高中化学-水的电离&电离平衡
高中化学解题方法--水的电离
高中化学解题方法--水的电离如何判断(或计算)溶液中c水(H＋)或c水(OH－)的大小，如何找出c水(H＋)与c水(OH－)的物料守恒关系，是本篇解决的问题。
●难点磁场请试做下列题目，然后自我界定学习本篇是否需要。
Na2S(aq)中，下列说法正确的是________。
A.2c(Na＋)＋c(H＋)====c(S2－)＋c(HS－)＋c(OH－)B.c(Na＋)＋c(H＋)====2c(S2－)＋c(HS－)＋c(OH－)C.c(H＋)＋c(HS－)＋2(H2S)====c(OH－)D.c(Na＋)====2c(S2－)＋2(HS－)＋2c(H2S)●案例探究[例1]室温下，在pH=12的某溶液中，由水电离生成的c(OH－)为A.1.0×10－7 mol·Ｌ－1B.1.0×10－6 mol·Ｌ－1C.1.0×10－2 mol·Ｌ－1D.1.0×10－12 mol·Ｌ－1命题意图：考查学生对不同条件下水电离程度的认识，同时考查学生思维的严密性。
知识依托：水的离子积。
错解分析：pH=12的溶液，可能是碱溶液，也可能是盐溶液。
忽略了强碱弱酸盐的水解，就会漏选D。
解题思路：先分析pH=12的溶液中c(H＋)、c(OH－)的大小。
由c(H＋)=10－pH得：c(H＋)=1.0×10－12 mol·L－1c(OH－)=1.0×10－2 mol·L－1再考虑溶液中的溶质：可能是碱，也可能是强碱弱酸盐。
最后进行讨论：(1)若溶质为碱，则溶液中的H＋都是水电离生成的：c水(OH－)=c水(H＋)=1.0×10－12 mol·Ｌ－1(2)若溶质为强碱弱酸盐，则溶液中的OH－都是水电离生成的：c水(OH－)=1.0×10－2 mol·Ｌ－1答案：CD[例2](NH4)2CO3(aq)中存在________种粒子。
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。
【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。
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 《水的电离和溶液的酸碱性课件 新人教版选修4
C(H+) = 1×10—7mol/L C(OH-) = 1×10—7mol/L
讨论：KW100℃=10-12 在100 ℃ 时，纯水中C(H+)为多少？
C(H+) =10-6mol/L C(H+) ＞1×10—7mol/L是否说明100 ℃ 时纯水溶液呈酸性？
不是，此时的纯水仍然呈中性！ 100℃ 时， C(H+) = 1×10—7mol/L溶液呈酸性还是碱性？ 呈酸性！ 碱性！
2、影响KW的因素
KW只是温度的函数（与浓度无关） 温度升高， KW值增大
如：KW25℃=10-14 KW100℃=10-12
讨论
条件改变对水的电离平衡及Kw的影响
1. 升高温度，Kw增大。已知KW100℃=10-12，则在100 ℃时纯水 中的[H+]等于多少？
C(H+) ＝ 10-6
2. 温度不变，加入溶质对水的电离平衡及KW的影响。 加入酸（如：HCl）或碱（如：NaOH）对水的电离有什么 影响？（促进还是抑制？）Kw呢？ 酸碱由于电离产生H+或OH-，能抑制水的电离，使水的电
有关pH的计算
3、强酸、强碱溶液两两等体积混合后溶液的计算
混合物质 A、B均为酸 A、B均为碱 A是酸、B是碱 两种溶液pH关系 混合后溶液 pH pHA+0.3 pHB-0.3 7 pHA+0.3
pHA<pHB pHA<pHB pHA+pHB=14 pHA+pHB<14(酸剩 余) pHA+pHB>14(碱剩 pHB-0.3 注意：酸碱溶液的 pH 余 ) 之差必须≥2，否则误差较大。
有关pH的计算
1、单一溶液的计算 ①强酸溶液中，如 HnA ，设浓度为 c mol/L , C(H+) =nc mol/L ， pH= －lg C(H+) = －lg nc ； ②强碱溶液中，如B(OH)n ，设浓度为c mol/L , C(H+) =10-14/nc ，pH= －lg C(H+) = 14＋ lg nc；
