32_水的电离和溶液的PH(20201126050550)
水的电离与溶液的酸碱性
注意：
（1）水的离子积只随温度的改变而改变。 （2）Kw 不仅适用于纯水，也适用于酸碱 盐的稀溶液。 KW =c（H+）·c （OH-）
H2O
H+ + OH－
常温下对纯水进行下列操作：
条件
酸碱性
水的电离平 衡移动方向
c(H+)
c(OH-)
c(H+)c(OH-)浓 度大小关系
Kw
加热
中性
正向 增大 增大 c(H+)=c(OH-) 增大
水的电离和溶液的酸碱性
一、水的电离
H2O + H2O
简写为：H2O
H3O+ + OH－
水合氢离子
H+ + OH－
(水电离出的H＋、OH－浓度相等)
水是极弱的电解质
25℃ 时，1L水中只 有10-7m生ol电H2离O分子发
1、水的离子积常数
H2O
H+ + OH－
c(H+)×c(OH-）
K 电离＝ c(H2O）
K .c(H2O) = c ( H+) .c( OH-) Kw = c ( H+) .c( OH-)
其中常数K与常数c(H2O)的积记为 Kw,称为水的离子积常数，简称水的为 离子积。
常温下（25℃）时， 水电离出来的KW =c（H+）·c（OH-） =1× 10-14
年，这给
【思考与交流】
1.酸性溶液中是否存在OH－？ 碱性溶液中是否存在H＋？为什么？
2.溶液的酸碱性是由什么决定的？
3.溶液中的c(H+)与c(OH-)怎样换算？
溶液中的c(H+) 和c(OH－)
《水的电离和溶液的 pH》 讲义
《水的电离和溶液的 pH》讲义一、水的电离水是一种极弱的电解质，能发生微弱的电离。
我们可以用一个简单的式子来表示水的电离过程：H₂O ⇌ H⁺＋OH⁻。
在一定温度下，水的电离达到平衡状态时，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，这个常数被称为水的离子积常数，通常用 Kw 表示。
例如，在 25℃时，Kw ＝ 10×10⁻¹⁴。
这意味着在 25℃的纯水中，氢离子浓度和氢氧根离子浓度均为 10×10⁻⁷ mol/L 。
需要注意的是，水的离子积常数 Kw 只与温度有关，温度升高，Kw 增大。
比如，在 100℃时，Kw ＝ 10×10⁻¹²。
影响水的电离平衡的因素主要有温度、外加酸或碱等。
升高温度会促进水的电离，因为电离过程是吸热的。
而外加酸或碱会抑制水的电离。
加入酸时，酸会电离出大量的氢离子，使溶液中的氢离子浓度增大，从而抑制水的电离；加入碱时，碱会电离出大量的氢氧根离子，使溶液中的氢氧根离子浓度增大，同样抑制水的电离。
二、溶液的 pH为了方便表示溶液的酸碱性，我们引入了 pH 的概念。
溶液的 pH 是指氢离子浓度的负对数，即 pH ＝ lgH⁺。
例如，如果某溶液中氢离子浓度为 10×10⁻⁵ mol/L ，那么该溶液的pH ＝ lg(10×10⁻⁵) ＝ 5 。
同样，如果知道了溶液的 pH ，也可以计算出氢离子浓度。
比如，pH 为 3 的溶液，氢离子浓度为 10×10⁻³ mol/L 。
在常温下（25℃），溶液的酸碱性与 pH 的关系如下：pH ＜ 7 时，溶液呈酸性；pH ＝ 7 时，溶液呈中性；pH ＞ 7 时，溶液呈碱性。
但需要注意的是，温度变化时，这个标准会有所不同。
比如在100℃时，pH ＝ 6 时溶液呈中性。
对于强酸溶液，若其物质的量浓度为 c（mol/L），则氢离子浓度为c（mol/L），pH ＝ lgc 。
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
水的电离及溶液的pH
水的电离及溶液的pH1、水的电离⑴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/L⑵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。
练习：影响水的电离平衡的因素可归纳如下：H 2O H ++OH -平衡移 动方向 电离 程度 c(H +)与c(OH -)的相对大小 溶液的 酸碱性 离子积 K W 加热向右增大c(H +)=c(OH -) 中性 增大 降温 向左 减小c(H +)=c(OH -) 中性 减小 加酸 向左 减小c(H +)>c(OH -) 酸性不变加碱 向左 减小 c(H +)<c(OH -) 碱性 不变 加能结合 H +的物质 向右 增大c(H +)<c(OH -) 碱性 不变 加能结合 OH -的物质向右 增大c(H +)>c(OH -)酸性不变⑶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。
水的电离和溶液的酸碱性 ppt课件
B 9 ×10-9
C 1×10-8
D 1×10-8
☆无论在什么样的水溶液中，
c (H+)水= c(OH-) 水
水的电离和溶液的酸碱性
11
计算题：
（1.）在0.1mol.L-1的HCl溶液中， c(OH-)= ? , c(H+)=? ，由水电离出的 c(OH-)水=? , c(H+)水=?
