水的电离和溶液的
酸碱性
水的电离
溶液酸碱性与
pH
水是极弱的电解质
水的离子积
影响水电离的因素
定义及表达式：
影响因素
说明
温度
酸、碱
易水解的盐
溶液酸碱性（25℃时）
溶液的pH
中性pH=7；c(H+) = c(OH-)
酸性pH<7；c(H+) > c(OH-)
碱性pH>7；c(H+) < c(OH-)
表达式
pH的计算
pH的测定方法
只受温度影响，升温K w增大
K w=c(H+)·c(OH-)
适用于纯水、酸碱盐的水溶液
升温促进水的电离
抑制水的电离（25℃，pH之和为14的
酸与碱对水电离的抑制程度相同）
促进水的电离（25℃，pH之和为14的
两种盐对水电离的促进程度相同）
其他
板块一水的电离
一、水的电离与水的离子积
1.水的电离
⑴水是极弱的电解质，能发生微弱的（自偶）电离，存在有电离平衡：
H2O H++OH-ΔH>0 。（原始电离式：2H2O H3O++OH- ΔH>0）
知识点睛
知识网络
第18讲水的电离
与溶液酸碱性
⑵实验测得，在室温下1LH2O（即55.6mol）中只有1×10-7mol的H2O电离，故在25℃时纯
水中：c(H+)=c(OH－)= 1×10-7mol/L。
2.水的离子积
（1）定义：一定温度下，当水的电离达到平衡时，电离产物H+和OH-浓度之积与未电离的H2O
的浓度之比是一个常数，即H2O的电离常数，可表示为K
电离=
+
2
(H)(OH)
(H O)
c c
c
-
⨯
。其中由于水的
电离极其微弱，所以c(H2O)可视为常数，则c(H+)·c(OH－)= K电离·c(H2O)，常数K电离与常数c(H2O)
的积作为一新的常数，叫做水的离子积常数，简称水的离子积，记作K w，
即K w= c(H+)·c(OH－)。
在室温（25℃）下，K w= c(H+)·c(OH－)=1.0×10-14。
（2）注意：
①K w的值只与温度相关，而与其他变量无关。只要温度不变，K w的值就不变；温度升高，
K w增大。
如，只要水溶液温度在25℃，不管任何物质的水溶液，其K w的值始终为1.0×10-14。由于
H2O的电离是吸热的，故温度越高，水的电离度越大，K w越大。对于中性水，尽管温
度升高，电离度增大，K w增大，但仍是中性的水。
25℃时，c(H+)=c(OH-) =1×10-7mol/L，K w= c(H+)∙c(OH-)=1×10-14
100℃时，c(H+)=c(OH-) =1×10-6mol/L，K w=c(H+)∙c(OH-)=1×10-12
②水的离子积K w揭示了在任何物质的水溶液中，均存在水的电离平衡(即在水溶液中水
的电离是永恒存在的)，都有H+和OH-共存（注意：这里只是少量共存而不是大量共
存），只是相对含量不同而已。
如，只要是水溶液，就一定存在H+和OH-离子，因此研究水溶液中离子的成份时，不要遗漏。酸性水溶液，H+多些OH-少些；碱性水溶液，H+少些OH-多些；中性水溶液，
H+和OH-一样多。
③K w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，且不管哪种
溶液，均有c(H+)(水)=c(OH-)(水)。
如，25℃时，
在酸的水溶液中，K w= c(H+)·c(OH－)= c(H+)(酸). c(OH－)(水)= 1.0×10-14；
在碱的水溶液中，K w= c(H+)·c(OH－)= c(H+)(水). c(OH－)(碱)= 1.0×10-14；
在盐的水溶液中，尽管盐的情况比较复杂，但无论在何种盐溶液中，K w= c(H+)·c(OH－)
=1.0×10-14，仍然成立，且始终有c(H+)(水)=c(OH-)(水)，
④在K w=c(H+)·c(OH－)的表达式中，c(H+)、c(OH－)均表示整个溶液中总物质的量浓度，
但由于H2O的电离受外界c(H+)和c(OH－)的影响，因此在酸碱性不同的水溶液中，c(H+)
与c(OH-)的相对大小不同，但只要温度一定，无论稀酸、碱溶液还是盐溶液，溶液中
c(H+)∙c(OH-)= K w(常数)，其中由水电离出来的c(H+)(水)、c(OH－)(水)总是相等的。
如，25℃时，0.1mol/L HCl或NaOH 溶液中，c(H+)(水)=c(OH-)(水)=1×10-13mol/L，因此，
常温时(25℃)，若某溶液中由水电离出来的c(H+)(水)=c(OH-)(水)=a mol/L 且a﹤1×10-7
时，说明水的电离受到抑制，该溶液有大量的H+或大量的OH-，该溶液可以是酸性的，
也可以是碱性的。
【教学建议】强调一点，K w不是H2O的电离平衡常数，但是可以用它来分析H2O的电离情况；需要给学生分析清楚，溶液中现有的c(H+)或c(OH－)，与由水电离出的c(H+)或c(OH－)的区别。
二、影响水的电离平衡的因素
在纯水中，存在水的电离平衡，H2O H++OH-，平衡移动原理（即勒夏特列原理）同样适用于水的电离平衡，因此改变一定的条件会影响水的电离平衡。
影响水的电离平衡的因素有：
⑴温度：升高温度，促进水的电离。因为，水的电离是吸热的，故升温有利于向吸热的电离方向
移动，c(H+)和c(OH－)同时增大，K w增大，pH变小，但由于c(H+)和c(OH－)的浓度始终
保持相等，故仍显中性。
⑵同离子效应：向纯水中加入酸、碱，抑制水的电离。由于酸碱电离产生大量的H+或OH-，增大
了水中的c(H+)或c(OH－)，故均可使水的电离平衡向逆向移动，水的电离受到抑制。加
酸时，c(H+)变大，pH变小；加碱时，c(OH－)变大，pH变大。
⑶水解效应：向纯水中加入易水解的盐（弱酸的正盐，弱碱的正盐），一般促进水的电离。因为，
从水解的实质可以看出，弱酸根或弱碱根，要消耗水电离出的H+或OH-，无论盐水解后
水溶液显什么性，均能促进水的电离，使水的电离程度增大。如，25℃时，pH=11的Na2CO3
溶液和pH=3的NH4Cl溶液，其OH-和H+均来自水的电离，其由水电离的c(H+)或c(OH
－)相等均为1×10-3mol/L，两者对水的促进作用是相同的。
⑷其他因素：
①盐的影响：由于盐的情况比较复杂，一般需要具体情况具体分析。
a若加入强酸强碱盐(不水解且对水没有任何影响的盐)，如NaCl、KNO3等，则不影响水
的电离平衡；
b若加入强酸的酸式盐，如NaHSO4等，由于强酸的酸式盐还可以继续电离出大量H+，
故抑制水的电离；
c若加入弱酸的酸式盐，需要比较弱酸的酸式酸根的电离（抑制水的电离）和水解（促进
水的电离）的强弱，如果，电离大于水解，如NaHSO3，则抑制作用大于促进作用，加入
这样的盐，主要表现为抑制水的电离；如果，电离小于水解，如NaHCO3，则抑制作用
小于促进作用，主要表现为促进水的电离。
d若加入弱酸弱碱盐，由于弱酸根和弱碱根均可以水解，且相互促进甚至发生双水解，如，
(NH4)2CO3，Al2S3，因此，促进水的电离，由于比一般能水解的盐的水解强烈，故此类盐
对水的电离促进作用比一般的盐也要强烈。
e若加入一些特殊的可水解盐，如，CaC2、Mg3N2，原理与普通水解类似，促进水的电离
②电解反应：对于某些电解质水溶液在电解时，如，NaCl溶液，CuSO4溶液，在电解时，
由于消耗了水电离的H+或OH-离子，从而促进了水的电离，需要指出的是，不是所有的
电解质水溶液的电解反应，都促进水的电离，如CuCl2水溶液；另外，NaCl溶液电解后
生成NaOH，CuSO4溶液电解后生成H2SO4，都会进一步抑制水的电离，但由于此时的
OH-或H+实际是来自水电离的产物，从原始的纯水来看，仍然是促进水的电离，抑制作
用是对电解反应后的水所说的。
③加入活泼金属：向水中加入一些活泼性很强的金属，如碱金属(K、Na)，碱土金属(Ca、
Ba)等，由于与水电离出的H+直接作用，因而促进了水的电离。
【教学建议】影响水电离的平衡因素，主要是理解，并学会合理解释，特别是在解释电解过程中pH变化的问题，如电解NaCl溶液阴极附近pH变大的原因。
板块二溶液的酸碱性及pH
一、溶液的酸碱性与pH
1.溶液的酸碱性与pH
⑴溶液的酸碱性是由c(H+)和c(OH－)的相对大小决定，而不在于c(H+)或c(OH－)的绝对值大小，因此判断溶液的酸碱性不能直接看pH或c(H+)、c(OH－)值大小，需要通过比较c(H+)、c(OH－)相对大小
+
⑵溶液的pH：水溶液中c(H+)的负对数，即pH=-lg c(H+)，则c(H+)=10-pH。