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________。
水的电离知识点
精心整理水的电离（1）电离平衡和电离程度水是极弱的电解质，能微弱电离H2O+H2OH3O++OH-，通常简写为H2OH++OH-；ΔH>0K W增大。
纯水由25℃升到100℃，c(H)和c(OH)从1×10mol/L增大到1×10mol/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。
练习：影响水的电离平衡的因素可归纳如下：⑴表示方法pH=-lgc(H+)c(H+)=10-pHpOH=-lgc(OH-)c(OH-)=10-pOH常温下，pH+pOH=-lgc(H+)-lgc(OH-)=-lgc(H+)·c(OH-)=14。
⑵溶液的酸碱性与pH的关系(常温时)①中性溶液：c(H+)=c(OH-)=1×10-7mol·L-1，pH=7。
②酸性溶液：c(H+)>1×10-7mol·L-1>c(OH-),pH<7，酸性越强，pH越小。
③碱性溶液：c(H+)<1×10-7mol·L-1>c(OH-),pH>7，碱性越强，pH越大。
思考：1、甲溶液的pH是乙溶液的2倍，则两者的c(H+)是什么关系？2、pH<7的溶液是否一定成酸性？（注意：pH=0的溶液c(H+)=1mol/L。
）测定溶液pH时，pH试剂不能用蒸馏水润湿(否则相当于将溶液稀释，使非中性溶液的pH测定产生误差)；不能将pH试纸伸入待测试液中，以免污染试剂。
标准比色卡的颜色按pH从小到大依次是：红(酸性)，蓝(碱性)。
③pH计法：精确测定溶液pH。
4、有关pH的计算基本原则：一看常温，二看强弱（无强无弱，无法判断），三看浓度（pHorc）酸性先算c(H+)，碱性先算c(OH—)⑴单一溶液的pH计算①由强酸强碱浓度求pH②已知pH求强酸强碱浓度⑵加水稀释计算①强酸pH=a，加水稀释10n倍，则pH=a+n。
高中化学水的电离和PH值的计算优秀课件
碱性增强
注意： 1、pH范围：0 <pH < 14
2、 pH 每减小1个单位， c(H+)增大为原来的10倍。 pH 每增大1个单位， c(OH-)增大为原来的10倍。 pH 相差n， c(H+)相差10n倍。
〔二〕溶液pH pH = -lg c(H+)
c(H+) =10-pH
例如：25℃时，纯水或中性溶液， c(H+) ＝ 1×10-7 mol/L， 溶液pH为： pH = -lg c(H+) = -lg(1×10 -7) = 7
= 1×10-7 > 1×10-7 < 1×10-7
溶液酸碱性
中性 酸性 碱性
思考：假设为100℃呢？
某温度下，Kw=1×10-12
c(H+)=c(OH-)=10-6 c(H+) > 10-6mol/L,c(OH-) < 10-6 c(H+) < 10-6mol/L,c(OH-) > 10-6
中性 酸性
C. 水的电离度：（25C） （35C）
D. 水的电离是吸热过程
讨论2：假设溶液中由水电离产生的c(OH-)＝10-12 mol·L-1，满 足
此条件的溶液中一定可以大量共存的是〔 〕 A．Al3+、Na+、NO3-、CO32B．K+、Na+、Cl-、NO3C．K+、Na+、Cl-、S2D．K+、NH4+、SO42-、NO3-
① pH 0的盐酸 ② 0.1mol L1的盐酸 ③ 0.01mol L1的NaOH溶液 ④ pH 11的NaOH溶液
A.1:10 :100 :1000 C.14 :13 :12 :11
高中化学第八章水溶液中的离子反应与平衡第二节水的电离和溶液的pH教学课件
当滴入[16]__________标准液，溶液变色，且[17]________内不恢复原色，视为滴定达到终点并记录消耗标准液的体积。读数时，视线要[18]____________________。
（4）数据处理按上述操作重复[19]______次，求出用去标准盐酸体积的平均值，根据 _____________计算。