（2.）在0.1mol.L-1的NaOH溶液中， c(OH-)= ? , c(H+)=? ，由水电离出的 c(OH-)水=？ , c(H+)水=?
说明：在没有特别说明的时候，水的
离子积均指的 是25℃时的数值
水的电离和溶液的酸碱性
12
溶液的酸碱性：
＊实质：溶液中c(OH-),c(H+)的相对大
小
＊依据：c (H+)= c(OH-) 溶液显中性 c (H+)> c(OH-) 溶液显酸性 c (H+)< c(OH-) 溶液显碱性
水的电离和溶液的酸碱性
13
在25℃时溶液的酸碱性
＊c (H+)= c(OH-) =10-7mol-1溶液显中 性 ＊ c (H+)> c(OH-)且 c (H+)> 10-7mol-1 溶液显酸性 ＊c(OH-) > c (H+)且c (OH-)>10-7mol-1 溶液显碱性
水的电离和溶液的酸碱性
14
练习题：
1.在下列溶液中，一定是酸溶液的 为
A 含有H+的溶液
B 常温下KW =1×10-14的溶液
C c (H+)> c(OH-)的溶液
水的电离和溶液的酸碱性
水的电离和溶液的PH ppt课件
①溶液呈酸性： c(H+)＞10-7 ，pH＜7 ②溶液呈中性： c(H+)= 10-7 ，pH= 7 ③溶液呈碱性： c(H+)＜10-7 ，pH＞7
①pH越小,溶液酸性越强；pH越大,溶液碱性越强。（pH的范围通常是 0~14） ②当c(H+)或c(OH-)<1 mol/L时用pH表示酸碱性比较方便。 ③当c(H+)或c(OH-)≧1 mol/L时直接用它们的浓度表示酸碱性。
常温下，浓度为0.01 mol·L－1的NaOH溶液中，由水电离的c(H＋)和c(OH－)各是多少？
NaOH === Na+ + OH(1) c(H＋) c总(H+) = c水(H+)
(2) c(OH-) c总(OH－)= c碱(OH-) + c水(OH－) ≈ c碱(OH-) = 0.01 mol·L－1
Kw的应用 总结归纳 (1)酸溶液中Kw＝c酸(H＋)·c水(OH－) (忽略水电离出的H＋的浓度)。 (2)碱溶液中Kw＝c水(H＋)·c碱(OH－) (忽略水电离出的OH－的浓度)。 (3)由水电离出的c(H＋)与水电离出的c(OH－)一定相等。
溶液的酸碱性与PH
如何判断溶液酸碱性？
溶液的酸碱性 思考与讨论 根据常温时水的电离平衡，运用平衡移动原理分析下列问题。
作物 水稻 玉米 棉花 大豆 小麦
pH 5.5~7.0 6.5~7.5 6.0~6.8 6.5~7.5 6.2~7.5
作物 洋葱 西瓜 柑橘 茶树 水仙花
pH 6.0~7.0 6.0~7.0 5.0~7.0 5.0~5.5 6.0~6.5
