专题 水的电离及溶液的酸碱性-讲义

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 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:温度、酸、碱、水解盐等。

二、溶液的酸碱性和pHc (H +)·c (OH -) c (H 2O)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（2)碱溶液:n（OH–)→c(OH–)→c（H+）=1×10-14/ c（OH–）→pH（3）酸碱混合：pH=7 ：n （H+）= n（OH–)pH＞7 ：n （H+）＜n（OH–），c(OH–)= n（OH–）- n (H+）/V混合液→c(H+) →pH pH＜7；n (H+)＞n（OH–),c(H+）= n （H+)- n（OH–) /V混合液→pH4．特例。

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pH1．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＋)<c(OH－)，溶液呈碱性2．pH(1)定义式：pH＝－lg_c(H＋)。

(2)pH与溶液c(H＋)的关系①由图示关系知，pH越小，溶液的酸性越强。

②pH一般表示c(H＋)<1 mol/L的稀溶液。

(3)pH测定①用pH试纸测定把小片试纸放在表面皿上，用玻璃棒蘸取待测液点在干燥的pH试纸上，试纸变色后，与比色卡对比即可确定溶液的pH。

②pH计测定：可精确测定溶液的pH。

酸碱中和滴定1．实验原理(1)用已知浓度的酸(或碱)滴定未知浓度的碱(或酸)，根据中和反应的等量关系来测定酸(或碱)的浓度。

(2)利用酸碱指示剂明显的颜色变化表示反应已完全，即反应到达终点。

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粉红色>10.0红色2.实验用品(1)仪器：酸式滴定管(如图A)、碱式滴定管(如图B)、滴定管夹、铁架台、锥形瓶。

(2)试剂：液、待测液、指示剂、蒸馏水。

水的电离和溶液的pH考点一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H2O＋H2O H3O＋＋OH－或H2O 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条件平衡移动方向K w水的电离程度c(OH－) c(H＋) HClNaOH可水解的盐Na2CO3 NH4Cl温度升温降温其他：如加入Na25 ℃，pH＝3的某溶液中，H2O电离出的H＋浓度为多少？1.25 ℃时，相同物质的量浓度的下列溶液：①NaCl②NaOH③H2SO4④(NH4)2SO4，其中水的电离程度按由大到小顺序排列的一组是()A.④＞③＞②＞①B.②＞③＞①＞④C.④＞①＞②＞③D.③＞②＞①＞④2.25 ℃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5B.此溶液不存在C.该溶液的pH一定是9D.该溶液的pH可能为73.(2018·北京东城区质检)如图表示水中c(H＋)和c(OH－)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 wB.M区域内任意点均有c(H＋)＜c(OH－)C.图中T1＜T2D.XZ线上任意点均有pH＝74.(2018·韶关模拟)已知NaHSO4在水中的电离方程式为NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO2－4。

某温度下，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c(H＋)＝1×10－2 mol·L－1。

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。

专题8.2 水的电离和溶液的酸碱性1、掌握水的电离过程以及离子积常数以及影响水电离平衡的因素。

2、了解PH的定义，溶液的酸碱性与pH的关系，测定pH方法及简单计算。

3、掌握酸碱中和滴定的基本方法和误差分析。

一、水的电离及离子积常数1、水的电离平衡：水是极弱的电解质，能发生自电离：H 2O＋H2O H3O＋＋OH－，简写为H2O H++OH－（正反应为吸热反应）OH－其电离平衡常数：Ka =H2O2、水的离子积常数：（1）概念：在一定温度下，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。

（2）表达式：K w= c(H+)c(OH－)（3）数值：室温下：K w＝1×10－14。

（4）影响因素：只与温度有关，因为水的电离是吸热过程，所以升高温度，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。

【特别提醒】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，不一定是水电离出的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。

不管哪种溶液均有c(H＋)H2O＝c(OH－)H2O。

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。

3、影响水的电离平衡的因素（1）酸和碱：酸或碱的加入都会电离出H+或OH-，均使水的电离逆向移动，从而抑制水的电离，水的电离程度减小，K w不变。

（2）温度：由于水的电离吸热，若升高温度，将促进水的电离，[H+]与[OH-]同时同等程度的增加，水的电离程度增大，K w增大，pH变小，但[ H+]与[OH-]始终相等，故仍呈中性。

（3）能水解的盐：不管水解后溶液呈什么性，均促进水的电离，使水的电离程度增大，K w 不变。

目夺市安危阳光实验学校考点32水的电离和溶液的PH1．复习重点1．通过对水的电离、离子积、pH定义等重要知识和方法迁移应用的练习，提高认知能力；2．灵活解答水的电离平衡的相关问题；3．掌握混合溶液pH计算的方法，并能运用数学工具解决一些有关pH计算的综合问题4．培养学习过程中探究、总结的习惯。

