否发生改变？
讨论1：影响水的电离平衡移动的因素有哪些
讨论2：改变温度 升高温度，水的电离平衡
向_右___移动，并且Kw_增__大__。 降低温度，水的电离平衡
向_左___移动，并且Kw_减__小__。
讨论3：直接增大[H+] 在H2 O H+ +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， 水的电离被_抑__制_，由于水的电离平衡仍
三、溶液的酸碱性与PH
无论是酸溶液中还是碱溶液中都同时存在H+和
OH-！而且在一定温度下Kw是定值！
常温下，溶液的酸碱性跟H+和OH-浓度的关系：
中性溶液 酸性溶液 碱性溶液
[H+]=[OH-]=1×10—7mol/L [H+]＞[OH-]＞1×10—7mol/L [H+]＜[OH-]＜1×10—7mol/L
水的电离和溶液酸碱性
中性溶液 [H+]=[OH—]=1×10—7mol/L 酸性溶液 [H+]＞[OH—] 1×10—7mol/L 碱性溶液 [H+]＜[OH—] 1×10—7mol/L
pH =7 pH＜7 pH＞7
思考: 判断溶液酸碱性的依据？
【课堂练习】
判断正误
1、一定条件下 pH值越大，溶液的酸性越强。× 2、pH值等于6的溶液，一定是一个弱酸体系。×
4、在常温下，0.1mol/L的盐酸溶液中，C(H＋)和 C(OH－)是多少？由水电离出的C(H＋)和C(OH－)是多 少? 5、在常温下， 0.1mol/L的NaOH溶液中，C(H＋)和 C(OH－)是多少?水电离出的C(H＋)和C(OH－)是多少 ?
任何水溶液中由水电离出来的[H+] H2O与[OH-] H2O相等
pH值计算二—— 强酸与强酸混合
例题：在25℃时，pH值等于1的盐酸溶液1L 和pH值等于4的硫酸溶液1000L混合pH值等 于多少？
解： pH=-lg[H+]
=-lg（1×10—1+1000×10-4）/（1+1000） =-lg2×10—4
=4-lg2 =3.7
关键：抓住氢离子进行计算！
pH值碱性与pH值
考点一:有关PH值的计算
1、意义： 表示溶液酸碱性的强弱。
2、表示： 用H+物质的量浓度的负对数来表示。 3、计算公式：pH=-lg[H+]
如[H+]=1×10-7mol/L的溶液
pH=7
pOH=-lg[OH-]
常温下：PH+POH=？14
4、溶液的pH值与酸碱性
常温下，溶液的酸碱性跟pH的关系：
↓
↑
高二化学《水的电离 溶液的酸碱性与pH》知识点总结以及典例导析
水的电离、溶液的酸碱性与pH【学习目标】1、认识水的离子积常数,能进行溶液ｐＨ的简单计算;2、初步掌握测定溶液pＨ的方法,明白溶液ｐH的调控在工农业生产和科学研究中的重要作用;【要点梳理】要点一、水的电离1、水的电离(1)水是一种极弱的电解质,它能微弱电离:２H2ＯH３O+＋OＨ―ΔH＞0。
(2)水的电离的特点①水分子与水分子之间相互作用引起水的电离。
②极难电离,通常只有极少数水分子电离、③由水电离出的H+和OH―数目相等。
④水的电离是吸热的、可逆的。
2、水的离子积常数一定温度下,由水电离出的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,用KＷ表示。
即KＷ=c(H+)·ｃ(ＯH―)。
25℃时,c(H+)=(ＯH―)=10―７moｌ·L―1。
２5℃时,K W＝１×１0―14、要点诠释:①ＫW与温度有关,随温度升高而逐渐增大。
25℃时K W=１×10-14,100℃时KＷ=１×1０-12。