PH的测试和调控的意义
4.在环保领域，酸性或碱性废水的处 理常常利用中和反应，在中和处理的 过程中可用pH自动测定仪进行监测和 控制。
3.2.1水的电离和溶液的pH课件高二上学期化学人教版选择性必修1
在 H2O H+ + OH —平衡中，加入
( 酸或强酸的酸式盐如NaHSO4
),
增大c(H+)，则平衡向 左 移动，水的电离
程度 减小 ，水的电离被 抑制 ，由于水的电离
平衡仍然存在，温度不改变,Kw 不变 ，则 c(OH —)必然会 减小 。
c(H+) ＞ c(OH —)，溶液显 酸 性。 说明：
就是任何水溶液中都是H+、OH-共存的25℃， 任何水溶液中都存在Kw=c(H+) . c(OH-) =10-14
Kw适用于一定温度下任何稀的电解质溶液
平衡是 否移动
c(H+)
c(OH-)
c(H+)与c(OH-) 大小
Kw
NaOH 抑制 减小 增大 c(H+)＜c(OH-) 不变
HCl 抑制 增大 减小 c(H+)＞c(OH-) 不变
练习5(25℃) ：
1、0.1 mol/L的NaOH溶液中，c(OH—) = 0.1 mol/L ，c(H+) = 1×10—13 mol/L； 由水电离出的H+和OH—浓度c(H+)水 = 1×10—13 mol/L，c(OH—)水= 1×10—13 mo。l/L
2、的H2SO4溶液中,c(H+)
解： C(H+)= C(HCl)=1×10-3 mol/L 由Kw = C(H+)·C(OH-)，得
C(OH-)=
Kw C(H+)
=
1×10-14 1×10-3 mol/l
= 1×10-11 mol/l
(2)0.05mol/LBa(OH)2溶液 解：C(0H-)= 2C[Ba(OH)2 mol/L
水的电离和溶液的酸碱性 课件
对水电离 平衡的影
响
c(H+) mol/L
c(OH-) mol/L
c(H+)与c(OH-) 比较
溶液 酸碱性
纯水
无
=10-7 =10-7 c(H+)=c(OH-) 中性
HCl
左移 >10-7 <10-7 c(H+)>c(OH-) 酸性
NaOH
左移 <10-7 >10-7 c(H+)<c(OH-) 碱性
增大 增大 c(H+)=c(OH-) 增大 增大 减小 c(H+)>c(OH-) 不变 减小 增大 c(H+)<c(OH-) 不变
(2)加入酸或碱，抑制水的电离，Kw不变。
水的电离
水的离子积： KW = c（OH -）·c（H+） ( 25℃时，KW = 1.0 ×10 -14 )
温度： T ↑， KW ↑ 影响因素 酸： 抑制水的电离， KW不变
如果温度变化Kw会如何变化?为什么?
