水的电离与水的离子积常数1.水的电离
水是极弱的电解质，水的电离方程式为
＋－
或 H2O
＋－
。H2O＋ H2OH 3O＋ OH H＋ OH
2.水的离子积常数
K w＝ c(H ＋ ) ·c(OH － )。
(1)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。
3.影响水电离平衡的因素
填写外界条件对水电离平衡的具体影响
体系变化
平衡移动方向K w
－＋水的电离程度
条件
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 2CO3正不变增大增大减小可水解的盐
NH 4Cl正不变增大减小增大
升温正增大增大增大增大温度
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)温度一定时，水的电离常数与水的离子积常数相等(× )
＋－ 6－ 1
(2)100 ℃的纯水中 c(H )＝1× 10mol L·，此时水呈酸性 (×)
(3)在蒸馏水中滴加浓H 2SO4， K w不变 (× )
(4)NaCl 溶液和 CH3COONH 4溶液均显中性，两溶液中水的电离程度相同(× )
(5)室温下， 0.1 mol
－－
1的 NaOH 溶液中水的电离程度相等 (√ ) L·1的 HCl 溶液与 0.1 mol ·L
(6)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 (√ )
1.K w＝ c(H＋ ) ·c(OH － )中， H＋和 OH －一定由水电离出来的吗？
答案不一定，如酸溶液中H ＋由酸和水电离产生，碱溶液中OH －由碱和水电离产生，只要
是水溶液必定有
H ＋ 和 OH －
，当溶液浓度不大时，总有
K w ＝ c(H ＋) ·c(OH －
)
2.25 ℃， pH ＝ 3 的某溶液中， H 2O 电离出的 ＋
浓度为多少？
H
答案 (1) 若为水解呈酸性的盐溶液，促进水的电离，由水电离出的
c ＋
－ 3
－ 1
水 (H
)＝ 1× 10 mol L ·
。
K w
－ 14
(2)若为酸，抑制水的电离，由水电离出的
＋
－
＝
1× 10
mol ·L － 1
＝
c 水 (H )＝ c(OH
)＝
c H ＋
－ 3
1× 10
1× 10 － 11
－ 1
。
mol ·L
题组一 影响水电离平衡的因素及结果判断
1.25 ℃时，相同物质的量浓度的下列溶液：① NaCl ②NaOH
③ H 2SO 4
④ (NH 4)2SO 4，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＞②＞①＞④
答案 C
解析
②③ 分别为碱、酸，抑制水的电离；
④ 中 NH 4＋
水解促进水的电离， ① NaCl 不影响水
的电离。
2.25 ℃时，某溶液中由水电离产生的 c(H ＋
)和 c(OH －
)的乘积为 1× 10
－
18
，下列说法正确的是
()
A. 该溶液的 pH 可能是 5
B.此溶液不存在
C.该溶液的 pH 一定是 9
D.该溶液的 pH 可能为 7
答案 A
解析
由题意可知该溶液中由水电离产生的
＋
－
－9
－ 1
c(H )＝ c(OH )＝ 1× 10 mol ·L ，该溶液中水 的电离受到抑制，可能是酸溶液，也可能是碱溶液。若为酸溶液，则 pH ＝ 5；若为碱溶液，
则 pH ＝ 9，故 A 项正确。
3.(2018 北·京东城区质检 )如图表示水中 ＋
)和 c(OH －
c(H )的关系，下列判断错误的是 ()
＋ －
A. 两条曲线间任意点均有 c(H ) ·c(OH )＝K w
B. M 区域内任意点均有 ＋
－
c(H ) ＜ c(OH )
C.图中 T 1＜ T 2
D.XZ 线上任意点均有 pH ＝ 7
答案 D
解析由水的离子积的定义知两条曲线间任意点均有
＋－
c(H ) ·c(OH)＝ K w，A 项正确；由图中
纵横轴的大小可知M 区域内任意点均有c(H＋ )＜ c(OH －)， B 项正确；温度越高，水的电离程
度越大，电离出的c(H ＋ )与 c(OH － )越大，所以 T2＞T1， C 项正确； XZ 线上任意点都有 c(H ＋ )
－＋－－
1时，才有 pH＝ 7，D 项错误。
＝ c(OH )，只有当c(H)＝ 107 mol L·
正确理解水的电离平衡曲线
(1)曲线上任意点的K w都相同，即c(H ＋ ) ·c(OH － )相同，温度相同。
(2)曲线外的任意点与曲线上任意点的K w不同，温度不同。
(3)实现曲线上点之间的转化需保持温度不变，改变酸碱性；实现曲线上点与曲线外点之间的
转化一定得改变温度。
题组二水电离出的 c(H＋ )或 c(OH － )的定量计算
4.(2018 韶·关模拟 )已知 NaHSO 4在水中的电离方程式为
＋＋2
－
。某温度NaHSO 4===Na＋H＋ SO4
下，向 c(H ＋)＝ 1× 10－ 6mol ·L－1的蒸馏水中加入NaHSO4晶体，保持温度不变，测得溶液的
＋－ 2－1
。下列对该溶液的叙述不正确的是()
c(H)＝ 1× 10 mol L·
A. 该温度高于 25 ℃
＋
的浓度为 1× 10－－
B. 由水电离出来的 H10 mol L·1
C.加入 NaHSO4晶体抑制水的电离
D.取该溶液加水稀释100 倍，溶液中的
－
c(OH )减小
答案D
解析
－ 6－ 6
1× 10
－ 12
，温度高于 25 ℃；B、C 项， NaHSO 4电离出A 项， K w＝ 1× 10 × 1×10 ＝
的 H抑制 H2O 电离，c(H+)H O＝ c(OH ) ＝ 1× 1010mol L·1； D 项，加 H2O 稀释， c(H )减
＋－－－＋
2
小，而 c(OH － )增大。
5.(2018 长·沙市雅礼中学检测 )25℃时，在等体积的①pH ＝0的 H2SO4溶液、② 0.05 mol·L －1
的Ba(OH) 2溶液、③ pH ＝ 10 的 Na2S 溶液、④ pH＝ 5 的 NH 4NO 3溶液中，发生电离的水的物
质的量之比是 ()
A.1 ∶ 10∶1010∶109
B.1∶ 5∶ (5× 109)∶ (5× 108)
C.1∶ 20∶ 1010∶ 109
D.1 ∶ 10∶104∶109
答案A
解析H 2SO4与 Ba(OH) 2抑制水的电离，Na 2S 与 NH 4NO 3促进水的电离。 25 ℃时， pH ＝ 0 的
－ 14
H2SO4溶液中： c(H 2O)电离＝ c(OH －10－ 1－ 14－ 1－ 1
的 Ba(OH) 2 )＝100mol ·L＝ 10mol L·；0.05 mol ·L
－14
＋
)＝ 10
－1
－13
－ 1
溶液中： c(H 2O)电离 ＝ c(H 0.1 mol ·L ＝ 10 mol L · ；pH ＝ 10 的 Na 2S 溶液中： c(H 2O)电离
－ － 4
－ 1
＋ － 5 －1
。它
＝ c(OH )＝ 10 mol L · ； pH ＝ 5 的 NH 4NO 3 的溶液中： c(H 2O)电离 ＝ c(H )＝ 10 mol ·L 们的物质的量之比为
10－14∶ 10－ 13∶10－ 4∶10－
5＝1∶ 10∶ 1010∶ 109，故 A 正确。
水电离的 c(H ＋ )或 c(OH －
)的计算技巧 (25 ℃时 )
＋
－ － 7 － 1
(1)中性溶液： c(H )＝ c(OH
) ＝1.0× 10
mol ·L 。
(2)酸或碱抑制水的电离，水电离出的
c(H ＋
)＝ c(OH －
)＜ 10
－ 7
mol ·L － 1
，当溶液中的 c(H ＋
)＜
10 －
－
＋
＋
－
－
1
时，就用 10－
14 除以
7 mol ·L 1
时就是水电离出的 c(H )；当溶液中的 c(H )＞10
7
mol L · 这个浓度即得到水电离的
c(H ＋
)。
(3)可水解的盐促进水的电离，
＋
－ － 7 mol － 1
＋
水电离的 c(H )或 c(OH )均大于 10
·L 。若给出的 c(H )
＞ 10－ 7 mol ·L －1 ，即为水电离的 c(H ＋)；若给出的 c(H ＋
)＜ 10 －7
mol ·L －1 ，就用 10－
14 除以这个
浓度即得水电离的 c(H ＋
)。
题组三
酸碱中和反应过程中水电离
c(H
＋ )变化分析
6.常温下，向 20 mL 0.1 mol
－1
＋
L ·氨水溶液中滴加盐酸，
溶液中由水电离出的 c(H )随加入盐酸
体积的变化如图所示。则下列说法正确的是
(
)
A.b 、 d 两点为恰好完全反应点
＋ － )
B.c 点溶液中， c(NH 4 )＝c(Cl
C.a 、b 之间的任意一点： c(Cl
－
＋
＋
)＞ c(OH －
) ＞c(NH 4 )， c(H )
－
K 约为 1× 10 －
D.常温下， 0.1 mol L ·1 氨水的电离常数 5
答案 D
解析
向氨水中逐滴加入盐酸，水的电离程度由小逐渐变大，后又逐渐减小；
b 点表示过量
氨水的电离与
NH 4＋
的水解程度相互
“ 抵消 ” ；随着 NH 4＋
的水解占优势， c 点 NH 4＋
的水解程度
达到最大， 也是恰好反应点； 再继续加入盐酸， 盐酸过量抑制水的电离。
根据以上分析可知，
＋
＋ －
b 点氨水过量， d 点盐酸过量， A 项错误；
c 点溶质是 NH 4Cl ，因 NH 4 水解，故 c(NH 4 )＜c(Cl )，
B 项错误； a 、 b 之间氨水电离占优势，
－
＋
＋
－
c(Cl ) ＜c(NH 4 )， c(H )＜c(OH )， C 项错误； a 点，
＋
－
－1
－ 1
－ 1
溶液中 c(NH 4 )≈c(OH )， c(NH 3·H 2O)＝ 0.1 mol L · －0.001 mol ·L ≈ 0.1 mol ·L ，则氨水的
c NH 4 ·c OH
10
－ 3× 10
－ 3
－ 5
＋ －
电离常数 K ＝
c NH 3·H 2O
＝
0.1
＝ 10 ，D 项正确。
7.(2018 石·家庄一模 )常温下，向 20.00 mL 0.1 mol －1
溶液中滴入 － 1
L ·HA 0.1 mol L · NaOH 溶液，
＋
溶液中由水电离出的氢离子浓度的负对数
[－ lg c 水 (H )] 与所加 NaOH 溶液体积的关系如图所
示，下列说法中不正确的是
( )
－ 5
A. 常温下， K a (HA) 约为 10
B.M 、P 两点溶液对应的 pH ＝ 7
C.b ＝ 20.00
D.M 点后溶液中均存在 ＋
－
c(Na )＞c(A )
答案
B
1
HA
11
mol ·L 1
，根据
解析
0.1 mol ·L
溶液中，－ lg c 水 (H
)＝ 11， c 水
(H )＝ c 水 (OH
)＝ 10
－
＋
＋
－
－
－
常温下水的离子积求出溶液中
＋
K w
－
＝10 － 3
－ 1
＋
＋A －
＋
－
c(H )＝
mol L ·
，HA
H
，c(H