①pH是表示溶液酸碱性的一种常用量度。其大小可以反映出c(H+)的高低。pH越小，c(H+)越
大，pH越大，c(H+)越小，相应c(OH－)就越大。
常温下(25℃)，pH=7溶液呈中性；pH﹤7溶液呈酸性，pH越小，溶液酸性越强，pH每减
小1个单位，c(H+)增大10倍；pH﹥7溶液呈碱性，pH越大，溶液碱性越强，pH每增加1
个单位，c(OH－)增大10倍。
②pH的适用范围在0~14之间，小于0大于14的pH值没有实用价值。因为，pH=0，c(H+)=1mol/L，
当c(H+)﹥1mol/L时，pH为负值；pH=14，c(OH-)=1mol/L，当c(OH-)﹥1mol/L时，pH﹥14，
所以对于c(H+)﹥1mol/L或c(OH-)﹥1mol/L的溶液，用pH表示反而不方便，一般用物质的
量浓度直接表示溶液的酸碱性更方便。
③与pH类似，也可以用pOH来表示溶液的酸碱性。pOH是c(OH－)的负对数，
即pOH=-lg c(OH－)，因为，25℃，c(H+)·c(OH－)=1×10-14，则有pH+pOH=14。
2.pH的测定方法
（1）酸碱指示剂
注：酸碱指示剂一般是弱有机酸或是弱有机碱，由于它们的颜色变化是在一定pH范围内发生的，因此，可以用这些弱有机酸或弱有机碱来测定溶液的pH，但只能测出pH的范围，一般不能准确测定pH。在使用酸碱指示剂时一定要注意加入的剂量要小，以免加入过多指示剂对原溶液的酸碱性造成影响。
（2）pH试纸：粗略的测定溶液的pH可以使用pH试纸，用广泛pH试纸测得的值只能为1~14的整数，可以识别的pH差值为1，不能估读，不能是3.2或10.6之类的数值。（精密pH试纸的pH范围较窄，可以判别如0.2或0.3的pH差值，不能是其他任意值）。
注意：pH试纸在使用的时候不能用水润湿，否则非中性溶液的pH测定值要比实际值大（酸性）或小（碱性），因为水会将溶液稀释。
pH试纸的使用方法：取一小块干燥pH试纸，放在玻璃片上(或表面皿上)，用洁净的玻璃棒蘸取待测溶液点在pH试纸的中部，随即(30s内)与标准比色卡对照，读出溶液的pH。
注：标准比色卡的颜色与光谱一致，按pH从小到大依次是：红橙黄（酸性）；绿（中性）；蓝靛紫（碱性）。
（3）pH计：也叫酸度计，是一种可以精确测定溶液的pH值的仪器，一般可以精确到小数点后两位，如pH=1.64。
3.pH的应用：
测试和调控溶液的pH，对工农业生产、科学研究以及日常生活和医疗保健都具有重要意义。如，(1)医学上，当人生体内的酸碱平衡失调时，血液的pH是诊断疾病的一个重要参数，而利用药物调控血液pH也是常见的辅助治疗的重要手段之一；
(2)在农业生产中，土壤的pH会影响植物对不同形态的养分的有效吸收以及养分的稳定存在，各种作物的生长都对土壤的pH范围有一定的要求。
(3)在科学实验和工业生产中，溶液pH的调控常常是影响实验结果或产品产量、质量的关键因素。
(4)在环境保护中，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。
二、pH的计算
1.pH的计算
⑴单一溶液pH 的计算：
①强酸溶液：如H n A ，若溶液的物质的量浓度为c mol/L ，则c (H +)=nc mol/L ，pH=-lg c (H +)=-lg nc ； ②强碱溶液：如B(OH)m ，若溶液的物质的量浓度为c mol/L ，则c (OH -)=mc mol/L ，c (H +)=k w / mc mol/L ，pH=-lg c (H +)=-lg( k w / mc)。当25℃时，pH+pOH=14，pOH= -lg c (OH -)=-lgmc ，则pH=14+ lgmc
⑵混合溶液pH 的计算： ①两强酸混合：
先分别求出两强酸溶液的H +的物质的量n 1(H +)=c 1(H +).V 1，n 2(H +)=c 2(H +).V 2，然后利用用公式
()1122
12
.().()混++++=
+c H V c H V c H V V 求出c(H +)混，最后根据pH=-lg c (H +)混求pH 。(一般忽略体积变化)
注：若两一元强酸等体积混合，还可以用速算方法：混合后溶液的pH 等于混合前溶液pH 较小的加0.3（△pH ≥2）。如，pH=3和pH=5的两种盐酸等体积混合后，pH=3+0.3=3.3。
②两强碱混合：
先分别求出两强碱溶液的OH -的物质的量n 1(OH -)=c 1(OH -).V 1，n 2(OH -)=c 2(OH -).V 2，然后利用用公式
()--1122
-
12
O .(O ).(O )混+=
+c H V c H V c H V V 求出c(OH -)混，然后通过K w 求出混合溶液c(H +)混，最后求出
pH 。(一般忽略体积变化)
注意：由于混合后水的电离出H +的能力会随溶液酸碱度的变化而变化，因此，不可用这样的算法： 先用K w 求出两溶液的c 1(H +)、c 2(H +)，然后用公式()1122
12
.().()混+++
+=+c H V c H V c H V V 求解出pH
这样求解是不符合水的实际电离情况的，因此是错误的。
③强酸与强碱混合：
强酸与强碱混合的实质是酸碱中和，H ++OH -=H 2O ，其中和后pH 的计算：
首先，分别求出强酸溶液的n 酸(H +)=c 酸(H +).V 酸和强碱溶液n 碱(OH -)=c 碱(OH -).V 碱； 然后比较n 酸(H +)与n 碱(OH -)的数值大小， a 若n 酸(H +)=n 碱(OH -)，恰好中和，pH=7； b 若n 酸(H +)﹥n 碱(OH -)，酸过量，用公式()-n -n (O )
()V +V 酸碱混酸碱
++
=
H H c H 求出c 混(H +)，再求pH ；
c 若n 酸(H +)﹤n 碱(OH -)，碱过量，先用公式()--
n (O )-n (O )V +V 酸碱混酸碱
+=H H c H 求出c 混(OH -)，再通过K w
求出c 混(H +)=K w / c 混(OH -),最后求出pH 。
④弱酸与强碱混合及弱碱与强酸混合：
由于弱酸、弱碱不能完全电离，所以与强碱、强酸的混合其pH 的计算情况比较复杂，只能推测pH 的大概范围，具体内容在盐类水解的离子浓度的比较中有详细讲述。
⑶溶液稀释后pH 的计算： ①强酸与弱酸的稀释：(画图)
②强碱与弱碱的稀释：（画图）
总结：
1.对于强酸强碱的稀释：
pH=a 的强酸，稀释10n 倍，pH 增大n 个单位，即：pH 后=a+n (pH 后≤7)； pH=b 的强碱，稀释10n 倍，pH 减小n 个单位，即：pH 后=b-n (pH 后≥7)； 如：pH=1的盐酸，稀释103倍， pH 后=1+3=4；
pH=13的NaOH 溶液，稀释103倍， pH 后=13-3=10；
2.对于弱酸弱碱的稀释：
由于弱酸弱碱稀释时，还要继续电离，溶液中n(H +)或n(OH -)在不断变化，因此相同pH 的弱酸稀释，稀释后的pH 小于同倍稀释的强酸，即pH=a 的弱酸，稀释10n 倍，稀释后：a ＜pH 后＜a+n (pH 后≤7)；相同pH 的弱碱稀释，稀释后的pH 大于同倍稀释的强碱，即pH=b 的弱碱，稀释10n 倍，稀释后：
b-n
＜pH 后＜b 。
如：pH=1的醋酸，稀释103倍，稀释后：1＜pH 后＜4；
pH=13的氨水，稀释103倍，稀释后：10＜pH 后＜13；
注意：
1.无限稀释“7”为限(25℃)。即，无论酸溶液还是碱溶液，无限稀释时，其pH 只能接近7，不能大于7或小于7，也就是说酸碱无限稀释后，只能无限接近中性，而不能变为碱性或酸性； 如，pH=6的HCl 溶液，稀释1000倍，溶液pH ≈7(不能大于7)；
pH=8的NaOH 溶液，稀释1000倍，溶液pH ≈7(不能小于7)。
2.一般，无论强弱酸碱溶液，当其物质的量浓度，大于1×10-5mol/L 时，不考虑水自身的电离；当小于1×10-5mol/L 时，应考虑水的电离；
3.对于物质的量浓度相同的强酸和弱酸(或强碱和弱碱)溶液，稀释相同的倍数，强酸或强碱溶液的pH 变化幅度大；而若将相同pH 的强酸和弱酸(或强碱和弱碱)溶液，稀释后pH 仍相同，则弱酸中所加的水的量大于强酸，即弱酸稀释的倍数大于强酸。
2. 已知强酸和强碱的pH 之和，判断等体积混合后溶液的pH
强酸和强碱混合，酸pH=a ，碱pH=b pH 和 c (H +)