温度 0℃
20℃
25℃
50℃
100℃
Kw 1.14×10-15 6.81×10-15 1×10-14 5.47×10-14 1×10-12
2. 影响水的电离平衡的因素
H2O
H+ + OH- 水的电离吸热
升高温度： c(H+)=c(OH-)
平衡向 右 移动, c(H＋ )增大 ,c(OH-)增大 , Kw增大
溶液的酸碱性由 溶液中H+、OH-浓度相对大小决定
常温25℃ 酸性:c(H+) ＞c(OH-) c(H+)＞10-7mol/L
水的电离和溶液的酸碱性ppt课件
K电离 =
c(H+) ·c(OH-)
水的离子积
Kw =
室温下 1×10-14
注：c(H2O)=
1000 g 18 g·mol-1
1L
影响水的电离平衡的因素 分析表格中的数据，有何规律，并解释之。
t/℃
0
10
20
25
40
50
90
100
Kw/×10-14
0.134
0.292
0.681
1.01
2.92
5.47
碱性！ c(H+) = 1×10—7mol/L、 c(OH-) = 1×10—5mol/L， C(OH-) ＞ c(H+)
不能用c(H+) 等于多少来判断溶液酸、碱性，只 能通过c(H+) 、C(OH-) 两者相对大小比较
pH值测定方法
定性测定：酸碱指示剂法（书P51阅读）
定量测定：pH试纸法
精
密
常温下
溶液的酸碱性
c(H+) 和 c(OH-) 的关系
酸性 中性 碱性
c(H+) ＞ c(OH-) c(H+) = c(OH-) c(H+) ＜ c(OH-)
pH=7的溶液一定是中性溶液吗？(以100℃ 为例） 答：不一定，只有在常温下才显中性。 100℃时显碱性
pH ＜7 =7 ＞7
c(H+)与pH、溶液酸碱性的关系： 常温下
38.0w=1×10-14，100℃时Kw=1×10-12。Kw在一定温度下是个常数。
水的电离是一个吸热过程。 升高温度，促进水的电离。
影响水的电离平衡的因素
H2O
H＋ ＋OH－
讨论：
水的电离和溶液的PH.ppt
➢溶液的酸碱性---正误判断 1、如果C(H+)不等于C(OH-)则溶液一定呈现酸碱性。 2、在水中加酸会抑制水的电离，电离度减小。 3、如果C(H+)/C(OH-)的值越大则酸性越强。 4、任何水溶液中都有C(H+)和C(OH-)。 5、C(H+)等于10-6mol/L的溶液一定呈现酸性。 6、电离度越大的酸溶液则酸性越强。 7、对水升高温度电离度增大，酸性增强。
PH 0
100 C(H+)
1
10-1
2
10-2
溶
3
10-3
酸
4
10-4
液 的
pH 值
性
5
10-5
增 碱强 性 增
6 7 8 9 10 11
10-6 10-7 10-8 10-9 10-10 10-11
强 12
10-12
13
10-13
14
10-14
➢溶液的pH值--正误判断 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C(H+)相同摩尔浓度相同。
D、10：1
例5、常温下，某溶液中由水电离的c（H+）=1×10-13
mol/L，该溶液可能是( B )
①二氧化硫水溶液 ②氯化钠水溶液
③硝酸钠水溶液 ④氢氧化钠水溶液
水的电离和溶液的酸碱性 课件
• 1．溶液的酸碱性与c(H＋)和c(OH－)的关系 • 溶 液 的 酸 碱 性 取 决 于 c(H ＋ ) 和 c(OH － )
的 相对大小 。
• (1)酸性溶液：c(H＋) > c(OH－) • (2)中性溶液：c(H＋) ＝ c(OH－) • (3)碱性溶液：c(H＋) < c(OH－)
c(H＋)与 c(OH－)的相
对大小
溶液 的pH
酸性
c(H＋) >c(OH－)
<7
碱性
c(H＋) <c(OH－)
>7
中性
c(H＋)＝ c(OH－)
＝7
常温下
cH＋ cOH－ mol·L－1 mol·L－1 KW
备注
>10－7 <10－7 ＝10－7
<10－7 >10－7 10－7
pH越
小，酸
1× 10－14
• 2．溶液酸碱性与pH
• (1)pH
• ①定义：用 c(H＋)的负对数