2．难点聚焦（一）溶液的酸碱性及pH的值溶液呈的酸碱性何性，取决于溶液中[H+]、[OH—]的相对大小：pH值的大小取决于溶液中的[H+]大小pH=－lg[H+]，pOH=－lgKw=pKw（1）酸性越强，pH值越小，碱性越强，pH值越大，pH值减小一个单位，[H+]就增大到原来的10倍，pH值减小n个单位，[H+]的增大到原来的10n倍.（2）任意水溶液中[H+]≠0，但pH可为0，此时[H+]=1mol/L，一般[H+]＞1mol/L时，pH＜0，故直接用[H+]表示.（3）判断溶液呈中性的依据为：[H0]= [OH—]或pH=pOH=21pKw 只有当室温时，Kw=1×10—14[H+]=[OH—]=10—7mol/L溶液呈中性pH=pOH=21pKw=7分析原因：H2O H++OH－Q由于水的电离是吸热的，湿度越高，电离程度越大，kw越大.中性：pH=pOH=21pKwT↗→Kw↗→pH+pOH↘T↘→Kw↘→pH=pOH↗如：100℃，KW=1×10—12.. pKw=12.1pH+pOH=pKw两个关系或考虑，并注意湿度不同时Kw的影响。

）（4）溶液pH的测定方法：①酸碱指示剂②pH试纸③pH计其中①只传判定pH范围②pH试纸也只能确定在某个值左右（对照比色卡），无法精确到小数点后1倍。

另外使用时不能预先润湿试纸。

否则相当于又稀释了待测液，测定结果误差大。

③pH 计测定较精确.（二）酸碱溶液的稀释前后pH 值的变化。

由于强酸或强碱在水中完全电离，加水稀释后不会有溶质进一步电离，故仅仅是体积增大的因素导致酸溶液中的[H +]或碱溶液中的[OH —]减小.弱酸或弱碱由于在水中不完全电离，加水稀释同时，能促使其分子进一步电离，故导致相应[H +]或[OH —]减小的幅度降低。

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=1.0×10-14100℃时，水中的c(H+)=c(OH-)≈1.0×10-6mol/L，K w=1.0×10-12⑤K 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+)<c(OH-)时，为碱性（二）酸性强弱的判断溶液中酸性的强弱：c(H+)越大，酸性越强酸的酸性强弱：看酸电离出的H+的难易，越容易电离出H+，酸性越强（三）溶液酸碱性的表示方法当c(H+)或c(OH-)大于或等于1mol/L时，用c(H+)或c(OH-)直接表示当c(H+)或c(OH-)小于1mol/L时，用pH表示（四）pH1、定义：用c(H+)的负对数来表示溶液酸碱性的强弱2、适用范围：稀溶液3、表达式：pH=-lgc(H+) 或c(H+)=1.0×10-pH mol/L4、意义：pH↑→碱性增强，pH↓→酸性增强5、pH与溶液酸碱性的关系：K W 注：在分析c(H )、pH 与溶液的酸碱性关系时，要注意溶液的温度（五）溶液酸碱性的测定方法1、用pH 试纸测定（1）pH 试纸的制作：是将试纸用多种酸碱指示剂的混合溶液浸透，经晾干制成的，pH 试纸一般呈黄色。

《水的电离》讲义一、水的电离现象水是一种极弱的电解质，能够发生微弱的电离。

在纯水中，水分子会部分解离为氢离子（H⁺）和氢氧根离子（OH⁻）。

这个电离过程可以用以下方程式表示：H₂O ⇌ H⁺＋ OH⁻需要注意的是，这个电离是一个动态平衡的过程，即在同一时刻，既有水分子电离成离子，也有离子重新结合成水分子。

二、水的电离平衡水的电离平衡受多种因素的影响。

1、温度温度升高，水的电离平衡向右移动，电离程度增大，氢离子和氢氧根离子的浓度同时增大。

反之，温度降低，电离平衡向左移动，电离程度减小，离子浓度降低。

2、酸或碱的加入在水中加入酸，氢离子浓度增大，会抑制水的电离，使水的电离平衡向左移动。

同理，加入碱，氢氧根离子浓度增大，也会抑制水的电离。

3、盐的加入某些盐的加入会影响水的电离平衡。

例如，强酸弱碱盐（如氯化铵），其阳离子水解会结合氢氧根离子，从而促进水的电离；强碱弱酸盐（如碳酸钠），其阴离子水解会结合氢离子，同样促进水的电离。

三、水的离子积常数在一定温度下，无论是在纯水中，还是在酸、碱或盐的稀溶液中，水的离子积常数（Kw）都是一个定值。

Kw ＝ c(H⁺）·c(OH⁻）例如，在 25℃时，Kw ＝ 10×10⁻¹⁴。

这意味着在 25℃的任何水溶液中，氢离子浓度和氢氧根离子浓度的乘积都等于 10×10⁻¹⁴。

当溶液呈酸性时，c(H⁺）＞ 10×10⁻⁷ mol/L ，c(OH⁻）＜10×10⁻⁷ mol/L ，但 c(H⁺）·c(OH⁻）＝ 10×10⁻¹⁴不变。

当溶液呈碱性时，c(OH⁻）＞ 10×10⁻⁷ mol/L ，c(H⁺）＜10×10⁻⁷ mol/L ，同样 c(H⁺）·c(OH⁻）＝ 10×10⁻¹⁴。

四、溶液的酸碱性与 pH1、溶液的酸碱性溶液的酸碱性取决于溶液中氢离子和氢氧根离子浓度的相对大小。