高考化学 第八章 第2讲 水的电离和溶液的pH复习
高二化学水的电离和溶液的ph(2)
5、25℃时， pH=a的盐酸 VaL 与pH=b的NaOH VbL 恰好完全中和。
（1）a+b=14
（2）a+b=13
Va﹕Vb=
Va﹕Vb= 1（填＞、＜、= ）
（3）a+b ＞14 Va﹕Vb （4）a+b= n （5）Va = Vb （6） Va=10 Vb （7） 10 Va= Vb Va﹕Vb= a+b= a+b= a+b =
例： 250 C时， 100m L 0.05m ol/ LNaOH溶液 的PH为
KW c( H ) c(OH )
110 0.05 2 1013 pH lg c( H )
14
pOH lg c(OH ) lg 0.05 2 lg 5 1 .3
（二）溶液pH
pH = -lg{c(H+)}
c(H+) =10-pH c(H+)＝1×10-7mol/L，
例如：25℃时，纯水或c(H+)} = -lg(1×10-7)=7
练习1：c(OH-)=1×10-2mol/L的碱性溶液中，pH为多少？
pH lg{C ( H )} lg C (OH ) KW lg 11014 1102 12
思路：抓住量多的离子 若 n(H+) = n(OH-) 溶液为中性， pH = 7 若 n(H+) > n(OH-) 溶液为酸性， pH < 7 若 n(H+) < n(OH-) 溶液为碱性， pH > 7 若是酸过量则应先求出反应后溶液中剩酸的c(H+)，再求pH 。
c ( H ) V c ( OH ) 碱 V碱 酸 酸 c( H ) 混 V酸 V碱
高考化学一轮复习第八章水溶液中的离子平衡第二节水的电离和溶液的酸碱性学案新人教版
高考化学一轮复习：第二节水的电离和溶液的酸碱性最新考纲：1.了解水的电离和水的离子积常数。
2.了解溶液pH的定义。
3.了解测定溶液pH的方法，能进行pH的简单计算。
核心素养：1.变化观念与平衡思想：认识水的电离有一定限度，是可以调控的。
能多角度、动态地分析水的电离，运用平衡移动原理解决实际问题。
2.科学探究与创新意识：能发现和提出酸碱中和滴定中有探究价值的问题；能从问题和假设出发，确定探究目的，设计探究方案，进行实验探究；在探究中学会合作，面对“异常”现象敢于提出自己的见解，进行误差分析。
知识点一水的电离1．水的电离水的电离方程式为H2O＋H2O H3O＋＋OH－，简写为H2O H＋＋OH－。
25 ℃时，纯水中c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－7_mol·L－1。
任何水溶液中，由水电离出来的c(H＋)与c(OH－)都相等。
2．水的离子积常数(1)水的离子积常数：K w＝c(H＋)·c(OH－)。
25 ℃时，K w＝1×10－14,100 ℃时，K w＝1×10－12。
(2)影响因素：只与温度有关，升高温度，K w增大。
(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。
(4)K w揭示了在任何水溶液中存在H＋和OH－，只要温度不变，K w不变。
3．影响水电离平衡的因素(续表)判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)1．在蒸馏水中滴加稀硫酸和浓H2SO4，K w不变( ×)提示：滴浓硫酸时温度升高，K w增大。
2．NaCl溶液和CH3COONH4溶液均显中性，两溶液中水的电离程度相同( ×)提示：醋酸铵促进水的电离。
3．K w＝1×10－14( ×)提示：常温时才有K w＝1×10－14。
4．25 ℃时NH4Cl溶液的K w大于1×10－14( ×)提示：常温时纯水或稀溶液的K w均为1×10－14。
2025届高中化学复习学案：水的电离和溶液的pH
水的电离和溶液的pH（答案在最后）1.认识水的电离，了解水的离子积常数。
2．认识溶液的酸碱性及pH，掌握溶液pH的计算及检测方法。