表示溶液酸碱性的强弱。
• ②表达式：pH＝ －lgc(H＋)
。
• ③意义：pH越大，溶液碱性越 强 ，每增大1个单位，
c(OH－)变为原来的 倍；10pH越小，酸性越 ， 每减强小1个单位，c(H＋)变为原来的 倍。 10
• ④适用范围：1×10－14 mol/L≤c(H＋)≤1×100 mol/L 的溶液。
水的电离、溶液酸碱性与pH
• 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－ ，也可简写为：H2O
水的电离与溶液的酸碱性
水的电离和溶液的Ph一、水的电离1．电离方程式 ：H2O OH - + H + 或 H 3O OH - + H 3O+ 任何情况下水电离的H +和OH -浓度都相等2．影响水的电离因素：温度、外加酸碱、易水解的盐。
3．水的离子积 25℃时，Kw = C (H +)×C (OH —) =10-7×10-7=10-14注意：1、Kw 只与温度有关，；2、适用范围水和所有水溶液例如100℃，1LH 2O 有10-6mol 电离，此时水的离子积常数为Kw=10-12二、溶液的pH1. 溶液的酸碱性，取决于溶液中C (H+) 、 C (OH —) 的相对大小：溶液酸碱性 C (H +)与c(OH —)关系任意温度 室温（mol/L ） pH 值（室温）酸性 C (H +)＞c(OH —) C (H +)＞ 1×10—7 <7中性 C (H +)=c(OH —) C (H +)=c(OH —)=1×10—7 =7碱性 C (H +)<c(OH —) C (H +)< 1×10—7 >72、pH 的计算： pH=－lgc(H +) C (H+)=10-ph pH 值的大小取决于溶液中的 大小， pH+ pOH =14 pOH=－lgKw －pH=pKw －pH ，三、溶液的pH 测定方法：（指示剂法、pH 试纸法）1、指示剂法：定性测定溶液的酸碱性2、pH 试纸（定量测定）（1）、成分：含有多种指示剂（2）颜色：淡黄色（3）操作：用玻璃棒蘸取待测液，抹到试纸上，半分钟之内与标准比色卡对照。
四、有关pH 的计算1、单一强酸强碱溶液的ph ：（1）强酸溶液，如HnA ，浓度为Cmol/L ，则c(H +)= ，ph= 。
（2）强碱溶液，如B(OH)n 浓度为Cmol/L 则c(H +)= ，ph= 。
Kw方法总结：C 酸—c(H +)—ph ；C 碱—c(OH —)——c(H +)—ph 。
(高中化学58个精讲)32水的电离和溶液的PH.docx
高中化学58个考点精讲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.学握混合溶液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［H1］. ［0H ］的相对大小：pH值的大小取决于溶液中的［H］大+］, pOH=—lgKw=pKw溶液酸碱性［疋］与［OH ］关系任意湿度室温（mol/L）pH值（室温）酸性[H f]>[OH-]田[>1X10—7<7屮性[H*]=[OH ][H+]=[OH"]=1 X 10~7=7碱性[H+]<[OH ][H+]>1X 与10一7>7（1）酸性越强，pH值越小，碱性越强，pH值越人，pH值减小一个单位，［H+］就增大到原來的10倍，pH值减小n个单位，［H］的增人到原来的1011倍.（2）任意水溶液中［H〕H0,但pH nJ为0,此R'J ［H'plmol/L, 一般［H‘］> lmol/L 时，pH<0,故直接用［Hj表示.（3）判断溶液呈中性的依据为：［H°F［OIT］或pH=pOH=lpKw只有当室温时，Kw=lX10-14r［H'］=［OH_］=10_7mol/L溶液呈屮性JlpH=pOH=£ pKw=7分析原因：H2O亍』H++OH—Q由于水的电离是吸热的，湿度越高，电离程度越人，kw越大.中性:pH=pOH=-pKwT/f Kw/f pH+pOH\T \ f Kw\ f pH=pOH /如：100°C, KW=1X1O~12\ pKw=12.中性时Ph=f pKw=6<7.图示：不同湿度（TAT?）时溶液d'rH+l与［OHT］, pH与pOH关系图一想一想：图一与图二有哪些不同？为何不同?图二提示：（①形状 ②T ］、T2相对位置）③ 简平分钱划分的两个区域酸碱性不同。