)＝ c(A )
c 水 (OH
)
＋
－
－6
＝ 10－
3 mol ·L －1 ，K a (HA) ＝
c(H
) ·c(A )＝ 10
＝ 10－
5， A 项正确； N 点水电离出的
H ＋
浓度最
c(HA) 0.1
大，说明 HA 与 NaOH 恰好完全反应生成 NaA ，P 点溶质为 NaOH 和 NaA ，溶液显碱性，即
P 点 pH 不等于 7，B 项错误； 0～ b 段水的电离程度逐渐增大， 当达到 b 点时水的电离程度达
到最大，即溶质为
NaA ，说明 HA 和 NaOH 恰好完全反应，
b ＝ 20.00，C 项正确； M 点溶液
pH ＝ 7，根据溶液呈电中性，存在 ＋
－
＋
－
c(Na )＝ c(A )，M 点后， c(Na )＞ c(A )，D 项正确。
考点二 溶液的酸碱性和 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。
＋
－
(1)酸性溶液： c(H )>c(OH )，常温下， pH<7 。 (2)中性溶液： c(H ＋
)＝ c(OH －
) ，常温下， pH ＝ 7。
＋
－
(3)碱性溶液： c(H )
2.pH 及其测量
＋
(1)计算公式： pH ＝－ lg c(H )。
(2)测量方法
① pH 试纸法
用镊子夹取一小块试纸放在洁净的玻璃片或表面皿上，
用玻璃棒蘸取待测液点在试纸的中央，
变色后与标准比色卡对照，即可确定溶液的
pH 。
② pH 计测量法
(3)溶液的酸碱性与 pH 的关系
常温下：
3.溶液 pH 的计算
(1)单一溶液的 pH 计算
强酸溶液：如 H n A ，设浓度为
－1
， c(H ＋
－ 1
＝－ lg c(H ＋
c mol L · )＝ nc mol L · ， pH )＝－ lg ( nc)。
－ 14
强碱溶液 (25 ℃ )：如 B(OH) n ，设浓度为 c mol ·L － 1， c(H ＋
)＝ 10
mol ·L － 1， pH ＝－ lg c(H ＋
)
nc ＝ 14＋lg ( nc)。
(2)混合溶液 pH 的计算类型
①两种强酸混合：直接求出
＋
＋
c H ＋
1 V 1＋ c H ＋
2V 2
。
c(H )混，再据此求 pH 。 c(H
)混＝
V 1＋ V 2
②两种强碱混合：先求出 c(OH － ) 混 ，再据 K w 求出 c(H ＋ ) 混 ，最后求 pH 。 c(OH －
) 混 ＝
c OH －
1V 1＋c OH －
2V 2
。
V 1＋V 2
③强酸、强碱混合：先判断哪种物质过量，再由下式求出溶液中 H ＋
或 OH －
的浓度，最后求
pH 。
＋
－
c(H ＋)混或 c(OH － )混 ＝
|c H
酸
V 酸
－ c OH 碱
V 碱
|。
V ＋V
碱
酸
(1)任何温度下，利用
H ＋ 和 OH －
浓度的相对大小均可判断溶液的酸碱性
(√ )
＋
－ 7
－
1
(2)某溶液的 c(H )＞10
mol L · ，则该溶液呈酸性 (×)
(3)pH 减小，溶液的酸性一定增强 (× )
－ 12
－1
－1
的 NaOH 溶液的 pH ＝
(4)100 ℃时 K w ＝ 1.0× 10 ，0.01 mol ·L 盐酸的 pH ＝2，0.01 mol ·L 10(√ )
(5)用蒸馏水润湿的
pH 试纸测溶液的 pH ，一定会使结果偏低 ( × )
(6)用广范 pH 试纸测得某溶液的
pH 为 3.4(× )
(7)用 pH 计测得某溶液的 pH 为 7.45(√ )
＋ －
(1)溶液呈现酸、碱性的实质是 c(H )与 c(OH )不相等，不能只看 pH ，一定温度下 pH ＝ 6 的
溶液可能显中性，也可能显酸性，应注意温度。
(2)使用 pH 试纸时不能用蒸馏水润湿。
(3)广范 pH 试纸只能测出pH 的整数值。
1.1 mL pH ＝ 9 的 NaOH 溶液，加水稀释到10 mL ， pH ＝ ___________；加水稀释到100 mL ，pH________7 。
答案 8接近
2.常温下，两种溶液混合后酸碱性的判断(在括号中填“酸性”“碱性”或“中性”)。
(1)相同浓度的 HCl 和 NaOH 溶液等体积混合 ()
(2)相同浓度的 CH 3COOH 和 NaOH 溶液等体积混合 ()
(3)相同浓度的 NH 3·H 2O 和 HCl 溶液等体积混合 ()
(4)pH ＝2 的 H2SO4和 pH＝ 12 的 NaOH 溶液等体积混合 ()
(5)pH ＝3 的 HCl 和 pH＝ 10的 NaOH 溶液等体积混合 ()
(6)pH ＝3的 HCl 和 pH＝ 12的 NaOH 溶液等体积混合 ()
(7)pH ＝2的 CH 3COOH 和 pH ＝ 12 的 NaOH 溶液等体积混合 ()
(8)pH ＝2的 H2SO4和 pH＝ 12 的 NH 3·H2O 等体积混合 ()
答案 (1) 中性 (2) 碱性 (3)酸性 (4) 中性 (5)酸性(6) 碱性(7) 酸性 (8)碱性
1.稀释规律
酸、碱溶液稀释相同倍数时，强电解质溶液比弱电解质溶液的pH变化幅度大，但不管稀释
多少倍，最终都无限接近中性。
2.酸碱混合规律
(1)等浓度等体积一元酸与一元碱混合的溶液——“谁强显谁性，同强显中性”。
(2)25 ℃时，等体积 pH 之和等于 14 的一强一弱酸碱混合溶液——“ 谁弱谁过量，谁弱显谁性”。
(3)强酸、强碱等体积混合(25 ℃时)
①pH 之和等于 14 呈中性；
② pH 之和小于 14 呈酸性；
③ pH 之和大于 14 呈碱性。
题组一有关 pH 的简单计算
1.按要求计算下列溶液的pH( 常温下，忽略溶液混合时体积的变化)：
－ 1
溶液 ( 已知 CH 3COOH 的电离常数K a＝1.8× 10－5
(1)0.1 mol L ·的 CH3COOH)。
－ 1
的 NH 3·H 2O(NH 3·H 2O 的电离度 α＝ 1%，电离度＝ 已电离的弱电解质浓度
(2)0.1 mol ·L 弱电解质的初始浓度
× 100%) 。
(3)pH ＝2 的盐酸与等体积的水混合。
(4)常温下，将
－
－
1
硫酸溶液等体积混合。
0.1 mol L ·1 氢氧化钠溶液与 0.06 mol ·L (5)25 ℃时， pH ＝3 的硝酸和 pH ＝ 12 的氢氧化钡溶液按照体积比为 9∶1 混合。
答案 (1)2.9
(2)11
(3)2.3 (4)2 (5)10
解析
(1)CH 3 COOH
CH 3
－
＋
COO ＋ H c(初始 )
－
1
0.1 mol L ·
c(电离 )
＋
＋
)
c(H ＋
c(H )
c(H
)
c(平衡 )
＋
＋
)
c(H ＋
0.1－c(H )
c(H
)
c 2 H ＋
则 K a ＝
＋ ＝ 1.8×10 － 5
0.1－ c H
＋
－ 3 － 1
，
解得 c(H )≈1.3× 10 mol ·L
所以 pH ＝－ lg c(H ＋
)＝－ lg (1.3 × 10 －3 )≈ 2.9。
(2)
NH 3·H 2O
－
＋
＋
OH NH 4 c(初始 )
－ 1
0.1 mol L ·
c(电离 ) 0.1× 1%
0.1× 1%
0.1× 1%
－ 1
－ 1
－1
mol ·L
mol ·L
mol ·L
则 c(OH －
)＝ 0.1×1% mol ·L － 1
－3
－ 1
＝ 10 mol ·L
c(H )＝ 10
11 m ol ·L
1
，所以 pH ＝ 11。
＋
－ －
－ 2
＋
10
－1
(3)c(H )＝ 2
mol ·L
－ 2
pH ＝－ lg 10 ＝ 2＋ lg 2 ≈ 2.3。 2
(4)0.1
－ 1
－
－ 1
－ 1
的硫酸溶液中
mol ·L NaOH 溶液中 c(OH
)＝ 0.1 mol ·L ,0.06 mol ·L 0.06
mol ·L － 1× 2 ＝ 0.12 mol ·L －
1 ，二者等体积混合后溶液呈酸性，混合溶液中
－ 1
－1
0.12 mol L · － 0.1 mol ·L
－ 1
＝ 2。
2
＝0.01 mol ·L ，则 pH ＝－ lg 0.01
＋
c(H )＝
－14
＋
－3 －1
－
)＝
10
－ 1
(5)pH ＝3 的硝酸溶液中 c(H
)＝10 mol ·L ，pH ＝12 的 Ba(OH) 2 溶液中 c(OH
－12
mol ·L
10
＝ 10－
2 －
1
，二者以体积比 9∶ 1 混合， Ba(OH) 2 过量，溶液呈碱性，混合溶液中
c(OH －
mol ·L )
10－ － 1× 1－ 10 － －
＝ 2 mol ·L 3 mol L · 1
× 9 10 － 4 － 1
9＋ 1
＝ 1×
mol L ·
K w
－ 14
＋
1× 10
mol ·L － 1
－ 10
－1
则混合后 c(H
)＝
－ ＝
－ 4
＝ 1× 10
mol ·L
c OH
1× 10
故 pH ＝－ lg 10 －10
＝ 10。
2.根据要求解答下列问题 (常温条件下 )：
(1)pH ＝5 的 H 2SO 4 溶液，加水稀释到 500 倍，则稀释后
2－
＋
c(SO 4 ) 与 c(H )的比值为 _____。
(2)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 等于 12，则原
溶液的浓度为 ______________________________________________________________ 。
(3)在一定体积 pH ＝ 12 的 Ba(OH) 2 溶液中，逐滴加入一定物质的量浓度的 NaHSO 4 溶液，当
溶液中的
Ba 2＋
恰好完全沉淀时，溶液
pH ＝ 11。若反应后溶液的体积等于
Ba(OH) 2 溶液与
NaHSO 4 溶液的体积之和，则 Ba(OH) 2 溶液与 NaHSO 4 溶液的体积比是 ________。
(4)将 pH ＝ a 的 NaOH 溶液 V a L 与 pH ＝b 的稀盐酸 V b L 混合，若所得溶液呈中性，且 a ＋b
＝ 13，则
V a
＝ ______。
V b
答案
(1) 1
10
－1
(2)0.05 mol L · (3)1∶ 4 (4)10
－ 5
－ 5
解析
2－10
mol ·L － 1
，稀释后
2－ 10
mol ·L －1
＝10
－ 8
－ 1
(1) 稀释前 c(SO 4
)＝
2
c(SO 4 ) ＝
mol L · ，
2×500
－ 7
－ 1
2－ 10
－ 8 mol
－ 1
＋
，所以 c SO 4
·L
。
c(H )稀释后接近 10 mol L ·
＋
≈
－ 7
mol － 1＝ 1
c H 10
·L
10
3c － 2c － 1 －1 。 (2)
5 ＝ 0.01 mol ·L ， c ＝0.05 mol ·L
(3)设氢氧化钡溶液体积为
V 1 L ，硫酸氢钠溶液的体积为
V 2 L ，依题意知， n(Ba 2＋
)＝ n(SO 42－
)，
由 Ba(OH) 2 ＋NaHSO 4 ===BaSO 4↓＋ NaOH ＋ H 2O 知，生成的氢氧化钠的物质的量为