考点一水的电离与水的离子积常数1.水的电离(1)水的电离方程式为H2O＋H2O⇌H3O＋＋OH－或H2O⇌H＋＋OH－。
(2)25℃时，纯水中c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－7mol·L－1。
2．水的离子积常数(1)水的离子积常数：K w＝c(H＋)·c(OH－)。
(2)影响因素：只与________有关，升高温度，K w________。
(3)意义：K w揭示了在任何水溶液中均存在H＋和OH－，只要温度不变，K w不变。
【师说·助学】K w适用范围：K w不仅适用于纯水，也适用于酸、碱、盐的稀溶液。
3．影响水电离平衡的因素(1)升高温度，水的电离程度增大，K w增大。
(2)加入酸或碱，水的电离程度均________，K w________。
(3)加入可水解的盐(如FeCl3、Na2CO3)，水的电离程度________，K w不变。
【易错诊断】判断正误，错误的说明理由。
1．任何水溶液中均存在H＋和OH－，且水电离出的c(H＋)和c(OH－)相等：________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________。
2．将水加热，K w和c(H＋)均增大：________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________。
水的电离和溶液的pH重难知识讲解讲义高二上学期化学人教版选择性必修1
>4.4黄色
4.溶液pH的计算【详见定点2】
知识点 3 |酸碱中和滴定
(1)概念:依据中和反应,用已知浓度的酸(或碱)来测定未知浓度的碱(或酸)的方法。 (2)原理:在中和反应中,酸提供的H+与碱提供的OH-的物质的量相等,即mc酸·V酸=nc碱·V碱(m、n 分别代表酸和碱的元数)。
(1)仪器:滴定管、铁架台、滴定管夹、锥形瓶、烧杯。
②若酸过量:先求反应后混合溶液中的c混(H+)=
③若碱过量:先求反应后混合溶液中的c混(OH-)=
KW c混 (OH )
,最后求pH。
3.25 ℃时酸或碱稀释后溶液pH的计算
,再求pH。 ,再求c混(H+)=
类型 强酸
弱酸 强碱
弱碱
稀释至10n倍
c(H+)减小为原来的
1 10n
,pH增大
n个单位,pH=pH原+n<7
特别提醒 滴定终点的判断(以用标准盐酸滴定未知浓度的NaOH溶液为例):
a.若用酚酞作指示剂,当滴入最后半滴盐酸时,溶液的颜色由粉红色突变为无色,且半分钟内 溶液的颜色不再变化,说明达到滴定终点。 b.若用甲基橙作指示剂,当滴入最后半滴盐酸时,溶液的颜色由黄色变为橙色,且半分钟内溶 液的颜色不再变化,说明达到滴定终点。
4.某同学用pH试纸测量新制氯水的pH为1,这种说法对吗? 4溶液应用碱式滴定管盛装,这种说法对吗? 6.酸碱中和滴定实验中,快达到滴定终点时,眼睛要注视滴定管中液体的刻度变化,这种说法 对吗?
7.中和滴定达到滴定终点时,所得溶液一定为中性,这种说法对吗? 8.中和滴定实验时,滴定管、锥形瓶均要用待盛液润洗,这种说法对吗?
3 |滴定曲线的分析与应用 (以0.100 0 mol·L-1NaOH溶液滴定20.00 mL 0.100 0 mol·L-1盐酸为例)
化学：2018高考一轮复习《水的电离和溶液的pH》课件大纲版
知识点2
溶液的酸碱性和pH
问题2：溶液酸碱性的实质？pH的表示方法？溶液的pH简
单计算和测定方法？
考点1 影响水电离平衡的因素
1．温度：由于水的电离过程吸热，故升温使水的电离平衡右移， 即加热能促进水的电离，c(H＋)、c(OH－)同时增大，KW增大，
pH变小，但c(H＋)与c(OH－)仍相等，故体系仍显中性。
的电离、水的离子积、溶液pH等概念。
知识点1
水的电离
问题1：水的电离性质？水的离子积大小？影响水的电离平衡的 因素？
【思维延伸】 1．水的电离
水是一种极弱的电解质，只能微弱地电离，并存在着电离平