水的电离和溶液的pH
水的电离和溶液的pH水，这个地球上最常见也最神秘的物质，在化学的世界里有着诸多奇妙的性质。
其中，水的电离以及由此引出的溶液 pH 的概念，对于理解化学反应和物质的性质至关重要。
首先，咱们来聊聊水的电离。
水，虽然看起来安静平和，但在微观层面，它可是个热闹的“小世界”。
水分子（H₂O）会发生微弱的电离，产生氢离子（H⁺）和氢氧根离子（OH⁻）。
这个电离过程可以用一个简单的方程式来表示：H₂O ⇌ H⁺＋ OH⁻。
可别小看这个小小的等式，它背后隐藏着许多化学的奥秘。
水的电离是一个动态平衡的过程。
在一定的温度下，水分子电离出的氢离子和氢氧根离子的浓度乘积是一个定值。
比如说，在常温（25℃）时，这个定值就是 10⁻¹⁴ mol²/L²。
这意味着，如果氢离子浓度增加了，氢氧根离子的浓度就会相应地减少，以保持这个乘积不变。
那这个电离平衡会受到哪些因素的影响呢？温度就是一个关键因素。
一般来说，温度升高，水的电离程度会增大，也就是电离出的氢离子和氢氧根离子的浓度都会增加。
这就好像给这个“小世界”加热，让分子们变得更加活跃，更容易发生电离。
接下来，咱们再说说溶液的 pH 。
pH 这个概念，简单来说，就是用来衡量溶液酸碱性强弱的一个指标。
它的定义是：pH ＝ lgH⁺，其中H⁺表示氢离子的浓度。
如果溶液中的氢离子浓度较大，pH 值就较小，溶液呈酸性；反之，如果氢离子浓度较小，pH 值就较大，溶液呈碱性。
当 pH ＝ 7 时，溶液呈中性。
举个例子，假如某种溶液中氢离子浓度为 10⁻⁵ mol/L，那么它的pH 就是 5，这种溶液就是酸性的。
而如果氢离子浓度为 10⁻⁹ mol/L，pH 就是 9，溶液就是碱性的。
pH 在生活和科学研究中都有着广泛的应用。
比如在农业生产中，土壤的 pH 对于农作物的生长至关重要。
不同的农作物对土壤 pH 的要求不同，农民们需要了解土壤的 pH 情况，以便选择合适的肥料和种植方法。
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高中化学58个考点精讲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+］、［0H —］的相对大小：pH值的大小取决于溶液中的［H+］大小+溶液酸碱性[H +]与[OH —]关系任意湿度室温（mol/L ）pH值（室温）酸性[H+] > [OH —]+ —7[H ] > 1X 10V 7中性[H +]=[OH —][H+]=[OH —]=1 X 10—7=7碱性[H+] v [OH —][H+] > 1X与10—7> 7（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+］工0，但pH可为0,此时［H+］=1mol/L，—般［H+］> 1mol/L时，pH v 0，故直接用［H+］表示.1（3）判断溶液呈中性的依据为：［H0］= ［OH —］或pH=pOH= — pKw2只有当室温时，Kw=1 X 10—14+ ——7「［H ］=［OH ］=10 mol/L 溶液呈中性y1pH=pOH= pKw=72分析原因：H2O严』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.1中性：pH=pOH= pKw2T — Kw — pH+pOH \T'T Kw \T pH=pOH /如：100 C, KW=X 10—12.. pKw=12.1 中性时Ph= —pKw=6 v 7.2图示：不同湿度（T1>T2）时溶液中［H+］与［OH —］, pH与pOH关系[OH-] Jl碱性区中性pOHi酸性区中性酸性区T2 T1碱性区■[H +T2pH图一想一想：图一与图二有哪些不同？为何不同？提示：（①形状②「、T2相对位置）③简平分钱划分的两个区域酸碱性不同。
