色孵市树茶阳光实验学校第23讲水的电离与溶液的酸碱性
★考情直播
1.要求
内容能力要求考向位
〔1〕了解水的电离，离子积常数。
〔2〕了解溶液pH的义。了解测溶液pH 的方法，能进行pH的简单计算。
1.掌握电水的电离平衡的概念衡移动方
向,掌握水的电离度概念和离子积概念,熟记水
电离度和离子积计算公式。
2.理解水的电离度与温度的关系,和各种
电解质浓度与水的电离度的关系;理解水的离
子积只与温度有关而与电解质种类和浓度无
关。
3.掌握pH、pOH的义公式和计算方法,理解
pH值大小与溶液酸碱性强弱的关系。
4. 熟练运用公式c〔H+〕·c〔OH-〕=10-14和
pH+pOH=14进行有关换算,掌握弱酸和弱碱溶液
的pH值与Cα的有关计算。
5.了解pH值的测量方法和读数方法；
6.掌握溶液稀释和混和时pH值的计算方法
和近似判断规律。
水的电离与溶液的酸
碱性是高考的重要内容，主
要考点有：①水的电离平
衡概念和影响平衡的因
素；②溶液的酸碱性和pH
值；③pH值计算的根本规
律。
2.考点整合
考点1 水的电离平衡概念和影响平衡的因素
1.水的电离平衡和电离平衡常数
H2O + H2O H3O+ + OH-ΔH>0 或者 H2O H+ + OH- ΔH>0
①25℃时：K W= =10-14mol·L-1
②Kw随温度升高而
2.水的电离度
对于水 c(H2O)=(1000g/L)/(18g/mol) = 56mol/L(常数).
常温时α水=10-7/5=×10-9=×10-7%
所以水是的电解质.比水还难电离的物质通常看作是非电解质.
3.影的电离度大小的因素:
(1)温度的影响规律:升高温度,水的电离度 .
(2)浓度的影响规律:
①参加酸, c(H+)增大,水的电离平衡向移动,水的电离度。
②参加碱, c(OH-)增大,水的电离平衡向移动,水的电离度。
③参加因水解而使溶液呈酸性或呈碱性的盐,使水的电离度。
④参加因电离而使溶液呈酸性的酸式盐, 如:NaHSO4、NaHSO3和NaH2PO4,相当于
参加酸的作用,使水的电离度。
[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。
［例1］向纯水中参加少量的KHSO4固体〔温度不变〕，那么溶液的〔〕
A、pH值升高
B、[H+]和[OH-]的乘积增大
C、酸性增强
D、OH-离子浓度减小
考点2 溶液的酸碱性和pH值
1.溶液酸性、中性或碱性的判断依据是：看和的相对大小.
在任意温度的溶液中：假设c〔H+〕>c〔OH-〕
c〔H+〕=c〔OH-〕
c〔OH-〕>c〔H+〕
2.溶液的pH值:氢离子浓度的负对数。pH= ；同理pOH=
[特别提醒]：在温度(25℃)和压力下，pH=7的水溶液〔如：纯水〕为中性，水的
离子积常数为1×10-14，且c(H+)和c(OH-)都是1×10-7mol/L。pH愈小，溶液的酸性愈
强；pH愈大，溶液的碱性也就愈强。
通常pH是一个介于0和14之间的数,当pH<7的时候,溶液呈酸性,当pH>7的时候,
[例2] (1)某温度下,某溶液的pH=7,该溶液一是中性溶液吗?
(2)某温度下纯水的c〔H+〕==2.0×10-7mol/L。在此温度下，某溶液中由水电离出的c〔H+〕为4.0×10-13mol/L，那么该溶液的pH值可能是________。
［解析］在该温度下，kw= c〔H+〕·c〔OH-〕=2.0×10-7×2.0×10-7=4.0×10-14。c〔H+〕＝4.0×10-13mol/L，那么溶液可能呈酸性或碱性。假设酸性溶液，溶液中的c〔H+〕=4.0×10-14/4.0×10-13=1.0×10-1mol/L。所以溶液的pH值=－lg c 〔H+〕=－lg〔1×10-1〕=1；假设碱性溶液，那么溶液的pH值=－lg c〔H+〕=－lg4.0×10-13=13－lg4=1。
【答案】(1)不一 (2)该溶液的pH值可能为1或1。
[规律总结](1)在25℃时是中性溶液，低于25℃时是弱酸性溶液，高于25℃时是弱碱性溶液。(2)此题的情境转换成非理想状况，主要考查考生灵活变的能力。
考点3 pH值计算的根本规律
1. 两种强酸溶液混和，先求c(H+)，再求pH。
C(H+)=
两种强酸溶液体积混和，且原溶液pH值相差≥2时，把稀溶液〔pH较大的〕当作水来处理,混和液的pH值=小pH+0.3。
2.两种强碱溶液混和,先求c(OH-),再通过求c(H+),最后求pH值.
C(OH-)=
两种强碱溶液体积混和，且原溶液pH值相差≥2时，把稀溶液〔pH值较小的〕当作水来处理,混和液的pH=大pH－0.3。
3.强酸和强碱混和,先确过量离子的浓度:
假设H+过量 c(H+)=(c(H+)酸V酸－c(OH_)碱V碱)／(V酸+V碱)
假设碱过量 c(OH-)=(c(OH-)碱V碱－c(H+)酸V酸)／(V碱+V酸)
当酸过量时，必须以剩余的氢离子浓度来计算溶液的 PH 值；当碱过量时，必须以剩余的氢氧根离子浓度来计算溶液的POH值,再求pH值。
4. 有关酸、碱溶液的稀释
强酸溶液每稀释10倍，pH增大一个单位，弱酸溶液每稀释10倍，pH增大不到一个单位；强碱溶液每稀释10倍，pH减小一个单位。弱碱溶液每稀释10倍，pH减小不到一个单位。
[例3] 求以下溶液的pH：
〔1〕某H2SO4溶液的浓度是0.005mol/L：①求此溶液的pH；②用水稀释到原来体积的100倍；③再继续稀释至104倍
〔2〕pH=3的盐酸与pH=5的硫酸体积混合
〔3〕pH=10和pH=12的两种NaOH溶液体积混合
〔4〕pH=12的NaOH和pH =4的HCl体积混合
[解析]〔1〕① c〔H+〕=0.005mol/L×2=0.01 mol/L ，∴ pH=-lg10-2=2
② c〔H+〕=0.01mol/L÷100=10-4 mol/L ，∴ pH=-lg10-4=4
③ pH=7〔强调酸稀释后不会变成碱！〕
〔2〕c〔H+〕=210
105
3-
-+
=5×10-4, ∴ pH=-lg(5×10-4)=4-lg5=
(强调10-3是10-5的100倍，所以10-5可以忽略不计)
〔3〕因为溶液呈碱性c 〔OH —
〕=
2
10102
4--+=5×10-3∴ c 〔H +
〕=
3
1410510--⨯=2×10
-12
∴ pH=-lg(2×10-12)=12-lg2=1
〔4〕NaOH 中c 〔OH —〕=10-2 mol/L,HCl 中c 〔H +〕=10-4
mol/L 二者体积反，碱过量，反后溶液呈碱性。所以反后c 〔OH —
〕=2
10104
2---=5×10-3 ∴ c 〔H +
〕
=
3
1410510--⨯=2×10
-12
∴pH=-lg(2×10-12
)=12-lg2=1
[规律总结] 〔1〕两强酸体积混合 混合后的pH=小的+0.3 (2)两强碱体积混合 混合后的pH=大的—0.3
(3)当按所给反物质的量之比计算时，酸碱不管强弱，谁大谁过剩，溶液呈谁性。 (4)酸碱体积混合①pH = 2 某酸与pH = 12 某碱混合pH 难；②pH = 4 某酸与pH = 10 NaOH 混合 pH≤7；③pH = 4 H 2SO 4与pH = 10 某碱混合pH≥7；④0.01mol/L pH = 2 一元酸与0.1mol/L pH = 12一元碱混合pH = 7