c (OH -)
c (H +) c (OH -)关系
酸碱性 a+b=14 a (H )10c +-= (14b)a (OH )1010c ----== (H )(OH )c c +-= 中性 a+b=15 a (H )10c +-=
(14b)(a 1)(OH )1010c -----==
(H )(OH )c c +-<
碱性 a+b=13 a (H )10c +-= (14b)(1a)(OH )1010c ----+== (H )(OH )c c +-> 酸性 酸碱一强一弱，酸pH=a ，碱pH=b a+b=14
a (H )10c +-=
(14b)a (OH )1010c ----==
(H )(OH )c c +-=
显弱的性质
酸碱都弱，情况复杂，不讨论
考点1：水的电离(K w 和影响水电离的因素) 【例1】 将纯水加热至较高温度，下列叙述正确的是（ ）
A ．水的离子积变大，pH 变小，呈酸性；
B ．水的离子积不变，pH 不变，呈中性；
C ．水的离子积变小，pH 变大，呈碱性；
D ．水的离子积变大，pH 变小，呈中性；
【答案】D
【例2】 室温下，在pH ＝12的某溶液中，由水电离的c (OH －
)可能为（ ）
A ．1.0×10-7 mol·L -1
B ．1.0×10-6 mol·L -1
例题精讲
C．1.0×10-2 mol·L-1D．1.0×10-12 mol·L-1
【答案】CD
【例3】(2008上海卷11)常温下，某溶液中由水电离出来的c(H＋)＝1.0×10-13mol·L－1，该溶液可能是( )
①二氧化硫②氯化铵水溶液③硝酸钠水溶液④氢氧化钠水溶液
A．①④B．①②C．②③D．③④
【答案】A
【例4】(2013丰台期末5) 25℃时，下列溶液中水的电离程度最小的是
A．0.01 mol/L盐酸 B. 0.01 mol/L Na2CO3溶液
C. pH = 4 NaHSO3溶液
D. pH =11氨水
【答案】A
【例5】(2007北京7)在由水电离产生的H＋浓度为1×10－13mol·L－1的溶液中，一定能大量共存的离子组是
①K＋、Cl－、NO3－、S2－②K＋、Fe2＋、I－、SO42－③Na＋、Cl－、NO3－、SO42－
④Na＋、Ca2＋、Cl－、HCO3－⑤K＋、Ba2＋、Cl－、NO3－
A．①③B．③⑤C．③④D．②⑤
【答案】B
H O的电离平衡不产生影响的粒子是（）
【例6】（2008北京）对
2
M
A．H Cl
∶∶B．3
26
C．D．
【答案】C
【例7】100℃时(K w=1×10-12)对纯水的叙述正确的是（）
A．pH=6显弱酸性B．c(H+)=10-6mol/L溶液为中性
C．K w是常温时的10-2倍D．再加水体积变为原来的10倍pH=7
【答案】B
【例8】（2010东城模拟）室温下，水的电离达到平衡：H2O H+ + OH-。
下列叙述正确的是（）
A．将水加热，平衡向正反应方向移动，K w不变
B．向水中加入少量盐酸，平衡向逆反应方向移动，c（H+）增大
C．向水中加入少量NaOH固体，平衡向逆反应方向移动，c（OH-）降低
D．向水中加入少量CH3COONa固体，平衡向正反应方向移动，c（OH-）= c（H+）
【答案】B
【例9】(2011四川9)25℃在等体积的①pH=0的H2SO4溶液，②0.05 mol·L－1的Ba(OH)2溶液，
③pH = 10的Na2S溶液，④pH=5的NH4NO3溶液中，发生电离的水的物质的量之比是( )
A．1∶10∶1010∶109B．1∶5∶5×109∶5×109
C．1∶20∶1010∶109D．1∶10 ∶104∶109
【答案】A
【例10】(2013门头沟一模9)在不同温度下，水溶液中c(H＋)与c(OH－)关系如图所示。
下列说法不正确
．．．的是
A．图中五点Kw间的关系：B>C>A=D=E
B．若从A点到C点，可采用温度不变在水中加入适量NH4 Cl的方法
C．E点对应的水溶液中，可能有NH4+、Ba2+、Cl-、I-大量同时存在
D．若处在B点时，将pH =2的硫酸溶液与pH = 10的KOH溶液等体积混合，
所得溶液呈中性
【答案】B
考点2：溶液pH的简单计算
【例11】常温下，pH=12的NaOH溶液与pH=1的HCl溶液按一定比例混合，所得溶液pH=2，则NaOH溶液与HC1溶液的体积比为
A．9：2B．2：9C．1：9D．10：1
【答案】A
【例12】(2008全国Ⅱ卷9)取浓度相等的NaOH和HCl溶液，以3∶2体积比相混和，所得溶液的PH等于12，则原溶液的浓度为（）
A．0.01 mol/L B．0.017 mol/L C．0.05 mol/L D．0.50 mol/L
【答案】C
【例13】(2010海南2)常温下，将0.1 mol·L-1氢氧化钠溶液与0.06 mol·L-1硫酸溶液等体积混合，该混合溶液的pH等于
A．1.7 B.2.0 C.12.0 D.12.4
【答案】B
【例14】(1)某温度时，测得0.01mol.L-1的NaOH溶液的pH为11，则该温度下水的离子积常数K w= 。
(2)在此温度下，将pH=a的NaOH溶液V a L与pH=b的硫酸V b L混合。
①若所得混合液为中性，且a=12，b=2，则V a：V b= ；
②若所得混合液的pH=10，且a=12，b=2，则V a：V b= 。
【答案】(1)1×10-13；(2)①1:10；②1:9。
【例15】将pH= l的盐酸平均分成2份，l份加适量水，另1份加入与该盐酸物质的量浓度相同
的适量NaOH溶液后，pH都升高了1，则加入的水与NaOH溶液的体积比为（）
A．9 B．10 C．11 D．12
【答案】C
【例16】25℃时向V mL pH=a的盐酸中，滴加pH=b的NaOH溶液10V mL时，溶液中Cl-的物
质的量恰好等于加入Na+的物质的量，则此时a+b的值为
A．13 B．14 C．15 D．不能确定
【答案】A
考点3：溶液酸碱性
【例17】下列溶液一定呈中性的是
A．c(H+)=c(OH-)= 10-6 mol L-1的溶液B．pH=2的溶液
C．使石蕊试液呈紫色的溶液D．酸与碱恰好完全反应生成正盐的溶液
【答案】A
【例18】(2012课标11)已知温度T时水的离子积常数为K W，该温度下，将浓度为a mol/L的一
元酸HA与b mol/L的一元碱BOH等体积混合，可判定该溶液呈中性的依据是（）A．a=b B．混合溶液的PH=7
C．混合溶液中，c (H+）=Kw mol/L；D．混合溶液中，c (H+）+ c (B+）= c (OH+）+ c (A+）
【答案】C
【例19】若pH=3的酸溶液和pH=11的碱溶液等体积混合后溶液呈酸性，其原因可能是
A．生成了一种强酸弱碱盐
B．弱酸溶液和强碱溶液反应
C．弱酸溶液和弱碱溶液反应
D．一元强酸溶液和一元强碱溶液反应
【答案】B
考点4：溶液酸碱性与pH应用综合
【例20】(2006上海20)室温下，下列溶液等体积混合后，所得溶液的pH一定大于7的是
A 0.1mol/L的盐酸和0.1mol/L的氢氧化钠溶液
B 0.1mol/L的盐酸和0.1mol/L的氢氧化钡溶液
C pH＝4的醋酸溶液和pH＝10的氢氧化钠溶液
D pH＝4的盐酸和pH＝l0的氨水
【答案】BD
【例21】(2007全国卷I)室温时，下列混合溶液的pH一定小于7的是( )
A．pH = 3的盐酸和pH = 11的氨水等体积混合
B．pH = 3的盐酸和pH = 11的氢氧化钡溶液等体积混合
C．pH = 3的醋酸和pH = 11的氢氧化钡溶液等体积混合
D ．pH = 3的硫酸和pH = 11的氨水等体积混合
【答案】C
【例22】 下列关于pH 变化的判断正确的是
A ．温度升高，Na 2CO 3溶液pH 减小
B ．温度升高，纯水的pH 增大
C ．新制氯水经光照一段时间后，溶液pH 减小
D ．氢氧化钠溶液久置于空气中，溶液pH 变大
【答案】C
【例23】
(2007海南3)下列叙述正确的是[ ]
A ．95℃纯水的pH<7，说明加热可导致水呈酸性
B ．pH=3的醋酸溶液，稀释至10倍后pH=4
C ．0.2mol/L 的盐酸，与等体积水混合后pH=1
D ．pH=3的醋酸溶液，与pH=11的氢氧化钠溶液等体积混合后pH=7
【答案】C
【例24】
(2009上海20)对于常温下pH 为1的硝酸溶液，下列叙述正确的是（ ）
