03水的电离及离子积常数

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____________________，水的电离是吸热（填“吸热”或“放热”）过程。

2.常温下（25℃），水的离子积常数为K w= c(H+)·c(OH—)=10-14，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.3.水的离子积常数K w仅与温度有关，温度越高，水的离子积常数K w越大。

4.影响水的电离的因素：温度、外加酸碱（抑制水的电离）、盐类的水解（促进水的电离）5.溶液pH的计算：pH=-lg c(H+)=-lg (K w/c(OH—))6.溶液pH的测定：用洁净的玻璃棒蘸取少量溶液滴在pH试纸上，然后不比色卡对照。

7.水电离出的OH-或H+ 浓度：（1）常温下，pH=2的水溶液，由水电离出的c(H+)=_________；10-2 mol ·L-1或10-12 mol ·L-1（2）常温下，由水电离出的c(H+)为10-12 mol ·L-1，溶液pH=_________；8.酸/碱溶液用水稀释后，溶液pH的计算：强酸、强碱的稀释：在稀释时，当它们的浓度大于10-5 mol·L-1时，不考虑水的电离，当它们的浓度小于10-5 mol ·L-1时，应考虑水的电离。

（1）常温下，pH=6的HCl的溶液稀释100倍，溶液pH=_________；（2）常温下，pH=8的NaOH的溶液稀释100倍，溶液pH=________；例1.下列溶液肯定是酸性的是（D ）A.含H+的溶液B.加酚酞显无色的溶液C.pH<7的溶液D.c(H＋)>c(OH-)的溶液例2.常温下，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（B ）A.该溶液的pH一定是9 B.该溶液的pH可能是5C.该溶液的pH可能是7D.此溶液不存在例3.某温度(T℃)下的溶液中，c(H＋)＝10－x mol·L－1，c(OH－)＝10－y mol·L－1，x与y的关系如图所示，请回答下列问题：（填“>”、“<”或“＝”）（1）此温度下，水的离子积K w为________，则该温度T________25 ℃。

四大平衡常数的相互关系及运算电解质溶液中的电离常数、水的离子积常数、水解常数及溶度积常数是在化学平衡常数基础上的延深和拓展，它是定量研究平衡移动的重要手段。

在复习时就要以化学平衡原理为指导，以判断平衡移动的方向为线索，以勒夏特列原理和相关守恒定律为计算依据，以各平衡常数之间的联系为突破口，联系元素及化合物知识，串点成线，结线成网，形成完整的认识结构体系.1.四大平衡常数的比较常数符号适用体系影响因素表达式水的离子积常数K W任意水溶液温度升高，K W增大K W＝c(OH－)·c(H＋)电离常数酸K a弱酸溶液升温，K值增大HA H＋＋A－，电离常数K a＝c(H＋)·c(A－)c(HA)碱K b弱碱溶液BOH B＋＋OH－，电离常数K b＝c(B＋)·c(OH－)c(BOH)盐的水解常数K h盐溶液升温，K h值增大A－＋H2O OH－＋HA，水解常数K h＝c(OH－)·c(HA)c(A－)溶度积常数K sp 难溶电解质溶液升温，大多数K sp值增大M m A n的饱和溶液：K sp＝c m(M n＋)·c n(A m－)2．四大平衡常数间的关系(1)CH3COONa、CH3COOH溶液中，K a、K h、K W的关系是K W＝K a·K h。

(2)NH4Cl、NH3·H2O溶液中，K b、K h、K W的关系是K W＝K b·K h。

(3)M(OH)n悬浊液中K sp、K W、pH间的关系是K sp＝c(M n＋)·c n(OH－)＝c(OH－)n·cn(OH－)＝c n＋1(OH－)n＝1n⎝⎛⎭⎫K W10－pHn＋1。

3．四大平衡常数的应用(1)判断平衡移动方向Q c与K的关系平衡移动方向溶解平衡Q c＞K逆向沉淀生成Q c＝K不移动饱和溶液Q c＜K正向不饱和溶液(2)判断离子浓度比值的大小变化如将NH3·H2O溶液加水稀释，c(OH－)减小，由于电离常数为c(NH＋4)·c(OH－)c(NH3·H2O)，此值不变，故c(NH＋4)c(NH3·H2O)的值增大。

