第1节 水溶液 核心知识点

第1节水溶液核心知识点
一、水的电离
精确实验表明，水是一种极弱电解质，存在有电离平衡：
通常，上式也可简写为:
由
可知: [H+][OH-]=Kc [H2O] =常数
这个乘积叫做水的离子积，用Kw表示。

在25℃时纯水中 ,[H+][OH-] =1.0 × 10-7mol•L-1
Kw = [H+][OH-] = 1.0× 10-14mol-2·L-2
［结论］
1、水的电离是个吸热过程，故温度升高，水的Kw增大。

25℃时Kw=1.0× 10-14mol-2•L-2
2、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。

即溶液中[H+][OH-] = 1.0× 10-14mol-2•L-2
3、在酸溶液中，[H+]近似看成是酸电离出来的H+浓度，[OH-]则来自于水的电离。

4、在碱溶液中，[OH-]近似看成是碱电离出来的OH-浓度，而[H+]则是来自于水的电离。

二、溶液的酸碱度
(1)溶液的酸碱性
[H+]=[OH-],溶液呈中性,
[H+]>[OH-],溶液呈酸性,且[H+]越大酸性越强；
[H+]<[OH-],溶液呈碱性,且[OH-]越大碱性越强。

（2）溶液酸碱性的表示法
化学上采用pH来表示溶液酸碱性的强弱。

pH为氢离子物质的量浓度的负常用对数，表示溶液酸碱度强弱。

pH = -lg[H+]
室温下, 酸性溶液：[H+]> [OH-],[H+]>1.0 × 10-7mol•L-1 ,pH <7
中性溶液: [H+]=[OH-]=1.0 × 10-7mol•L-1 ,pH =7
碱性溶液: [H+]< [OH-],[H+]<1.0 × 10-7mol•L-1 ,pH >7
有关溶液的pH值的几个注意问题：
①pH值是溶液酸碱性的量度。

常温下，pH=7溶液呈中性；pH值减小，溶液的酸性增强；pH 值增大，溶液的碱性增强。

②pH值范围在0-14之间。

pH=0的溶液并非没有H+，而是C(H+)=1mol/L；pH=14的溶液并非没有OH-，而是C(OH-)=1mol/L。

pH改变一个单位，C(H+)就改变10倍，即pH每增大一个单位，C(H+)就减小到原来的1/10；pH每减小一个单位，C(H+)就增大到原来的10倍。

③当C(H+)>1mol/L时，pH值为负数，当C(OH-)>1mol/L时，pH>14。

对于C(H+)或C(OH-)大于1mol/L的溶液，用pH值表示反而不方便，所以pH值仅适用于C(H+)或C(OH-)小于等于1mol/L的稀溶液。

④也可用pOH来表示溶液的酸碱性，pOH=-lgC(OH--)，因为C(H+)·C(OH-)=10-14，若两边均
[H+][OH-]
取负对数，得pH+pOH=14。

⑤可用 pH试纸来测定溶液的pH值。

方法：用洁净的干玻璃棒直接蘸取少许待测液，滴在pH试纸上（注意不能将pH试纸先用水沾湿或用湿的玻璃棒，因为这样做，实际上已将溶液稀释，导致所测定的pH不准确）将pH试纸显示的颜色随即（半分钟内）与标准比色卡对照，确定溶液的pH值（因为时间长了，试纸所显示的颜色会改变，致使测得的pH不准。

）
三、电解质在水溶液中的存在形态
1、强、弱电解质的概念
强电解质：在水溶液中能完全电离的电解质。

弱电解质：在水溶液中能部分电离的电解质。

（1）强酸、强碱和大多数盐以及所有的离子化合物都是强电解质。

（2）弱酸、弱碱、少数盐【（CH3COO）2Pb、HgCl2、CdI2】和水等化合物都是弱电解质。

电解质的强弱由物质内部结构决定。

弱电解质溶于水时，在水分子的作用下，弱电解质分子电离出离子，而离子又可以重新结合成分子。

因此，弱电解质的电离过程是可逆的。

分析CH3COOH的电离过程：CH3COOH的水溶液中，既有CH3COOH分子，又有CH3COOH 电离出的H+和CH3COO—，H+和CH3COO—又可重新结合成CH3COOH分子，因此CH3COOH 分子电离成离子的趋向和离子重新碰撞结合成CH3COOH分子的趋向并存，电离过程是可逆的，同可逆反应一样，最终也能达到平衡。

3、电解质的强弱与导电性的关系
电解质的强弱在一定情况下影响着溶液导电性的强弱。

导电性的强弱是由溶液中离子浓度大小决定的。

如果某强电解质溶液浓度很小，那么它的导电性可以很弱；而某弱电解质虽然电离程度小，但浓度较大时，该溶液的导电能力也可以较强。

因此，强电解质溶液的导电能力不一定强，弱电解质溶液的导电能力也不一定弱。