(5) pH 减小一个单位，c(H +
)扩大为原来的10倍。 pH 增大2个单位，c(H +
)减为原来的1/100
(6)稀释规律：分别加水稀释m 倍时，溶液的物质的量的浓度均变为原来的 1/m , 强酸中c 〔H +
〕变为原来的1/m ,但弱酸中c 〔H +
〕减小 小于m 倍，故稀释后弱酸酸性强于强酸。 ★ 高考热点题型探究
热点1水的电离平衡和溶液的酸碱性
[真题1]〔08卷〕常温下，某溶液中由水电离出来的c(H ＋
)＝1.0×10-13
mol·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 ．①④
B ．①② C．②③ D ．③④
[思路分析] 由水电离出来的c(H ＋)＝1.0×10-13mol·L －1
，说的电离受到抑制。
[解析]某溶液中由水电离出来的c(H ＋)＝1.0×10-13mol·L －1
，说明溶液既可能呈酸性，也有可能呈碱性。①SO 2＋H 2O H 2SO 3，H 2SO 3
HSO 3－＋H ＋
，
HSO 3-SO 32－
＋H ＋
，溶液呈酸性；④NaOH ===Na ＋
＋OH －
，溶液呈碱性。
【答案】A
[题导练]1. (二中摸底考试)①pH=2的CH 3COOH 溶液；②pH=2的HCl 溶液；
③pH=12的氨水；④pH=12的NaOH 溶液。相同条件下，有关上述溶液的比拟中，正确的选项是〔 〕
A ．水电离的c(H ＋
)：①=②=③=④
B ．将②、③溶液混合后，pH=7，消耗溶液的体积：②>③
C ．体积的①、②、④溶液分别与足量铝粉反，生成H 2的量：②最大
D ．向溶液中参加100mL 水后，溶液的pH ：③>④>①>②
热点2 混合溶液的酸碱性判断 [真题2]〔08卷〕某酸性溶液中只有Na ＋、CH 3COO －、H ＋、OH －
四种离子。那么以下描述正确的选项是( )
A ．该溶液由pH ＝3的CH 3COOH 与pH ＝11的NaOH 溶液体积混合而成
B ．该溶液由物质的量浓度、体积的NaOH 溶液和CH 3COOH 溶液混合而成
C ．参加适量的NaOH ，溶液中离子浓度为c(CH 3COO －)＞c(Na ＋)＞c(OH －
)＞c(H
＋
)
D ．参加适量氨水，c(CH 3COO －
)一大于c(Na ＋
)、c(NH 4＋
)之和 [思路分析] 此题的关键注意题中的“酸性〞两个字。
[解析]选项B 溶液NaOH 与CH 3COOH 恰好完全反，所以溶液呈碱性；选项C 中当参加NaOH 后溶液仍然呈酸性，那么c(H ＋
)＞c(OH －
)，不成立，当恰好完全反，溶液呈碱性，那么c(Na ＋
)＞C(CH 3COO －
)，当碱过量时，必c(Na ＋
)＞C(CH 3COO
－
)，所以在任何情况下溶液的离子关系都不能成立；选项D 中参加氨水，由电
荷守恒得：c(CH 3COO －
)＋c(OH －
)=c(Na ＋
)＋c(NH 4＋
)＋c(H ＋
)，当溶液仍呈酸性即c(OH －
)＜c(H ＋
)，那么c(CH 3COO －
)＞c(NH 4＋
)＋c(Na ＋
)；当溶液呈中性时，c(H ＋
)＝c(OH －
)，那么c(CH 3COO －
)＝c(NH 4＋
)＋c(Na ＋
)；当溶液呈碱性时，c(H ＋
)＜c(OH
－
)，那么c(CH 3COO －)＜c(NH 4＋)＋c(Na ＋)，所以c(CH 3COO －)一不大于c(Na ＋
)、
c(NH 4＋
)之和。
【答案】A
[指引]酸和碱的ＰＨ之和，判断体积混合后溶液的p Ｈ〔25℃〕：
〔1〕假设强酸与强碱溶液的ＰＨ之和于14，那么混合后溶液显中性，p Ｈ＝7。 〔2〕假设强酸与强碱溶液的ＰＨ之和大于14，那么混合后溶液显碱性，p Ｈ＞7。
〔3〕假设强酸与强碱溶液的ＰＨ之的小于14，那么混合后溶液显酸性，p Ｈ＜7。
〔4〕假设酸碱溶液的ＰＨ之和为14，酸碱中有一强、一弱，那么酸、碱溶液混合后，谁弱显谁的性质。
[题导练]2． (2021高三第一次月考)将一体积的NaOH 溶液分成两份，一份用pH ＝2的一元酸HA 溶液，消耗酸溶液的体积为V 1；另一份用pH ＝2的一元酸HB 溶液，消耗酸溶液的体积为V 2；那么以下表达正确的选项是
A ．假设V 1＞V 2，那么说明HA 的酸性比H
B 的酸性强
B ．假设V 1＞V 2，那么说明HA 的酸性比HB 的酸性弱
C ．因为两种酸溶液的pH 相，故V 1一于V 2
D ．HA 、HB 分别和NaOH 反后，所得的溶液都一呈中性
3.〔2021—2021高三第二次月考〕常温下，pH=11的一元碱和pH=1的盐酸体积混合后(不考虑混合后溶液体积的变化)，恰好完全反，那么以下说法正确的选项是
A ．该碱可能为强碱
B ．反后的溶液呈酸性
C ．假设碱为NH 3·H 2O ，原氨水中有1%的含氮微粒为NH 4+
D ．假设碱为NH 3·H 2O ，反后的溶液中NH 4+
、NH 3·H 2O 与NH 3三种微粒的平衡
浓度之和为0.10mol/L
热点3 混合溶液的pH 计算 [真题3]〔老课程〕1体积pH=的盐酸与10体积某一元强碱溶液恰好完全反，那么该碱溶液的pH 于 A ．9.0
B. 9.5
C. 10.5
D 。11.0
[解析]因为是恰好，那么后溶液的p Ｈ＝7，设碱的p Ｈ＝Ｘ，那么有
2.5141101010X --⨯=⨯，解得Ｘ＝10.5
【答案】Ｃ
[指引] 求算强酸与强碱混合液的pH 值，解题步骤一般是：先判断酸还是碱过量，然后计算出溶液中的H ＋
或OH －
离子的浓度，最后求算出溶液的pH 值。
[题导练]4.〔2021—2021高三第二次月考〕 MOH和ROH两种碱的溶液分别加水稀释时，pH变化如右图所示。以下表达中正确的选项是〔〕
A. ROH是一种强碱
B. 在x点，MOH完全电离
C. 在x点，c(M+)==c(R+)
D. 稀释前，c(ROH)==10c(MOH)
5. pH=13的强碱溶液与pH=2的强酸溶液混和，所得混和液的pH值=11，那么强酸与强碱的体积比是
A、11：1
B、9：1
C、1：11
D、1：9
★抢分频道
限时根底训练卷
1．(2006II，7)将纯水加热至较高温度，以下表达正确的选项是( ) A．水的离子积变大、pH变小、呈酸性 B．水的离了积不变、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
2．(区高三综合测试)常温下，某溶液中由水电离的c(H＋)=1×10－13mol·L －1，该溶液可能是
A、二氧化硫水溶液
B、氢氧化钠水溶液
C、氯化铵水溶液
D、硝酸钠水溶液
3．(2006)室温下，以下溶液体积混合后的pH一大于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
4．对H2O 的电离平衡不产生影响的粒子是学科
学科
学科
学科 5．在由水电离产生的c〔H+〕=10-12mol·L-1的溶液中，一能大量共存的离子组是
A. NH+4、Ba2+、Cl-、NO3-
B. Cl-、SO42-、Na+、K+
C. SO42-、NO3-、Fe2+、Mg2+