②K W=１、0×10-1４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。
③在不同溶液中c(H+)、c(OH―)估计不同,但任何溶液中由水电离的c(Ｈ+)与c(OＨ―)总是相等的。
K W=c(H＋)·c(ＯH―)式中,c(Ｈ+)、c(OH―)均表示整个溶液中总物质的量浓度。
④K W是有单位的,其单位为mｏl2·L―2,因其复杂通常省略。
3、影响水电离的因素。
(1)温度:由于水的电离吸热,温度越高,水的电离程度越大,K W越大,但仍为中性、(２)酸、碱:在纯水中加入酸或碱,酸或碱电离出的Ｈ+或OH―会使水的电离平衡左移,从而抑制水的电离、(3)易水解的盐:在纯水中加入能水解的盐,不管水解后溶液显什么性,均促进水的电离,使水的电离程度增大,但只要温度不变,K W不变、(４)其他因素:如向水中加入活泼金属,由于与水电离出的H+直截了当作用,因而促进了水的电离平衡向电离的方向移动。
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。
水的电离和溶液的酸碱性
水的电离和溶液的酸碱性一.水的电离及离子积常数1.水的电离平衡：水是极弱的电解质，能发生自电离：H2O H++OH－〔正反响为吸热反响〕2.水的离子积常数：Kw= c(H+)c(OH－)250C 时Kw =1.0×10-14 mol2·L-2，水的离子积与温度有关，温度升高Kw增大。
如1000C 时Kw =1.0×10-12 mol2·L-2 .3.无论是纯水还是酸、碱，盐等电解质的稀溶液，水的离子积为该温度下的Kw。
1、25 ℃时，水中存在电离平衡：H2O H＋＋OH－ΔH>0。
以下表达正确的选项是〔 B 〕A．将水加热，K w增大，pH不变B．向水中参加少量NaHSO4固体，c(H＋)增大，K w不变C．向水中参加少量NaOH固体，平衡逆向移动，c(OH－)降低D．向水中参加少量NH4Cl固体，平衡正向移动，c(OH－)增大2、25 ℃时，一样物质的量浓度的以下溶液：①NaCl②NaOH ③H2SO4④(NH4)2SO4，其中水的电离程度按由大到小顺序排列的一组是〔 C 〕A．④>③>②>① B．②>③>①>④C．④>①>②>③ D．③>②>①>④3、由水电离出的c(OH－)＝1×10－13mol/L的无色溶液中，一定能大量共存的离子组是〔 C 〕A．Cl－、AlO－2、Na＋、K＋B．Fe3＋、NO－3、K＋、H＋C．NO－3、Ba2＋、K＋、Cl－D．Al3＋、SO2－4、NH＋4、Cl－4、95 ℃时水的离子积K W＝1×10－12,25 ℃时K W＝1×10－14，答复以下问题：〔1〕95 ℃时水的电离常数K(95 ℃)________25 ℃时水的电离常数(填“>〞、“＝〞或“<〞)。
〔2〕95 ℃纯水中c(H＋)________c(OH－)(填“>〞、“＝〞或“<〞)。
人教版化学《水的电离和溶液的酸碱性》完美版课件1
能力 性
升高 温度
中性
加 HCl
酸性 不变
加
NaOH
碱性 不变
加醋 酸钠
碱性 不变
人教选修4第三章第二节 水的电离和溶液的酸碱性
考点2溶液的酸碱性和PH值
人教选修4第三章第二节 水的电离和溶的酸碱性人教选修4第三章第二节 水的电离和溶液的酸碱性 人教选修4第三章第二节 水的电离和溶液的酸碱性
人教选修4第三章第二节 水的电离和溶液的酸碱性 人教选修4第三章第二节 水的电离和溶液的酸碱性
• A．同样多 • B．HCl最多. • C．HCl、HNO3一样多 • D．CH3COOH最多.