建议以关系或考虑，并注意湿度不同时Kw的影响。
）图二[H +]、[OH —]=Kw，和pH+pOH=pKw 两个（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② pH试纸也只能确定在某个值左右（对照标准比色卡），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。
例如①等物质的量浓度的盐酸和醋酸，氢氧化钠和氨水分别加水稀释。
溶液的pH值变化,图示如下: PH7HAC"_乙HCl1加水pH,卜NaOH7NHHO…二二—-------------------- —加水②若把上述问题，换成等pH值，图示又怎样呢?pHi pH.NHHOHClNaOHHACHiO强酸弱酸稀释强、弱碱稀释pH=b Ph (NaOH )=b — n > 7 pH (NH3 • H2C) > b—n> 7△ pH (NaOH) =n△ P H(NH3 • H2O) Vn△ pH (NaOH) >△ pH (NH3 • H2O)① 酸无论怎样稀释，不可能成为碱性；若无限稀释，则 ② 碱无论怎样稀释，不可能成为酸性；若无限稀释，则③ 当起始强酸、弱酸的 pH 相同，稀释后为达仍相同，则稀释倍数一定是弱酸大小强酸（强 碱、弱碱类同）（三）有关pH 的计算1 •溶液简单混合（不发生反应，忽略混合时体积变化）厂强酸：pH=pH 小+0.3 若等体积混合，且△ pH > 2 V.强碱：pH=pH 大一0.3若不等体积混合，物质的量浓度「强酸［H ］总=-------- 匸y +V 2分别为M 1、M 2体积分别为 I 强碱［OH —］总=M “ * MV i +V 2V" V 2的一元强酸或强碱注意：强酸直接由［H +］总求pH 值 强碱由［OH —］总求pOH ，后再求pH 值.2 •强酸和强碱混合（发生中和反应，忽略体积变化）可能情况有三种： ① 若酸和碱恰好中和•即nH +=nOH —, pH=7.② 若酸过量，求出过量的［H +］，再求pH 值.③ 若碱过量，求出过量的［OH —］，求出pOH 后求pH 值.特例：若强酸与强碱等体积混合① 若pH 酸+pH 碱=14，则完全中和 pH=7. ② 若pH 酸+pH 碱〉14，则碱过量pH 衣pH 碱一0.3 ③ 若pH 酸+pH 碱V 14，则酸过量 pH 疋pH 酸+0.3 讨论：pH=a 的HCI 溶液和pH=b 的NaOH 溶液按体积比 V 1 : V ?混合.当混合液分别呈中性、 酸性、 碱性时，且V 1 : V 2=10n 时，a+b 分别为多少？ 分析①呈中性：即pH=7. + —nH =nOH、,. 稀释到10n 倍 匚 刖----------------- 后pH=a pH (Hci )=a+n v 7PH (HAC )v a+n v 7 △ P H (HCI )=n△ P H(HAC )vn△pH (HCl)>△pH (HAC)pH 只能无限接近7且小于7. pH 只能无限接近7且大于7—a 、# —(14—b)10 • V I=10-V2—14+a+bV i : V2=10n a+b—1410 =10n=a+b —14 a+b=14+n②若呈酸性•即pH V 7nH+>nOH—10 • V1> 10 • V2—14+a+bV1 : V2> 10n A r\ — 14+ a+b10 > 10③若呈碱性，即pH > 7,同理可知3•关于酸、碱混合时的定性判断(常温)酸与碱混合时发生中和反应，但不一定恰好完呈中和。
即使恰好完全中和，也不一定溶液呈中性，由生成的盐能否水解及水解情况而定，另外酸碱的强弱不同，提供反应物的量不同也影响着反应后溶液的性质。
一般酸或碱过量化生成的盐水解对溶液的酸碱性影响大。