A ．该溶液l mL 稀释至100 mL 后，pH 等于3
B ．向该溶液中加入等体积、pH 为13的氢氧化钡溶液恰好完全中和
C ．该溶液中硝酸电离出的(H )c +与水电离出的(H )c +之比值为1210-。
D ．该溶液中水电离出的(H )c +是pH 为3的硝酸中水电离出的(H )c +的100倍 【答案】AB
【例25】
(2012东城示范8)对于常温下pH =1的硝酸溶液，有关叙述： ① 该溶液1 mL 稀释至100 mL 后, pH =3
② 向该溶液中加入等体积、 pH =13的氢氧化钡溶液恰好完全中和 ③ 该溶液中硝酸电离出的c(H +)与水电离出的c(H +)之比值为
④ 向该溶液中加入等体积、等浓度的氨水，所得溶液pH=7 其中正确的是
A . ①②
B . ①③
C . ②④
D . ③④
【答案】A
【例26】
(2012石景山20)两种一元碱MOH 和ROH 的溶液分别加水稀释，溶液pH 的变化如图所
示，下列叙述不正．．
确的是
12
110-⨯
A ．MOH 是一种弱碱
B ．在x 点，c (M ＋)＝c (R ＋
)
C ．稀释前，c (ROH)＝10 c (MOH)
D ．稀释前MOH 溶液和ROH 溶液中由水电离出的c (OH －
)前者是后者的 10倍
【答案】C
【例27】
常温下，取pH=2的两种二元酸H 2A 与H 2B 各1mL ，分别加水稀释，测得pH 变化与加
水稀释倍数有如图所示变化，则下列有关叙述正确的是
A ．H 2A 为二元弱酸
B ．稀释前c (H 2B)＞c (H 2A)=0.01mol/L
C ．pH=3的NaHA 水溶液中，离子浓度大小为c (Na +)＞c (HA -)＞c (A 2-)＞c (H 2A)＞c (OH -)
D ．Na 2B 的水溶液中，离子浓度大小为c (Na +)＞c (B 2-)＞c (OH -)＞c (H +)
【答案】D
【例28】
(2006北京11)某酸HX 稀溶液和某碱YOH 稀溶液的物质的量浓度相等，两溶液混合后，
溶液的pH 大于7，下表中判断合理的是
【答案】D
【例29】 (2011朝阳二模9)下列叙述中的两个量，前者一定大于后者的是
A ．纯水在25 ℃和80 ℃时的pH
B ．pH 均为2的H 2SO 4溶液和盐酸中的c (H +)
C ．25℃时，0.2 mol/L 与0.1 mol/L 的两种醋酸溶液中醋酸的电离程度
D ．25℃时，等体积且pH 都等于5的盐酸和AlCl 3的溶液中，已电离的水分子数
【答案】A 【例30】
(2010全国Ⅰ卷9)下列叙述正确的是
A ．在醋酸溶液的pH =a ，将此溶液稀释1倍后，溶液的pH =b ，则＞a b
B ．在滴有酚酞溶液的氨水里，加入4NH Cl 至溶液恰好无色，则此时溶液的pH 7＜
C ．31.010mol/L -⨯盐酸的pH 3.0=，81.010mol/L -⨯盐酸的pH 8.0=
D ．若1 mL pH 1=的盐酸与100mL NaOH 溶液混合后，溶液的pH 7=则NaOH 溶液的pH 11=
【答案】D
【例31】
(2011西城二模10) 25℃时，K w =1.0×10
－14
；100℃时，K w =5.5×10
－13
。
下列说法正确的是
A ．100℃时，pH=12的NaOH 溶液和pH=2的H 2SO 4恰好中和，所得溶液的pH=7
B ．25℃时，0.2 mol/L Ba(OH)2溶液和0.2 mol/L HCl 等体积混合，所得溶液的pH=7
C ．25℃时，0.2 mol/L NaOH 溶液与0.2 mol/L CH 3COOH 恰好中和，所得溶液的pH=7
D ．25℃时，pH=12的氨水和pH=2的H 2SO 4等体积混合，所得溶液的pH ＞7
【答案】D
【例32】
(2012海南11) 25℃时，a mol ·L -1一元酸HA 与b mol ·L -1NaOH 等体积混合后，
pH 为7，则下列关系一定正确的是
A ．a=b
B ．a>b
C ．c (A -)= c(Na +)
D ．c (A -)< c(Na +)
【答案】C
【例33】
(2012石景山期末18)将pH ＝3的盐酸a L 分别与下列三种溶液混合，混合后溶液均呈
中性，其中a 、b 、c 、d 的关系正确的是 ①1×10－
3 mol·L
－1的氨水b L
②c (OH －)＝1×10－3 mol·L －1的氨水c L
③c (OH －
)＝1×10－
3 mol·L
－1
的Ba(OH)2溶液d L
A ．b ＞a ＝d ＞c
B ．a ＝b ＞c ＞d
C ．a ＝b ＞d ＞c
D ．c ＞a ＝d ＞b
【答案】A 【例34】
常温下，0.2 mol/L CH 3COOH 溶液与0.1 mol/L NaOH 溶液等体积混合后(忽略混合前后
溶液体积的变化)，溶液的pH ＜7，则下列有关此溶液叙述正确的是
A ．溶液中由水电离产生的H ＋浓度为1×10－
7 mol/L B ．c (CH 3COO ¯) + c (CH 3COOH)－c (Na +) = 0.05 mol/L
C ．溶液中CH 3COOH 的电离程度小于CH 3COONa 的水解程度
D ．溶液中离子浓度的大小关系为：c (Na +)＞c (CH 3COO ¯)＞c (H +)＞c (OH ¯)
【答案】B
【例35】
(2011海淀一模8)常温下，若HA 溶液和NaOH 溶液混合后pH =7，下列说法不合理．．．
的是 A ．反应后HA 溶液可能有剩余
B ．生成物NaA 的水溶液的pH 可能小于7
C ．HA 溶液和NaOH 溶液的体积可能不相等
D ．HA 溶液的c （H +）和NaOH 溶液的c （OH —
）可能不相等
【答案】B
【例36】
(2006广东)室温时，将x mL pH=a 的稀NaOH 溶液与y mL pH=b 的稀盐酸充分反应。下
列关于反应后溶液pH 的判断，正确的是
A ．若x ＝y ，且a+b ＝14，则pH ＞7
B ．若10x ＝y ，且a+b ＝13，则pH ＝7
C ．若a x ＝b y ，且a+b ＝13，则pH ＝7
D ．若x ＝10y ，且a+b ＝14，则pH ＞7
【答案】D
【例37】
(2012上海21)常温下a mol ／L CH 3COOH 稀溶液和b mol ／L KOH 稀溶液等体积混合，
下列判断一定错误的是
A ．若c(OH -)>c(H +)，a=b
B ．若c(K +)>c(CH 3COO -)，a>b
C ．若c(OH -)=c(H +)，a>b
D ．若c(K +) 今有室温下四种溶液， ①pH=11的氨水；②pH=11的NaOH 溶液；③pH=3的醋酸；④pH=3的硫酸，下列有关说法不． 正确的是 A ．①、②中分别加入适量的氯化铵晶体后，两溶液的pH 均减小 B ．分别加水稀释10倍，四种溶液的pH ①＞②＞④＞③ C ．①、④两溶液混合后，若溶液呈中性，则所得溶液中2c (4NH )=c (2-4SO ) D ．V 1 L ④与V 2 L ②溶液混合后，若混合后溶液pH=4，则V 1∶V 2= 11∶9 【答案】C 【例39】 常温下，对下列四种溶液的叙述正确的是 w B ．四种溶液分别加水稀释10倍，pH 变化最大的是①和④ C ．①、②、③中分别加入少量的醋酸铵固体后，三种溶液的pH 均减小 D ．①、④ 两溶液按一定体积比混合，所得溶液中离子浓度顺序一定为： c (NH 4+)＞c (Cl －)＞c (H +)＞ c (OH － ) 【答案】A 【例40】 (2011全国1卷6)等浓度的下列稀溶液：①乙酸、②苯酚、③碳酸、④乙醇，它们的 pH 由小到大排列正确的是 A ．④②③① B ．③①②④ C ．①②③④ D ．①③②④ 【答案】D 【例41】 (2009重庆10)物质的量浓度相同的下列溶液，pH 由大到小排列正确的是（ ） A ．2233Ba(OH)Na SO FeCl KCl 、、、 B ．232334Na SiO Na SO KNO NH Cl 、、、 C ．32342424NH H O H PO Na SO H SO 、、、 D ．36525NaHCO C H COOH C H OH HCl 、、、 【答案】B 【例42】 (2009全国2卷10)现有等浓度的下列溶液：①醋酸，②苯酚，③苯酚钠，④碳酸， ⑤碳酸钠，⑥碳酸氢钠。