D. Na+、K+、ClO-、I-
6．20℃时H2S饱溶液1L，其浓度为0.1mol·L-1，其电离方程式为
H2S H++HS-，
HS － H++S2-，要使c(H+)及c(S2-)都减小的措施是 ( )
A．参加适量的NaOH固体 B．参加适量的水
C．参加适量的Na2CO3D．参加适量的FeCl3固体
7. 以下说法正确的选项是( )
A．pH=2与pH=1的硝酸中c(H+)之比为1：10
B．Na2CO3溶液中c( Na+)与c(CO32－)之比为2：1
C．0.2mol/L与0.1mol/L醋酸中c(H+)之比为2：1
D．NO2溶于水时，被氧化的n(NO2)与被复原的n(NO2)之比为3：1
8. 0.1mol/LNaHCO3的溶液的pH最接近于
A． B．7.0 C．D．13.0
9．25 ℃时，水的电离到达平衡：H2O H＋＋OH－；H＞0，以下表达正确的选项是( )
A．向水中参加稀氨水，平衡逆向移动，c(OH－)降低
B．向水中参加少量固体硫酸氢钠，c(H＋)增大，K W不变
C．向水中参加少量固体CH3COONa，平衡逆向移动，c(H＋)降低D．将水加热，K W增大，pH不变
10.(高三第二次六校)今有室温下四种溶液，有关表达不正确的选项是
．．．．．．．
①②③④
pH 11 11 3 3
溶液氨水氢氧化钠溶液醋酸盐酸
A．①、②中分别参加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、④两溶液体积混合，所得溶液中c(Cl－)＞c(NH4+)＞c(OH－)＞c(H+) D．V a L④与V b L②溶液混合后，假设混合后溶液pH=4，那么V a: V b= 11 : 9根底提升训练
11．〔2007化学，2〕以下可用于测溶液pH且精确度最高的是
A 酸碱指示剂
B pH计
C 精密pH试纸
D 广泛pH试纸
12.〔08Ⅱ卷〕室现有3种酸碱指示剂，其pH的变色范围如下：
甲基橙：～石蕊：50～8.0 酚酞：～10.0
用0.1000mol·L－1NaOH溶液滴未知浓度的CH3COOH溶液，反恰好完全时，以下表达正确的选项是( )
A．溶液呈中性，可选用甲基橙或酚酞作指示剂
B．溶液呈中性，只能选用石蕊作指示剂
C．溶液呈碱性，可选用甲基橙或酚酞作指示剂
D．溶液呈碱性，只能选用酚酞作指示剂
13．〔08Ⅱ卷〕取浓度相同的NaOH和HCl溶液，以3∶2体积比相混合，所得溶液的pH于12，那么该原溶液的浓度为( )
A．0.01mol·L－1B．0.017mol·L－1C．0.05mol·L－1
D．0.50mol·L－1
14. 〔08卷〕以下表达正确的选项是( )
A．将稀氨水逐滴参加稀硫酸中，当溶液的pH＝7时，c(SO42－)＞c(NH4＋) B．两种醋酸溶液的物质的量浓度分别为c1和c2，pH的别为a和a＋1，那么c1＝10c2
C．pH＝11的NaOH溶液与pH＝3的醋酸溶液体积混合，滴入石蕊溶液呈D．向0.1mol·L－1的氨水中参加少量硫酸铵固体，那么溶液中c(OH
－)/c(NH
3·H2O)增大
15. (高考卷)室温时，以下混合溶液的pH一小于7的是
A．pH＝3的盐酸和pH＝11的氨水体积混合
B．pH＝3的盐酸和pH＝11的氢氧化钡体积混合
C．pH＝3的醋酸和pH＝11的氢氧化钡体积混合
D．pH＝3的硫酸和pH＝11的氨水体积混合
16. (09一中高三月考)答复以下有关常数的问题
锥形瓶中溶液
滴管
中溶液 选用
指示剂 选用
滴管 A 碱 酸 石蕊 〔乙〕
(1)K w 的数学表达式是K w = ，温度升高K w 的变化情况是 (选
填“变大〞、“变小〞或“不变〞)，假设义pOH=-lg c (OH -
)，那么pH+pOH= (用含K w 的代数式表示)
(2)K 通常表示化学平衡常数，K 值越大表示该反进行得越 ，对于反2NO 2(g)
N 2O 4(g)，其化学平衡常K 的数学表达式为 。
(3)K a 通常表示弱酸的电离平衡常数，K a 值越大表示该弱
酸 ，α通常称为电离度，顾名思义是表示弱电解质的电离程度大小的一个指标，对于某一元弱酸，当用蒸馏水稀释该酸时，溶液越稀，K a 的
变化情况是 (选填“变大〞、“变小〞或“不变〞)，α的变化情况是 (选填“变大〞、“变小〞或“不变〞)。 能力提高训练
17．有pH 均为2的盐酸、硫酸、醋酸三瓶溶液： ⑴设三种溶液的物质的量浓度依次为c 1、c 2、c 3，那么其关系是： (用“＞、＜、=〞表示，下同＝。
⑵取同体积的三种酸分别加蒸馏水稀释到pH=6，需水的体积依次为V 1、V 2、V 3，那么其关系是： 。
⑶完全体积和物质的量浓度均相同的三份NaOH 溶液时，需三种酸的体积依次为
V 1、V 2、V 3，那么其关系是： 。
⑷取同体积的酸的溶液分别参加足量的锌粉，反开始放出H 2的速率依次为a 1、a 2、a 3，那么其关系是：a 1=a 2=a 3 ；反过程中放出H 2的速率依
次为b 1、b 2、b 3，那么其关系
是： 。
18.〔2021—2021高三第二次月考〕I .右图为向25mL 0.1 mol ·L -1
NaOH 溶液中逐滴滴加0.2 mol ·L -1
CH 3COOH 溶液过程中溶液pH 的变化曲线。请答复： 〔1〕B 点溶液呈中性，有人据此认为，在B 点时NaOH 与CH 3COOH 恰好完全反， 这种看法是否正确？ 〔选填“是〞或“否〞〕。假设不正确，那么二者恰好完全反的点是在AB 区间还是BD 区间内？ 区间〔假设正确，此问不答〕
〔2〕关于该滴，从以下选项中选出最恰当的一项 。〔选填字母〕
〔3〕AB 区间，c 〔OH －
〕＞c 〔H +
〕，那么c 〔OH －
〕与c 〔CH 3COO －
〕大小关系是
A ．c 〔OH
－
〕一大于c 〔CH 3COO －
〕 B ．c 〔OH －
〕一小于c 〔CH 3COO －
〕 C ．c 〔OH －
〕一于c 〔CH 3COO －
〕
D ．c 〔OH －
〕大于、小于或于c 〔CH 3COO －
〕
〔4〕在D 点时，溶液中c 〔CH 3COO －
〕+c 〔CH 3COOH 〕 2c 〔Na +
〕。 〔填“＞〞、“＜〞或“＝〞〕
II ．t ℃时，某稀硫酸溶液中c 〔H +
〕=10－a
mol ·L -1
，c 〔OH －
〕=10－b
mol ·L -1
， a+b=13 ：
〔5〕该温度下水的离子积常数K w 的数值为 。
〔6〕该温度下〔t ℃〕，将100mL 0.1 mol ·L -1
的稀H 2SO 4溶液与100mL 0.4 mol ·L -1
的
NaOH 溶液混合后〔溶液体积变化忽略不计〕，溶液的pH= 。
参考答案
◇考情直播
考点整合
考点1 1. c(H+)•c(OH-) 增大
2. 极弱
3. 〔1〕增大〔2〕①逆减小②逆减小③增大④减小
考点2 1. c(H+) c(OH-) 酸性中性碱性 2. －lg c〔H+〕－lg c 〔OH-〕
考点3 1.〔c(H+)1V1+c(H+)2V2〕／〔V1+V2〕
2. Kw 〔c(OH-)1V1+c(OH-)2V2〕／〔V1+V2〕
考点4 〔1〕双水解〔2〕氧化复原〔3〕络合〔4〕复分解
★高考热点题型探究