n(NaOH)
－ 2
＝ n[Ba(OH) 2] ＝ 0.5×10
－ 2 V 1 mol ，
0.5× 10
V mol ＝1×10
3
mol L ·
1，则 V 1∶ V 2＝ 1∶ 4。
－
－
V 1＋ V 2 L
－
a －
14
－1
，pH ＝ b 的稀盐酸中 ＋
－ b
－ 1
(4)pH ＝a 的 NaOH 溶液中 c(OH
) ＝10
mol L · c(H )＝ 10 mol ·L ，
根据中和反应
＋
V a ＝ c H － ＝ V b c OH
H ＋
＋ OH －
===H 2O ，知 c(OH － ) ·V a ＝c(H ＋
) ·V b
10 － b － 1
V a
－ mol ·L －
14－ (a ＋ b)
10 a 14 mol L · 1＝ 10
， a ＋ b ＝13，则 V b ＝10。
溶液 pH 计算的一般思维模型
题组二 pH 概念的拓展应用
－ 1
3.(2018 南·阳等六市联考 )某温度下，向一定体积 0.1 mol L · 的氨水中逐滴加入等浓
度的盐酸，
溶液中 pOH[pOH ＝－ lg c(OH －
)] 与 pH 的变化关系如下图所示。下列说法不正确的是
(
)
A.M 点和 N 点溶液中
H 2O 的电离程度相同
＋
－
B.Q 点溶液中， c(NH 4 )＋ c(NH 3·H 2O)＝c(Cl )
C.M 点溶液的导电性小于
Q 点溶液的导电性
＋
D.N 点溶液加水稀释，
c NH 4
变小
c NH 3·H 2O
答案 B
解析
由于 M 点碱过量， N 点酸过量， M 点溶液中氢氧根离子浓度与
N 点溶液中氢离子浓
度相同，对水的电离抑制能力相同，故两点水的电离程度相同，
A 正确； Q 点时 pH ＝ pOH ，
说明溶液呈中性，根据电荷守恒：
＋
＋ －
－
＋ －
c(NH 4 )＋ c(H )＝ c(Cl )＋ c(OH ) ，则 c(NH 4 )＝ c(Cl )， B
错误； M 点溶液中主要溶质为一水合氨，为弱电解质，在溶液中部分电离，溶液中离子浓度
较小， Q 点溶液中溶质主要为氯化铵，为强电解质，溶液中离子浓度较大，故
M 点溶液的导
＋
－
电能力小于 Q 点， C 正确； N 点溶液加水稀释，
K ＝ c NH 4 ·c OH ，温度不变， K 不变，
b c NH 3·H 2O
b
＋
加水稀释氢离子浓度减小，
c(OH －
)增大，所以
c NH 4
变小，故 D 正确。
c NH 3·H 2O
＋
c H
－
。室温下实验
4.(2018 邯·郸一中一模 )若用 AG 表示溶液的酸度， AG 的定义为 AG ＝ lg c OH
－ 1
的氢氧化钠溶液滴定 20.00 mL 0.01 mol － 1
醋酸，滴定过程如图所示，
室中用 0.01 mol ·L ·L 下列叙述正确的是 (
)
A. 室温下，醋酸的电离常数约为
－5
10
B. A 点时加入氢氧化钠溶液的体积为
20.00 mL
＋
)＝ c(CH 3COO －
C.若 B 点为 40 mL ，所得溶液中： c(Na )＋ c(CH 3COOH)
D.从 A 到 B ，水的电离程度逐渐变大 答案 A
＋
＋
解析 室温下，醋酸的
AG ＝lg
c H － ＝7，即 c H － ＝107，而水的离子积 K w ＝c(H ＋ ) ·c(OH － )
c OH
c OH
＝ 10 － 14
＋
) ＝ － 3.5
－ 1
－
＋
，两式联立可知：
c(H 10
mol L · ，而在醋酸溶液中， c(CH 3COO )≈ c(H )＝
－ 3.5
－1
c CH 3COO －
·c H ＋
10 － 3.5
× 10－ 3.5
－ 5
10
mol L · ，故电离平衡常数
K a ＝
3
≈
0.01
＝ 10
，故 A 正确；
c CH COOH
＋
c H ＋
A 点的 AG ＝ lg
c H
＝ 0，即 ＝ 1，则 c(H ＋
－
－
－ )＝ c(OH
)，溶液显中性，而当加入氢氧化
c OH
c OH
钠溶液 20.00 mL 时，氢氧化钠和醋酸恰好完全中和，得到醋酸钠溶液，溶液显碱性，故 B
错误；当 B 点加入 NaOH 溶液 40 mL 时，所得溶液为等浓度的 CH 3 COONa 和 NaOH 的混合
溶液，根据物料守恒可知，
c(Na ＋
)＝ 2[c(CH 3COO －
)＋ c(CH 3COOH)] ，故 C 错误； A 点之后，
当 V(NaOH) ＞ 20 mL 后，水的电离受到抑制，电离程度又会逐渐变小，
D 项错误。
考点三
酸碱中和滴定
1.实验原理
利用酸碱中和反应， 用已知浓度酸 (或碱 )来测定未知浓度的碱 (或酸 ) 的实验方法。 以标准盐酸
滴定待测的 NaOH 溶液，待测的
NaOH 溶液的物质的量浓度为
c(NaOH) ＝
c HCl ·V HCl
。
V NaOH
酸碱中和滴定的关键：
(1)准确测定标准液和待测液的体积；
(2)准确判断滴定终点。
2.实验用品
(1)仪器
图 (A) 是酸式滴定管、图 (B) 是碱式滴定管、滴定管夹、铁架台、锥形瓶。
(2)试剂：标准液、待测液、指示剂、蒸馏水。
(3)滴定管
①构造：“ 0”刻度线在上方，尖嘴部分无刻度。
②精确度：读数可精确到0.01 mL 。
③洗涤：先用蒸馏水洗涤，再用待装液润洗。
④排泡：酸、碱式滴定管中的液体在滴定前均要排出尖嘴中的气泡。
⑤使用注意事项：
试剂性质酸性、氧化性
滴定管
酸式滴定管
原因
氧化性物质易腐蚀橡胶管
碱性碱式滴定管碱性物质易腐蚀玻璃，致使玻璃活塞无法打开
3.实验操作
以标准盐酸滴定待测NaOH 溶液为例
(1)滴定前的准备
①滴定管：查漏→洗涤→润洗→装液→调液面→记录。
②锥形瓶：注碱液→记体积→加指示剂。
(2)滴定
(3)终点判断
等到滴入最后一滴标准液，指示剂变色，且在半分钟内不恢复原来的颜色，视为滴定终点并
记录标准液的体积。
(4)数据处理
按上述操作重复二至三次，求出用去标准盐酸体积的平均值，根据c(NaOH)＝ c HCl ·V HCl
V NaOH 计算。
4.常用酸碱指示剂及变色范围
指示剂变色范围的 pH
石蕊＜ 5.0红色 5.0～ 8.0 紫色>8.0 蓝色
甲基橙＜ 3.1红色 3.1～ 4.4 橙色>4.4 黄色
酚酞＜ 8.2无色8.2～ 10.0 浅红色>10.0 红色
仪器、操作选项
(1)KMnO 4溶液应用碱式滴定管盛装(× )
(2)用碱式滴定管准确量取20.00 mL 的 NaOH 溶液 (√)
(3)将液面在0 mL 处的 25 mL 的酸式滴定管中的液体全部放出，液体的体积为25 mL( × )
(4)中和滴定操作中所需标准溶液越浓越好，指示剂一般加入2～ 3 mL( × )
(5)中和滴定实验时，滴定管、锥形瓶均用待测液润洗(× )
(6)滴定终点就是酸碱恰好中和的点(× )
(7)滴定管盛标准溶液时，调液面一定要调到“0”刻度 (× )
滴定终点现象判断
(1)用 a mol ·L－1的盐酸滴定未知浓度的NaOH 溶液，用酚酞作指示剂，达到滴定终点的现象
是____________________________________________________________________________ ；若用甲基橙作指示剂，滴定终点的现象是______________________________________ 。
答案滴入最后一滴标准液，溶液由红色变为无色，且半分钟内不恢复红色当滴入最后一滴标准液，溶液由黄色变为橙色，且半分钟内不恢复黄色
(2)用标准碘溶液滴定溶有SO2的水溶液，以测定水中SO2的含量，应选用____________ 作指示剂，达到滴定终点的现象是________________________________ 。
答案淀粉溶液当滴入最后一滴标准液，溶液由无色变为蓝色，且半分钟内不褪色
(3)用标准酸性KMnO 4 溶液滴定溶有SO2的水溶液，以测定水中SO2的含量，是否需要选用
指示剂 ______( 填“是”或“否”)，达到滴定终点的现象是_______________________ 。
答案否当滴入最后一滴酸性KMnO 4溶液，溶液由无色变为紫红色，且半分钟内不褪色(4)用氧化还原滴定法测定TiO 2的质量分数：一定条件下，将TiO 2溶解并还原为 Ti3＋，再用KSCN 溶液作指示剂，用NH 4Fe(SO4)2标准溶液滴定 Ti3＋至全部生成 Ti4＋，滴定 Ti3＋时发生反应的离子方程式为____________________________________________________________ ，达到滴定终点时的现象是____________________________________________________ 。
答案Ti 3＋＋ Fe3＋ ===Ti4＋＋ Fe2＋当滴入最后一滴标准液，溶液变成红色，且半分钟内不褪色
题组一滴定实验中指示剂的选择
1.实验室现有 3 种酸碱指示剂，其pH 变色范围如下：甲基橙： 3.1～ 4.4
石蕊： 5.0～ 8.0
酚酞： 8.2～ 10.0
－
1NaOH 溶液滴定未知浓度的CH 3COOH 溶液，恰好完全反应时，下列叙述
用 0.100 0 mol L·
中正确的是 ()
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
答案D
解析NaOH 溶液和 CH3COOH 溶液恰好完全反应时生成CH 3COONa ，CH 3COO －水解显碱性，而酚酞的变色范围为8.2～ 10.0，比较接近。
2.下列滴定中，指示剂的选择或滴定终点颜色变化有错误的是()
提示： 2KMnO4＋5K 2SO3＋3H 2SO4===6K 2SO4＋2MnSO 4＋3H 2O、I2＋Na2S===2NaI＋S↓选项滴定管中的溶液锥形瓶中的溶液指示剂滴定终点颜色变化
A NaOH 溶液CH 3COOH 溶液酚酞无色→浅红色
B HCl 溶液氨水酚酞浅红色→无色
C酸性 KMnO 4溶液K 2SO3溶液无无色→浅紫红色
D碘水亚硫酸溶液淀粉无色→蓝色
答案B
解析 A 项，锥形瓶中为酸，加入酚酞无色，达到滴定终点，溶液显碱性，溶液变为浅红色，
故现象为无色→浅红色，正确； B 项，锥形瓶中为碱，达到滴定终点，溶液显酸性，应选择
指示剂甲基橙，现象是溶液由黄色变为红色，错误； C 项，高锰酸钾为紫色，滴入高锰酸钾
前溶液无色，到达滴定终点为浅紫红色，故现象为无色→浅紫红色，正确； D 项，碘遇淀粉变蓝色，加入碘前无色，滴加碘反应至终点，碘遇淀粉呈蓝色，正确。
酸碱中和滴定指示剂选择的基本原则
变色要灵敏，变色范围要小，使变色范围尽量与滴定终点溶液的酸碱性一致。
(1)强酸滴定强碱一般用甲基橙，但用酚酞也可以。
(2)滴定终点为碱性时，用酚酞作指示剂。
(3)滴定终点为酸性时，用甲基橙作指示剂。
题组二酸碱中和滴定的操作及误差分析
3.某研究小组为测定食用白醋中醋酸的含量进行如下操作，正确的是()
A.用碱式滴定管量取一定体积的待测白醋放入锥形瓶中