按溶液pH 由小到大排列正确的是 A. ④①②⑤⑥③ B. ④①②⑥⑤③ C. ①④②⑥③⑤ D. ①④②③⑥⑤ 【答案】C 【例43】 (2008海南2)用pH 试纸测定溶液pH 的正确操作是（ ） A ．将一小块试纸放在表面皿上，用玻璃棒蘸取少量待测液点在试纸上，再与标准比色卡对照 B ．将一小块试纸用蒸馏水润湿后放在表面皿上，用玻璃棒蘸取少量待测液点在试纸上，再与 标准比色卡对照 C ．将一小条试纸在待测液中蘸一下，取出后放在表面皿上，与标准比色卡对照 D ．将一小条试纸先用蒸馏水润湿后，在待测液中蘸一下，取出后与标准比色卡对照 【答案】A 。 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、 目夺市安危阳光实验学校第二节水的电离和溶液的酸碱性 1.了解水的电离、离子积常数。(中频) 2.了解溶液pH的定义，能进行pH的简单计算。(中频) 3.了解测定溶液pH的方法。 4.掌握酸碱中和滴定的原理及操作方法。(中频) 水的电离 1．电离方程式 水是一种极弱的电解质，其电离方程式为2H2O H3O＋＋OH－，可简写为H2O OH－＋H＋。 2．几个重要数据 3．外界因素对水的电离平衡的影响 (1)温度：温度升高，促进水的电离，Kw增大；温度降低，抑制水的电离，Kw 减小。 (2)酸、碱：抑制水的电离，Kw不变。 (3)能水解的盐：促进水的电离，Kw不变。 溶液的酸碱性与pH 1．溶液的酸碱性 溶液的酸碱性取决于溶液中c(H＋)和c(OH－)的相对大小。 c(H＋)>c(OH－)，溶液呈酸性 c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈中性 c(H＋) 一?水的电离 1.水的电离 水的电离方程式:H2O+H2O H3O++OH-?常温下纯水中c(OH-)=10-7 mol/L,c(H+)=10-7 mol/L? 100 ℃时纯水c(H+)=1×10-6 mol/L,KW=1×10-12,pH=6,此时溶液显中性? 影响KW的因素是温度,温度升高,KW增大,原因是水的电离吸热? 下列可使水的电离程度变大的是④⑥? ①加H2SO4 ②加NaOH ③加NaCl ④加热⑤加氨水⑥加纯碱 2.水电离出的c(H+)与c(OH-) 在酸性或碱性的稀溶液中,由水电离出的c(H+)和c(OH-)总相等,即c(H+)水=c(OH-)水?如0.1 mol/LHCl或NaOH溶液中,c(H+)水=c(OH-)水=1×10-13 mol/L? 酸中c(OH-)很小,但完全是由水电离出来的,不能忽略?同样,碱溶液中的c(H+)也不能忽略? 说明:“→(←)”表示平衡向右(左)移动,“↑(↓)”表示离子浓度增大(减小),“-”表示不变? 二?溶液的酸碱性及pH 1.溶液的酸碱性 溶液的酸碱性是由溶液中c(H+)与c(OH-)的相对大小决定的? (1)c(H+)>c(OH-),溶液呈酸性; (2)c(H+)=c(OH-),溶液呈中性; (3)c(H+) 水的电离和溶液的 酸碱性 水的电离 溶液酸碱性与 pH 水是极弱的电解质 水的离子积 影响水电离的因素 定义及表达式： 影响因素 说明 温度 酸、碱 易水解的盐 溶液酸碱性（25℃时） 溶液的pH 中性pH=7；c(H+) = c(OH-) 酸性pH<7；c(H+) > c(OH-) 碱性pH>7；c(H+) < c(OH-) 表达式 pH的计算 pH的测定方法 只受温度影响，升温K w增大 K w=c(H+)·c(OH-) 适用于纯水、酸碱盐的水溶液 升温促进水的电离 抑制水的电离（25℃，pH之和为14的 酸与碱对水电离的抑制程度相同） 促进水的电离（25℃，pH之和为14的 两种盐对水电离的促进程度相同） 其他 板块一水的电离 一、水的电离与水的离子积 1.水的电离 ⑴水是极弱的电解质，能发生微弱的（自偶）电离，存在有电离平衡： H2O H++OH-ΔH>0 。（原始电离式：2H2O H3O++OH- ΔH>0） 知识点睛 知识网络 第18讲水的电离 与溶液酸碱性 ⑵实验测得，在室温下1LH2O（即55.6mol）中只有1×10-7mol的H2O电离，故在25℃时纯 水中：c(H+)=c(OH－)= 1×10-7mol/L。 2.水的离子积 （1）定义：一定温度下，当水的电离达到平衡时，电离产物H+和OH-浓度之积与未电离的H2O 的浓度之比是一个常数，即H2O的电离常数，可表示为K 电离= + 2 (H)(OH) (H O) c c c - ⨯ 。其中由于水的 电离极其微弱，所以c(H2O)可视为常数，则c(H+)·c(OH－)= K电离·c(H2O)，常数K电离与常数c(H2O) 的积作为一新的常数，叫做水的离子积常数，简称水的离子积，记作K w， 即K w= c(H+)·c(OH－)。 在室温（25℃）下，K w= c(H+)·c(OH－)=1.0×10-14。 （2）注意： ①K w的值只与温度相关，而与其他变量无关。只要温度不变，K w的值就不变；温度升高， K w增大。 如，只要水溶液温度在25℃，不管任何物质的水溶液，其K w的值始终为1.0×10-14。由于 H2O的电离是吸热的，故温度越高，水的电离度越大，K w越大。对于中性水，尽管温 度升高，电离度增大，K w增大，但仍是中性的水。 25℃时，c(H+)=c(OH-) =1×10-7mol/L，K w= c(H+)∙c(OH-)=1×10-14 100℃时，c(H+)=c(OH-) =1×10-6mol/L，K w=c(H+)∙c(OH-)=1×10-12 ②水的离子积K w揭示了在任何物质的水溶液中，均存在水的电离平衡(即在水溶液中水 的电离是永恒存在的)，都有H+和OH-共存（注意：这里只是少量共存而不是大量共 存），只是相对含量不同而已。 如，只要是水溶液，就一定存在H+和OH-离子，因此研究水溶液中离子的成份时，不要遗漏。酸性水溶液，H+多些OH-少些；碱性水溶液，H+少些OH-多些；中性水溶液， H+和OH-一样多。 ③K w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，且不管哪种 溶液，均有c(H+)(水)=c(OH-)(水)。 如，25℃时， 在酸的水溶液中，K w= c(H+)·c(OH－)= c(H+)(酸). c(OH－)(水)= 1.0×10-14； 在碱的水溶液中，K w= c(H+)·c(OH－)= c(H+)(水). c(OH－)(碱)= 1.0×10-14； 在盐的水溶液中，尽管盐的情况比较复杂，但无论在何种盐溶液中，K w= c(H+)·c(OH－) =1.0×10-14，仍然成立，且始终有c(H+)(水)=c(OH-)(水)， ④在K w=c(H+)·c(OH－)的表达式中，c(H+)、c(OH－)均表示整个溶液中总物质的量浓度， 但由于H2O的电离受外界c(H+)和c(OH－)的影响，因此在酸碱性不同的水溶液中，c(H+) 与c(OH-)的相对大小不同，但只要温度一定，无论稀酸、碱溶液还是盐溶液，溶液中 c(H+)∙c(OH-)= K w(常数)，其中由水电离出来的c(H+)(水)、c(OH－)(水)总是相等的。 如，25℃时，0.1mol/L HCl或NaOH 溶液中，c(H+)(水)=c(OH-)(水)=1×10-13mol/L，因此， 常温时(25℃)，若某溶液中由水电离出来的c(H+)(水)=c(OH-)(水)=a mol/L 且a﹤1×10-7 时，说明水的电离受到抑制，该溶液有大量的H+或大量的OH-，该溶液可以是酸性的， 也可以是碱性的。 【教学建议】强调一点，K w不是H2O的电离平衡常数，但是可以用它来分析H2O的电离情况；需要给学生分析清楚，溶液中现有的c(H+)或c(OH－)，与由水电离出的c(H+)或c(OH－)的区别。 水的电离与溶液的酸碱性 水是生命之源，无论是在地球上还是在人体内，水都扮演着至关重要的角色。 然而，水并不是一个单纯的物质，它具有一定的电离性，从而使得水成为了一种溶剂，能够溶解许多物质。同时，水的电离也与溶液的酸碱性息息相关。 水的电离是指水分子在一定条件下发生自身分解的过程，产生氢离子（H+） 和氢氧根离子（OH-）。这个过程可以用化学方程式表示为：H2O ⇌ H+ + OH-。 在纯净水中，水的电离程度非常低，只有极少数的水分子发生电离。这是因为水分子是由一个氧原子和两个氢原子组成的，氧原子带有负电荷，而氢原子带有正电荷，因此水分子是一个极性分子。