衡。水的电离方程式：H2O＋H2O 为H2O H＋＋OH－。 2．水的离子积常数 25℃时，由纯水的导电性实验测得，1 L纯水中只有 1×10－7 mol H2O电离。所以在常温时：KW＝c(H＋)· c(OH－) ＝1×10－7×1×10－7＝1×10－14。KW只与温度有关，KW 是常数。 H3O＋＋OH－，简写
b．强碱溶液，如B(OH)n，设浓度为c mol· L－1，
c(H＋)＝ mol· L－1，pH＝－1gc(H＋)＝14＋lg(nc)。 ②酸、碱混合pH计算
a．两强酸混合
c混 (H+ ) = c1 (H+ ) V1 + c2 (H + ) V2 V1 + V2
b．两强碱混合
c混 (OH- ) = c1 (H+ ) V1 + c2 (H+ ) V2 V1 + V2
【例1】 25℃时，水的电离达到平衡：H2O ΔH＞0，下列叙述正确的是
H＋＋OH－， ( )
A．向水中加入稀氨水，平衡逆向移动，c(OH－)降低 B．向水中加入少量固体硫酸氢钠，c(H＋)增大，K+不变
2024年领军高考化学真题透析第2讲水的电离和溶液的酸碱性精讲深剖含解析
第2讲 水的电离和溶液的酸碱性真题速递1．（2024新课标Ⅲ）设N A 为阿伏加德罗常数值。
关于常温下pH=2的H 3PO 4溶液，下列说法正确的是A ．每升溶液中的H +数目为0.02N AB ．c (H +)= c (42H PO -)+2c (24HPO -)+3c (34PO -)+ c (OH −)C ．加水稀释使电离度增大，溶液pH 减小D ．加入NaH 2PO 4固体，溶液酸性增加【答案】B【解析】A 、常温下pH ＝2，则溶液中氢离子浓度是0.01mol/L ，因此每升溶液中H ＋数目为0.01N A ，A 错误；B 、依据电荷守恒可知选项B 正确；C 、加水稀释促进电离，电离度增大，但氢离子浓度减小，pH 增大，C 错误；D 、加入NaH 2PO 4固体，H 2PO 4－浓度增大，抑制磷酸的电离，溶液的酸性减弱，D 错误。
2．（2024天津）某温度下，2HNO 和3CH COOH 的电离常数分别为45.010-⨯和51.710-⨯。
将pH 和体积均相同的两种酸溶液分别稀释，其pH 随加水体积的改变如图所示。
下列叙述正确的是A ．曲线Ⅰ代表2HNO 溶液B ．溶液中水的电离程度：b 点＞c 点C ．从c 点到d 点，溶液中()()()HA OH A c c c --⋅保持不变（其中HA 、A -分别代表相应的酸和酸根离子） D ．相同体积a 点的两溶液分别与NaOH 恰好中和后，溶液中()Nan +相同【答案】C 【解析】A 、由图可知，稀释相同的倍数，Ⅱ的改变大，则Ⅱ的酸性比I 的酸性强，Ⅱ代表HNO 2，I 代表CH 3COOH ，故A 错误；B 、酸抑制水电离，b 点pH 小，酸性强，对水电离抑制程度大，故B 错误；C 、Ⅱ代表HNO 2，c(HNO 2)c(OH -)/c(NO 2-)=c(H +)·c(HNO 2)c(OH -)/[c(H +)·c(NO 2-)]=k w /k(HNO 2)，k w 为水的离子积常数，k(HNO 2)为HNO2的电离常数，这些常数只与温度有关，温度不变，则不变，故C正确；D、体积和pH均相同的HNO2和CH3COOH溶液，c（CH3COOH）＞c（HNO2），分别滴加同浓度的NaOH溶液至恰好中和，CH3COOH消耗的氢氧化钠溶液体积多，HNO2消耗的NaOH少，故D错误。
《化学反应原理》复习之《水的电离与溶液的PH 酸碱中和滴定 》知识要点
《水的电离与溶液的ＰＨ 酸碱中和滴定 》知识要点一、水的电离1。
水的电离方程式:H 2O Ｈ++ ＯH -2、 ①表达式:室温下纯水,K W ＝ｃ(Ｈ＋)·ｃ(OH —)=1×10—1４,pH=7,c(H +)=c(O Ｈ-)=10－7mol ·L－1②影响K ｗ大小的因素Ａ。
水的电离过程是个吸热的过程,故温度升高,Ｈ2O 的Ｋw 增大 。
Ｂ、水的离子积是水电离平衡时的性质,不仅适用于纯水,也适用于稀的电解质水溶液,只要温度不变,K w 就不变。