人教选修4第三章第二节 水的电离和溶液的酸碱性
人教选修4第三章第二节 水的电离和溶液的酸碱性
有关pH的计算 (1)20mL0.01mol/LKOH溶液的pH为？ (2)30mL0.005mol/LH2SO4溶液的pH为？ (3)两溶液混合后，溶液的pH为？
(1)0.01mol/LKOH溶液的pH为12； ((）23))=0K0..O000H055溶mm液ooll/中/LLH×c2（2S=OO0H4.0-溶）1m液=o0的l./0Lp1，Hm为硫ol2酸/L；，的H体2积SO多4，溶故液混中合c（后H溶+ 液呈酸性，胡混合后溶液中c（H+）= =0.002mol/L，故混合 后溶液的pH=-log0.002=2.7， 答：混合后溶液的pH值为2.7．
人教选修4第三章第二节 水的电离和溶液的酸碱性
注意：
• 1、判断溶液的酸碱性一定要看H+和OH-的 相对大小，并非pH=7溶液一定呈中性，只 有在常温的条件下，才呈中性
• 2、常温下，pH=0时，并不表示溶液中没 有H+，只是此时H+浓度是1mol/L；同样， pH=14时OH-的浓度为1mol/L
《水的电离和溶液的酸碱性》知识点整理
《水的电离和溶液的酸碱性》知识点整理水的电离分为两部分：水的离子积和电离平衡的影响因素。
可以从水是一种极弱的电解质，弱电解质的电离引入，接下来对水的离子积进行讲解，包括公式、适用范围及影响因素。
接下来是影响电离平衡的因素，可通过引导分析的方式分析出温度、加酸碱及可水解的盐的影响及原因，这个地方可以对比记忆：直接加氢或氢氧根，抑制水电离;加可水解的盐，促进水电离。
水溶液中H+与oH-的浓度是相等的，但是大多数溶液中二者是不相等的，就会显示酸性或者碱性。
接下来看一下溶液的酸碱性。
这一部分的讲解可以从溶液酸碱性判断的依据及酸碱性强弱的表示方法两个方面进行讲解。
在用PH来表示溶液的酸碱性强弱的部分，除了讲解讲义上的PH的测定方法及常见酸碱指示剂及其的变色范围之外还应再扩展一部分——PH的计算方法。
计算方法分为五种情况：.单一酸碱溶液，直接根据公式、已知浓度进行计算。
2.稀释，这种情况要注意酸碱无限稀释，PH会无限接近于7但是不会跨越7。
讲解后注意跟XX年上半年教资真题相结合。
3.酸酸混合，注意混合后氢离子的浓度。
4.碱碱混合，注意先计算混合后oH-的浓度，然后根据水的离子积换算出H+的浓度，再进行PH的计算。
5.酸碱混合，根据混合后的结果又分为三种情况：中性、酸性、碱性。
混合后为酸性的，根据H+浓度的变化进行计算;混合后为碱性的，注意先计算混合后oH-的浓度，然后根据水的离子积换算出H+的浓度，再进行PH的计算。
注意结合XX年下半年教资真题。
除了理论计算之外我们还可以通过实验的方式测量溶液中的离子浓度。
接下来讲解酸碱中和滴定的实验原理、操作及误差分析。
为大家提供的高二化学下册水的电离和溶液的酸碱性知识点，大家仔细阅读了吗？最后祝同学们学习进步。
高二化学下册水的电离和溶液的酸碱性知识点
高二化学下册水的电离和溶液的酸碱性知识点
7但是不会跨越7。
讲解后注意跟2019年上半年教资真题相结合。
3. 酸酸混合，注意混合后氢离子的浓度。
4. 碱碱混合，注意先计算混合后OH-的浓度，然后根据水的离子积换算出H+的浓度，再进行PH的计算。
5. 酸碱混合，根据混合后的结果又分为三种情况：中性、酸性、碱性。
混合后为酸性的，根据H+浓度的变化进行计算;混合后为碱性的，注意先计算混合后OH-的浓度，然后根据水的离子积换算出H+的浓度，再进行PH的计算。
注意结合2019年下半年教资真题。
除了理论计算之外我们还可以通过实验的方式测量溶液中的离子浓度。
接下来讲解酸碱中和滴定的实验原理、操作及误差分析。
小编为大家提供的高二化学下册水的电离和溶液的酸碱性知识点，大家仔细阅读了吗?最后祝同学们学习进步。
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水的电离与溶液的酸碱性
考点1 水的电离平衡概念和影响平衡的因素
1.水的电离平衡和电离平衡常数
H2O + H2O H3O+ + OH-ΔH>0 或者H2O H+ + OH- ΔH>0
①25℃时：K W= =10-14mol·L-1
②Kw随温度升高而
2.水的电离度
对于水c(H2O)=(1000g/L)/(18g/mol) = 55.56mol/L(常数).