这种极性使得水分子能够相互吸引，并形成氢键，从而稳定了水分子的结构。 当溶质溶解到水中时，它们与水分子发生相互作用，导致水的电离程度发生改变。溶质可以是酸、碱或其他化合物。酸是一种能够释放氢离子的物质，而碱是一种能够释放氢氧根离子的物质。当酸溶解到水中时，它会释放出氢离子，增加了水中的H+浓度，使得水的电离程度增加。相反，当碱溶解到水中时，它会释放出氢 氧根离子，增加了水中的OH-浓度，同样也使得水的电离程度增加。这种改变水 的电离程度的能力被称为酸碱性。 溶液的酸碱性可以通过pH值来描述。pH值是一个反映溶液酸碱性强弱的指标，其数值范围从0到14。pH值小于7的溶液被称为酸性溶液，pH值大于7的溶液被称为碱性溶液，而pH值等于7的溶液被称为中性溶液。pH值的计算公式为：pH = -log[H+]，其中[H+]表示溶液中的氢离子浓度。由于pH值是对数尺度，所以每 个单位的pH值之间相差10倍。 溶液的酸碱性不仅仅与溶质的性质有关，还与溶液中的浓度有关。当酸或碱的 浓度增加时，溶液的酸碱性也会增强。这是因为溶液中的酸碱物质的数量增加，增加了水的电离程度。同样地，当酸或碱的浓度减少时，溶液的酸碱性也会减弱。 第28讲水的电离和溶液的酸碱性 【考纲要求】 1.了解水的电离，离子积常数。2.了解溶液pH的含义及其测量方法，能进行pH的简洁计算。考点一|水的电离(重点保分型——师生共研) 授课提示：对应同学用书第140页 [核心学问大通关] 1．水的电离 水的电离方程式为H2O＋H2O H 3O＋＋OH－或H2O H＋＋OH－。25 ℃时，纯水中c(H＋)＝c(OH－)＝ 1.0×10－7_mol/L。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＝1.0×10－14,100 ℃时，K w＝1×10－12。 (2)影响因素：只与温度有关，上升温度，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均存在H＋和OH－，只要温度不变，K w不变。 3．影响水电离平衡的因素 体系变化 条件 平衡移动方向K w水的电离程度c(OH－) c(H＋) 酸逆不变减小减小增大 碱逆不变减小增大减小 可水解的 盐Na2CO3正不变增大增大减小NH4Cl 正不变增大减小增大 温度 升温正增大增大增大增大 降温逆减小减小减小减小其他：如加入Na 正不变增大增大减小小题热身 正误推断，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)在蒸馏水中滴加浓H2SO4，K w不变。() (2)NaCl溶液和CH3COONH4溶液均显中性，两溶液中水的电离程度相同。() (3)25 ℃与60 ℃时，水的pH相等。() (4)25 ℃时NH4Cl溶液的K w大于100 ℃时NaCl溶液的K w。() (5)4 ℃时，纯水的pH＝7。() (6)由水电离的c(H＋)＝1×10－14 mol·L－1的溶液中：Ca2＋、K＋、Cl－、HCO－3能大量共存。() (7)水的离子积常数K w＝c(H＋)·c(OH－)中H＋和OH－肯定是水电离出来的。() (8)25 ℃，pH相同的氢氧化钠溶液与醋酸钠溶液，水电离出的c(OH－)前者小于后者。() 答案：(1)×(2)×(3)×(4)×(5)×(6)×(7)×(8)√ [考向精练提考能] 考向一外界条件对水的电离平衡的影响 1．水的离子积常数K w＝c(H＋)·c(OH－)，其实质是水溶液中的H＋和OH－浓度的乘积，不肯定是水电离出的H ＋和OH－浓度的乘积，所以与其说K w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K w不仅适用于水，还适用于酸性或碱性的稀溶液。 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。 1．(2021·河南信阳诊断)下列操作中，能使平衡H2O H＋＋OH－向右移动且溶液呈酸性的是() A．向水中加入Na2SO4溶液 B．向水中加入Al2(SO4)3固体 C．向水中加入NaHCO3溶液 D．向水中加入NaHSO4溶液 解析：A选项，硫酸钠为强酸强碱盐，既不抑制水的电离也不促进水的电离，不符合题意；B选项，硫酸铝中Al3＋与H2O电离产生的OH－结合生成Al(OH)3，促进水的电离，且溶液呈酸性，符合题意；C选项，碳酸氢钠溶液加入水中，碳酸氢根离子与氢离子结合，使水的电离平衡右移，但溶液中氢氧根离子的浓度大于氢离子，溶液显碱性，不符合题意；D选项，硫酸氢钠电离出的H＋抑制水的电离，使水的电离平衡左移，不符合题意。 答案：B 2．(2021·广东高考卷)肯定温度下，水溶液中H＋和OH－的浓度变化曲线如图所示，下列说法正确的是() A．上升温度，可能引起由c向b的变化 B．该温度下，水的离子积常数为1.0×10－13 C．该温度下，加入FeCl3可能引起由b向a的变化 D．该温度下，稀释溶液可能引起由c向d的变化 解析：上升温度时，水的电离平衡右移，c(H＋)和c(OH－)均增大，K w随之增大，而c和b对应的K w相等，A 项不正确；由图中数据可计算出该温度下，水的离子积常数K w＝c(H＋)·c(OH－)＝1.0×10－7×1.0×10－7＝1.0×10－14，B项不正确；加入FeCl3后，由于Fe3＋水解促进了水的电离，使c(H＋)增大，c(OH－)减小，但K w 不变，可引起由b向a的变化，C项正确；该温度下，稀释溶液，K w不变，而c和d对应的K w不相等，D 项错误。 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=1.0×10-14 100℃时，水中的c(H+)=c(OH-)≈1.0×10-6mol/L，K w=1.0×10-12 ⑤K 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+) 3.1.1 水的电离和溶液的酸碱性 学习聚焦 知识精讲 知识点01 水的电离 1．水是极弱电解质，在25℃时，纯水极难电离：c(H+)=c(OH-)=10-7mol·L-1。 2．水的电离方程式为H2O＋H2O H3O＋＋OH－，可简写为H2O H＋＋OH－。 3．由于水的电离是吸热过程，所以升高温度，水的电离程度增大。 4．加入酸或碱，水的电离平衡逆向移动，电离程度减小。 【即学即练1】能影响水的电离平衡，并使溶液中的c(H＋)＞c(OH－)的操作是 A．向水中投入一小块金属钠B．将水加热煮沸 C．向水中通入CO2气体D．向水中加食盐晶体 【答案】C 【解析】A项中加入Na，Na与H2O反应生成NaOH，使c(OH－)＞c(H＋)；B项中c(H＋)＝c(OH－)；C项中通入CO2：CO2＋H2O H2CO3，故c(H＋)＞c(OH－)；而D项中c(H＋)＝c(OH－)，故选C。 知识点02 水的离子积常数 1．水的离子积常数：K w＝c(H＋)·c(OH－)，室温下：K w＝1×10－14。 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，也适用于稀的电解质水溶液。 4．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。 【即学即练2】关于水的离子积常数，下列说法不正确的是 A．蒸馏水中，c(H＋)·c(OH－)＝1×10－14 B．纯水中，25 ℃时，c(H＋)·c(OH－)＝1×10－14 C．25 ℃时，任何以水为溶剂的稀溶液中c(H＋)·c(OH－)＝1×10－14 D．K w值随温度升高而增大 【答案】A 【解析】K w只与温度有关，升高温度，K w增大，25 ℃时，纯水和任何物质的水溶液中K w＝c(H＋)·c(OH－)＝1×10－14。答案为A。 知识点03 溶液的酸碱性与pH 1．溶液酸碱性的判断标准：[H＋]与[OH－]的相对大小。 [H＋]＝[OH－]，溶液呈中性 [H＋]＞[OH－]，溶液呈酸性，[H＋]越大，酸性越强 [H＋]＜[OH－]，溶液呈碱性，[OH－]越大，碱性越强 2．溶液的pH与[H+]及酸碱性的关系 （1）pH是[H+]的负对数，其表达式是pH=-lg[H+]。 （2）溶液的pH、[H+]及酸碱性的关系图(25 ℃)： （3）pH的适用范围：1×10－14 mol·L－1≤[H+]≤ 1 mol·L－1。 