③影响水的电离平衡的因素 A 、酸、碱均可抑制水的电离; B 、升高温度可促进水的电离; C 、易水解的盐均可促进水的电离; Ｄ、活泼金属(Ｎa)可促进水的电离。
二、溶液的酸碱性与ｐH1、 溶液的酸碱性溶液的酸碱性决定于c (H ＋)与ｃ(OH –)的关系 (1)c (Ｈ＋)＝c (OH –),溶液呈中性、 (2)c (H ＋)〉c (O Ｈ –),溶液呈酸性 (３)ｃ(H +)<c (OH –),溶液呈碱性 2。
pH(1)定义式: p Ｈ= -ｌg C(H +) (2)适用范围:0～1４(3)p Ｈ 与溶液中ｃ(H ＋)的关系、２５℃,纯水的p Ｈ为7,溶液显中性,pH ＜7的溶液为酸性,pH>7的溶液为碱性。
①pH 表示溶液酸碱性的强弱。
pH 越小,溶液酸性越强;反之,溶液的碱性越强。
②使用范围:1×１０—１4mol·L －1≤ｃ(H +)≤1mo ｌ·Ｌ—1、即:0≤p Ｈ≤1４ (填p Ｈ的取值范围)。
注意:ｐH为7的溶液不一定为中性。
100℃,K W＝１×１0—12,c(H+)＝c(OH–)＝1×10—6mol／Ｌ,此时p Ｈ为６,但溶液仍为中性。
判断溶液酸碱性的依据是比较溶液中c(H+)、c(ＯＨ–)的相对大小。
３。
pH试纸的使用(1)方法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,与标准比色卡对比即可确定溶液的pH、(2)注意试纸使用前不能用蒸馏水润湿,否则待测液因被稀释估计会产生误差。
2015届高考化学总复习课件：8-2水的电离和溶液的pH
A．1∶10∶1010∶109
B．1∶5∶5×109∶5×108
训 练 · 高 效 提 能
C．1∶20∶1010∶109 D．1∶10∶104∶109
菜
单
高考总复习· 化学
第八章
考 点 · 核 心 突 破
水溶液中的离子平衡
解析
本题考查酸、碱、盐对水电离的影响及KW
与溶液中c(H＋)、c(OH－)之间的换算。①pH＝0的 H2SO4溶液中c(H＋)＝1 mol· L－1，c(OH－)＝10－14 mol· L
训 练 · 高 效 提 能
菜
单
高考总复习· 化学
第八章
考 点 · 核 心 突 破
水溶液中的离子平衡
考点· 核心突破
考点一
1．电离方程式
H2O＋H2O
＋ H O H H3O ＋OH ， 可简写为___________ 2
＋ －
水的电离
训 练 · 高 效 提 能
－ ＋ OH ________。
菜
单
高考总复习· 化学
增大 减小 减小 增大 增大 减小
不变
不变 不变 不变 增大 减小
碱
可水解 Na2CO3 的盐 NH4Cl
训 练 · 高 效 提 能
温度
升温 降温
菜
单
高考总复习· 化学
第八章
考 点 · 核 心 突 破
水溶液中的离子平衡
◎思维拓展 1．水的离子积常数KW＝c(H＋)· c(OH－)中H＋和OH
－一定是水电离出来的吗？
少量稀氨水或NaHSO4后溶液的KW均不变。 答案
训 练 · 高 效 提 能
D菜单ຫໍສະໝຸດ 高考总复习· 化学第八章
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
高考化学知识点讲解考点水的电离和溶液的PH
目夺市安危阳光实验学校考点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+]、[OH—]的相对大小：pH值的大小取决于溶液中的[H+]大小pH=－lg[H+]，pOH=－lgKw=pKw（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+]≠0，但pH可为0，此时[H+]=1mol/L，一般[H+]＞1mol/L时，pH＜0，故直接用[H+]表示.（3）判断溶液呈中性的依据为：[H0]= [OH—]或pH=pOH=21pKw 只有当室温时，Kw=1×10—14[H+]=[OH—]=10—7mol/L溶液呈中性pH=pOH=21pKw=7分析原因：H2O 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.中性：pH=pOH=21pKwT↗→Kw↗→pH+pOH↘T↘→Kw↘→pH=pOH↗如：100℃，KW=1×10—12.. pKw=12.1pH+pOH=pKw两个关系或考虑，并注意湿度不同时Kw的影响。