[题导练] 1. AB [解释] pH相同即溶液中的氢离子浓度相同。CH3COOH为弱酸，氨水为弱碱，其浓度比0.01mol/L大。
2. A。因为两种酸溶液的pH相，假设HB为弱酸，那么其浓度较HA的浓度大，所以消耗的体积较小，即V1＞V2。
3. BC。[解释] 因盐酸的浓度较大，两溶液体积混合且完全反后盐酸过量，所以溶液显酸性，B正确；假设碱为NH3·H2O，由于完全反，所以溶液中有1%的OH—和NH4+，C正确。D中质量守恒，但其浓度不一为0.10mol/L。
4. C。Cl-不会水解，故不影的电离。
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限时根底训练卷
1.D ： H2O H++OH—，水的电离过程为吸热过程，升高温度使电离平衡向电离方向移动。c(H+)和c(OH—)均增大，Kw增大，pH减小，但纯水中
c(H+)=c(OH—)，呈中性。
2．A 由水电离的c(H＋)=1×10－13mol·L－1,即水的电离受到抑制，该溶液为酸或碱。
3．BD ： A项pH＝7。C项CH3COOH过量，pH<7。
4．C ［解释］A项温度升高，CO32—的水解程度增大，pH增大。B项中随温度的升高水的电离程度增大，c(H＋)增大，pH降低。而D项中NaOH溶液放置过程中会吸收空气中的CO2，使溶液碱性减弱，pH降低。制的氯水中含有HClO，光照HCIO分解成HCl，故溶液的pH减小
5．B ［解释］由于水的电离受到抑制，所以此溶液为酸的溶液或碱的溶液。
6．B ［解释］参加适量的NaOH固体，减小c(H+)但c(S2-)增大；CO32-的参加，结合H+，使c(H+)减小但c(S2-)增大；2 FeCl3+ H2S = 2 FeCl2+ 2 HCl + S↓，所以参加适量的FeCl3固体，使c(S2-)减小但c(H+)增大。
7.c(Na+)∶c(CO32—)＝2∶1，B错。醋酸是弱电解质，浓度越大，电离的程度越小，0.2 mol•L－1与0.1 mol•L－1醋酸中c(H+)之比小于2∶1。3NO2+H2O＝
2HNO3+NO，被氧化的n(NO2)与被复原的n(NO2)之比为2∶1，D也错。
8.C [解释] NaHCO3溶液中，HCO3–的水解程度大于电离程度，溶液显碱性，pH>7，不能选A、B。pH=13.0时，c(OH–) 0.1mol/L，0.1mol/LNaHCO3的溶液不是强碱溶液，靠HCO3–水解不可能产生这么多OH–，也不能选D。
9. B[解释] A项，稀氨水是弱碱，参加后水溶液中的c(OH—)增大，平衡
逆向移动；B 项，NaHSO 4溶于水中电离使c(H ＋
)增大。由于温度不变，故K w 不变；C 项，水中参加CH 3COONa ，CH 3COONa 发生水解，促进水的电离，使溶液呈碱性，c(H +
)降低；D 项，升高温度，水的电离程度增大，K w 变大，pH 变小。
10. C [解释] 氨水为弱碱，未完全电离，其浓度较大，盐酸为强酸，已完全电离，假设①④两溶液体积混合，那么氨水过量，溶液显碱性，且c(NH 4+
)＞c(Cl －
)，故C 错。 根底提升训练
11. B 。 A 项酸碱指示剂只能测溶液的酸碱性。C 项pH 试纸只能比拟粗略的测出溶液的pH 。D 项广泛pH 试纸只能测出整数的pH 。
12. D 。解析：NaOH 与CH 3COOH 恰好完全反生成CH 3COONa ，CH 3COONa 为强酸弱碱盐，水解后溶液呈碱性，为了减少滴误差，选择指示剂的pH 范围与CH 3COONa 溶液pH 接进，所以指示剂选择酚酞。
13. C 。解析：由题意可得：c×3－c×25 = 0.01，c ＝0.05mol·L －1
。
14. C [解析]A 中将稀氨水参加硫酸中，=7时，溶液中c 〔H +
〕=c 〔OH -〕， 根据电荷守恒原那么，2c 〔SO 42－
〕=c 〔NH 4＋
〕，即c 〔SO 42－
〕 15. C 。一元强酸溶液的C 〔H + 〕=10-PH ，一元弱酸溶液的C 酸＞C 〔H + 〕=10-PH ； 一元强碱溶液的C 〔OH -〕=10 PH-14，一元弱碱溶液的C 碱＞C 〔OH -〕=10 PH-14 . 发生完全的条件是n(酸)=n(碱),如果反后PH 小于7,必然有n(酸)＞n 〔碱〕.A 、D 明显碱过量，B 是强酸强碱完全，所以只有C 是n(酸)＞n 〔碱〕符合选项 16. (1)c(H +)·c(OH -)；变大；-lgKw (2)完全；) () (2242NO c O N c K (3)的酸性越强；不 变；变大 能力提高训练 17. 〔1〕c 2＜c 1＜c 3或c 3＞c 1＞c 2， 〔2〕V 1=V 2＜V 3 〔3〕V 1=V 2＞V 3 〔4〕b 1=b 2＜b 3 18．〔1〕否 AB 〔2〕C 〔3〕D 〔4〕= 〔5〕10-13 或1.0×10 -13 〔6〕12 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＋) 水的电离和溶液的酸碱性 考点一水的电离与水的离子积常数 [知识梳理] 一、水的电离 水是极弱的电解质，其电离方程式为2H2O H3O＋＋OH－或H2O H＋＋OH－。 液氨可以发生与水相似的电离：2NH3（l）NH＋4＋NH－2。 二、水的离子积常数 1．表达式：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，水的电离是吸热过程，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。 在任何水溶液中均存在H＋和OH－，只要温度不变，K w就不变。 三、外界条件对水的电离平衡的影响 体系变化 条件 平衡移动方向K w水的电离程度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加可水解的盐 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 1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。 (1)温度一定时，水的电离常数与水的离子积常数相等。() (2)水的电离平衡移动符合勒夏特列原理。() (3)100 ℃的纯水中c(H＋)＝1×10－6 mol·L－1，此时水呈酸性。() (4)在蒸馏水中滴加浓H2SO4，K w不变。() (5)NaCl溶液和CH3COONH4溶液均显中性，两溶液中水的电离程度相同。() (6)室温下，0.1 mol·L－1的HCl溶液与0.1 mol·L－1的NaOH溶液中水的电离程度相同。() (7)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。() (8)室温下，pH相同的NaOH溶液与CH3COONa溶液，水的电离程度后者大。() (9)室温下，pH＝5的NH4Cl溶液与pH＝9的CH3COONa溶液，水的电离程度相同。() 答案：(1)×(2)√(3)×(4)×(5)×(6)√(7)√(8)√(9)√ 2．求算下列5种类型溶液中的c水(H＋)和c水(OH－)(25 ℃)。 (1)pH＝2的H2SO4溶液，c水(H＋)＝__________，c水(OH－)＝____________。 (2)pH＝10的NaOH溶液，c水(H＋)＝__________，c水(OH－)＝____________。 (3)pH＝2的NH4Cl溶液，c水(H＋)＝__________。 (4)pH＝10的Na2CO3溶液，c水(OH－)＝________________________________________。 (5)NaCl溶液中，c水(H＋)＝__________________，c水(OH－)＝________________。 答案：(1)10－12 mol·L－110－12 mol·L－1 (2)10－10 mol·L－110－10 mol·L－1 (3)10－2 mol·L－1 (4)10－4 mol·L－1 (5)10－7 mol·L－110－7mol·L－1 (1)不管哪种溶液，均有c水(H＋)＝c水(OH－)。 (2)酸、碱、盐(不水解的盐除外)虽然影响水的电离平衡，使水电离出的H＋或OH－的浓度发生变化，但在温度一定时K w仍然不变，因为K w只与温度有关。 (3)水的离子积常数K w＝c(H＋)·c(OH－)中H＋和OH－不一定是由水电离出来的。c(H＋)和c(OH－)分别指溶液中的H＋和OH－的总浓度。这一关系适用于任何稀的电解质水溶液。 (4)室温下，由水电离出的c(H＋)＝1×10－13mol/L的溶液可能呈强酸性或强碱性，故HCO－3、HSO－3、HS－等弱酸的酸式酸根离子均不能在该溶液中大量存在。 演练一影响水的电离平衡的因素及结果判断 1．(2020·西安模拟)一定温度下，水存在H2O H＋＋OH－ΔH>0的平衡。下列叙述一定正确的是() A．向水中滴入少量稀盐酸，平衡逆向移动，K w减小 B．将水加热，K w增大，pH不变 C．向水中加入少量金属钠，平衡逆向移动，c(H＋)降低 D．向水中加入少量硫酸钠固体，c(H＋)和K w均不变 解析：选D。A项，向水中滴入少量稀盐酸，平衡逆向移动，温度不变，K w不变，错 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。 【热点思维】 【热点释疑】 1、影响水的电离平衡的因素有哪些? （1）加入酸或加入碱：不论强弱都能抑制水的电离。 （2）加入强酸强碱盐溶液：如果是正盐，对水的电离无影响，如果是酸式盐(或碱式盐)，则相当于加入酸(或碱)，可抑制水的电离。 （3）加入强酸弱碱盐溶液或加入强碱弱酸盐溶液：会促进水的电离。 （4）升高或降低温度：由于水的电离是吸热的，故升高温度促进水的电离，降低温度抑制水的电离。 （5）投入金属钠：因消耗水电离产生的H+，促进水的电离。 2、怎样计算水电离的c(H+)或c(OH-)(25 ℃)? （1）一定温度下，无论是稀酸、稀碱还是盐溶液，水的离子积K W=c(H+)·c(OH-)均不变，水电离出的c(H+)=c(OH-)，K W只与温度有关，只有在25 ℃时，K W=1×10-14。 （2）溶质为酸的溶液。 H+来源于酸电离和水电离，而OH-只来源于水电离。如计算pH=2的盐酸中水电离出的 c(H+)=c(OH-)=1.0×10-12 mol·L-1。 （3）溶质为碱的溶液。 OH-来源于碱电离和水电离，而H+只来源于水电离。如pH=12的NaOH溶液中，水电离出的 c(OH-)=c(H+)=1.0×10-12mol·L-1。 （4）水解呈酸性或碱性的盐溶液。 H+和OH-均由水电离产生。如pH=5的NH4Cl溶液中由水电离出的c(H+)=1.0×10-5mol·L-1；pH=9的Na2CO3溶液中由水电离出的c(OH-)=1.0×10-5mol·L-1。 【热点考题】 【典例】pC类似pH，是指极稀溶液中，溶质物质的量浓度的常用负对数值。如某溶液溶质的物质的量浓度为1×10-3mol·L-1，则该溶液中溶质的pC=-lg(1×10-3)=3。下列表达正确的是( ) A．中性溶液中，pC(H+)+pC(OH-)=14 B．pC(H+)=5的H2S溶液中，c(H+)=c(HS-)=1×10-5mol·L-1 C．pC(OH-)=a的氨水，稀释10倍后，其pC(OH-)=b，则a=b-1 D．pC(OH-)=3的NaOH溶液，稀释100倍，其pC(OH-)=5 【答案】D 【热点透析】 【对点高考】【2012上海卷】水中加入下列溶液对水的电离平衡不产生影响的是（）A．NaHSO4溶液 B．KF溶液 C．KAl(SO4)2溶液 D．NaI溶液 【答案】D 【解析】 试题分析： A项电离出H+，抑制水的电离，A项错误；B项F-水解促进水的电离，B项错误；C项Al3+水解促进水的电离，C项错；D项中Na+、I-均不水解，对水的电离无影响，D项正确。考点：本题考查水的电离以及外界条件对其电离的影响，意在考查考生的理解能力。 【热点巩固】 教学设计 引入：通过脑筋急转弯“什么东西越洗越黑？”引入本节内容，由精确的导电实验结果，回顾在水中纯水大部分以分子的形式存在，但其中也有少量的水合氢离子和氢氧根离子。说明水是极弱的电解质，能发生微弱的电离，并根据过程写出水的电离方程式。 H 2O＋H 2 O≒H 3 O+＋OH- 简写为：H 2 O≒H++OH- 通过该方程式让学生认识到水电离产生的H+与OH-之比为1:1 讨论1：通过水是弱电解质请大家思考影响水电离的因素是什么？分别是如何影响的？ 学生可以总结出两个因素：温度和浓度；升高温度平衡正向移动，水的电离程度增大。H+与OH-浓度增大都会使平衡逆向移动，水的电离程度减小。 总结：升温促进水的电离，加酸加碱抑制水的电离。 过渡：既然有电离平衡，我们也可以写出水的电离平衡常数。 学生书写水的电离平衡常数，并分析水的电离平衡常数只与温度有关 而1L水的物质的量为55.6mol这与发生电离的水相比可以忽略不计。 所以，电离前后水的物质的量可以看成常数。 得出水的离子积用Kw表示，Kw=C(H+)C(OH-)，并且Kw受温度影响，温度越高，Kw越大。 由信息25℃,1L纯水中只有1×10-7摩尔水电离，让学生计算K W 。 根据C(H+)=C(OH-)=1×10-7 mol/L 。 Kw=1×10-14。 强调：Kw=1×10-14只是室温下的一个值。 讨论2：酸溶液、碱溶液中C(H+) 、C(OH-)还相等吗？它们会有什么关系？加酸抑制水的电离，Kw变化吗？ 既然Kw只与温度有关，加酸加碱不会影响水的离子积，因此水的离子积不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质水溶液。 既然我们知道了它适用于所有稀溶液，那么我们就可以用Kw来计算稀溶液中的C(H+),C(OH-)。 色孵市树茶阳光实验学校第23讲水的电离与溶液的酸碱性 ★考情直播 1.要求 内容能力要求考向位 〔1〕了解水的电离，离子积常数。 〔2〕了解溶液pH的义。了解测溶液pH 的方法，能进行pH的简单计算。 1.掌握电水的电离平衡的概念衡移动方 向,掌握水的电离度概念和离子积概念,熟记水 电离度和离子积计算公式。 2.理解水的电离度与温度的关系,和各种 电解质浓度与水的电离度的关系;理解水的离 子积只与温度有关而与电解质种类和浓度无 关。 3.掌握pH、pOH的义公式和计算方法,理解 pH值大小与溶液酸碱性强弱的关系。 