酸碱恰好中和时溶液不一定呈中性，最终溶液的酸碱性取决于生成的盐的性质，强酸强碱盐的溶液呈中性，强碱弱酸盐的溶液呈碱性，强酸弱碱盐的溶液呈酸性。
2.实验用品
（1）主要仪器和试剂
试剂：标准液、待测液、指示剂、蒸馏水。
（2）滴定管的使用①酸式滴定管下端为玻璃活塞，能耐酸和氧化剂的腐蚀，可用于盛装酸性或氧化性溶液，但不能盛装碱性溶液。②碱式滴定管下端为橡胶管和玻璃珠，橡胶易被酸性或氧化性溶液腐蚀，所以碱式滴定管一般盛装碱性溶液。
除 外，常见的还有 、 、 等。
3.溶液 的测定
（1） 试纸测定溶液 时，试纸不能润湿。
（2）若某溶液具有漂白性或强氧化性,则不能用 试纸测定其 。如氯水、双氧水、浓硫酸等。
技巧点拨溶液酸碱性的判断方法
1.根据 、 、 进行判断： ,溶液呈酸性; ,溶液呈中性; ,溶液呈碱性。其中: , , 。
最后半滴
半分钟
与凹液面最低处相切
（3）终点判断、读数
教材素材变式
1. 实验室用基准Na2CO3配制标准溶液并标定盐酸浓度,应选甲基橙为指示剂,并以盐酸滴定Na2CO3标准溶液。下列说法错误的是A.可用量筒量取25.00 mL Na2CO3标准溶液置于锥形瓶中B.应选用配带塑料塞的容量瓶配制Na2CO3标准溶液C.应选用烧杯而非称量纸称量Na2CO3固体D.达到滴定终点时溶液显橙色
高中化学人教版选修四3.2-第一课时-水的电离
第二节水的电离和溶液的酸碱性第一课时 水的电离1．水是极弱的电解质，其电离方程式为H 2OH ＋＋OH －。
2．常温下，水的离子积常数K W ＝c (H ＋)·c (OH －)×10－14。
3．K W 只受温度的影响，不受溶液酸、碱性的影响，温度不变，K W 不变。
4．升高温度能促进水的电离，水的离子积常数增大。
水的电离水是一种极弱的电解质，电离方程式为H 2O ＋H 2O H 3O ＋＋OH －，简写为H 2OH ＋＋OH －，水的电离常数K 电离＝c (H ＋)·c (OH －)c (H 2O )。
2．影响水电离平衡的因素改变条件 水的电离 平衡 溶液中 c (H ＋) 溶液中 c (OH －) 升高温度 右移 增大 增大 加入酸 左移 增大 减小 加入碱 左移 减小 增大 加入活泼 金属(如Na)右移减小 增大1．[双选题]下列微粒中能影响水的电离平衡，且使水的电离平衡向左移动的是( ) A ．HSO －4 B ．C 2H 5OH C ．Na D ．[ O H]－解析：A 项HSO －4电离出H ＋使溶液显酸性抑制水的电离；B 项C 2H 5OH 是非电解质，对H 2O 的电离无影响；C 项金属钠使H 2O 电离平衡向右移动；D 项为OH －，抑制水的电离。
答案：AD水的离子积常数[自学教材·填要点]1．推导由精确的实验可知，25℃时，1 L纯水( mol)只有1×10－7 mol H2O电离，则c(H2O)几乎不变，可视为常数，又因为K电离为常数，所以c(H＋)·c(OH－)＝K电离·c(H2O)为一常数，记为K W。
2．表达式K W＝c(H＋)·c(OH－)；25℃时，K W＝×10－14。
3．影响因素水的离子积K W，只受温度的影响，温度升高，K W增大。
4．适用范围K W不仅适用于纯水，还可适用于稀的电解质水溶液。
人教版高中化学选择性必修第1册 《水的电离和溶液的pH》教学设计
《水的电离和溶液的pH》教学设计一．课标解读1.内容要求认识水的电离，了解水的离子积常数，认识溶液的酸碱性及pH，掌握检测溶液pH的方法。
2.学业要求能进行溶液pH的简单计算，能正确测定溶液pH，能调控溶液的酸碱性。
能选择实例说明溶液pH的调控在工农业生产和科学研究中的重要作用。
二．教材分析本节内容选自选择性必修一（人教版）第三章第二节的内容，这部分内容位于弱电解质的电离平衡之后，盐类的水解内容之前，是对弱电解质的电离内容的延伸同时也为盐类的水解作铺垫。
该节包含三个内容：水的电离、溶液的酸碱性与pH和酸碱中和滴定。
一开始，教材以“水的全部分子形成存在，还是部分以离子形式存在？”为问题，根据精确的导电性实验表明，水是一种极弱的电解质，突出了实验事实在化学研究的重要作用。