）（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②pH试纸也只能确定在某个值左右（对照比色卡），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。
高考化学一轮总复习第8章水的电离和溶液的pH酸碱中和滴定及拓展应用考点二溶液的酸碱性与pH(含答案)
高考化学一轮总复习自主小练：考点二溶液的酸碱性与pH1．易错辨析：正确的打“√”，错误的打“×”。
(1)pH<7的溶液一定呈酸性。
( × )[提示]25 ℃时pH<7的溶液一定呈酸性，若温度高于此温度，溶液可能是酸性、中性或者碱性。
(2)25 ℃时，纯水和烧碱溶液中水的离子积常数不相等。
( × )[提示]25 ℃时，任何稀电解质溶液中K w均为1.0×10－14。
(3)在100 ℃时，纯水的pH>7。
( × )[提示]100 ℃时，纯水中c(H＋)>10－7mol·L－1，则pH<7。
(4)若溶液中c(H＋)＝c(OH－)，则溶液为中性。
( √ )[提示]利用c(H＋)和c(OH－)的相对大小判断溶液酸碱性，在任何温度下均适用。
(5)c(H＋)＝K w的溶液一定显中性。
( √ )[提示]c(H＋)＝K w即c(H＋)＝c(OH－)，所以显中性。
(6)pH试纸可以测定所有溶液的pH。
( × )[提示]利用pH试纸不能测定具有漂白性溶液的pH。
(7)常温下能使甲基橙显黄色的溶液一定显碱性。
( × )[提示]根据甲基橙的变色范围，显黄色时不一定显碱性。
(8)用湿润的pH试纸测定盐酸和醋酸溶液的pH，醋酸溶液的误差更大。
( × )[提示]由于醋酸是弱电解质，稀释后电离平衡正向移动，误差更小。
(9)任何温度下，利用c(H＋)和c(OH－)的相对大小均可判断溶液的酸碱性。
( √ )(10)T℃时，某溶液的pH>7，则该溶液呈碱性。
( × )(11)室温下，用pH试纸测得某NaClO溶液的pH＝9。
( × )(12)若100 ℃时K w＝1.0×10－12，则该温度下，0.01 mol·L－1盐酸的pH＝2,0.01 mol·L －1的NaOH溶液的pH＝10。
高考化学总复习 第8章 第2讲 弱电解质的电离
CH3COO－＋H＋达到平衡后，加入冰醋酸，平衡右移， 但［CH3COOH］增大。加水稀释时，平衡右移，但 ［H＋］减小。
1.下列事实中一定不能证明CH3COOH是弱电解质的是
（
①常温下某CH3COONa溶液的pH＝8 ②用CH3COOH溶液做导电实验，灯泡很暗
）
③等pH等体积的盐酸、CH3COOH溶液和足量锌反应， CH3COOH放出的氢气较多
定：条件不变，溶液中各分子、离子的浓度不变，
溶液中既有离子又有分子。 变：条件改变，平衡发生移动。
3. 影响因素
内因：电解质本身的性质。 外因： （1）温度：温度越高，电离程度越大，因电离是 吸热 反应。 （2）浓度：浓度越大，电离程度 越小 。在稀释溶液时， 电离平衡向右移动，而离子浓度一般会减小。
＋
答案：A
1－3.（2011· 山东高考）室温下向 10 mL pH＝3 的醋酸溶液 中加水稀释后，下列说法正确的是 A.溶液中导电粒子的数目减少 ［CH3COO－］ B.溶液中 不变 ［CH3COOH］· ［OH－］ C.醋酸的电离程度增大， ［H ］亦增大 D.再加入 10 mL pH＝11 的 NaOH 溶液，混合液 pH＝7
一举双得的课前预案
第 8 章
第 2 讲
一气贯通的课堂学案
一卷冲关的课后练案
一、弱电解质的电离平衡 1. 电离平衡的建立 在一定条件（如温度、浓度）下，当 电离 的速率和 离子结合成分子 的速率相等，溶液中各分子和离子 的浓度都 保持不变 时，电离过程就达到了平衡状态。
