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水的电离与溶液的酸碱性一、考试说明解读：1、了解水的电离和水的离子积常数（A）2、了解溶液PH的定义（A）3、能进行溶液PH的简单计算（B）二、考点梳理：1、水的电离平衡：例1：短周期元素W、X、Y、Z的原子序数依次增大，其简单离子都能破坏水的电离平衡的是A．W2-、X+B．X+、Y3+ C．Y3+、Z2-D．X+、Z2-例5：pH试纸在使用前____________（填需要或不需要）用水润湿。
某同学用广泛pH试纸测得某一氢氧化钠溶液的pH＝11.6，你认为这个数据合理吗？__________________三、规律总结：已知：A酸的溶液pH=a，B碱的溶液pH=b（1）若A为盐酸，B为氢氧化钡，且a+b=14，两者等体积混合，溶液的pH=。
酸碱按体积比为1：10混合后溶液显中性，则a+b= 。
（2）若A为醋酸，B为氢氧化钠，且a=4，b=12，那么A溶液中水电离出的氢离子浓度为m01·L—l，B溶液中水电离出的氢离子浓度为mol·L—1。
（3）若A为醋酸，B为氢氧化钠，且a+b=14，用体积为VA的醋酸和体积为VB的氢氧化钠溶液混合后，溶液显中性，则其体积关系V A V B，混合后溶液中的离子浓度关系为c（Na+） c（CH3COO—)。
（4）若A的化学式为HR，B的化学式为MOH，且a+b=14，两者等体积混合后溶液显碱性。
则混合溶液中必定有一种离子能发生水解，该水解反应的离子方程式为四、考题再现：1、（2009海南高考题）已知室温时，0.1mo1/L某一元酸HA在水中有0.1％发生电离，下列叙述错误的是：A．该溶液的pH=4 B．由HA电离出的c(H+)约为水电离出的c(H+)的106倍C．此酸的电离平衡常数约为1×10-7 D．升高温度，溶液的pH增大2、（2009上海高考题）常温下用pH为3的某酸溶液分别与pH都为11的氨水、氢氧化钠溶液等体积混合得到a、b两种溶液，关于这两种溶液酸碱性的描述正确的是A．b不可能显碱性B．a可能显酸性或碱性C．a不可能显酸性 D．b可能显碱性或酸性。
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：H2O＋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。
第2讲水的电离和溶液的酸碱性[考纲要求] 1.了解水的电离、离子积常数以及影响水电离平衡的因素。
2.了解溶液的酸碱性与pH的关系。
3.能进行pH的简单计算。
4.了解测定溶液pH的方法(强酸、强碱)。
考点一水的电离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(1)升高温度，水的电离程度增大，K w增大。
(2)加入酸或碱，水的电离程度减小，K w不变。
(3)加入可水解的盐(如FeCl3、Na2CO3)，水的电离程度增大，K w不变。
4．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＋)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深度思考1．在pH＝2的盐酸溶液中由水电离出来的c(H＋)与c(OH－)之间的关系是什么？答案外界条件改变，水的电离平衡发生移动，但任何时候由水电离出的c(H＋)和c(OH－)总是相等的。
2．甲同学认为，在水中加入H2SO4，水的电离平衡向左移动，解释是加入H2SO4后c(H＋)增大，平衡左移。
乙同学认为，加入H2SO4后，水的电离平衡向右移动，解释为加入H2SO4后，c(H＋)浓度增大，H＋与OH－中和，平衡右移。
你认为哪种说法正确？并说明原因。
水的电离平衡移动后，溶液中c(H＋)·c(OH－)是增大还是减小？答案甲正确，温度不变，K w是常数，加入H2SO4，c(H＋)增大，c(H＋)·c(OH－)>K w，平衡左移。
课时2 水的电离和溶液的酸碱性[2018备考·最新考纲]1．了解水的电离、离子积常数。
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(考点层次A→自学、识记、辨析)1．水的电离 H 2O ＋H 23O ＋＋OH －，可简写为H 2＋＋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．外界条件对水的电离平衡的影响提醒：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 ＋)H 2O ＝c (OH －)H 2O 。
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比较由H 2O 电离产生的c (H ＋)的大小时，可先对物质进行分类，酸碱抑制水的电离，能水解的盐促进水的电离。
教材VS高考1．（SJ选修4·P693改编）判断下列说法是否正确（1）在任何条件下，纯水的pH＝7（×）（2）在任何条件下，纯水都呈中性（√）（3）在95 ℃时，纯水的pH＜7（√）（4）在95 ℃时，纯水中c（H＋）＜10－7mol·L－1（×）（5）向纯水中加入少量NaOH固体，水的电离逆向移动，c（OH－）降低（×）2．(RJ选修4·P526改编)室温下，柠檬水溶液的pH是3，则其中由水电离出的c(H＋)是( )A．0.1 mol·L－1B．1×10－3mol·L－1C．1×10－7mol·L－1D．1×10－11mol·L－1答案 D3．(溯源题)(2015·广东理综，11)一定温度下，水溶液中H＋和OH－的浓度变化曲线如图，判断下列说法是否正确(1)升高温度，可能引起由c向b的变化(×)(2)该温度下，水的离子积常数为1.0×10－13(×)(3)该温度下，加入FeCl3可能引起由b向a的变化(√)(4)该温度下，稀释溶液可能引起由c向d的变化(×)探源：本考题源于教材SJ选修4 P67“问题解决”及其拓展，对水的电离的影响因素进行了考查。