F面把常见的几种情况分列出来①等物质的量浓度的一元弱酸一元强碱溶液等体积混合溶液pH >7 (由生成的强碱弱酸盐水解决定)②等物质的量浓度的一元强酸与一元弱碱溶液等体积混合后溶液pH V 7(由生成的强酸弱碱盐水解决定)③等物质的量浓度的一元强酸与强碱溶液等体积混合后溶液pH=7 (因生成强酸强碱盐不水解)想一想：若酸或碱之一是多元，情况又怎样？④当pH=pOH的强酸与强碱溶液以等体积混合后pH=7 (与酸、碱的几元性无尖)⑤当pH=3的某一元酸溶液与pH=11的一元强碱以等体积混合后pH < 7。
(考虑酸有强弱之分，若分弱酸，制反应后酸过量)⑥当pH=3的某一元强酸pH=11的一元碱溶液的以等体积混合后pH > 7 (同理⑤，弱碱过量)⑦将pH=3的酸溶液和pH=11的碱溶液以等体积混合后溶液pH=无法确定.再想一想：⑤⑥⑦与酸、碱的几元性有无关系？3•精讲知识点一：水的电离【例1】(1)与纯水的电离相似，液氨中也存在着微弱的电离：2NH3 —NH4++NH2据此判断以下叙述中错误的是( )A •液氨中含有NH3、NH4+、NH2-等微粒—B .一定温度下液氨中C(NH 4 ) • C(NH 2 )是一个常数C .液氨的电离达到平衡时C(NH 3) = C(NH 4+) = C(NH 2-)+ -D .只要不加入其他物质，液氨中C(NH 4 ) = C(NH 2 )(2)完成下列反应方程式①在液氨中投入一小块金属钠，放出气体_______________________________________②NaNH 2溶于水的反应---------------------------------------------③类似于"H+OH =H20"的反应--------------------------------------解析：此题要求掌握水自偶的实质(水分子电离产生的日+与H2O结合形成H3O+)以及水的电离平衡,并能迁移应用于对于NH3电离的认识：NH3分子电离产生『和NH2—,H+与NH3结合生成NH4+，液氨电离产生等量的NH2—与NH4+，—定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)® 2Na+2NH3=H2f +2NNH2②NaNH2+H2O=NaOH+NH 31或NH2 —+H2O=OH —+NH 3 T③NH2—+NH4+ =2NH 31或NH4CI+NaNH 2=2NH 3? +NaCl知识点二：水的离子积【例2】某温度下纯水中C(H +)= 2X 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+) = 5X 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-量始终相等，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-)。
答案：纯水中C(OH-) = C(H+) = 2 X 10-7 mol/L+ - -7-7 -14Kw = C(H ) • C(OH ) = 2 X 10 X 2X 10 = 4 X 10-+ -14 - 6 - 9稀盐酸中C(OH ) = Kw / C(H ) = (4 X 10 ) / (5 X 10 ) = 8 X 10 mol/L【例3】.难溶化合物的饱和溶液存在着溶解平衡，例如：+ —+ 2 —AgCl(s) 一Ag +Cl ,Ag2CrO4(s) ——2Ag +CrO4，在一定温度下，难溶化合物饱和溶液离子浓度的乘积为一常数，这个常数用Ksp表示。
, + - -10已知：Ksp(AgCI)=[Ag ][Cl ]=1.8 X 10+ 2 2- -12Ksp(Ag 2CrO4)=[Ag ] [CrO 4 ]=1.9 X 10现有0.001摩/升AgNO3溶液滴定0.001摩/升KCl和0.001摩/升的K2CrO4的混和溶液，试通过计算回答：(1) Cl-和CrO42-中哪种先沉淀?⑵当CrO42-以Ag2CrO4形式沉淀时，溶液中的Cl-离子浓度是多少？ CrO42-与Cl-能否达到有效的分离？(设当一种离子开始沉淀时，另一种离子浓度小于10-5mol/L时，则认为可以达到有效分离)解析：(1)当溶液中某物质离子浓度的乘积大于Ksp时，会形成沉淀。