与旧教材设计不同的是，教材中给出了水的电离方程式后，直接给出水的离子积这一概念，同时给出不同温度下水的离子积常数供学生有充分的理论依据得出温度对水的离子积常数的影响，便于学生理解同时加强学生信息获取的能力。
本节第二部分为溶液的酸碱性和pH。
教材指出了水的离子积不仅适用于纯水，也适用稀的电解质溶液，并让学生运用平衡移动原理分析常温下，纯水以及酸碱溶液中c(H+)、c(OH-)的值或变化趋势，让学生通过比较三种水溶液中c(H+)与c(OH-)的大小了解溶液酸碱性的本质原因以及溶液酸碱性与c(H+)、c(OH-)的关系。
同时说明了引入pH的必要性，随即介绍了pH的计算公式，强调了pH的应用范围。
随后，介绍了溶液的pH测量方法及相关仪器的介绍，并说明了pH在人类生活中的重要性。
新版教材的内容编排环环相扣、层次递进，还安排了“资料卡片”、“科学·技术·社会”等栏目，丰富了学生的知识。
三．学情分析通过以前章节的学习，学生已经掌握了强弱电解质以及电离方程式的书写、化学平衡等理论知识, 对可逆反应的平衡移动有一定的分析能力，但是对于使用pH对酸碱溶液中c(H+)、c(OH-)的计算还存在困难。
最新高中化学-水的电离及电解质在水溶液中的存在形态
第1节水溶液第1课时水的电离及电解质在水溶液中的存在形态(1)水的电离方程式：H2O H＋＋OH－。
(2)25 ℃时K W＝[H＋]·[OH－]＝1.0×10－14 mol2·L－2。
(3)强电解质溶于水时完全电离，以离子形式存在，弱电解质溶于水时部分电离，在水溶液中主要以分子形式存在。
[自学教材·填要点]1．水的电离(1)电离特点：微弱，可逆过程。
(2)电离方程式：H2O H＋＋OH－。
2．水的离子积常数(1)水的电离平衡常数表达式为K ＝[H ＋]·[OH －][H 2O]。
(2)水的离子积常数表达式为K W ＝[H ＋]·[OH －]。
(3)K W 的影响因素：①25 ℃时，K W ＝1.0×10－14_mol 2·L －2。
②水的电离是吸热的可逆过程，故温度升高，K W 增大。
③水的离子积常数只受温度的影响，与[H ＋]、[OH －]的变化无关。
[师生互动·解疑难](1)水的离子积是水达到电离平衡时具有的性质，不仅适用于纯水，也适用于其他物质的稀水溶液，如酸、碱、盐溶液中都有K W ＝[H ＋]·[OH －]，在常温时K W ＝1.0×10－14 mol 2·L －2。
(2)K W ＝[H ＋][OH －]的表达式中[H ＋]、[OH －]指的是溶液中总的[H ＋]和[OH －]，包括水电离的和溶质电离的，在计算中如果酸、碱浓度大，水电离出来的[H ＋]水或[OH －]水可忽略不计。
(3)任何水溶液中均存在水的电离平衡，即任何水溶液中均存在着H ＋和OH －，且由水电离出的H ＋和OH －浓度相等。
1．25 ℃时，0.01 mol·L －1的NaOH 溶液中，由水电离产生的OH －的浓度是________。
解析：K W ＝[H ＋][OH －]，[OH －]水＝[H ＋]＝K W [OH －]＝10－14 mol 2· L －20.01 mol·L －1＝10－12 mol·L －1答案：10－12 mol·L －1[自学教材·填要点]1．强、弱电解质(1)在稀的水溶液中完全电离的电解质是强电解质，包括强酸、强碱和大多数盐；在水溶液中不完全电离的电解质是弱电解质，其溶液中存在着电离平衡。
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
高中化学(4)最易错考点系列考点9 水的电离与离子积常数 含解析