常温时α水=10-7/55.6=1.8×10-9=1.8×10-7%
所以水是的电解质.比水还难电离的物质通常看作是非电解质.
3.影响水的电离度大小的因素:
(1)温度的影响规律:升高温度,水的电离度.
(2)浓度的影响规律:
①加入酸, c(H+)增大,水的电离平衡向移动,水的电离度。
②加入碱, c(OH-)增大,水的电离平衡向移动,水的电离度。
③加入因水解而使溶液呈酸性或呈碱性的盐,使水的电离度。
④加入因电离而使溶液呈酸性的酸式盐, 如:NaHSO4、NaHSO3和NaH2PO4等,相当于加入酸的作用,使水的电离度。
[特别提醒]：水的离子积不仅适用于纯水，还适用于稀的电解质溶液。
［例1］向纯水中加入少量的KHSO4固体（温度不变），则溶液的（）
A、pH值升高
B、[H+]和[OH-]的乘积增大
C、酸性增强
D、OH-离子浓度减小
考点2 溶液的酸碱性和pH值
1.溶液酸性、中性或碱性的判断依据是：看和的相对大小.
在任意温度的溶液中：若c（H+）>c（OH-）
c（H+）=c（OH-）
c（OH-）>c（H+）
2.溶液的pH值:氢离子浓度的负对数。
pH= ；同理pOH=
[特别提醒]：在标准温度(25℃)和压力下，pH=7的水溶液（如：纯水）为中性，水的离子积常数为1×10-14，且c(H+)和c(OH-)都是1×10-7mol/L。
pH愈小，溶液的酸性愈强；pH愈大，溶液的碱性也就愈强。
通常pH是一个介于0和14之间的数,当pH<7的时候,溶液呈酸性,当pH>7的时候,
[例2] (1)某温度下,某溶液的pH=7,该溶液一定是中性溶液吗?
(2)某温度下纯水的c（H+）==2.0×10-7mol/L。
在此温度下，某溶液中由水电离出的c（H+）为4.0×10-13mol/L，则该溶液的pH值可能是________。
［解析］在该温度下，kw= c（H+）·c（OH-）=2.0×10-7×2.0×10-7=4.0×10-14。
c（H+）＝4.0×10-13mol/L，则溶液可能呈酸性或碱性。
若酸性溶液，溶液中的c（H+）=4.0×10-14/4.0×10-13=1.0×10-1mol/L。
所以溶液的pH值=－lg c（H+）=－lg（1×10-1）=1；若碱性溶液，则溶液的pH值=－lg c（H+）=－lg4.0×10-13=13－lg4=12.4。
【答案】(1)不一定(2)该溶液的pH值可能为1或12.4。
[规律总结](1)在25℃时是中性溶液，低于25℃时是弱酸性溶液，高于25℃时是弱碱性溶液。
(2)本题的情境转换成非理想状况，主要考查考生灵活应变的能力。
考点3 pH值计算的基本规律
1. 两种强酸溶液混和，先求c(H+)，再求pH。
C(H+)=
两种强酸溶液等体积混和，且原溶液pH值相差≥2时，把稀溶液（pH较大的）当作水来处理,混和液的pH值=小pH+0.3。
2.两种强碱溶液混和,先求c(OH-),再通过求c(H+),最后求pH值.