－ 1
B. 称取 4.0 g NaOH 放到 1 000 mL 容量瓶中，加水至刻度，配成 1.00 mol L· NaOH 标准溶液
C.用 NaOH 溶液滴定白醋，使用酚酞作指示剂，溶液颜色恰好由无色变为浅红色，且半分钟
内不褪色时，为滴定终点
D.滴定时眼睛要注视着滴定管内NaOH 溶液的液面变化，防止滴定过量
答案C
解析量取白醋应用酸式滴定管， A 错误； NaOH 的溶解应在烧杯中完成， B 错误；在滴定中操作时眼睛要注视锥形瓶内溶液颜色的变化。
4.中和滴定过程中，容易引起误差的主要是五个方面，请以“用已知浓度的盐酸滴定未知浓
度的 NaOH 溶液”为例，用“偏高”“偏低”或“无影响”填空。
(1)仪器润洗
①酸式滴定管未润洗就装标准液滴定，则滴定结果_____________________________ 。
②锥形瓶用蒸馏水冲洗后，再用待测液润洗，使滴定结果________。
(2)存在气泡
①滴定前酸式滴定管尖嘴处有气泡未排出，滴定后气泡消失，使滴定结果_________。
②滴定管尖嘴部分滴定前无气泡，滴定终点有气泡，使滴定结果________。
(3)读数操作
①滴定前平视滴定管刻度线，滴定终点俯视刻度线，使滴定结果________。
②滴定前仰视滴定管刻度线，滴定终点俯视刻度线，使滴定结果________。
(4)指示剂选择：用盐酸滴定氨水，选用酚酞作指示剂，使滴定结果________。
(5)存在杂质
①用含NaCl杂质的NaOH配制成标准溶液来滴定盐酸，则测定的盐酸浓度将______。
②用含答案Na2O 杂质的
(1)①偏高
NaOH
②偏高
配制成标准溶液来滴定盐酸，则测定的盐酸浓度
(2) ①偏高②偏低(3) ①偏低②偏低
________。
(4) 偏低(5) ①偏高
②偏低
解析(2) ①体积数＝末读数－初读数。滴定管尖嘴部分滴定前有气泡，滴定终点无气泡，读
取的体积数比实际消耗标准溶液的体积大，结果偏高。(3) 仰视读数时，读取的体积数偏大，
俯视读数时，读取的体积数偏小。(4)用盐酸滴定氨水，选用酚酞作指示剂，由于酚酞变色时，溶液呈碱性，盐酸不足，氨水有剩余，消耗盐酸的体积数偏小，结果偏低。(5)用含NaCl杂质的NaOH配制成标准溶液来滴定盐酸，由于NaCl不与盐酸反应，消耗的溶液体积增大，
结果偏高。用含Na 2O 杂质的 NaOH 配制成标准溶液来滴定盐酸，根据中和 1 mol HCl 所需
Na2 O 质量为 31 g，中和 1 mol HCl 所需 NaOH 质量为 40 g，可知中和相同量盐酸时，所需含
Na2 O 的 NaOH 的量比所需纯 NaOH 的量小，结果偏低。
中和滴定的误差分析方法
c 标准·V 标准
来判断。 c(标准 )和 V(待测 )在误差分析时是定值，因此(1)依据公式 c(待测 )＝
V 待测
只需分析使得所耗标准液体积V(标准 )变大或变小的原因即可，V(标准 )变大，则 c(待测 )偏高，
V(标准 )变小，则c(待测 )偏低。
(2)滴定管读数要领
以凹液面的最低点为基准(如图 )
正确读数 (虚线部分 )和错误读数 (实线部分 )
1.正误判断，正确的打“√”，错误的打“×”
(1)用标准 HCl 溶液滴定 NaHCO 3溶液来测定其浓度，选择酚酞为指示剂(× )
(2018 全·国卷Ⅲ， 10B) (2)滴定接近终点时，滴定管的尖嘴可以接触锥形瓶内壁(√ )
(2016 海·南， 8C)
(3)用稀 NaOH 滴定盐酸，用酚酞作指示剂，当锥形瓶中溶液由红色变无色时停止滴定(× )
(2015 广·东理综， 12C)
(4)中和滴定时，滴定管用所盛装的反应液润洗2～3次 (√ )
(2015 江·苏， 7B)
2.(2016 全·国卷Ⅰ， 12)298 K 时，在 20.0 mL 0.10 mol
－1－ 1
的盐酸，L ·氨水中滴入0.10 mol ·L
溶液的 pH 与所加盐酸的体积关系如图所示。
－ 1
氨水的电离度为 1.32%，下列已知 0.10 mol ·L
有关叙述正确的是()
A. 该滴定过程应该选择酚酞作为指示剂
B.M 点对应的盐酸体积为
20.0 mL
C.M 点处的溶液中
＋
－
＋
－ c(NH 4 )＝ c(Cl )＝c(H )＝c(OH )
D.N 点处的溶液中 pH<12 答案 D
解析
A 项，盐酸滴定氨水时， 滴定终点溶液为 NH 4Cl 溶液，呈酸性， 故指示剂应选甲基橙，
错误； B 项，一水合氨属于弱碱，与盐酸正好反应生成 NH 4Cl 时溶液呈酸性，故二者等浓度
反应时，若溶液的
pH ＝ 7，盐酸的体积应小于氨水的体积，即小于
20.0 mL ，错误； C 项，
根据电荷守恒可知溶液中：
c(NH 4＋
)＋c(H ＋
)＝ c(Cl －
)＋ c(OH －
)， M
点溶液的 pH ＝ 7，即 c(H ＋
)
－
＋
－
＋
－
＋ －
＝ c(OH )，则 c(NH 4 )＝ c(Cl )，由于水的电离是微弱的， 故 c(NH 4 ) ＝c(Cl )＞ c(H )＝ c(OH )，
错误； D 项，由图可知， N 点即为 0.10 mol ·L －
1 氨水，由其电离度为 1.32%，可知 0.10 mol ·L －
1
氨水中 c(OH －
－1 11 )＝0.001 32 mol L ·，故该氨水中 3.[2018 全·国卷 Ⅰ ，27(4)]Na 2S 2O 5 可用作食品的抗氧化剂。 在测定某葡萄酒中 Na 2S 2O 5 残留量 时，取 50.00 mL 葡萄酒样品，用 － 10.00 mL 。 0.010 00 mol L · 1 的碘标准液滴定至终点，消耗 滴定反应的离子方程式为 ________________________________________________________ ， 该样品中 Na 2 S 2 O 5 的残留量为 ______g ·L － 1 (以 SO 2 计 )。 答案 S 2O 52－ ＋ 2I 2＋ 3H 2 O===2SO 42－ ＋ 4I － ＋ 6H ＋ 0.128 解析 根据电子、 电荷及质量守恒， 可写出反应的离子方程式为 － － S 2O 52 ＋2I 2＋3H 2O===2SO 42 ＋ 4I － ＋ 6H ＋ 2－ 1 1 － 1 － 3 － 5 ， n(S 2O 5 )＝ 2× n(I 2)＝ × 0.010 00 mol ·L × 10.00 × 10 L ＝ 5× 10 mol ，该样 2 － 1 品中 2 － 的残留量 (以 SO 2 计 )为 5× 10 －5 －1 × 1 000 mL L · － 1 S 2O 5 mol × 2× 64 g mol · 50.00 mL ＝ 0.128 g L · 。 4.[2018 全·国卷 Ⅱ ， 28(3)] 测定三草酸合铁酸钾中铁的含量。 ①称量 m g 样品于锥形瓶中，溶解后加稀 H 2SO 4 酸化，用 c mol ·L － 1 KMnO 4 溶液滴定至终点。 滴定终点的现象是 _________________________________________________________ 。 ②向上述溶液中加入过量锌粉至反应完全后，过滤、洗涤，将滤液及洗涤液全部收集到锥形 瓶中。加稀 H 2SO 4 酸化，用 c mol ·L － 1 KMnO 4 溶液滴定至终点，消耗 KMnO 4 溶液 V mL 。该 晶体中铁的质量分数的表达式为____________________ 。 答案 ①溶液变成粉红色且半分钟内不变色 ② 5cV ×56 × 100% m × 1 000 解析 ① 滴定终点的现象是有粉红色出现且半分钟内不变色。 ② 加入锌粉后将 Fe 3＋ 还原为 Fe 2 ＋ ，再用 KMnO 4 溶液滴定，将 Fe 2＋ 氧化为 Fe 3＋ ， MnO － 4 转化 为 Mn 2＋ ： 2＋ 3＋ － Fe → Fe ～ e MnO － 4 →Mn 2＋ ～5e － 可得关系式： ＋ － 5Fe 2 ～MnO 4 － － 3 已知 n(MnO 4 )＝ cV × 10 mol 则 n(Fe 2＋ )＝ 5cV ×10－ 3 mol 则 m(Fe 2＋ )＝ 5cV × 10－ 3× 56 g 该晶体中铁的质量分数 w (Fe)＝ 5cV × 10 － 3× 56 g m g × 100% ＝ 5cV ×56 × 100%。 m × 1 000 5.[2018 全·国卷 Ⅲ ， 26(2)②改编 ]称取 1.200 0 g 某硫代硫酸钠晶体，用 100 mL 容量瓶配成样 品溶液。取 0.009 50 mol － 1 的 K 2Cr 2O 7 标准溶液 20.00 mL ，硫酸酸化后加入过量 KI ，发生 ·L 反应： Cr 2O 72－ ＋ 6I － ＋ 14H ＋===3I 2＋ 2Cr 3＋ ＋ 7H 2O 。然后用硫代硫酸钠样品溶液滴定至淡黄绿 色，发生反应： I 2－ 2－ ＋ 2I － 。加入淀粉溶液作为指示剂，继续滴定，当溶液 2＋ 2S 2O 3 ===S 4O 6 _________________ ，即为终点。平行滴定 3 次，样品溶液的平均用量为 24.80 m L ，则样品 纯度为 ___________%( 保留 1 位小数 )。 答案 蓝色褪去 95.0 解析 加入淀粉溶液作指示剂，淀粉遇 I 2 变蓝色，加入的 Na 2 S 2 O 3 样品与 I 2 反应，当 I 2 消耗 完后，溶液蓝色褪去，即为滴定终点。 由反应 2 － ＋ 6I － ＋ 14H ＋ 3 ＋ ＋ 7H 2O Cr 2O 7 ===3I 2＋ 2Cr 2－ 2－ ＋ 2I － I 2＋ 2S 2O 3 ===S 4O 6 2－ ～ 3I 2 2－ 得关系式： Cr 2O 7 ～ 6S 2O 3 1 6 － 1 × 0.02 L － 1 × 0.02 L × 6 0.009 50 mol 0.009 50 mol L · L · － 1 ×0.02 L × 6 硫代硫酸钠样品溶液的浓度＝ 0.009 50 mol L · ，样品的纯度为 0.024 8 L 0.009 50 mol － 1 × 0.02 L × 6 － L · × 0.1 L × 248 g ·mol 1 0.024 8 L × 100%＝ 95.0%。 1.200 0 g 6.[2017 全·国卷 Ⅰ ， 26(5)，改编 ] 凯氏定氮法的原理是用浓硫酸在催化剂存在下将样品中有机 氮转化为铵盐， 铵盐经处理后， 通过滴定测量， 已知 NH 3＋ H 3BO 3===NH 3·H 3BO 3；NH 3·H 3BO 3 ＋ HCl===NH 4Cl ＋ H 3BO 3，取某甘氨酸 (C 2H 5NO 2)样品 m 克进行测定， 滴定锥形瓶中吸收液 ( 含 NH 3·H 3BO 3 和指示剂 )时消耗浓度为 c mol ·L － 1 的盐酸 V mL ，则样品中氮的质量分数为 ________% ，样品的纯度≤ ________% 。 答案 1.4cV 7.5cV m m 1.(2018 河·北衡水中学调研 )下列操作会使 H 2O 的电离平衡向正方向移动，且所得溶液呈酸性 的是 ( ) A. 