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平衡移动方向K w水的电离程度c(OH－) c(H＋) 条件HCl 逆不变减小减小增大NaOH 逆不变减小增大减小Na2CO3正不变增大增大减小可水解的盐NH4Cl 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(×)(2)100 ℃的纯水中c(H＋)＝1×10－6 mol·L－1，此时水呈酸性(×)(3)在蒸馏水中滴加浓H2SO4，K w不变(×)(4)NaCl溶液和CH3COONH4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·L－1的HCl溶液与0.1 mol·L－1的NaOH溶液中水的电离程度相等(√)(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，H2O电离出的H＋浓度为多少？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水(H＋)＝1×10－3 mol·L－1。

水的电离和溶液的酸碱性一.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 H++OH－〔正反响为吸热反响〕2.水的离子积常数：Kw= c(H+)c(OH－)250C 时Kw =1.0×10-14 mol2·L-2，水的离子积与温度有关，温度升高Kw增大。

如1000C 时Kw =1.0×10-12 mol2·L-2 .3.无论是纯水还是酸、碱，盐等电解质的稀溶液，水的离子积为该温度下的Kw。

1、25 ℃时，水中存在电离平衡：H2O H＋＋OH－ΔH>0。

以下表达正确的选项是〔 B 〕A．将水加热，K w增大，pH不变B．向水中参加少量NaHSO4固体，c(H＋)增大，K w不变C．向水中参加少量NaOH固体，平衡逆向移动，c(OH－)降低D．向水中参加少量NH4Cl固体，平衡正向移动，c(OH－)增大2、25 ℃时，一样物质的量浓度的以下溶液：①NaCl②NaOH ③H2SO4④(NH4)2SO4，其中水的电离程度按由大到小顺序排列的一组是〔 C 〕A．④>③>②>① B．②>③>①>④C．④>①>②>③ D．③>②>①>④3、由水电离出的c(OH－)＝1×10－13mol/L的无色溶液中，一定能大量共存的离子组是〔 C 〕A．Cl－、AlO－2、Na＋、K＋B．Fe3＋、NO－3、K＋、H＋C．NO－3、Ba2＋、K＋、Cl－D．Al3＋、SO2－4、NH＋4、Cl－4、95 ℃时水的离子积K W＝1×10－12,25 ℃时K W＝1×10－14，答复以下问题：〔1〕95 ℃时水的电离常数K(95 ℃)________25 ℃时水的电离常数(填“>〞、“＝〞或“<〞)。

〔2〕95 ℃纯水中c(H＋)________c(OH－)(填“>〞、“＝〞或“<〞)。

水的电离和溶液的pH一、水的电离1．电离方程式水是一种极弱的电解质，电离方程式为2H2O□01H3O＋＋OH－，简写为□02H2O H＋＋OH－。

2．水的离子积常数K w＝c(H＋)·c(OH－)。

(1)室温下：K w＝□0310－14_(mol·L－1)2。

(2)影响因素：只与□04温度有关，升高温度，K w□05增大。

(3)适用范围：K w不仅适用于纯水，也适用于稀的□06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□07不变。

3．外界因素对水的电离平衡的影响结论：(1)加热，□33促进水的电离，K w□34增大。

(2)加入酸或碱，□35抑制水的电离，K w□36不变。

二、溶液的酸碱性1．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□01酸性，25 ℃时，pH□02<7。

c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈□03中性，25 ℃时，pH□04＝7。

c(H＋)<c(OH－)，溶液呈□05碱性，25 ℃时，pH□06>7。

2．溶液的pH(1)定义式：pH＝□07－lg_c(H＋)。

(2)溶液的酸碱性跟pH的关系室温下：(3)pH的测定①用pH试纸测定把小片试纸放在□10表面皿上，用□11玻璃棒蘸取待测液点在干燥的pH试纸上，试纸变色后，与□12标准比色卡对比即可确定溶液的pH。

注意：a.pH试纸使用前不能用蒸馏水湿润，否则待测液因被稀释可能会产生误差。

b．用广泛pH试纸读出的pH只能是整数。

②pH计测定：可精确测定溶液的pH。

三、中和滴定1．实验原理利用酸碱□01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)＝□02c(HCl)·V(HCl)V(NaOH)酸碱中和滴定的关键：(1)准确测定参加反应的酸、碱溶液的□03体积。

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＋ OH2.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 ·。