考点28 水的电离和溶液的pH△考纲要求△1.了解水的电离。
2.了解溶液的pH及溶液的酸碱性。
☆考点透视☆一、水的电离特点（1）水是一种极弱的电解质，电离议程式为：H2O+ H2O=== H3O++OH简写H2O===H++OH。
（2）水的离子积：在一定温度下，水中或任何水溶液中的c（H+）·c（OH）=1×107×1×107=1×1014.注意:①Kw与温度有关,因为水的电离过程中是一个吸热的过程，所以温度升高,离子积也必然在随着增大.但变化不大,在100℃时,Kw=1×1012.c(H+)=c(OH)=1×106mol·L1.Kw在一定温度下是个定值,不受c(H+)和c(OH)大小的影响.②水的离子积不但适用于纯水,还适用于酸性或碱性的稀溶液.③水溶液中,H+和OH同时存在,只是相对量有所不同.(3)纯水常温下的几种数据①c(H+)=c(OH)=1×107mol·L1②Kw=c(H+)·c(OH)=1×1014③pH=lgc(H+)=7④α=1.8×107%(α是指水的电离度).二影响水的电离平衡的因素(1)酸碱：在纯水中加入酸或碱，均使水的电离平衡左移，此时桔温度不变，则Kw不变，如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.(2)温度:若升温,由于水电离吸热,升温将促进水的电离，故平衡右移，c(H+)c（OH）同时增大，pH值变小，但由于c(H+)与c（OH）始终保持相等，故仍显中性。
例如：100℃时，Kw=1.0×1012, c(H+)=106mol·L1,Ph=6,但水仍为中性.(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,使水的电离度增大,但只要温度不变,Kw不变.(4)水的离子积常数提示了在任何水溶液中均存在水的电离平衡,都有OH共存,只是相对含量不同而已.并且在稀碱溶液中,Kw=c(H+).c(OH)=1×104仍为同一常数.三溶液的pH及其酸碱性(1)Ph=Lg{c(H+)},即水溶液里H+浓度的负对数.(2)溶液的酸碱性①酸性溶液:c(H+)>c(OH),常温下Ph>7②碱性溶液:c(H+)<c(OH),常温下Ph>7③中性溶液:c(H+)=c(OH),常温下Ph=7(3)pH的测定方法:①pH试纸的使用方法:把pH试纸放在洁净的干燥的表面皿(或玻璃片)上,用玻璃棒醮取一滴待测液点在pH试纸的中部,待变色后与比色对比,读出pH(整数).四常见酸碱指示剂指示剂指示剂的变色范围(pH)及颜色甲基橙<3.1红色3.14.4橙色>4.4橙色石蕊<5.0红色5.08.0紫色>8蓝色酚酞<8.0无色8.010无色>10红色注意:石蕊试液因为变色不明显,不能用中和滴定的指示剂.五酸碱溶液稀释时pH 的变化(1)强酸强碱的稀释:在稀释时,当它们的浓度大于105mol ·L 1时,不考虑水的电离;当它们有浓度小于105mol ·L 1时,应考虑水的电离.例如:pH=6的NaOH 溶液稀释100倍,混合液pH=7(不能大于7);pH=8的NaOH 溶液稀释100倍,混合液Ph=7; pH=3的HCl 溶液稀释100倍,混合液pH=5; pH=10的NaOH 溶液稀释100倍,混合液pH=8; (2)弱酸弱碱的稀释:在稀释过程中有浓度的变化,又有电离平衡的移动,不能求得具体数值,只能确定其pH 范围.例如:Ph=3的CH 3COOH 溶液,稀释100倍,稀释后3<Ph<5;Ph=10的NH 3·H 2O 溶液,稀释100倍,稀释后8<Ph<10;PH=3的酸溶液,稀释100倍,稀释后3<PH ≤5;PH=10的碱溶液,稀释100倍,稀释后8≤PH<10;六关于溶液的PH 计算 (1)单一溶液的PH 计算 ①强酸溶液,如HnA 设浓度为cmol/L,c(H +)=ncmol ·L 1,PH=lg{c(H +)}=lgnc ②强碱溶液,如B(OH)n,设溶液为 cmol ·L 1,c(H +)=nc1410-,PH=lg{c(H +)}=14+lgnc.(2)酸碱混合PH 计算①两强酸混合 c(H +)混=()()212211H c V V V H c V++++ ②两强碱混合c(OH)混=()()212211V V V OH c V OH c ++--③酸碱混合(一者过量)c(OH)混 =碱酸碱碱酸酸V V V OH c V H c +-+-+|)()(|c(H +)混 ※难点释疑※1．溶液稀释后pH 的变化规律(1)对于强酸溶液，每稀释10n倍，pH 增大n 个单位；如：pH=2的盐酸稀释1000倍后，pH=2+3=5 (2)对于强碱溶液，每稀释10n倍，pH 减小n 个单位； 如：pH=12的NaOH 溶液稀释1000倍后，pH=12—3=9 (3)对于弱酸溶液，每稀释10n 倍，pH 增大，但达不到n 个单位；如：pH=2的CH 3COOH 溶液稀释1000倍后，2<pH<5 (4)对于弱碱溶液，每稀释10n 倍，pH 减小，但达不到n 个单位；如：pH=12的氨水稀释1000倍后，9<pH<12 说明：常温下，当酸溶液稀释到c(H+)<1 X 10—7mol ·L 1时，不能忽略由水电离的那部分，因而c(H+)≈1X107mol·L 1。