考点九水的电离与离子积常数【考点定位】本考点考查水的电离与离子积常数，理解水的电离平衡及影响因素，明确温度对离子积常数的影响，并能准确判断水的电离平衡移动方向.【精确解读】1．电离平衡和电离程度水是极弱的电解质,能微弱电离H2O+H2O H3O++OH—，通常简写为H2O H++OH-；△H＞0 25℃时，纯水中c（H+）=c(OH—）=1×10-7mol/L2．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）同离子效应:加入与弱电解质具有相同离子的电解质时,使电离平衡向逆反应方向移动．（3）化学反应：①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；②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．3．水的离子积常数（1）定义: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(2)离子积常数的影响因素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．【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。
【精细剖析】1．影响水的电离平衡的因素可归纳如下：（1）水溶液呈酸性的酸式盐（如NaHSO4，NaH2PO4,NaHSO3,NH4HSO4等)，会抑制水的电离;①强碱强酸的酸式盐：如NaHSO4,在其水溶液中发生完全电离，因此溶液呈酸性，会抑制水的电离;②强酸弱碱的酸式盐：强酸和弱碱生成的盐：如NH4HSO4，溶液呈酸性．（溶液显酸性是由于HSO4-的电离，HSO4—电离程度远远大于NH4+水解,并一定程度上抑制NH4+水解;（2）水溶液呈碱性的酸式盐(如NaHCO3，NaHPO4，NaHS等)，因电离趋势小于水解趋势，溶液呈碱性,会促进水的电离。
高中化学选择性必修一第3章第2节 水的电离和溶液的pH 基础知识讲义
第二节水的电离和溶液的pH一、水的电离（一）水的电离1、电离方程式：H2O H++OH-或H2O+H2O H3O ++OH-2、特点：（1）极难电离（2）可逆过程，吸热（3）25℃，水中的c(H+)=c(OH-)=1.0×10-7mol/L（4）由水电离出的H+与OH-浓度相等，即c(H+)水=c(OH-)水3、影响因素：（1）促进：①升温②加活泼金属③加弱碱阳离子或弱酸阴离子（即能水解的盐）④电解（2）抑制：①降温②加酸或碱③加强酸酸式盐（二）水的离子积1、定义：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，称为水的离子积常数，简称水的离子积，用K w表示。
2、表达式：K w=c(H+)·c(OH-)说明：①c(H+)和c(OH-)均表示整个溶液中的H+、OH-的总物质的量浓度②K w不仅适用于纯水，也适用于酸、碱、盐的稀溶液酸溶液中：K w= c(H+)酸·c(OH-)水碱溶液中：K w= c(H+)水·c(OH-)碱盐溶液中：K w= c(H+)水·c(OH-)水③不同溶液中的c(H+)、c(OH-)可能不同，但任何溶液中的c(H+)水=c(OH-)水④25℃时，水中的c(H+)=c(OH-)=1.0×10-7mol/L，K w=1.0×10-14100℃时，水中的c(H+)=c(OH-)≈1.0×10-6mol/L，K w=1.0×10-12⑤K w有单位，其单位为mol2·L-2，因其复杂通常省略⑥K w只与温度有关，温度升高，K w增大，水更易电离二、溶液的酸碱性与pH（一）溶液酸碱性的判断：看c(H+)与c(OH-)的相对大小当c(H+)=c(OH-)时，为中性；当c(H+)>c(OH-)时，为酸性；当c(H+)<c(OH-)时，为碱性（二）酸性强弱的判断溶液中酸性的强弱：c(H+)越大，酸性越强酸的酸性强弱：看酸电离出的H+的难易，越容易电离出H+，酸性越强（三）溶液酸碱性的表示方法当c(H+)或c(OH-)大于或等于1mol/L时，用c(H+)或c(OH-)直接表示当c(H+)或c(OH-)小于1mol/L时，用pH表示（四）pH1、定义：用c(H+)的负对数来表示溶液酸碱性的强弱2、适用范围：稀溶液3、表达式：pH=-lgc(H+) 或c(H+)=1.0×10-pH mol/L4、意义：pH↑→碱性增强，pH↓→酸性增强5、pH与溶液酸碱性的关系：K W 注：在分析c(H )、pH 与溶液的酸碱性关系时，要注意溶液的温度（五）溶液酸碱性的测定方法1、用pH 试纸测定（1）pH 试纸的制作：是将试纸用多种酸碱指示剂的混合溶液浸透，经晾干制成的，pH 试纸一般呈黄色。