电离平衡建立过程如下：
2. 特点 逆：弱电解质的电离是一可逆过程。 等：v电离＝v分子化≠0。 动：电离平衡是一种动态平衡。
－ ［ F ］ － 移， ［HF］增大，但增大的程度不如 F ，则 增大； ［HF］ －
知识清单22水的电离及溶液的pH-2025年高考化学一轮复习知识清单(新高考专用)(教师版)
知识清单22 水的电离及溶液的pH知识点01 水的电离及离子积常数1．水的电离(1)水是极弱的电解质，其电离方程式为H2O＋H2OH3O＋＋OH－，简写为H2OH＋＋OH－。
(2)水的电离是吸热过程。
2．水的离子积常数(1)K w只与温度有关，温度升高，K w增大。
(2)常温时，K w＝c(H＋)·c(OH－)＝1.0×10－14，不仅适用于纯水，还适用于酸、碱的稀溶液。
(3)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－)总是相等的。
3．水的电离平衡的影响因素(1)因水的电离是吸热过程，故温度升高，会促进水的电离，c(H＋)、c(OH－)都增大，水仍呈中性。
(2)外加酸(或碱)，水中c(H＋)[或c(OH－)]增大，会抑制水的电离，水的电离程度减小，K w不变。
(3)加入了活泼金属，可与水电离产生的H＋直接发生置换反应，产生H2，使水的电离平衡向右移动。
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活泼金属(如右移减小增大增大不变Na)加入NaHSO4(s)左移增大减小减小不变【特别提示】(1)在水中加入酸或碱，会抑制水的电离，水电离出的c(H＋)、c(OH－)均减小，但仍然相等。
在常温下，若由水电离出的c(H＋)<1×10－7mol·L－1，该溶液可能显酸性，也可能显碱性。
(2)水受热温度升高，促进水的电离，水电离出的c(H＋)、c(OH－)均增大，但仍然呈中性。
(3)在酸或碱的溶液中，K w表达式中的c(H＋)、c(OH－)均为溶液中两种离子的总浓度，不一定是水电离出的c(H＋)、c(OH－)。
如0.1 mol·L－1盐酸中，c(H＋)约为0.1 mol·L－1。
高二化学水的电离和溶液的pH知识精讲
高二化学水的电离和溶液的pH【本讲主要内容】水的电离和溶液的pH1. 水的电离平衡及其影响因素，离子积常数2. 溶液的酸碱性和pH3. 溶液pH的简单计算【知识掌握】【知识点精析】一. 水的电离1. 水的电离精确实验证明：水是一种极弱电解质，它能微弱的电离，生成H3O＋和OH－。
水中存在电离平衡：H2O ＋H2O H3O＋＋OH－或H2O H＋＋OH－说明：水的电离有如下特点:①水分子和水分子之间的相互作用而引起电离的发生。
②极难电离，通常只有极少数的水分子发生电离。
③水分子电离出的H＋和OH－数目相等。
④水的电离过程是可逆的，吸热的。
2. 水的离子积（1）实验测得：在25℃时，1L纯水中（即55.56mol/L）只有1×10－7mol/L H2O发生电离。
则水中①C（H＋）＝1×10－7mol/L ②C（OH－）＝1×10－7mol/L ③C（H＋）＝C（OH－）＝1×10－7水的离子积定义：在一定温度时，水中C（H＋）与C（OH－）的乘积是一个常数，称之为水的离子积常数（写作K W），简称为水的离子积。
即K W＝C（H＋）×C（OH－）在25°C时，有C（H＋）＝C（OH－）＝1×10－7，K W＝1×10－14在100°C时，有C（H＋）＝C（OH－）＝1×10－6，K W＝1×10－12说明：任何水溶液中均存在着水的电离平衡，即任何水溶液中均存在着C（H＋）与C（OH－）。
水的离子积是水电离平衡时具有的性质，不仅适用于纯水，也适用于其他稀水溶液。
如酸、碱、盐溶液中都有K W＝C（H＋）×C（OH－）＝1×10－14（常温）。
其中C（H＋）、C（OH －）均代表整个溶液中的C（H＋）和C（OH－）。