向水中加入少量的CH3COONa B.向水中加入少量的NaHSO 4 C.加热水至100 ℃， pH ＝ 6 D.向水中加少量的明矾 答案D 解析CH 3COO－水解，溶液显碱性；NaHSO4电离出H＋抑制水的电离；100 ℃的水pH ＝6，但 c(H＋ )＝ c(OH －)，是中性； D 项， Al 3＋水解，促进水的电离，溶液显酸性，正确。 2.(2019 成·都质检 )常温下，下列溶液的 pH 最大的是 () A.0.02 mol － 1 氨水与水等体积混合后的溶液L· B.pH ＝2 的盐酸与 pH ＝12 的 NaOH 溶液等体积混合后的溶液 C.0.02 mol － 1 盐酸与 － 1 氨水等体积混合后的溶液L·0.02 mol ·L D.0.01 mol － 1 盐酸与 － 1 氨水等体积混合后的溶液L·0.03 mol ·L 答案A 解析 D 项混合后得到0.01 mol ·L－1氨水和 0.005 mol ·L－1NH 4Cl 的混合溶液，相当于往 A 项溶液中加入 NH 4Cl ，因而 D 的 pH 比 A 的小。 －3.甲、乙、丙、丁四位同学通过计算得出室温下，在pH＝12的某溶液中，由水电离出的c(OH ) 分别为甲： 1.0 × 10－7mol ·L －1；乙： 1.0 × 10－6mol ·L －1；丙： 1.0× 10 －2mol ·L －1；丁： －12－ 1 () 1.0 × 10mol L·。其中你认为可能正确的数据是 A. 甲、乙 B. 乙、丙 C.丙、丁 D. 乙、丁 答案C 解析如果该溶液是一种强碱 (如 NaOH) 溶液，则该溶液的 OH －首先来自于碱 (NaOH) 的电离， ＋ )＝ 1× 10－12－ 1 H ＋ 都来自于水的电离，水电离出相同 水的电离被抑制， c(H mol ·L，所有这些 物质的量的 OH －，所以丁正确；如果该溶液是一种强碱弱酸盐溶液，则该溶液呈碱性是由于 盐中弱酸根水解。水解时，弱酸根离子与水反应生成弱酸和OH－，使溶液中 c(OH －) ＞c(H ＋ )，溶液中的 OH －由水电离所得，所以丙也正确。 4.(2018 泰·安模拟 )常温下，关于溶液稀释的说法正确的是() －1的 Ba(OH)溶液加水到体积为 2 L ， pH ＝ 13 A. 将 1 L 0.1 mol L·2 B.pH ＝3 的醋酸溶液加水稀释到原浓度的1 ， pH ＝5 100 C.pH ＝4 的 H2SO4溶液加水稀释到原浓度的1 ，溶液中由水电离产生的＋ c(H ) 100 － 6－ 1＝ 1× 10mol L· D.pH ＝8 的 NaOH 溶液加水稀释到原浓度的1 ，其 pH ＝ 6 100 答案A 解析 A 项， c(OH －－ 1 1 倍后 c(OH －－ 1 )＝ 0.2 mol L·，稀释) ＝0.1 mol L·，则 pH ＝13，正确； C 项，稀释 100 倍后， H2 SO4的 pH ＝ 6，则水电离的 c＋－ 8－ 1 水(H)＝ 10mol ·L，错误。 5.(2018 山·西重点中学联考 )下列说法不正确的是() A. 常温下，在 －＋ 0.1 mol L·1的 HNO 3溶液中，由水电离出的c(H )＜ K w －－ B. 浓度为 0.1 mol L·1的 NaHCO 3溶液中： c(H 2CO3)＞ c(CO32 ) C.25 ℃时， AgCl 固体在等物质的量浓度的NaCl 、 CaCl 2溶液中溶度积相同 D.冰醋酸中逐滴加水，溶液的导电性、醋酸的电离程度、pH 均先增大后减小 答案D 解析硝酸对水的电离起抑制作用，故由水电离的c(H ＋ )＜ K w，A 正确； NaHCO 3溶液中由－－ 于 HCO 3的水解程度大于其电离程度，故 c(H2CO3 )＞ c(CO32 )，B 正确；溶度积只与温度有关，C 正确；冰醋酸中逐滴加水，溶液的导电性先增大后减小，醋酸的电离程度逐渐增大，pH 先减小后增大， D 不正确。 6.室温时，关于下列溶液的叙述正确的是() A.1.0 × 10－－ 10 －－ 1盐酸的 pH＝ 8 3 mol L·1盐酸的 pH＝ 3,1.0×8mol L· B.pH ＝a 的醋酸溶液稀释一倍后，溶液的pH＝ b，则 a＞ b C.pH ＝12 的氨水和 pH＝ 2 的盐酸等体积混合，混合液的pH＜ 7 D.1 mL pH＝1 的盐酸与100 mL NaOH溶液混合后，溶液的pH＝ 7，则NaOH溶液的pH ＝ 11答案D 解析7，A 盐酸是强酸，则 1.0× 10－3 错误； pH ＝ a 的醋酸溶液稀释 mol ·L－1盐酸的 pH＝ 3，室温下酸性溶液的 1 倍后酸性降低，如果溶液的pH ＝ b，则 pH 不可能大于 a＜ b， B 错误； 氨水是弱碱，pH＝ 12 的氨水和pH＝ 2 的盐酸等体积混合，氨水过量，溶液显碱性，所以混 合液的 pH＞ 7， C 错误； 1 mL pH ＝ 1 的盐酸与100 mL NaOH溶液混合后，溶液的pH＝ 7，这说明盐酸的物质的量与氢氧化钠的物质的量相等，则NaOH 溶液的浓度是0.001 mol ·L－1，所以溶液的pH＝ 11， D 正确。 7.H 2S2O3是一种弱酸，实验室欲用0.01 mol·L －1的 Na2S2O3溶液滴定I2溶液，发生的反应为 I2＋ 2Na2S2O3===2NaI ＋ Na2S4O6，下列说法合理的是() A.该滴定可用甲基橙作指示剂 B.Na 2S2O3是该反应的还原剂 C.该滴定可选用如图所示装置 水的电离和溶液的pH值教学设计Teaching design of water ionization and pH v alue of solution 水的电离和溶液的pH值教学设计 前言：小泰温馨提醒，化学是自然科学的一种，主要在分子、原子层面，研究物质的组成、性质、结构与变化规律，创造新物质。是一门以实验为基础在原子层次上研究物质的组成、结构、性质、及变化规律的自然科学。本教案根据化学课程标准的要求和针对教学对象是 高中生群体的特点，将教学诸要素有序安排，确定合适的教学方案的设想和计划、并以启 迪发展学生智力为根本目的。便于学习和使用，本文下载后内容可随意修改调整及打印。 教学目标了解水的电离和水的离子积； 了解溶液的酸碱性和pH值的关系 掌握有关pH值的简单计算。培养学生的归纳思维能力 及知识的综合应用能力。 通过酸、碱对水的电离平衡的影响的讨论，培养学生运 用所学的电离理论，独立分析问题、解决问题的能力。 通过pH的教学，培养学生的计算能力，并对学生进行 科学方法教育。对学生进行对立统一及事物间相互联系与相互制 约的辩证唯物主义观点的教育。教学建议 教材分析 本节的第一部分重点介绍水的电离和水的离子积常数，是对 上一节电离平衡的具体应用，同时又为接下来学习溶液酸碱性作 必要的准备。一开始，教材根据水有微弱导电性的实验结论，说 明水是极弱的电解质，突出了化学研究以实验事实为依据的原则。然后，应用电离平衡理论，用电离平衡常数推导出水的离子积常 数，使水的离子积常数的概念有了充分的理论依据，也反映了两个常数之间的内在联系，便于学生理解温度、浓度等外界条件对水的离子积常数的影响。 本节的第二部分为溶液的酸碱性和pH。教材首先指出常温下即便是在稀溶液中，水的离子积仍然是一个常数，由此进一步说明c（H+）和c（OH－）的相对大小是决定溶液的酸碱性的根本原因。在具体分析了溶液的酸碱性和c（H+）、c（OH－）的关系之后，结合实际说明了引入pH的必要性，这也为后面讨论pH的范围埋下了伏笔。在给出了pH的表达式之后，教材随即介绍了pH 的简单计算，并在分析计算结果的基础上讨论了溶液的酸碱性和pH的关系，最后强调了pH的应用范围。 从教材编排的看，整节内容环环相扣、层层递进，成为一个前后紧密联系的整体。 教材还安排了“资料”和“阅读”，这不仅可以丰富学生的知识，更有利于培养学生理论联系实际的良好学习习惯。 还应注意的是，根据新的国家标准，教材将“pH值”改称为“pH”。教学中要以教材为准，不可读错。 教法建议 迁移电离平衡理论学习水的电离。可以提出这样的问题“实验证明水也有极弱的导电性，试分析水导电的原因”，以问题引 水的电离、水的离子积常数K w和溶液pH的计算 1.水的电离方程式为：____________________， 水电离时要破坏______________，因此水的电离是_______（填“吸热”或“放热”）过程。 2.根据水的电离方程式，该反应的平衡常数的表达式K=______________。我们把水的电离平衡常数称为水的离子积常数，记为K w。 （1）K w的大小只与________有关，温度越高，水的离子积常数K w越大。 （2）常温下（25℃），水的离子积常数为K w= c(H+)·c(OH—)=10-14。 3.影响水的电离的因素： （1）温度：温度升高，促进（填“促进”或“抑制”）水的电离，K w增大（填“变大”或“变小”）；（2）外加的酸或碱：抑制（填“促进”或“抑制”）水的电离。 4.溶液pH的计算：pH=-lg c(H+)=-lg (K w/c(OH—)) 规律：溶液的酸性越强，溶液的pH越_______；溶液的碱性越强，溶液的pH越_______。 5.大量实验证明：常温下，任何水溶液中，c(H+)·c(OH—)为定值，其大小等于水的离子积常数K w。即常温下，在酸溶液、碱溶液、中性溶液中，同时存在H+和OH—，且c(H+)·c(OH—)=10-14。 6.pH的测定方法： （1）pH试纸法：用干燥的玻璃棒蘸取待测液点在pH试纸中央，试纸变色后，与标准比色卡对比即可确定溶液的pH。 注意： ①pH试纸不能事先润湿，也不能伸入待测液中。 ②用pH试纸测出溶液的pH是1～14的整数，只能粗略测定溶液的pH值。 （2）pH计法：常用pH计精确测量溶液的pH，读数时应保留两位小数。 7.酸碱指示剂的颜色变化： （1）无色酚酞试液遇酸不变色，遇碱变红； （2）紫色石蕊试液遇酸变红，遇碱变蓝； 例1.（影响水电离平衡的因素分析） 1.1.常温下，水的电离达到平衡：H2O H＋＋OH－，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，K w不变 C.向水中加入少量固体醋酸钠，平衡逆向移动，c(H＋)降低 D.将水加热，K w增大，pH不变 B[向水中加入稀氨水，增大了c(OH－)，平衡逆向移动；加入固体NaHSO4，NaHSO4溶于水后电离生成H＋，c(H＋)增大，K w不变；加入醋酸钠，CH3COO－结合水电离出的H＋，使平衡正向移动，c(H＋)降低；将水加热，K w增大，pH减小。] 1.2.常温下，若溶液中由水电离产生的c(OH－)＝1×10－14mol/L，满足此条件的溶液中一定可以大量共存的离子组是（B） A.Al3＋，Na＋，NO－3，Cl－ B.K＋，Na＋，Cl－，NO－3 C.K＋，Na＋，Cl－，Mg2＋ D.K＋，NH＋4，SO2－4，NO－3 例2.