高中化学-10.26水的电离
判断正误：
1、如果c(H+)不等于c(OH-)则溶液一定呈现酸碱性。正确 2、在水中加酸会抑制水的电离，电离程度减小。正确 3、如果c(H+)/c(OH-)的值越大则酸性越强。正确 4、任何水溶液中都有c(H+)和c(OH-)。 正确 5、c(H+)等于10-6mol/L的溶液一定呈现酸性。错误 6、对水升高温度电离程度增大，酸性增强。错误
2、pH=13 的Ba(OH)2 溶液与pH=10的NaOH溶液 体积比按1∶1混合后的pH值______。 3、pH=13 的NaOH溶液与pH=12的NaOH溶液体积 比按1∶1混合后的pH值______。
两种pH值不同的强碱等体积混合时
△pH≥2 时， pH混=pH大- 0.3 △pH=1 时， pH混= pH大- 0.26
C. a=5时，A是强酸，B是弱酸
7 a
A
D. 若A、B都是弱酸，则5＞a＞2
B
2
1
1000 V/mL
三、有关pH 的计算——3.溶液的混合
1、强酸与强酸混合
❖pH=2的盐酸和pH=4的盐酸溶液等体积混合后，所
得溶液的pH＝
。
❖pH=2的盐酸和pH=5的硫酸溶液等体积混合后，所
得溶液的pH＝
。
❖pH=3的盐酸和pH=4的硫酸溶液体积比按1∶1混合
溶液中的c(H+) 和c(OH－)
c(H+) ＞c(OH－) c(H+) ＝c(OH－) c(H+) ＜c(OH－)
溶液的酸碱性
酸性
中性 碱性
电解质溶液呈酸碱性是由c(H+)与 c(OH－)的相 对大小决定的。
任何温度，无论酸性、中性、碱性溶液，都存在 水电离出的H＋、OH－，并且由水电离出的这两种 离子的浓度一定相等。
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高中化学——水溶液中的离子平衡【本节学习目标】（1）了解电解质的概念（2）根据电解质在水溶液中的电离与电解质溶液的导电性，理解强电解质和弱电解的概念，并能正确书写电离方程式（3）理解弱电解质在水溶液中的电离平衡（4）了解水的电离及离子积常数（5）认识溶液的酸碱性、溶液中c(H+)和c(OH－)、pH三者之间的关系，并能进行简单计算（6）了解酸碱中和滴定的原理（7）了解溶液pH的调控在生活、生产和科学研究中重要作用（8）理解盐类水解的原理，掌握影响盐类水解程度的主要因素和盐类水解的应用（9）在理解离子反应本质的基础上，能从离子角度分析电解质在水溶液中的反应（8）了解难溶电解质的溶解平衡及沉淀转化的本质学习重点：弱电解质在水溶液中的电离平衡，盐类水解的原理、影响盐类水解程度的主要因素和盐类水解的应用学习难点：弱电解质在水溶液中的电离平衡，盐类水解平衡【知识要点梳理】一、电解质的电离平衡COOHO4说明：BaSO 4、AgCl 、CaCO 3是强电解质，它们的水溶液中离子浓度非常小，导电能力非常弱，但溶解的那一小部分是完全电离的； Fe(OH)3的溶解度也很小， Fe(OH)3属于弱电解质；HCl 、 CH 3COOH 的溶解度都很大， HCl 属于强电解质，而CH 3COOH 属于弱电解质；所以电解质的强弱与其溶解性没有必然联系。
（三）、弱电解质的电离平衡及其移动⒈电离平衡的概念：在一定条件（如温度、浓度）下，当电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态 ⒉电离平衡的特征：弱电解质的电离平衡属于化学平衡中的一种，具有以下一些特征： “逆”——弱电解质的电离是可逆的 “动”——电离平衡是动态平衡 “等”—— v(离子化)=v (分子化)≠0“定”——在电离平衡状态时，溶液中分子和离子的浓度保持不变。
“变”——电离平衡是相对的、暂时的，当外界条件改变时，平衡就会发生移动 3.影响电离平衡的因素： （1）内因：弱电解质本身的结构（2）外因：温度、浓度等（符合勒夏特列原理）思考分析：0.1mol/L 醋酸溶液做下列改变后各参数的变化情况：－ +分析：稀释冰醋酸过程中各量[nH+、a、c(H+)、导电性]的变化曲线：再如：在0.1mol·mol-1的氨水溶液中，存在如下电离平衡：NH3+H2O NH4++OH－（正反应为吸热反应）。