4. 熟练运用公式c〔H+〕·c〔OH-〕=10-14和 pH+pOH=14进行有关换算,掌握弱酸和弱碱溶液 的pH值与Cα的有关计算。 5.了解pH值的测量方法和读数方法； 6.掌握溶液稀释和混和时pH值的计算方法 和近似判断规律。 水的电离与溶液的酸 碱性是高考的重要内容，主 要考点有：①水的电离平 衡概念和影响平衡的因 素；②溶液的酸碱性和pH 值；③pH值计算的根本规 律。 2.考点整合 考点1 水的电离平衡概念和影响平衡的因素 1.水的电离平衡和电离平衡常数 H2O + H2O H3O+ + OH-ΔH>0 或者 H2O H+ + OH- ΔH>0 ①25℃时：K W= =10-14mol·L-1 ②Kw随温度升高而 2.水的电离度 对于水 c(H2O)=(1000g/L)/(18g/mol) = 56mol/L(常数). 常温时α水=10-7/5=×10-9=×10-7% 所以水是的电解质.比水还难电离的物质通常看作是非电解质. 3.影的电离度大小的因素: (1)温度的影响规律:升高温度,水的电离度 . (2)浓度的影响规律: ①参加酸, c(H+)增大,水的电离平衡向移动,水的电离度。 ②参加碱, c(OH-)增大,水的电离平衡向移动,水的电离度。 ③参加因水解而使溶液呈酸性或呈碱性的盐,使水的电离度。 ④参加因电离而使溶液呈酸性的酸式盐, 如:NaHSO4、NaHSO3和NaH2PO4,相当于 参加酸的作用,使水的电离度。 [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。 ［例1］向纯水中参加少量的KHSO4固体〔温度不变〕，那么溶液的〔〕 A、pH值升高 B、[H+]和[OH-]的乘积增大 C、酸性增强 D、OH-离子浓度减小 考点2 溶液的酸碱性和pH值 1.溶液酸性、中性或碱性的判断依据是：看和的相对大小. 在任意温度的溶液中：假设c〔H+〕>c〔OH-〕 c〔H+〕=c〔OH-〕 c〔OH-〕>c〔H+〕 2.溶液的pH值:氢离子浓度的负对数。pH= ；同理pOH= [特别提醒]：在温度(25℃)和压力下，pH=7的水溶液〔如：纯水〕为中性，水的 离子积常数为1×10-14，且c(H+)和c(OH-)都是1×10-7mol/L。pH愈小，溶液的酸性愈 强；pH愈大，溶液的碱性也就愈强。 通常pH是一个介于0和14之间的数,当pH<7的时候,溶液呈酸性,当pH>7的时候, 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。 水的电离和溶液的pH 水的电离溶液的酸碱性 课后篇素养形成 必备知识基础练 1.将纯水加热至较高温度,下列叙述中正确的是() A.水的离子积变大,呈酸性 B.水的离子积不变,呈中性 C.水的离子积变小,呈碱性 D.水的离子积变大,呈中性 2.水的电离过程为H2O H++OH-,在25 ℃时,水的离子积K W=1.0×10-14;在35 ℃时,水的离子积 K W=2.1×10-14。则下列叙述正确的是() A.c(H+)随着温度的升高而降低 B.35 ℃时,c(H+)>c(OH-) C.35 ℃时的水比25 ℃时的水电离程度小 D.水的电离是吸热过程 ,温度升高时K W增大。25 ℃时,纯水中c(H+)=c(OH-)=1×10-7 mol·L-1;35 ℃时,纯水中c(H+)=c(OH-)≈1.45×10-7 mol·L-1。温度升高,纯水中c(H+)和c(OH-)都增大,且始终相等,水的电离程度也增大,因温度升高平衡向正反应方向移动,故水的电离为吸热过程。 3.一定温度下,满足下列条件的溶液一定呈酸性的是() A.能与金属Al反应放出H2的溶液 B.加酚酞后显无色的溶液 C.pH=6.5的某溶液 D.c(H+)>c(OH-)的任意水溶液 Al反应放出H2的溶液可能是酸性溶液,也可能是碱性溶液,A项错误;加入酚酞后显无色的溶液可能呈中性或弱碱性或酸性,B项错误;pH=6.5的溶液也可能呈中性或碱性,C项错误。 4.关于pH的测定,下列说法正确的是() A.pH试纸在使用之前应用蒸馏水润湿 B.用广泛pH试纸测得某盐酸的pH=2.3 C.利用酸碱指示剂可以测溶液的pH D.pH计是精确测定溶液pH的仪器 《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 《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？ 3.2《水的电离和溶液的酸碱性》学案（新人教版选修4） （第一课时） 复习目标 1、使学生了解水的电离和水的离子积， 2、了解溶液的酸碱性与pH 的关系， 3、学会计算酸碱的pH 值以及氢离子浓度和pH 值的互算， 4、掌握pH 相同的强酸与弱酸的几个规律， 5、了解指示剂的变色范围，学会用pH 试纸测定溶液的pH 值 一、水的电离与溶液的PH 值 1．水的电离 H 2O + H 2O H 3O + + OH — 简写为：H 2O H + + OH — 实验测定：25℃纯水中 C(H ＋ )=C(OH － )=17 10-⨯mol/L 100℃ C(H ＋ )=C(OH － ) = 16 10-⨯ mol/L 2．水的离子积常数 k w = C(H ＋)·C(OH － 常温下： k w = 3．影响Kw 大小的因素是： 注意：任何物质的水溶液中，在常温时，K W = ，K W 与溶液的酸碱性无关， 只与： 有关。 提问：当温度升高时，K w 如何变化？（电离过程是吸热过程） 1000 C 时，K w = c （H +）·c （OH — ）=1×10-12 影响因素：温度越高，Kw 越大，水的电离程度越大。对于中性水，尽管Kw 、电离度增大，但仍是中性水，[H +]=[OH -].（注：温度升高时K w 增大，所以说K w 时要强调温度。） 例1：某温度下，纯水中的c （H + ）=2.0×10-7 mol/L ，则此时溶液中c （OH -）为 ；若温度不变，滴入稀硫酸使c （H + ）=5.0×10-6 mol/L ，则c （OH -）为 。 〖针对性训练〗 1．某温度时，测得纯水中的C(H ＋)=2.4×10－7mol/L ，则C(OH － )为（ ） A ．2.4×10－ 7mol/L B ．0.1×10－ 7mol/L C ．7 14 104.210 0.1--⨯⨯ mol/L D ．C(OH － )无法确定 2．水的电离过程为H 2O H ＋ ＋OH － ，不同温度下其离子积常数为k w （25℃）=1.0×10 －14 ， k w （35℃）=2.1×10－14 。则下列叙述正确的是 （ ） A ．C(H ＋ )随温度升高而降低 B ．35℃时，C(H ＋ )>C(OH － ) C ．水的电离过程是吸热的 D ．25℃时的水的电离程度比35℃时的大 3．室温下，在PH=12的某溶液中，由水电离的C(OH － )为 （ ） A ．1.0×10－ 7mol/L B ．1.0×10－ 6mol/L C ．1.0 ×10－2mol/L D ．