（水电离出的OH-或H+ 浓度的计算） （1）常温下，某酸溶液的pH=2，则该溶液由水电离出的c(H+)=_________________； （2）常温下，某碱溶液的pH=12，则该溶液由水电离出的c(H+)=_________________； （3）常温下，某水溶液由水电离出的c(H+)=10－10mol/L，则该水溶液的pH=_________________；解：（1）10-12mol/L （2）10-12mol/L （3）4或10 第三节水的电离和溶液的PH值（第1课时） 班级姓名 一、填空题 1、水是一种（强、弱）电解质，因而任何水溶液中都既有H+又有OH-离子，氯水中的微粒有。 2、25℃时，纯水电离出的[H+]=[OH-]= mol/L，在一定温度下，水电离出的[H+]与[OH-]的乘积是一个常数，我们把它叫做水的常数，用表示。 3、PH值与[H+]关系是。 4、25℃时，往纯水中加入几滴硫酸：⑴水的电离度将，原因是 ；⑵H+浓度将；⑶水的离子积将，原因是。 5、把纯水加热，水的电离度将，H+浓度将；PH值将，原因 是。 二、选择题 6、下列说法正确的是[ C ] A、含有H+的溶液一定是酸性溶液 B、PH大于7的溶液一定是酸性溶液 C、[H+]=[OH-]的溶液一定是中性溶液 D、25℃时，无水乙醇的PH值等于7 7、下列说法正确的是[ D ] A、纯水的PH值一定等于7 B、[H+]大于10-7mol/L的溶液一定是酸性溶液 C、PH=2的溶液中[H+]是PH=1的溶液的两倍 D、[H+]=2×10-7mol/L的溶液可能是中性溶液 8、常温下，0.1mol/L某一元弱碱的电离度为1％，此时该碱溶液的PH [ C ] A、3 B、10 C、11 D、13 9、常温下，某一元弱酸的溶液中，弱酸的电离度为α，溶液的PH值=1-lgα，则该溶液 的初始浓度为[ A ] A、0．1mol/L B、0．01mol/L C、1mol/L D、无法确定 10、有甲乙两种溶液，甲溶液的PH值是乙溶液的两倍，则甲溶液中的[H+]与乙溶液中的[H+] 的关系是[ D ] A、2∶1 B、100∶1 C、1∶100 D、无法确定 11、25℃时，在0．01mol/L的硫酸溶液中，水电离出的[H+]是[ A ] A、5×10-13mol/L B、0．02mol/L C、1×10-7mol/L D、1×10-12mol/L 第二节水的离子积和溶液pH值 [基础知识精析] 复习目标： 1．水的电离平衡和离子积的概念； 2．影响水的电离平衡的因素； 3．溶液的酸碱性和pH的关系； 4．酸碱指示剂及变色范围和变色原理。 5．掌握水的离子积常数及溶液pH值表示的意义； 6．掌握C(H+)、pH值与溶液酸碱性的关系； 7．了解指示剂的变色范围，学会pH值的使用方法； 8．掌握溶液pH值的有关计算。 一、水的离子积是指水达到电离平衡时的离子浓度的乘积。通常把K w叫做水的离子积常数，简称水的离子积，K w只与温度有关。 已知在25℃时，水中的H＋浓度与OH－浓度均为1×10－7 mol·L-1， 所以在25℃时，K w= c(H＋)·c(OH－)=1×10－7×1×10－7=1×10－14。 二、影响水的电离的因素 页：1 1．加入酸或碱，抑制水的电离，K w不变； 2．加入某些盐，促进水的电离，K w不变； 3．电离过程是一个吸热过程，升高温度，促进水的电离，水的离子积增大。 三、溶液的酸碱性和pH值 页：1 1．常温时，由于水的电离平衡的存在，不仅纯水，而且在酸性或碱性的稀溶液中，均存在H＋、OH－，且c（H＋）·c（OH－）=1×10－14。 中性溶液中，c（H＋）=c（OH－）=1×10－7 mol·L-1； 酸性溶液中，c（H＋）＞c（OH－），c（H＋）＞1×10－7 mol·L-1； 碱性溶液中，c（H＋）＜c（OH－），c（H＋）＜1×10－7 mol·L-1。 强调：①含水的稀溶液中，H＋与OH－共存，H＋与OH－的相对多少决定溶液的酸碱性，但二者浓度的积必为常数； ②碱性溶液中的c(H＋)= K w/c（OH－）；同理，酸性溶液中的c(OH－)= K w/ c（H＋）。 说明：当我们表示很稀的溶液时，如，c（H＋）=1×10－7 mol·L-1，用c（H＋）或c（OH－）表示溶液的酸碱性很不方便。 2．溶液的pH pH=-lg｛c（H＋）｝ 强调：①c（H＋）=m×10－n mol·L-1，PH=n－lgm。 pH只适用于C(H+)≤1 mol/L或C(OH－)≤1 mol/L的稀溶液，即pH取值范围为0 ~ 14，当C(H+)> 1 mol/L或C(OH－)> 1 mol/L 反而不如直接用C(H+)或C(OH－)表示酸碱度方便。 常温下溶液酸碱性与pH的关系 页：1 水的电离和溶液的pH 教学设计方案 课题：水的电离和溶液的pH 值 重点：水的离子积，)(H +c 、pH 与溶液酸碱性的关系。 难点：水的离子积，有关pH 的简单计算。 教学过程 引言： 在初中我们学习了溶液的酸、碱度可用pH 值表示，这是为什么呢？为什么可以用pH 表示溶液的酸性，也可以表示溶液的碱性？唯物辩证法的宇宙观认为：“每一事物的运动都和它周围的其他事物相互联系着和相互影响着。”物质的酸碱性是通过水溶液表现出来的，所以，先研究水的电离。 1．水的电离 ［实验演示］用灵敏电流计测定纯水的导电性。 现象：灵敏电流计指针有微弱的偏转。 说明：能导电，但极微弱。 分析原因：纯水中导电的原因是什么？ 结论：水是一种极弱电解质，存在有电离平衡： O H O H 22+-++OH O H 3 O H 2-++OH H 在25℃时，1L 纯水中（即55.56mol/L ）测得只有mol/L 1017 -?的O H 2发生电离。 （1）请同学生们分析：该水中)(H + c 等于多少？)(OH - c 等于多少？)(H + c 和)(OH - c 有什么关系？ ①mol/L 101)H (7 -+ ?=c ②mol/L 101)OH (7 -- ?=c ③mol/L 101)(OH )H (7 -- + ?==c c （2）水中 mol/L 101)(OH )H (7--+?=?c c 147101mol/L 101--?=? 这个乘积叫做水的离子积，用w k 表示。 14w 101)(OH )H (--+?=?=c c k （3）请同学从水的电离平衡常数推导水的离子积K 。 03. 水的电离及离子积常数 一、知识梳理 O H＋＋OH－ 1、水的电离方程式：H 2、水电离特点：（1）可逆（2）吸热（3）极弱 3、水的离子积：K W =[H+]·[OH－] 25℃时, [H+]=[OH－] =10－7mol·L－1；K W =[H+]·[OH－] = 1×10－14mol２?L－２ 注意：K W只与温度有关，温度一定，则K W值一定 K W不仅适用于纯水，也适用于任何稀溶液（酸、碱、盐） 4、影响水电离平衡的外界因素： ①酸、碱：抑制水的电离 ②温度：促进水的电离（因为水的电离是吸热的） ③易水解的盐：促进水的电离 二、典例分析 一定温度时，测得纯水中[OH－]=2.5×10－7 mol·L－1，则[H+]为（） A．2.5×10－7mol·L－1 B．0.1×10－7 mol·L－1 C．1×10?14 /2.5×10－7mol·L－1 D．无法确定[H+] 考点：离子积常数． 分析：纯水中氢离子浓度等于氢氧根离子浓度，据此分析解答． 解答：纯水呈中性，所以纯水中氢原子浓度等于氢氧根离子浓度，为2.5×10－7mol·L－1，故选：A． 点评：本题考查了离子浓度的计算，明确纯水电离的特点是解本题关键，难度不大． 三、实战演练 1、在25℃时，1mol·L－1的盐酸溶液中，水的K W（单位：mol２?L－２）为（） A.1×10－14 B.0 C.大于1×10－14 D.小于1×10－14 2、下列说法中，正确的是（） A.向纯水中加入少量盐酸，K W将增大 B.25℃时，水的离子积常数K W为1×10－14mol２?L－２ C.100℃时，纯水的［H＋］＝10－7mol·L－1 D.100℃时，pH＝７的溶液呈中性 水 溶 液 中 的 离 子 平 衡 （笔记） 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 2O H 3O + ＋ OH – 简写为 H 2O 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． 常温pH=7（中性） pH ＜7 （酸性） pH ＞7（碱性） 2．pH 测定方法：pH 试纸、酸碱指示剂、pH 计 3．溶液pH 的计算方法 （1）酸溶液： n (H +)→c(H +)→pH c (H +)·c (OH -) c (H 2O) 水的电离和溶液的pH值 教学目标 知识目标 了解水的电离和水的离子积； 了解溶液的酸碱性和pH值的关系 掌握有关pH值的简单计算。 能力目标 培养学生的归纳思维能力及知识的综合应用能力。 通过酸、碱对水的电离平衡的影响的讨论，培养学生运用所学的电离理论，独立分析问题、解决问题的能力。 通过pH的教学，培养学生的计算能力，并对学生进行科学方法教育。 情感目标 对学生进行对立统一及事物间相互联系与相互制约的辩证唯物主义观点的教育。 教学建议 教材分析 本节的第一部分重点介绍水的电离和水的离子积常数，是对上一节电离平衡的具体应用，同时又为接下来学习溶液酸碱性作必要的准备。一开始，教材根据水有微弱导电性的实验结论，说明水是极弱的电解质，突出 了化学研究以实验事实为依据的原则。然后，应用电离 平衡理论，用电离平衡常数推导出水的离子积常数，使 水的离子积常数的概念有了充分的理论依据，也反映了 两个常数之间的内在联系，便于学生理解温度、浓度等 外界条件对水的离子积常数的影响。 本节的第二部分为溶液的酸碱性和pH。教材首先指 出常温下即便是在稀溶液中，水的离子积仍然是一个常数，由此进一步说明c(H+)和c(OH－)的相对大小是决定溶液的酸碱性的根本原因。在具体分析了溶液的酸碱性 和c(H+)、c(OH－)的关系之后，结合实际说明了引入pH 的必要性，这也为后面讨论pH的范围埋下了伏笔。在给出了pH的表达式之后，教材随即介绍了pH的简单计算，并在分析计算结果的基础上讨论了溶液的酸碱性和pH的关系，最后强调了pH的应用范围。 从教材编排的看，整节内容环环相扣、层层递进， 成为一个前后紧密联系的整体。 教材还安排了“资料”和“阅读”，这不仅可以丰 富学生的知识，更有利于培养学生理论联系实际的良好 学习习惯。 还应注意的是，根据新的国家标准，教材将“pH值”改称为“pH”。教学中要以教材为准，不可读错。 教法建议 浅析水的电离平衡常数和水的离子积 徐度建汪莉 （江西师范大学化学化工学院江西南昌 330022） 摘要：水的电离方程式可简写成：H2O=H++OH-.根据质量作用定律，水的平衡常数可表示为K C=C（H+）×C（OH-）/C(H2O)，但现今多数教材直接采用水的离子积Kw=C(H+)×C(OH-)，而忽略了水的电离平衡常数和水的离子积之间的关系，本文简要的解释了Kc和Kw的联系. 