在此平衡体系中，若按下列情况变动，4．电离常数（1）概念：电离平衡的平衡常数（2）表示方法：CH3COOH CH3COO—+ H+K a =NH3·H2O NH4+ +OH—K b =酸性：H2C2O4＞CH3COOH＞H2CO3（3）说明：①K越大，该弱电解质越易电离。
所以可以用Ka 或Kb的大小判断弱酸或弱碱的相对强弱。
②K只与温度有关，不随浓度改变而改变。
③多元弱酸（碱）分步电离，酸（碱）性的强弱主要由第一步电离决定。
如H3PO4的电离：H 3PO4H+ + H2PO4-K1= 7.1×10-3H 2PO4-H+ + HPO42- K2= 6.3×10-8HPO42-H+ + PO43-K3= 4.2×10-13注：K1＞＞K2＞＞K3（四）．判断电解质强弱的方法(1)不完全电离：①0.1mol/L的醋酸pH ＞1②与同浓度的盐酸对比导电性③与同浓度的盐酸对比溶液的pH④与同浓度的盐酸对比与锌粉反应的速率(2)电离平衡：⑤将溶液冲稀1000倍后pH的变化⑥与同pH的盐酸等倍冲稀后比较pH变化⑦同pH的盐酸和醋酸与足量的锌粒反应产生氢气的体积或速率(3)水解平衡：⑧测得0.1mol/L的醋酸钠溶液的pH ＞7(4)化学反应(利用较强酸制备较弱酸判断酸性强弱)⑨将CO2通入苯酚钠溶液出现混浊:酸性：H2CO3＞C6H5OH二、水的电离和溶液的pH （一）．水的电离与水的离子积在纯水或水溶液中H2O H++OH—△H＞0或：2H2O H3O++OH—△H＞025℃c(H+)=c(OH-) =1×10-7mol/L c(H+)·c(OH-)=1×10-14=Kw100℃ c(H+)=c(OH-) =1×10-6mol/L c(H+)·c(OH-)=1×10-12=Kw说明：(1)Kw只与温度有关，温度越高Kw越大。
因水的电离是吸热过程，升高温度Kw将增大，100℃时，c(H+)=c(OH-)=1×10-6mol/L，Kw=c(H+)·c(OH-)=1×10-12。
(2)Kw不仅适用于纯水，也适用于酸、碱、盐的稀溶液。
（二）．溶液中酸碱性的判断1、通过浓度和pH判断判断溶液的酸碱性一般有两种方法，例如：方法一25℃ 100℃中性溶液 c(H+)=c(OH-) pH=7 pH=6酸性溶液 c(H+)＞c(OH-) pH＜7 pH＜6碱性溶液 c(H+)＜c(OH-) pH＞7 pH＞6+-+-3（三）．溶液中pH值的测定方法测定溶液的pH值一般有三种方法：①利用酸碱指示剂，酸碱指示剂只能测出大概pH值范围不能测出具体的pH值；石蕊试液红色 5 紫色 8 蓝色酚酞试液无色 8.2 粉红10 红色甲基橙红色 3.1 橙色 4.4 黄色②利用pH试纸，pH试纸测定的为溶液中c(H+)浓度，使用时不能润湿。
正确的操作方法为：用干燥洁净玻璃棒蘸取试液滴在试纸上，迅速和标准比色卡对比；③用pH计。
（四）．关于简单pH值的计算1、酸、碱溶液稀释后的pH值2、酸或碱溶液的pH值计算3、酸、碱混合后的PH值计算①两种强酸混合。
核心问题是混合溶液中c(H+)②两种强碱溶液混合③强酸与强酸强碱与强碱强酸与强碱相互混和。
三、盐类水解1．盐类的水解原理：(1)定义：在溶液中盐的离子跟水所电离出来的H+或OH-生成弱电解质的过程。
(2)实质：促进水的电离平衡的过程。
(3)规律：有弱才水解、都弱都水解、越弱越水解、谁强显谁性。
(4)特点：①水解反应和中和反应处于动态平衡，水解进行程度一般很小。
②水解反应为吸热反应。
基于以上特点，盐在水解时不会产生沉淀和气体，因此在书写水解离子方程式时不画“↓”、“↑”，用可逆号“”连接。
③多元弱酸根离子分步水解，以第一步为主。
2．水解平衡移动：Cl溶液水解为例，分析改变条件对水解平衡的影响：以NH4+ +3、水解的应用：(1)判断盐溶液的酸碱性及判断弱酸(或弱碱)酸性(或碱性)强弱。
(2)比较溶液中离子浓度的大小(一看反应、二分主次、三抓守恒)。
(3)判断溶液中离子能否大量共存。