1.0 ×10 －12 mol/L 二：影响水电离平衡的因素： （1）温度： （2）酸、碱： （3）在水中加盐： 例2：影响水电离的因素： 实例 H 2O OH -+H + 条件改变 平衡移 动方向 电离程度变化 溶液中离子总浓度变化 H 2O 电离出C （H + ）变化 K w 变化 升高温度 加HCl 加NaOH 加CH 3COONa 加NH 4Cl 加入NaCl 固体 小结1．影响水电离平衡的因素（1）酸、碱（2）温度（3）易水解的盐（4）其它 第45讲 水的电离和溶液的酸碱性 [复习目标] 1.了解水的电离、离子积常数(K w )。2.了解溶液pH 的含义及其测定方法，能进行pH 的简单计算。 考点一 水的电离与水的离子积常数 1．水的电离和水的离子积常数 2．填写外界条件对水的电离平衡的具体影响 改变条件 平衡移动方向 K w 水的电离程度 c (OH － ) c (H ＋ ) HCl 逆 不变 减小 减小 增大 NaOH 逆 不变 减小 增大 减小 Na 2CO 3 正 不变 增大 增大 减小 NaHSO 4 逆 不变 减小 减小 增大 加热 正 增大 增大 增大 增大 3.计算2H O (H )c +或2H O (OH )c - (1)室温下，0.01 mol·L －1 的盐酸中，2H O (H )c +＝____________________________________。 (2)室温下，pH ＝4的亚硫酸溶液中，2H O (H )c +＝___________________________________。 (3)室温下，pH ＝10的KOH 溶液中，2 H O (OH )c -＝_________________________________。 (4)室温下，pH ＝4的NH 4Cl 溶液中，2H O (H )c +＝__________________________________。 (5)室温下，pH ＝10的CH 3COONa 溶液中，2 H O (OH )c -＝___________________________。 答案 (1)1×10－12 mol·L － 1 (2)1×10－10 mol·L － 1 (3)1×10 －10 mol·L － 1 (4)1×10－ 4 mol·L －1 (5)1×10－ 4 mol·L － 1 溶液中2H O (H )c +或c H 2O(OH － )的计算及应用(以室温为例) (1)酸、碱抑制水的电离，酸溶液中求c (OH －)，即2H O (H )c +＝2H O (OH )c -＝c (OH －)，碱溶液中求c (H ＋)，即2H O (OH )c -＝2H O (H )c +＝c (H ＋)。 (2)水解的盐促进水的电离，故2H O (H )c +等于显性离子的浓度。 (3)酸式盐溶液 酸式酸根以电离为主：2H O (H )c +＝2H O (OH )c -＝c (OH －)。 酸式酸根以水解为主：2H O (H )c +＝2H O (OH )c -＝c (OH －)。 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( ) 3．NaCl 溶液和CH 3COONH 4溶液均显中性，两溶液中水的电离程度相同( ) 4．温度一定时，在纯水中通入少量SO 2，水的电离平衡不移动，K w 不变( ) 答案 1.√ 2.√ 3.× 4.× 1．某温度下，向c (H ＋ )＝1.0×10－ 6 mol·L －1 的蒸馏水中加入NaHSO 4晶体，保持温度不变， 测得溶液的c (H ＋ )＝1.0×10－ 2 mol·L － 1。下列对该溶液的叙述不正确的是( ) A ．该温度高于25 ℃ 第2节水的电离和溶液的pH 第3课时酸碱中和滴定 ◆教材分析 本节内容包括水的电离、溶液的酸碱性与pH及pH的应用。只有认识了水的电离平衡及其移动，才能从本质上认识溶液的酸碱性和pH。本节的学习也为盐类的水解及电离等知识的教学奠定了基础。教材从实验事实入手，说明水是一种极弱的电解质，存在着电离平衡。由此引出水的电离平衡常数，进而引出水的离子积，并使学生了解到水的离子积是个很重要的常数。 本节课的内容实际上是应用了本书第二章化学平衡原理的知识，探讨了水溶液中离子间的相互作用，内容丰富，理论与实际、知识与技能兼有之；水的电离是对本章第一节课的延续，它的电离过程的分析体现了化学理论的指导意义。 ◆学情分析 通过第一节对《电离平衡》的学习，学生能应用化学平衡理论描述弱电解质在水溶液中的电离平衡，并了解了电离平衡常数，为本节课探究水的电离、水的电离平衡和水的离子积奠定了一定的基础。 ◆教学目标 1.理解酸碱中和滴定的原理和有关计算。 2.初步了解酸碱中和滴定的操作方法。 3.掌握有关酸碱中和滴定的误差分析。 ◆教学重难点 中和滴定实验中所用仪器的名称和使用方法，酸碱滴定曲线，酸碱中和滴定的误差分析。 ◆教学过程 一、导入新课 【提问】现在有一瓶未知浓度的氢氧化钠溶液，你能想出多少种测定其浓度的方法？今天我们就来学习其中的一种方法——酸碱中和滴定。 二、讲授新课 教学环节一：酸碱中和滴定的理论依据 1.定义：利用中和反应，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：n(H+)=n(OH-) 一元酸和一元碱：c(酸)·V(酸)=c(碱)·V(碱) 【思考交流1】酸碱中和滴定实验的关键是什么? 【师生总结1】实验的关键： 第三章水溶液中的离子平衡 第2节水的电离和溶液的酸碱性 我说课的内容是普通高中课程标准实验教科书（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（第1课时）。下面，我将围绕本课“教什么”“怎么教”“为什么这样教”三个问题，从教材分析，教学目标，教学重点和难点，教法和学法，教学过程五个方面加以分析和说明。一、教材分析 本节内容包括水的电离、水的离子积和影响水电离的因素。本节的学习也为盐类的水解及电解等知识的教学奠定基础。教材从实验事实入手，说明水是一种极弱的电解质，存在着电离平衡。由此引出水的电离平衡常数，进而引出水的离子积，并使学生了解水的离子积是个很重要的常数。 本节课的内容实际上是应用了本册数上一章化学平衡原理，探讨了水溶液中离子间的相互作用，内容丰富，理论与实际，知识与技能兼有之；水的电离是对本章第一节课的延续，它的电离过程的分析体现了化学理论的指导意义， 【通过第一节对《弱电解质的电离》的学习，学生已经学会了应用化学平衡理论描述弱电解质在水溶液中的电离平衡，并了解电离平衡常数。这为本节课探究水的电离、水的电离平衡和水的离子积奠定了一定的基础。】 二、教学目标 按照《高中化学新课程标准》的要求，结合学生的实际情况，确定如下三维目标： （1）知识与技能 1.知道水的离子积的含义及表达式； 2.学会溶液中水的离子积的相关简单计算； 3.理解水的电离平衡的影响因素。 （2）过程与方法 1．通过水的离子积的计算，提高学生的有关计算能力； 2．通过对水的电离平衡影响因素的讨论分析，提高学生运用电离平衡基本规律分析问题和解决问题的能力。 （3）情感、态度与价值观 1.从生活出发学化学，体验化学对生活、生产及科技发展的必要性和重要性； 2.由水的电离体会自然界同意的和谐美和“此消彼长”的动态美。 三、重点和难点 根据新课标、教材内容设置及对今后教学的影响，本节课的教学重点是水的离子积、水的离子积的简单计算、水电离平衡的影响因素。