关键词：水的电离平衡常数水的离子积 平时教学中，譬如在化学反应A-+H 2 O=HA+OH-，学生往往会根据已学的平衡常 数的知识，将此平衡写成K= C (HA)× C (OH-)/ C (H 2 O)× C (A-)[3].有些老师可能会认为 这是错的，不应当加上水且水应当为1，故可忽略不计.但当仔细追究，水的溶度是为1mol/L吗？本文选举了最为典型的水的电离平衡方程为例，其他的读者可据具体情况自行分析. 水的电离方程式为：H 2 O=H++OH-,根据质量作用定律可示为 K C = C （H+）× C （OH-）/ C (H 2 O)[1]（1）. 当反应物及生成物均以活度表示时，其化学平衡常数又可改写成 kθ=α（H+）×α（OH-）/α(H 2 O). α（H2O）=γ(H2O) ×c(H2O), γ(H2O)为水的活度系数，又根据德拜-休克尔公式来计算，即 -lgγ=0.512Z2[I0.5/(1+βaI0.5)], Z为离子的电荷数；β是常数，250C时为0.00328；a为离子体积参数；I为溶液的离子强度[2].水为中性分子，故电荷数为0，可推知水的γ=1. 在室温下，1L水中只有1.0×10-7mol水发生电离，即约55.5mol只有10-7mol 发生电离，电离前后水的物质的量几乎不变，则c(H 2 O)可视为一个平衡常数，即55.5mol/L[4]. 未电离的水分子的数量比它的离子数量是非常大的，实际上可认为是不变的. 因此在等式(1)中c(H 2 O)为常数， C(H+)× C( OH-)=K C ×(H 2 O)=K c ×55.6=Kw[1] 电离平衡常数可改写为：Kw =K× C (H 2 O)= C (H+)× C (OH-)，其中KW是随温度变化而 变化的物理量， C (H 2 O)是一个常数，用Kw表示，称之为谁的离子积常数，简称为 水的离子积.常温下水的离子积为10-14. 水的离子积为水的电离平衡常数的另一种表示方法，水的离子积不仅反映了水的酸强度，也反映了碱的强度，相对前者更为简单实用.现今教材对此转换不加解释，事必造成了读者的误解. 参考文献： [1]别特拉申著；周定等译.定性分析（第一册）[M]高等教育出版社，1959:39-41. [2]武汉大学主编.分析化学（第五版）[M]高等教育出版社，2006:110-111. [3]凯尔纳等主编；李克安金钦汉等译.分析化学[M]北京大学出版社，2001:77-78. 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 -)=1×10-7 mol/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加入活泼金属 向纯水中加入活泼金属，如金属钠，由于活泼金属可与水电离产生的H ＋ 直接发生置换反应，产生H 2，使水的电离平衡向右移动。 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。 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加入酸、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。不论是纯水还是稀酸、碱、盐溶液，只要温度不变，K W 水的电离和溶液的pH值 1、从水的电离平衡去了解水的电离和水的离子积 2、了解溶液的酸碱性和pH的关系 3、掌握纯水及溶液中离子浓度及溶液PH、离子积常数的有关计算及换算。 教学重点：水的离子积、c(H+)、溶液酸碱性和溶液pH的关系 教学难点：水的离子积、有关溶液PH的简单计算 教学方法：采用类比、推理法，讲解、练习、归纳、巩固 教学过程： ［引入］水是不是电解质？只有通过实验才能测定，但是由于纯水不容易得到，对于纯水的导电性无法在现有的条件下进行，好在有精确的实验结果告诉我们，水是一种极弱的电解质，他能微弱的电离（几乎不导电）。 ［板书］一、水的电离 水是极弱的电解质，发生微弱的电离。 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 ［讲述］可见水的电离程度是很小的。在一定温度时，c(H+)与c(OH－)的乘积是一个常数，通常我们把它写作Kw，叫水的离子积常数。 ［板书］二、水的离子积常数（Kw） 实验测定：25℃ Kw ＝ c(H+)·c(OH－)=1（定值）（省去单位） 100℃Kw ＝ c(H+)·c(OH－)=1 ［板书］影响因素：温度越高，Kw越大，水的电离度越大。 ［讲述］对于中性水，尽管Kw,电离度增大，但仍是中性水，c(H+)= c(OH－). 既然酸溶液中有OH-，碱溶液中有H+，那么为什么溶液还有酸、碱之分呢？酸或碱溶液中的OH-和H+浓度之间有什么关系呢？下面我们学习第三个问题。 ［板书］三、溶液的酸碱性 ［讲述］由水的离子积可知，在水溶液中，H+和OH-离子共同存在，无论溶液呈酸性或碱性。由此我们可以进行有关c(H+)、c(OH－)的简单计算。 ［板书］（一）溶液的酸碱性 例： H2O == H+ + OH- NaOH == Na+ + OH- c(OH－)升高， c(H+)下降，水的电离度降低。 H2O == H+ + OH-HCl == H+ + Cl- c(H+)升高，c(OH－)下降，水的电离度降低。 实验证明：在稀溶液中：Kw = c(H+)·c(OH－) 25℃Kw=1［板书］常温下：中性溶液：c(H+)= c(OH－)=1 水的电离与溶液pH 值的计算 一、水的电离 水是极弱的电解质，发生微弱的（自偶）电离。 H 2O + H 2O →H 3O + + OH - 简写： H 2O → H + + OH - 实验测定：25℃ c （H +）=c （OH -）=17 10-?mol/L 100℃ c （H +）= c （OH -）= 1610-?mol/L 二、水的离子积（K w ） 实验测定：25℃ K w = c （H +）·c （OH -）=11410 -?（定值）（省去单位） 100℃ K w = c （H +）·c （OH -）=112 10 -? 影响因素： 1）温度：温度越高，K w 越大，水的电离度越大。 对于中性水，尽管K w 温度升高，电离度增大，但仍是中性水，[H +]=[OH -]. 2）溶液酸碱性：中性溶液，c （H +）=c （OH -）=17 10-?mol/L 酸性溶液：c （H +）> c （OH -），c （H +）>1?10-7mol/L c （OH -）<1?10-7mol/L 碱性溶液：c （H +）< c （OH -），c （H +）<1?10-7mol/L c （OH -）>1?10-7mol/L c （H +）越大，酸性越强；c （OH -）越大，碱性越强。 三、溶液pH 值的计算 1.pH 的计算公式： （1）c （H +）=C 酸α酸（弱酸） c （H +）= nC 酸 c （OH -）=C 碱α 碱（弱碱） c （OH -）= nC 碱 (2) K w = c （H +）c （OH -），c （H +）= ）（OH K c w c （OH -）=） （+H Kw c (3) pH=-lgc （H +） pOH=-lgc （OH -） (4) pH + pOH = 14（25℃） 2.酸或碱溶液及稀释后的p H 值的计算(25℃) 1） 酸强碱溶液(单一溶液)p H 值的计算 例1．求0.1mol/L 的H 2SO 4的pH 值。 例2. 0.1mol/L 醋酸溶液中的c （OH -）？（25℃，已知该醋酸的电离度为1.32%） 第二节水的电离和溶液的pH值 1、水是极弱的电解质，原因能发生自电离 H 2O+H 2 O H 3 O++OH－简写成H 2 O H++OH －，与其它弱电解质一样，其电离程度大小受温度及酸、碱、盐等影响。 2、水的离子积——纯水及电解质稀溶液中（c≤1mol·L－1）有c(OH－)·c(H+)=K w， K w 只受温度影响，常温时（25℃）K w =1×10－14，温度升高，水的电离程度增大。 K w 亦增大，100℃，K w =1×10－12。 计算题记牢公式c(OH－)·c(H+)=K w计算时看是否是常温，不是常温要看该温度下的K w 值 1．（1）恒温下，向pH=6的蒸馏水中加入2.3g金属钠，充分反应后，再加蒸馏水稀释到1L，所得溶液的pH= 。 （2）向pH=6的CH 3 COOH和c(H+)=10－6mol·L－1的稀盐酸中分别投入大小、质量 相同的金属钠，反应刚开始时，产生H 2 的速率前者与后者相比是 (填选项序号)。 A．一样快 B．前者快 C．后者快 D．无法比较 2．常温下，在0.1 mol·L－1 CH 3 COOH溶液中，水的离子积是（） A．1×10－14 B．1×10－13. C．1.32×10－14D．1.32×10－15. 3．25℃时，pH=2的HCl溶液中，由水电离出的H＋浓度是（）. A．1×10－7mol·L－1B．1×10－12mol·L－1. C．1×10－2mol·L－1D．1×10－14mol·L－1. 4．在25℃时，某稀溶液中由水电离产生的[H+]=10-13mol/L。有关该溶液的叙述正确的是（） A ．该溶液一定呈酸性 B ．该溶液一定呈碱性 C ．该溶液的pH值可能为1 D．该溶液的pH值可能为13 5．90℃时水的离子积K W＝3.8×10－13，该温度时纯水的pH （）A．等于7 B．介于6～7之间. C．大于7 D．无法确定3、溶液的pH （1）表示方法：pH= （适用范围：稀溶液） （2）测定方法：、、 酸碱指示剂：一般选用、 名称变色范围/颜色变色范围/颜色变色范围/颜色 石蕊 酚酞 甲基橙 1．下列溶液一定是碱性的是（） A．溶液中c(OH－)＞c(H＋). B．滴加甲基橙后溶液显红色. 2020届高考化学二轮复习专项测试专题十 考点一 水的电离和水的离子积常数（2） 1、纯净的水呈中性，这是因为( ) A ．纯水中c(H + )= c(OH - ) B ．纯水pH=7 C ．纯水的离子积K W =1.0×10-14 D ．纯水中无H + 也无OH - 2、如果25℃时K w =1×10 －14 ，100℃时K w =1×10－12 ，这说明（ ） A. 100℃时水的电离常数较大 B. 前者c （H + ）较后者大 C. 水的电离过程是一个放热过程 D. Kw 和温度无直接关系 3、能促进水的电离，并使溶液中c(H + )>c(OH - )的操作是( ) （1） 将水加热煮沸 （2） 向水中投入一小块金属钠 （3） 向水中通HCl （4） 向水中加入明矾晶体 （5）向水中加入NaHCO 3固体 （6）向水中加KHSO 4固体 A. （4）B. （1）（4）（6）C. （1）（3）（6）D. （4）（6） 4、下列有关水的电离的叙述中正确的是( ) A. () 2H O l ()() H aq OH aq +-+ 0H ?< B.纯液态水中,一定存在 W K H OH +- ????=???? C.纯液态水中,一定存在 1422 110H OH mol L +---????=?????? D.25℃, 71 1?10H mol L + --??