①在酸溶液中，C（H＋）近似看成是酸电离出来的H＋浓度，C（OH－）则来自于水的电离。
高三化学复习课水的电离和溶液的酸碱性ppt课件.ppt
与 c(OH—)总
酸碱性
关系
pH=4 NH4Cl
10-14 10-4
10-4
10-4 10-10
4
＞
酸
pH=10 CH3COONa
10-14
10-4
10-4
10-10 10-4 10
＜
碱
NaCl 10-14 10-7
10-7
10-7
10-7
7
=
中
影响水电离平衡因素的定量分析 病原体侵入机体，消弱机体防御机能，破坏机体内环境的相对稳定性，且在一定部位生长繁殖，引起不同程度的病理生理过程
病原体侵入机体，消弱机体防御机能 ，破坏 机体内 环境的 相对稳 定性， 且在一 定部位 生长繁 殖，引 起不同 程度的 病理生 理过程
能力 提升
☆(07天津)25 ℃时，水的电离达到平衡：
H2O
H＋＋OH－；H＞0，
下列叙述正确的是( B )
A.向水中加入稀氨水，平衡逆向移动，c(OH－)降低
B.向水中加入少量固体硫酸氢钠，c(H＋)增大，KW不变 C.向水中加入少量固体CH3COONa，平衡逆向移动，c(H＋)降低 D.将水加热，KW增大，pH不变
病原体侵入机体，消弱机体防御机能 ，破坏 机体内 环境的 相对稳 定性， 且在一 定部位 生长繁 殖，引 起不同 程度的 病理生 理过程
课前 小测
25℃时, 1、pH=2的溶液中,水电离的c(H+)=
2、水电离的c(H+)=1×10-12mol·L-1,则溶液的pH=
病原体侵入机体，消弱机体防御机能 ，破坏 机体内 环境的 相对稳 定性， 且在一 定部位 生长繁 殖，引 起不同 程度的 病理生 理过程
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(2)pH＝10的NaOH溶液 c(H＋)＝_1_0_－__10__m_o_l_·L__－_1，c(OH－)＝_1_0_－_1_0_m__o_l·_L_－__1 。 解析 pH＝10的NaOH溶液中，OH－有两个来源：H2O的电 离和NaOH的电离，H＋只来源于水。应先求出c(H＋)，即为 水电离的c(OH－)或c(H＋)，c(OH－)＝10－4 mol·L－1，c(H＋)＝ 10－10 mol·L－1，则水电离的c(H＋)＝c(OH－)＝10－10 mol·L－1。
第2讲 水的电离和溶液的pH
第八章 水溶液中的离子平衡
考纲要求
1.了解水的电离、离子积常数以及影响水 电离平衡的因素。 2.了解溶液的酸碱性与pH的关系。 3.能进行pH的简单计算。 4.了解测定溶液pH的方法(强酸、强碱)。
考点一 水的电离 考点二 溶液的酸碱性和pH 考点三 酸、碱中和滴定 探究高考 明确考向 练出高分
体系变化 平衡移
条件
动方向 Kw
酸
逆 不变
碱
逆 不变
可水解 Na2CO3 正 的盐 NH4Cl 正
不变 不变
水的电离 c(OH－) c(H＋)
程度
减小
减小 增大
减小
增大 减小
增大
增大 减小
增大
减小 增大
升温 正 温度
降温 逆
其他：如 正
加入Na
增大 减小
不变
增大 减小
增大 增大 减小 减小
增大 增大 减小
大还是减小？
答案 甲正确，温度不变，Kw是常数，加入H2SO4，c(H＋)增大， c(H＋)·c(OH－)>Kw，平衡左移。 c(H＋)·c(OH－)不变，因为Kw仅与温度有关，温度不变，则Kw不 变，与外加酸、碱、盐无关。
反思归纳
1.水的离子积常数Kw＝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Kw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Kw不仅适用于水，还适用于酸性 或碱性的稀溶液。不管哪种溶液均有 c(H )H 2O ＝ c(O H )H 2O 。 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。
2.一定温度下，水存在H2O
叙述一定正确的是( B )