难点是水的离子积的简单计算、影响水电离平衡的因素。 四、教法和学法 教法： 教材分析 《课程标准》的要求： 知识与技能： 1、认识水的电离和水的离子积常数，明确水的离子积常数与温度的关系； 2、明确溶液PH的意义以及c（H+），PH与溶液酸碱性的关系，了解PH的应用。 过程与方法： 1、培养学生归纳知识，总结知识的能力； 2、培养学生对知识点迁移能力及分析问题、解决问题的能力。 情感态度与价值观： 通过水的离子积和溶液酸碱性等内容的教学，对学生进行矛盾的对立统一、事物间的相互关系和相互制约等辨证唯物主义观点的教育 教学同步教学课程内容在《课程标准》和单元中的地位和作用： 本节内容包括水的电离、水的离子积、水的pH。只有认识水的电离平衡及其移动，才能从本质上认识溶液的酸碱性和pH值。本节的学习也为盐类的水解及电解等知识的教学奠定基础。 教材从实验事实入手，说明水是一种极弱的电解质，存在着电离平衡。由此引出水的电离平衡常数，进而引出水的离子积，并使学生了解水的离子积是个很重要的常数。在25℃时，Kw = 1.0×10-14，这是本节教学的重点之一。 本节教学的另一个重点是使学生了解在室温时，不仅是纯水，就是在酸性或碱性稀溶液中，其浓度与浓度的乘积总是一个常数。使学生了解在酸性溶液中，不是没有OH-，而是其中的c(H+)＞c(OH－) ；在碱性溶液中，不是没有H+，而是其中的c(H+)＜c(OH－) ；在中性溶液中，并不是没有H+和OH-，而是c(H+)=c(OH－) 。使学生了解溶液中c(H+)和c(OH－)的关系，了解溶液酸碱性的本质。 教材编写的意图和特点（意图与目标；特色与创新）： 一、水的电离：《水的电离和溶液的酸碱性》一节内容，以酸碱在水溶液中的存在形式，引出水的存在形式：水除了以水分子的形式存在，还会发生微弱电离，生成H+、OH－。以前面所学的弱电解质的电离平衡常数为学习基础，从而引入新的概念：水的的离子积Kw ,进而探究水的离子积的影响因素—温度。逐渐由已学知识系统，建立起更深广的知识系统。 二、溶液酸碱性与pH：《思考与交流》，通过利用前面所学化学平衡移动，判断溶液的酸碱性，突显溶液的酸碱性的判断本质：c(H+)=c(OH－) –中性；c(H+)＞c(OH－)—酸性；c(H+)＜c(OH－)—碱性。紧接着是pH的计算，知识点连接紧凑，安排合理，条理清楚。 水的电离和溶液的pH （第1课时） 高中化学选择性必修1第三章第二单元学习目标 1.了解水是一种弱电解质，认识水的电离平衡及其影响因素。 2.了解水的离子积常数的含义和影响因素。 3.认识pH与溶液的酸碱性的关系，初步掌握测定溶液pH的方法，能进行pH的简单计算。 情境导入 研究小组同学将1 mL 1×10-5 mol/L的盐酸，稀释至1000 mL，他们认为溶液中氢离子浓度将变为原来的1/1000，是这样吗？初中时同学们曾测量过pH，知道pH能表示溶液的酸碱性，查教科书后得知pH是c(H+)的负对数，即pH等于-lg c(H+)。 氢离子浓度是指溶液中总的氢离子浓度，他们认为稀释前溶液的pH为5，稀释后将变为8，令人不解的是稀释后溶液的pH并不是8，而是小于7，也就是说稀释后溶液中氢离子浓度大于1×10-7 mol/L，那么多出来的氢离子从何而来呢？有同学想到，溶液体系中包含溶质和溶剂水，猜想多出的氢离子来自于水，即水发生了电离。 学习任务 【任务一】寻找证明水的电离很微弱的证据 【任务二】探究影响水电离平衡的因素 【任务三】分析溶液的酸碱性 学习活动 【任务一】寻找证明水的电离很微弱的证据 1.水的导电性实验 【活动设计】 【实验活动】水的导电性实验： 现象： 【资料】 【问题】 1.纯水中究竟存在哪些微观粒子？ 2.如何通过实验证明这些粒子的存在？ 【分析】 精确的电导性实验表明，纯水大部分以H2O分子的形式存在，但其中也存在着极少量的离子。 【结论】纯水能发生微弱的电离。 【设计意图】 学生通过水的导电性实验，结合具体问题的解决，切身体会水的电离特点，得出纯水能发生微弱的电离的结论，由此初探水的电离。引导学生以科学的态度、严谨的思维分析水能否电离以及程度的强弱。 2.测定纯水的pH（常温） 【活动设计】 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,明白溶液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:２H2ＯH３O+＋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。 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KＷ表示。即KＷ=c(H+)·ｃ(ＯH―)。25℃时,c(H+)=(ＯH―)=10―７moｌ·L―1。２5℃时,K W＝１×１0―14、 要点诠释:①ＫW与温度有关,随温度升高而逐渐增大。25℃时K W=１×10-14,100℃时KＷ=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―)估计不同,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+直截了当作用,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 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―7ｍoｌ/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―,只是其浓度估计相同或不同。 (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―),就能够通过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―1２mol·Ｌ―1;０。0１mｏl·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＝—lgｃ(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―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。 常温下,溶液酸碱性与pＨ的关系如图所示: 3。溶液酸碱性判定规律。 (１)ｐH相同的酸(或碱),酸(或碱)性越弱,其物质的量浓度越大。 (２)pＨ相同的强酸和弱酸溶液,加水稀释相同的倍数,则强酸溶液pH变化大;碱也如此。 (3)酸与碱的pH之和为１4,等体积混合。 ①若为强酸与强碱,则pH=7; ②若为强酸与弱碱,则pH＞７; ③若为弱酸与强碱,则ｐH＜7。 (4)等体积强酸(ｐH1)和强碱(pH2)混合。 ①若二者pH之和为１4,则溶液呈中性,ｐＨ=7; ②若二者ｐH之和大于14,则溶液呈碱性; ③若二者pH之和小于1４,则溶液呈酸性、高考化学讲义水的电离和溶液的酸碱性(含解析)
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