3．溶液酸碱性的表示方法 （1）物质的量浓度：当溶液中[H＋]或[OH－]＞1 mol·L－1时，直接用[H＋]或[OH－]表示。 （2）pH：当溶液中[H＋]或[OH－]≤1 mol·L－1时，可以使用pH表示（当然也可以直接参与用H+或OH-的浓度表示）。 说明：利用[H＋]和[OH－]的相对大小判断溶液酸碱性，在任何温度下均适用。 【即学即练3】下列有关溶液的酸碱性与pH的说法错误的是 A．溶液pH越小，酸性越强，反之，碱性越强 B．pH<7的溶液可能呈酸性 C．当溶液中的c(H+)或c(OH-)较小时，用pH表示其酸碱度更为方便 D．不存在pH＜0或pH＞14的溶液 【答案】D 龙文教育学科教师辅导讲义 课题水的电离和溶液的酸碱性、盐类水解 教学目标1.了解水的电离、溶液pH等概念。 2.了解强酸强碱中和滴定的原理。 3.理解盐类水解的原理。 4.了解盐溶液的酸碱性。 5.理解离子反应。 重点、难点1.了解水的电离、离子积常数。 2.了解溶液pH的定义。 3.初步掌握测定溶液pH的方法，能进行pH的简单计算。 4.初步掌握中和滴定的原理和方法。 5.了解中和滴定的误差分析方法。 6.能运用滴定原理对其他类型反应进行定性、定量分析。 7.理解盐类水解的原理。 8.了解影响盐类水解的主要因素。 9.认识盐类水解在生产、生活中的应用。 10.初步学会比较溶液中离子浓度大小的方法。 11.理解盐溶液蒸干后所得产物的判断。 考点及考试要求1.水的电离以及离子积常数的认识。 2.pH的测定以及计算。 3.中和滴定原理和方法，定性、定量的分析。 4.盐类水解的原理以及影响因素和生活中的应用。 5.溶液中离子浓度大小方法。 6.盐溶液蒸干后的产物判断。 教学内容 1考点知识清单 一、水的电离以及溶液的酸碱性 电离方程式：，常温下，纯水中c(H+)= ，c(OH-)= 水的离子积：Kw= ，常温下Kw= 。温度升高，Kw= 1.水的温度：水的电离是过程，温度升高，平衡移动。电离影响水 的电离外加酸、碱：加入的酸、碱，会使水中c(H+)或c(OH-)增大，平衡 移动。 平衡的 因素盐：加入可水解的盐，盐电离出的离子会与水电离出的H+或OH-结合生 成，平衡移动。 溶液酸、碱性的本质是 c(H+) c(OH-)，呈中性 2.溶液的酸碱性溶液中c(H+) c(OH-)，呈酸性 c(H+) c(OH-)，呈碱性 计算公式：pH= 测定方法：pH试纸或 3. pH有关的知识 pH试纸的使用方法：用干燥洁净的蘸取 滴在pH试纸上，然后与对照。pH试纸使用前 湿润，读数时读出小数。 二、酸碱中和滴定 1.概念： 利用反应，用已知浓度的（或）来测定位置浓度的（或）的试验方法。 2.实验用品 试剂：、、、蒸馏水。 仪器：滴定管、滴定管、滴定管夹、铁架台、烧杯、。 3.实验操作（以标准盐酸滴定待测NaOH溶液） （1）滴定前的准备 ①滴定管中：a.查漏，b.洗涤，c.润洗，d.装液，e.排气，f.调节液面，g.记录。 ②锥形瓶中：a.注入碱液，b.记录数据，c.加指示剂。 （2）滴定 左手，右手，眼睛，滴定至终点时，记录标准液的体积。 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 >0 ② 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)。 ②参加活泼金属 向纯水中参加活泼金属，如金属钠，由于活泼金属可与水电离产生的H ＋ 直接发生置换反响，产生H 2，使水的电离平衡向右移动。 ③参加易水解的盐 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。 ②参加酸、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：影响水的电离平衡的因素可归纳如下： 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)。 注意： 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。与c(H+)、c(OH-)无关. 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。不管是纯水还是稀酸、碱、盐溶液，只要温度不变，K W 《水的电离和溶液的酸碱性》说播课讲稿（全国高中化学优质 课大赛获奖案例） 《水的电离和溶液的酸碱性》说播课讲稿 各位评委、专家、同行大家好！我说课的题目是人教版化学?选修4第三章第二节“水的电离和溶液的酸碱性”。 我的本节说播课将从如下五个方面依次展开： 在初中，学生已经知道溶液有酸碱性，并且能够测量溶液的pH，但这仅强调了“宏观辨识”。 高中学生已有了“可逆反应”“化学平衡”“弱电解质及其电 离平衡”等基本概念和理论，建立的平衡思维认知模型，为本节 学习“水的电离平衡及影响溶液的酸碱性的本质因素”奠定基础，为后续“盐类的水解”等内容的学习做好铺垫。 整个学习过程从感性表观提升到理性本质。 根据以上教材和学情分析，确定如下本节课的教学与评价目标： 教学与评价思路设计如下： 本节课前、课中、课后依次设计如下六个教学环节： 认识视角从宏观到微观，从定性到定量，发展学生自主构建 水的电离平衡与溶液酸碱性关系的认知思路结构化、模型认知结 构化的水平。并及时诊断学生的认识水平发展层次。 从单一的“变化观念与平衡思想”发展深化到多元的“宏观辨识与微观探析、证据推理与模型认知、科学探究与创新意识” 继而体验内化为深度整合的“化学学科核心素养”。 本节课主要采用的教学方法理论支持有： 问题驱动式教学理论和皮亚杰的建构主义理论，通过真实情境的引入与核心问题串驱动，促进学生之间的自主交流与建模合作分享。 教学主要流程 （第一个环节-忆） 课前通过微信推送 回忆：溶液导电原因、化学平衡及其移动等已有认知，为实验证 据获取、深化平衡观、做必备铺垫。 思考：pH与c(H+)的定量转换，铺垫好定量研究溶液酸碱性的数学工具。 （第二个环节-引） 以猜测柠檬汁、可乐、人体血液、尿液等的pH ，巧设真实问题情境，轻松贴近核心问题。学生实测可乐的pH竟然比柠檬汁的还小，此时与熟知的生活感受产生冲突。 以海河水治理前后的pH变化，唤起孩子们爱护环境的意识和热爱家乡的情怀，科学态度和社会责任顺势融入其中。 借学生探究欲望提升的好时机，以苏打水呈碱性为例，抛出核心问题串：pH大小与溶液中的什么粒子有关？如何表达？由室温下测得某Na2CO3溶液pH=10，可知c(H+)是多少？从物质类别和元素组成的宏观视角，分析属于正盐的Na2CO3、自身并不含有氢元素，那么10-10mol/L的H+是哪里来的？在此激发学生强烈的认知冲突，为形成水的电离存在、及其对溶液酸碱性变化起着重要的杠杆作用的认知结构做好铺垫。 学生猜测H+是水电离的，依据学生的上述推理，追问：如何设计实验证明水能电离？电离程度怎样？ 《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。 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 2 H 3O + ＋ OH – 简写为 H 2 O 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 1． c (H +)·c (OH -) c (H 2O) 高二化学水的电离和溶液的酸碱性 【重点内容】 水的电离和溶液的酸碱性 【学习目标】 1、知道水的离子积常数KW及其与温度的关系； 2、了解溶液的pH、溶液中氢离子浓度、氢氧根离子浓度大小、溶液酸碱性三者之间的关系； 3、知道pH与c(H+)的定量关系，能进行溶液pH的简单计算； 4、初步掌握测定溶液pH的方法； 5、知道溶液pH的调控在工农业生产中和科学研究中的重要应用。 【重点内容讲解】 一、水的电离 水是极弱的电解质，发生微弱的电离，水分子电离示意图： 1、水的电离： H2O + H2O H3O＋ + OH- 简写：H2O H＋+ OH- 实验测定：25℃c(H＋)= c(OH－)=1×10－7mol/L 100℃ c(H＋)= c(OH－)= 1×10－6mol/L 2、水的离子积： 25℃ K W= c(H＋)· c(OH－)= 1.0×10－14。 