=????的液体一定是纯水 5、已知水的电离方程式:H 2O H ++OH - ,下列叙述中正确的是( ) A.升高温度,K W 增大,pH 不变 B.向水中加入少量硫酸,c (H + )增大,K W 不变 C.向水中加入氨水,平衡向逆反应方向移动,c (OH - )降低 D.向水中加入少量固体CH 3COONa,平衡向逆反应方向移动,c (H + )降低 6、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 7、某温度下,有pH 相同的H 2SO 4溶液和Al 2(SO 4)3溶液,在H 2SO 4溶液中由水电离出的H + 浓度为10-a mol ·L -1 ,在Al 2(SO 4)3溶液中由水电离的H + 浓度为10-b mol ·L -1 ,则此温度下的K w 为( ) A.1×10-14 B.1×10-2a C.1×10 -(7+a) D.1×10 -(a+b) 水的电离和溶液的PH 值专题 第一节.电离平衡 1．电离平衡定义 在一定条件下（如温度，浓度），当电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合成分子的速度相等时，电离过程就达到了平衡状态，这叫做电离平衡。 当 子速率离子结合成弱电解质分弱电解质分子电离速率v v 则弱电解质电离处于平衡状态，叫“电离平衡”，此时溶液中的电解质分子数、离子数保持恒定各自浓度保持恒定。 2．电离平衡的特征 “等”：电离速率与离子结合成分子的速率相等。 “定”：离子、分子的浓度保持一定。 “动”：电离过程与离子结合成分子过程始终在进行。 “变”：温度、浓度等条件变化，平衡就被破坏，在新的条件下，建立新的平衡。 3．与化学平衡比较 （1）电离平衡是动态平衡：即弱电解质分子电离成离子过程和离子结合成弱电解质分子过程仍在进行，只是其速率相等。 （2）此平衡也是有条件的平衡：当条件改变，平衡被破坏，在新的条件下建立新的平衡，即平衡发生移动。 （3）影响电离平衡的因素 A ．内因的主导因素。 B ．外因有： ①温度：电离过程是一个吸热过程，所以，升高温度，平衡向电离方向移动。 ②浓度：问题讨论：在 O H NH 23?-+ +OH NH 4的平衡体系中： ①加入HCl ②加入NaOH ③加入Cl NH 4各离子分子浓度如何变化：3NH 、O H 2、4NH 、-OH 溶液pH 如何变化？ 4．强弱电解质与结构关系。 （1）强电解质结构：强碱，盐等离子化合物（低价金属氧化物）；强酸，极性共价化合物； （2）弱电解质结构：弱酸，弱碱具有极性共价位的共价化合物。 5.电离平衡常数 （1）一元弱酸：C O O CH 3+-+H C O O CH 3 )COOH (CH )H ()COO CH (33a c c c K +-?= （2）一元弱碱 O H NH 23?- + +OH NH 4 )O H (NH )OH ()NH (234b ??=-+ c c c K ①电离平衡常数化是温度函数，温度不变K 不变。 ②k 值越大，该弱电解质较易电离，其对应的弱酸弱碱较强；k 值越小，该弱电解质越难电离，其对应的弱酸弱碱越弱；即k 值大小可 水的电离 （1）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 >0 25℃时，纯水中c(H +)=c(OH -)=1×10-7mol/L （2）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。 ②水的离子积不仅适用于纯水，也适用于其他稀溶液。不论是纯水还是稀酸、碱、盐溶液，只要温 度不变，K W 就不变。 （3）影响水的电离平衡的因素 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。 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 +)>1×10-7mol/L ； 碱性溶液：c(H +) 第二节水的电离和溶液的酸碱性 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 -)=1×10-7 mol/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加入活泼金属 向纯水中加入活泼金属，如金属钠，由于活泼金属可与水电离产生的H ＋ 直接发生置换反应，产生H 2，使水的电离平衡向右移动。 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。 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加入酸、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。 水的电离和溶液的PH 专题目标: 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。 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(NH4+)·C(NH2-)是一个常数 C．液氨的电离达到平衡时C(NH3) = C(NH4+) = C(NH2-) D．只要不加入其他物质，液氨中C(NH4+) = C(NH2-) （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———————————————————————————— ②NaNH2溶于水的反应—————————————————————————————————— ③类似于“H++OH—=H2O”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H+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H+和NH2—,H+与NH3结合生成NH4+，液氨电离产生等量的NH2—与NH4+，一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）①2Na+2NH3=H2↑+2NaNH2 ②NaNH2+H2O=NaOH+NH3↑或NH2—+H2O=OH—+NH3↑ ③NH2—+NH4+ =2NH3↑或NH4Cl+NaNH2=2NH3↑+NaCl 练习：（1）纯硫酸、乙醇中也存在微弱的电离，写出其电离方程式 硫酸———————————————————————————————————————————— 乙醇————————————————————————————————————————————— （2）乙醇钠中加水的反应————————————————————————————————————————————乙醇钠和NH4Cl的反应——————————————————————————————————－ 知识点二：水的离子积 【例2】某温度下纯水中C(H+) = 2×10-7 mol/L，则此时溶液中的C(OH-) = ___________。 若温度不变，滴入稀盐酸使C(H+) = 5×10-6mol/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+) = 2×10-7 mol/L Kw = C(H+)·C(OH-) = 2×10-7×2×10-7 = 4×10-14 稀盐酸中 C(OH-) = Kw / C(H+) = (4×10-14) / (5×10-6) = 8×10-9 mol/L 【例3】 .难溶化合物的饱和溶液存在着溶解平衡，例如： AgCl(s) Ag++Cl—,Ag2CrO4(s) 2Ag++CrO42—,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。 已知：Ksp(AgCl)=Ag+]Cl-]=1.8×10-10 Ksp(Ag2CrO4)=Ag+]2CrO42-]=1.9×10-12 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? 高中化学学习材料 《水的电离和溶液的酸碱性》同步练习 一、选择题 (本题包括10小题，每小题2分，每小题只有一个答案符合题意) 1．下列液体pH＞7的是（） A．人体血液B．蔗糖溶液 C．橙汁 D．胃液 2．常温下，在0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液中，水的离子积是（） A．1×10－14 B．1×10－13. C．1.32×10－14 D．1.32×10－15. 3．90℃时水的离子积K W＝3.8×10－13，该温度时纯水的pH （） A．等于7 B．介于6～7之间. C．大于7 D．无法确定 4．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．向水中通入二氧化碳气体. D．向水中加食盐晶体 5．下列酸溶液的pH相同时，其物质的量浓度最小的是（） A．H2SO3B．H2SO4. C．CH3COOH D．HNO3. 6．常温下c(OH－)最小的是（） A．pH=0的溶液. B．0.05 mol·L－1 H2SO4. C．0.5 mol·L－1 HCl. D．0.05 mol·L－1的Ba(OH)2 7．用蒸馏水稀释1 mol·L－1醋酸时，始终保持增大趋势的是（） A．溶液中的c(CH3COO－) B．溶液中的c(H＋). C．溶液中的c(CH3COOH). D．溶液中的c(OH－) 8、25℃时，pH=2的HCl溶液中，由水电离出的H＋浓度是（）. A．1×10－7mol·L－1B．1×10－12mol·L－1. C．1×10－2mol·L－1D．1×10－14mol·L－1. 9、pH和体积都相同的醋酸和硫酸，分别与足量的Na2CO3溶液反应，在相同条件下 放出二氧化碳气体的体积是（） A．一样多B．醋酸比硫酸多. C．硫酸比醋酸多D．无法比较水的电离和溶液的pH值教学设计
水的电离、水的离子积常数Kw和溶液pH的计算
水的电离和溶液的PH值
第二节 水的离子积和溶液pH值
水的电离和溶液的pH教学设计方案
03水的电离及离子积常数
水的电离和溶液的酸碱性笔记
水的电离和溶液的pH值教案
浅析水的离子积和水的电离平衡常数,徐度建
水的电离和溶液的酸碱性知识点
水的电离和溶液的pH值
水的电离和溶液pH值计算
第二节 水的电离和溶液的pH值
高考化学二轮复习专项测试十考点一水的电离和水的离子积常数(2)
水的电离和溶液的PH值专题
水的电离知识点
选修4水的电离和溶液的酸碱性知识点总结详细
高三化学复习水的电离和溶液的PH教学案
人教版高中化学选修四《水的电离和溶液的酸碱性》同步练习.docx
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