(4)配制某些盐溶液：配制CuSO4溶液：加少量稀H2SO4抑制Cu2+水解；配制FeCl3溶液：加少量稀HCl抑制Fe3+水解；配制FeSO4溶液：加少量稀H2SO4抑制Fe2+水解、同时加少量Fe屑防止Fe2+被氧化。
(5)(6)溶液中某些离子的除杂，需考虑盐的水解：MgCl2(杂质：FeCl3)——加MgO、Mg(OH)2或MgCO3CuCl2(杂质：FeCl3) ——加CuO、Cu(OH)2或CuCO3(7)泡沫灭火剂的反应原理。
(8)明矾、氯化铁的净水。
(9)纯碱(Na2CO3)溶液去油污。
Cu（10）制备无水盐：由MgCl2·6H2O制无水MgCl2在HCl气流中加热，以防止Mg2+水解生成Mg(OH)2。
四、酸碱中和滴定1．滴定原理(1)定义：用已知浓度的酸(或碱)来测定未知浓度的碱(或酸)浓度的实验方法。
(2)原理：以一元强酸与一元强碱反应为例：H+ + OH- = H2O1mol 1molC 1V1C2V2C 1V1=C2V2C 2 =其中C1、V2已知，只要测量出V1，即可得未知酸或碱溶液的浓度C2。
说明：完全中和的含义为：nH+=nOH—，而不一定是pH=7HCl NaOHH 2SO42NaOHH 3PO43NaOH2．滴定终点的确定：选择合适的指示剂指示剂的变色范围为：石蕊试液红色 5 紫色 8 蓝色酚酞试液无色 8 粉红 10 红色甲基橙红色 3.1 橙色 4.4 黄色说明：①石蕊试液不宜做中和滴定的指示剂。
②指示剂变色的pH值范围尽可能与生成盐的水解得到溶液的pH值吻合3．使用仪器(1)酸式滴定管(不能盛放碱液、水解呈碱性的盐溶液、氢氟酸等)(2)碱式滴定管(不能盛放酸性溶液和强氧化性溶液等)说明：①滴定管读数保留小数点后两位，而量筒和托盘天平读数保留小数点后一位③滴定管的尖嘴部分充满液体，但不在计量范围内；自零点将溶液放空，溶液体积大于量程。
④读数方法：应平视，液体凹面与刻度线相切。
(3)锥形瓶、铁架台、滴定管夹等4．试剂：标准溶液、待测溶液、指示剂（酚酞试液或甲基橙）5．终点的判断溶液颜色发生变化且在半分钟内不再变色，多次测定求各体积的平均值6．操作：(1)准备：①检查滴定管是否漏水；②润洗仪器：滴定管润洗的方法：从滴定管上口倒入 3～5mL盛装的溶液，倾斜着转动滴定管，使液体湿润全部滴定管内壁，然后用手控制活塞，将液体放入预置的烧杯中。
锥形瓶润洗的方法：只用蒸馏水洗涤，不能用待测液润洗注意：待测液一般放在滴定管中，也可以放在锥形瓶中③取标准溶液：使液面在位于“0”刻度以上2～3cm处，并将滴定管固定在铁架台上。
④调节起始读数：在滴定管下放一烧杯，调节活塞使滴定管尖嘴部分充满溶液，并使液面处于0或0以下某一位置，准确读数，并记录。
⑤放出反应液：根据需要从滴定管逐滴放出一定量液体。
（2）、滴定(1)、用碱式滴定管(或移液管)取一定体积（如25.00mL）待测液于锥形瓶中，滴入2～3滴指示剂。
(2)、用左手握活塞旋转开关，右手不断旋转振荡锥形瓶，眼睛注视锥形瓶中溶液的颜色变化，半分钟内不褪色，记下刻度。
关键：①准确测定参加反应的两种溶液的体积；②准确判断滴定终点（指示剂颜色突变）。
（3）、计算：每个样品滴定2～3次，取平均值求出结果(详见课本对应部分)。
7、误差分析：以“用0.1032mol/LHCl溶液滴定未知浓度的NaOH溶液”为例分析（将待测液放入锥形瓶中）已知C2=：C 1： HCl标准液浓度, V1：HCl标准液体积C2：NaOH待测液浓度，V2：NaOH待测液体积,由于已提前量取一定体积（V2）待测液于锥形瓶中，C1是定值，所以待测液浓度C2大小取决于标准液体积V1的大小。
分析各种因素造成的误差，将其都归结到V1的增大或减少，五、难溶电解质的溶解平衡1．溶解平衡(1)、概念：在一定条件下，当难溶电解质溶解和生成速率相等时，得到难溶电解质的饱和溶液，即达到溶解平衡。
(2)、特征：(与化学平衡相同)a、逆：可逆过程b、等：v(溶解)＝v(沉淀)c、定：达到平衡时，溶液中各离子浓度保持不变d、动：动态平衡，v(溶解)＝v(沉淀) ≠ 0e、变：当外界条件改变时，沉淀溶解平衡将发生移动，直到达到新的平衡。