C(OH-)=
两种强碱溶液等体积混和，且原溶液pH值相差≥2时，把稀溶液（pH值较小的）当作水来处理,混和液的pH=大pH－0.3。
3.强酸和强碱混和,先确定过量离子的浓度:
若H+过量c(H+)=(c(H+)酸V酸－c(OH_)碱V碱)／(V酸+V碱)
若碱过量c(OH-)=(c(OH-)碱V碱－c(H+)酸V酸)／(V碱+V酸)
当酸过量时，必须以剩余的氢离子浓度来计算溶液的PH 值；当碱过量时，必须以剩余的氢氧根离子浓度来计算溶液的POH值,再求pH值。
4. 有关酸、碱溶液的稀释
强酸溶液每稀释10倍，pH增大一个单位，弱酸溶液每稀释10倍，pH增大不到一个单位；
[例3] 求下列溶液的pH：
（1）某H2SO4溶液的浓度是0.005mol/L：①求此溶液的pH；②用水稀释到原来体积的100
倍；③再继续稀释至104倍
（2）pH=3的盐酸与pH=5的硫酸等体积混合
（3）pH=10和pH=12的两种NaOH 溶液等体积混合
（4）pH=12的NaOH 和pH =4的HCl 等体积混合
[解析]（1）① c （H +）=0.005mol/L×2=0.01 mol/L ，∴ pH=-lg10-2=2
② c （H +）=0.01mol/L÷100=10-4 mol/L ，∴ pH=-lg10-4=4
③ pH=7（强调酸稀释后不会变成碱！）
（2）c （H +）=210105
3--+=5×10-4, ∴ pH=-lg(5×10-4)=4-lg5=3.3
(强调10-3是10-5的100倍，所以10-5可以忽略不计)
（3）因为溶液呈碱性c （OH —）=210102
4--+=5×10-3∴ c （H +）=314
10510--⨯=2×10-12
∴ pH=-lg(2×10-12)=12-lg2=11.7
（4）NaOH 中c （OH —）=10-2 mol/L,HCl 中c （H +）=10-4 mol/L 二者等体积反应，碱过量，反应后溶液呈碱性。
所以反应后c （OH —）=210104
2---=5×10-3 ∴ c （H +）=314
10510--⨯=2×10-12
∴pH=-lg(2×10-12)=12-lg2=11.7
[规律总结] （1）两强酸等体积混合 混合后的pH=小的+0.3
(2)两强碱等体积混合 混合后的pH=大的—0.3
(3)当按所给反应物质的量之比计算时，酸碱不论强弱，谁大谁过剩，溶液呈谁性。
(4)酸碱等体积混合①pH = 2 某酸与pH = 12 某碱混合pH 难定；②pH = 4 某酸与pH = 10 NaOH 混合 pH≤7；③pH = 4 H 2SO 4与pH = 10 某碱混合pH≥7；④0.01mol/L pH = 2 一元酸与0.1mol/L pH = 12一元碱混合pH = 7
(5) pH 减小一个单位，c(H +)扩大为原来的10倍。
pH 增大2个单位，c(H +)减为原来的1/100
(6)稀释规律：分别加水稀释m 倍时，溶液的物质的量的浓度均变为原来的 1/m , 强酸中c （H +）变为原来的1/m ,但弱酸中c （H +）减小 小于m 倍，故稀释后弱酸酸性强于强酸。
参考答案
考点1 1. c(H+)•c(OH-) 增大
2. 极弱
3. （1）增大（2）①逆减小②逆减小③增大④减小
考点2 1. c(H+) c(OH-) 酸性中性碱性 2. －lg c（H+）－lg c（OH-）考点3 1.（c(H+)1V1+c(H+)2V2）／（V1+V2）
2. Kw （c(OH-)1V1+c(OH-)2V2）／（V1+V2）
考点4 （1）双水解（2）氧化还原（3）络合（4）复分解。