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。 酸性溶液： 碱性溶液： (3)纯水中水的电离度aH2O%=×100%=1.8×10-7%。 (4)任何水溶液中，水所电离而生成的c(H+)H2O=c(OH—)H2O 3、影响水的电离平衡的因素 (1)温度：温度升高，水的电离度增大，水的电离平衡向电离方向移动，离子浓度增大。 (2)酸、碱：在纯水中加入酸或碱，抑制H2O的电离，均使水的电离平衡左移，此时若温度不变，Kw不变，αH2O变小；c(H+)发生改变，pH也随之改变；若向水中加入酸，则c(H+)增大，c(OH—)变小，pH变小 (3)其他因素：如向水中加入活泼的金属，由于与水电离出的H+直接作用，因而促进了水的电离平衡向电离的方向移动。 二、溶液的酸碱性与pH 1、溶液的酸碱性 稀溶液中25℃： Kw = c(H＋)·c(OH－)=1×10-14 常温下： 中性溶液：c(H＋)=c(OH－)=1×10－7mol/L 酸性溶液：c(H＋)> c(OH－)，c(H＋)>1×10－7mol/L 以0.1mol/L HCl为例，由于酸电离出H+能使H2O H++OH-平衡向左移动，即抑制了水的电离，溶液中H+由两部分组成，一部分为酸提供，另一部分为H2O提供，水电离提供的c(H+)远小于酸提供的c(H+)，故可忽略，溶液中H+全部看作酸提供，故c(H+)溶液=0.1mol/L，但溶液中OH-全部为H2O电离产生， c(OH—)溶液= c(OH—)，水电离产生 c(H+)和c(OH—)始终相等， 因此有c(OH—)溶液 = c(OH—) = c(H+)==1×10-13， H2O的电离度a%=×100%=1.8×10-13%，酸溶液中水的电离度比纯水中水的电离度小。 碱性溶液：c(H＋)< c(OH－)，c(H＋)<1×10－7mol/L c(OH－)>1×10－7mol/L分析过程类似于强酸溶液，0.1mol/LNaOH溶液中， c(OH—)溶液=0.1mol/L c(H+)溶液= c(H+)= c(OH—)=1×10-13mol/L， aH2O%=1.8×10-13%。 2、pH ⑴定义：pH=－lg[c(H＋)] 溶液的酸性越强，其pH越小；溶液的碱性越强，其pH越大。 3、溶液中酸碱性的判断 判断溶液的酸碱性一般有两种方法，例如： 方法一方法二 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，知道溶液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：2H2O H3O++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。 【高清课堂：水的电离溶液的酸碱性与pH】 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K W表示。即K W=c(H+)·c(OH―)。25℃时，c(H+)=(OH―)=10―7 mol·L―1。25℃时，K W=1×10―14。 要点诠释：①K W与温度有关，随温度升高而逐渐增大。25℃时K W=1×10－14，100℃时K W=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―)可能不同，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+直接作用，因而促进了水的电离平衡向电离的方向移动。 要点二、溶液的酸碱性与pH 【高清课堂：水的电离溶液的酸碱性与pH】 1．溶液的酸碱性 溶液的酸碱性取决于溶液中的c(H+)与c(OH―)的相对大小。在常温下，中性溶液：c(H+)=c(OH―)=1×10―7 mol/L；酸性溶液：c(H+)＞c(OH―)，c(H+)＞1×10―7 mol/L；碱性溶液：c(H+)＜c(OH―)，c(H+)＜1×10―7 mol/L。 要点诠释：（1）在酸、碱、盐的稀溶液中都存在着水的电离平衡，因此都存在着H+和OH―，只是其浓度可能相同或不同。 （2）在酸、碱、盐的稀溶液中，仍然有K W=c(H+)·c(OH―)这一关系，因此，已知c(H+)或c(OH―)，就可以通过K W来计算c(OH―)或c(H+)。如25℃时，0.01 mol·L―1盐酸中c(H+)=10―2 mol·L―1，则c(OH―)=10―12 mol·L―1；0.01 mol·L―1 NaOH溶液中c(OH―)=0.01 mol·L―1，则c(H+)=10―12 mol·L―1。 2．溶液的酸碱性与pH的关系（常温时）。 （1）pH：溶液的pH指的是用c(H+)的负常用对数来表示溶液的酸碱性强弱，即pH=―lg|c(H+)|。 （2）相互关系。 ①中性溶液：c(H+)=c(OH－)=1×10―7 mol·L―1，pH=7。 ②酸性溶液：c(H+)＞1×10―7 mol·L―1＞c(OH－)，pH＜7，酸性越强，pH越小。 《水的电离和溶液的酸碱性》教学设计 一、教学目标： 1．知识与技能：理解水的电离、电离平衡和离子积；了解c(H+)、pH与溶液酸碱性的关系，能进行pH的简单计算。 2．过程与方法：通过实验探究和问题讨论，培养学生分析问题和归纳知识的能力。 3．情感态度和价值观：通过对水的电离平衡过程中H+、OH-的关系分析，体会矛盾的对立统一，并且由水的电离体会自然界统一的和谐美，以及“此消彼长”的动态美。 二、教学设计： 教学重点：水的离子积，c(H+)、pH和溶液的酸碱性的关系 教学难点：水的离子积 三、教学方法： 实验探究、阅读自学、思考讨论、归纳总结 四、教学用具： 实验仪器、多媒体课件等 五、教学过程： 实验现象及结论： 【讲述】在这里我们用蒸馏水代替了纯水，精确的导电性实验表明，纯水发生微弱的电离。 【PPT 】 水的电离示意图 【提问】请同学们写出水的电离方程式。 【板书】 一、水的电离 水是一种极弱的电解质 1. 电离方程式 H 2O + H 2O H 3O ＋ + OH - 可简写为H 2O H ＋ + OH - 【讲述】水电离产生的H + 和OH -的物质的量是相等的。 【提问】 你能写出水的电离平衡常数表达式吗？ 【PPT 】 水的离子积常数 （1）水的电离平衡常数表达式为 。 （2）水的离子积常数Kw= c （H +）·c （OH —），简单分析 Kw 是如何得来的？ 因为水的电离极其微弱，电离前后H 2O 的物质的量几乎不变，C (H 2O)可视为常数，K 电离 也为常数，其乘积为一新的 常数Kw 。 （3）室温下1L H 2O 中有1×10-7 mol H 2O 电离，那么室温 下C (H +)= C (OH -)= ， Kw 的值 = 。 (1×10-7 mol/L 1×10-7 mol/L 1×10-14) （4）一定温度下，K W 是一个常数，只与温度有关，温度升高，K W 。水的电离是一个 （填“吸热”或“放热”）过程。（ 增大 吸热） 【板书】 2.水的离子积 Kw=c （H +）·c （OH -） 25℃ K W =1×10-14 灵敏电流计指针 灯泡 水能够发生极微弱的电离。 书写 理解、记忆 阅读、思考 分析思考 倾听领会 理解、记忆 的电离 培养学生归纳总结的能力 培养学生的分析能力 )()()(2O H c OH c H c K - +•＝电离高中化学 水的电离和溶液的酸碱性
高考化学讲义水的电离和溶液的酸碱性(含解析)
水的电离和溶液的酸碱性知识点
高中化学讲义《水的电离与溶液酸碱性》
水的电离与溶液的酸碱性
2022届高考化学大一轮复习教师用书：第28讲 水的电离和溶液的酸碱性 Word版含解析
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
3.1.1水的电离和溶液的酸碱性(教师版)高二化学同步精品讲义(沪科版2020选择性必修第一册)
水的电离和溶液的酸碱性、盐类水解讲义
水的电离和溶液的酸碱性知识点
《水的电离和溶液的酸碱性》说播课讲稿（全国高中化学优质课大赛获奖案例）
《水的电离和溶液的酸碱性》知识点整理
高二化学水的电离和溶液的酸碱性知识点总结
高二化学水的电离和溶液的酸碱性
知识讲解_水的电离溶液的酸碱性与pH_基础 高中化学知识点考点解析含答案
高中化学_水的电离和溶液的酸碱性教学设计学情分析教材分析课后反思
相关主题
文本预览