H＋＋OH－ ΔH>0的平衡，下列
A.向水中滴入少量稀盐酸，平衡逆向移动，Kw减小 B.将水加热，Kw增大，pH减小 C.向水中加入少量固体CH3COONa，平衡逆向移动，c(H＋)降低 D.向水中加入少量固体硫酸钠，c(H＋)＝10－7 mol·L－1，Kw不变
考点一 水的电离
知识 梳理
递进 题组
知识梳理
1.水的电离 水是极弱的电解质，水的电离方程式为 H2O＋H2O H3O＋＋OH－或 H2O H＋＋OH－ 。
2.水的离子积常数
Kw＝c(H＋)·c(OH－)。 (1)室温下：Kw＝ 1×10－14 。 (2)影响因素；只与 温度 有关，升高温度，Kw 增大 。 (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。
深度思考 1.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？ 答案 外界条件改变，水的电离平衡发生移动，但任何时候由 水电离出的c(H＋)和c(OH－)总是相等的。
2.甲同学认为，在水中加入H2SO4，水的电离平衡向左移动，解 释 是 加 入 H2SO4 后 c(H ＋ ) 增 大 ， 平 衡 左 移 。 乙 同 学 认 为 ， 加 入 H2SO4后，水的电离平衡向右移动，解释为加入H2SO4后，c(H＋) 浓度增大，H＋与OH－中和，平衡右移。你认为哪种说法正确？ 并说明原因。水的电离平衡移动后，溶液中c(H＋)· c (OH－)是增
(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)升高温度，水的电离程度 增大 ，Kw 增大 。 (2)加入酸或碱，水的电离程度 减小，Kw不变 。 (3)加入可水解的盐(如FeCl3、Na2CO3)，水的电离程度 增大， Kw不变 。
4.外界条件对水的电离平衡的影响
解析 A项，Kw应不变； C项，平衡应正向移动；
D项，由于没有指明温度，c(H＋)不一定等于10－7 mol·L－1。
题组二 水电离的c(H＋)或c(OH－)的计算
3.求算下列常温下溶液中由H2O电离的c(H＋)和c(OH－)。 (1)pH＝2的H2SO4溶液 c(H＋)＝_1_0_－_1_2_m__o_l·_L_－_1_，c(OH－)＝___1_0_－_1_2_m__o_l·_L_－__1 _。 解析 pH＝2的H2SO4溶液中，H＋来源有两个：H2SO4的电 离和H2O的电离，而OH－只来源于水。应先求算c(OH－)， 即为水电离的c(H＋)或c(OH－)。
题组一 影响水电离平衡的因素及结果判断
递进题组
1.25 ℃ 时 ， 相 同 物 质 的 量 浓 度 的 下 列 溶 液 ： ①NaCl
②NaOH ③H2SO4 ④(NH4)2SO4，其中水的电离程度按由 大到小顺序排列的一组是( )
A.④>③>②>①
B.②>③>①>④
C.④>①>②>③
D.③>ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ>①>④、
解析 分析四种物质可知②NaOH、③H2SO4抑制水的电离， ①NaCl 不 影 响 水 的 电 离 平 衡 ， ④(NH4)2SO4 促 进 水 的 电 离 (NH＋4 水解)，在②③中H2SO4为二元强酸，产生的c(H＋)大于 NaOH产生的c(OH－)，抑制程度更大，故顺序为④>①>②>③。 答案 C
(3)pH＝2的NH4Cl溶液 c(H＋)＝1_0_－__2_m_o_l_·_L_－_1___。 (4)pH＝10的Na2CO3溶液 c(OH－)＝__1_0_－_4_m__o_l_·L_－__1___。 解析 水解的盐溶液中的H＋或OH－均由水电离产生，水解显酸 性的盐应计算其c(H＋)，水解显碱性的盐应计算其c(OH－)。pH ＝2的NH4Cl中由水电离产生的c(H＋)＝10－2 mol·L－1；pH＝10 的Na2CO3溶液中由水电离产生的c(OH－)＝10－4 mol·L－1。