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。
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在任何水溶液中，均存在水的电离平衡，也就是任何水溶液中都是H+、OH-共存的。由水电离产生的c(H+)、c(OH-)总是相等的。任何水溶液中都存在Kw=c(H+) . c(OH-)
4.水电离的离子浓度计算
酸：C(OH—)溶液= C(OH—)水
碱：C(H+)溶液= C(H+)水
盐：酸性C(H+)溶液= C(H+)水
碱性C(OH—)溶液= C(OH—)水
知识点二溶液的酸碱性与pH
1、溶液酸碱性的判断
溶液呈酸性、碱性还是中性，应看c(H＋)和c(OH－)的相对大小，判断溶液酸碱性的依据主要有三点：
判据1在25℃时的溶液中：
c(H＋)>1×10－7 mol/L溶液呈酸性
c(H＋)＝1×10－7 mol/L溶液呈中性
c(H＋)<1×10－7 mol/L溶液呈碱性
常温下，c(H＋)>10－7 mol/L时，溶液呈酸性，且c(H＋)越大，酸性越强；c(OH－)越大，碱性越强。
判据2在25℃时的溶液中：
pH<7溶液呈酸性
pH＝7溶液呈中性
pH>7溶液呈碱性
判据3在任意温度下的溶液中：
c(H＋)>c(OH－)溶液呈酸性
c(H＋)＝c(OH－)溶液呈中性
c(H＋)注意用pH判断溶液酸碱性时，要注意条件，即温度。不能简单地认为pH等于7的溶液一定为中性，如100℃时，pH＝6为中性，pH<6才显酸性，pH>6显碱性，所以使用pH时需注明温度，若未注明温度，一般认
为是常温，就以pH＝7为中性。
2、溶液的pH
对于稀溶液来说，化学上常采用pH来表示喜荣归也酸碱性的强弱。
⑴概念：表示方法
pH=-lgc(H+) c(H+)=10-pH
⑵溶液的酸碱性与pH的关系(常温时)
①中性溶液：c(H+)=c(OH-)=1×10-7mol·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。
⑶pH的适用范围
c(H+)的大小范围为：1.0×10-14mol·L-1当c(H+)≥1mol·L-1或c(OH-)≥1mol·L-1时，用物质的量浓度直接表示更方便。
（4）物理意义：pH越大，溶液的碱性越强；反之，溶液的酸性越强。pH每增大一个单位c（H+）减小至原来的1/10，c(OH-)变为原来的10倍。
3、溶液pH的测定方法
①酸碱指示剂法：只能测出pH的范围，一般不能准确测定pH。
②pH 试纸法：粗略测定溶液的pH 。
pH 试纸的使用方法：取一小块pH 试纸放在玻璃片(或表面皿)上，用洁净的玻璃棒蘸取待测液滴在试纸的中部，随即(30s 内)与标准比色卡比色对照，确定溶液的pH 。
测定溶液pH 时，pH 试剂不能用蒸馏水润湿(否则相当于将溶液稀释，使非中性溶液的pH 测定产生误差)；不能将pH 试纸伸入待测试液中，以免污染试剂。pH 一般为整数。
标准比色卡的颜色按pH 从小到大依次是：红 (酸性)，蓝 (碱性)。 ③pH 计法：通过仪器pH 计（也叫酸度计）精确测定溶液pH 。 知识点三 有关溶液pH 的计算 有关pH 的计算 基本原则：
一看常温，二看强弱（无强无弱，无法判断），三看浓度（pH or c ） 酸性先算c(H +)，碱性先算c(OH —)
1.单一溶液的pH 计算 ①由强酸强碱浓度求pH 。在25℃
强酸溶液(H n A)，其物质的量浓度为c mol/L ，则：c (H ＋)＝nc mol/L ，pH ＝－lg c (H ＋
)＝－lg nc ；
强碱溶液[B(OH)n ]，其物质的量浓度为c mol/L ，则c (OH －
)＝nc mol/L ，c (H ＋
)＝
1.0×10
－14
nc
mol/L ，
pH ＝－lg c (H ＋
)＝14＋lg nc 。 ②已知pH 求强酸强碱浓度
2.加水稀释计算
①强酸pH=a ，加水稀释10n 倍，则pH=a+n 。 ②弱酸pH=a ，加水稀释10n 倍，则pHb-n 。
⑤酸、碱溶液无限稀释时，pH 只能约等于或接近于7，酸的pH 不能大于7，碱的pH 不能小于7。 ⑥对于浓度（或pH ）相同的强酸和弱酸，稀释相同倍数，强酸的pH 变化幅度大。
3.酸碱混合计算 （1）两种强酸混合
c(H +)
混=
注意：当二者pH 差值≥2[c(H+)]相差100倍以上时，等体积混合时可用近似规律计算，pH 混≈pH 小+0.3. （2）两种强碱混合
c(OH -)
混=
注意：当二者pH 差值≥2[c(OH-)]相差100倍以上时，等体积混合时可用近似规律计算，pH 混≈pH 小-0.3.
（3）强酸、强碱混合，
①强酸和强碱恰好完全反应，溶液呈中性，pH=7. ②酸过量：
先求c (H ＋
)余＝c (H ＋)·V (酸)－c (OH －)·V (碱)V (酸)＋V (碱)
，再求pH 。
③碱过量：
先求c (OH －)余＝c (OH －)·V (碱)－c (H ＋
)·V (酸)V (酸)＋V (碱)，再求c (H ＋
)＝K W c (OH －)，然后求pH 。
（4）酸碱中和反应后溶液pH 的判断：
①当酸与碱pH 之和为14，等体积混合后（常温下） 若为强酸与强碱，混合后pH=7 若为强酸与弱碱，混合后pH>7 若为弱酸与强碱，混合后pH<7 规律：谁弱谁过量，谁弱显谁性。
2
12
211V V V )c(H V )c(H ++++2
12211V V V )c(OH V )c(OH ++--
