高中化学知识点：水的电离和溶液的酸碱性

知识小结:溶液稀释的PH计算有关规律
1、强酸（碱）每稀释10倍，pH值向7靠拢 一个单位。
2、弱酸（碱）每稀释10倍，pH值向7靠拢 不到一个单位 3、 pH=6或8时，不可忽略水的电离，只能 接近7； 酸碱溶液无限稀释，pH只能接近7：酸不 能等于或大于 7；碱不能等于或小于7。 4.酸（碱）溶液稀释时，OH－（H+）的物 质的量浓度将增大。
方法二：用pH计测定
三、pH的计算 酸性溶液，直接求pH 碱性溶液，先求pOH（或c(H+)），再求pH 混合溶液，先判断酸碱性， 再根据以上方法求 无限稀释接近7
➢pH计算１—— 强酸的稀释
例题：在25℃时，pH值等于3的盐酸溶液稀释到原来的 100倍，pH 值等于多少？
解： [H+]=
=1.0 ×10-5mol/L
➢pH计算4—— 强酸与强酸混合
例题：在25℃时，pH值等于1的盐酸溶液和pH值等于4 的硫酸溶液等体积混合pH值等于多少？
解：pH=-lg[H+] =-lg（1×10—1+1×10—4）/（1+1） =-lg5×10—2 =2-lg5 =1.3
关键：抓住氢离子进行计算！
➢pH计算5—— 强碱与强碱混合
关键：碱过量抓住氢氧根离子进行计算！
pH计算8 弱酸强碱或强酸弱碱混合
（1）PH为12 的NaOH溶液和PH为2的醋酸溶液等体积相 混合，则混合液呈__酸___性
（2）PH为12的氨水和PH为2的盐酸等体积相混合，则混 合液呈 __碱____性
（3）PH为2的盐酸和PH为12的某碱等体积相混合，则混 合液PH_大__于__等__于__7
√ 6、pH值相同的强酸和弱酸中[H+] 物质的量的浓

课时38水的电离和溶液的酸碱性知识点一水的电离（一）水的电离平衡【考必备·清单】1．水的电离(1)水是极弱的电解质，其电离方程式为H2O＋H2O⇌H3O＋＋OH－，可简写为H2O⇌H＋＋OH－。

(2)25 ℃时，纯水中c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－7 mol·L－1。

[名师点拨]任何情况下，水电离产生的c(H＋)、c(OH－)总是相等的。

2．水的离子积常数[名师点拨]K W＝c(H＋)·c(OH－)中的H＋和OH－不一定都是由水电离出来的，而是指溶液中的c(H＋)和c(OH－)。

3．水电离平衡的影响因素(1)温度：温度升高，促进水的电离；温度降低，抑制水的电离。

(2)酸、碱：抑制水的电离。

(3)能水解的盐：促进水的电离。

(4)实例(填写下表)：体系变化条件移动方向K W电离程度c(OH－)c(H＋)加酸逆不变减小减小增大加碱逆不变减小增大减小[名师点拨] ①给水加热，水的电离程度增大，c (H ＋)＞10－7 mol ·L －1，pH<7，但水仍显中性。

②酸、碱能抑制水的电离，故室温下，酸、碱溶液中水电离产生c (H ＋)<1×10－7 mol ·L －1而能水解的盐溶液中，水电离产生的c (H ＋)[或c (OH －)]>1×10－7 mol ·L －1。

(二)水电离出的c 水(H ＋)或c 水(OH －)的计算 【考必备·清单】1．当抑制水的电离时(如酸或碱溶液)在溶液中c (H ＋)、c (OH －)较小的数值是水电离出来的。

如下表：2．当促进水的电离时(如盐的水解)在溶液中c (H ＋)、c (OH －)较大的数值是水电离出来的。

如下表：【探题源·规律】[示例] 25 ℃时，在等体积的①pH ＝0的H 2SO 4溶液、②0.05 mol ·L－1的Ba(OH)2溶液、③pH ＝10的Na 2S 溶液、④pH ＝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[解析] H 2SO 4与Ba(OH)2抑制水的电离，Na 2S 与NH 4NO 3促进水的电离。

C(H+) =
=
=1 ×10-4mol/L =1 ×10-10mol/L
pH=-lgC(H+) =10
关键：抓住氢氧根离子进行计算！
练习
溶液的稀释
pH=3的稀盐酸加水稀释100倍 pH=2的稀硫酸加水稀释100倍
稀释后 溶液pH
5 4
pH=11的NaOH溶液加水稀释100倍
9
pH=12的Ba(OH)2溶液加水稀释100倍
pH=7 （25℃）
碱性溶液： c（H+）<c（OH—）
pH>7 （25℃）
（一般不特别说明均指常温25℃）
2、pH＝－lgC(H＋)
相关计算：稀释不变性、酸以氢、碱以氢氧根、酸碱
比谁狠。
3、pH的测定
pH计算9 pH= 2的盐酸和pH= 13的氢氧化钠混合，
（1）若使混合后的溶液呈中性，则V酸/V碱=? （2）混合后溶液的pH=3 V酸/V碱=? （3）混合后溶液的pH=11 V酸/V碱=?
同pH的酸稀释相同的倍数，强酸和弱酸变化幅度大的是？
练习 A
常温下溶液的pH
0
酸性增强 碱性增强
1
2
3
4
5
中性
6 7
8
9
10
11
12
13
14
C(H+) C(OH-)
100 10-1 10-2 10-3 10-4
10-14 结论：
10-13 10-12
1.强酸（或强碱）每稀释10倍，
10-11 10-10
练习
1、有相同pH的三种酸HX、HY、HZ的溶液，稀释相同倍数后，pH
的 变 化值 依 次 增 大 ， 则 HX、 HY、 HZ的 酸 性 由 强 到弱 的 顺 序 是

Kw只与温度有关（与浓度无关），
温度升高， Kw值增大
如： 25 ℃时， Kw =1.0× 10-14 ；
100 ℃时， Kw = 1.0×10-12
3. 外界条件对水的电离平衡及Kw 的影响
⑴水的电离为吸热过程，升高温度，水的电离平衡
向电离方向移动， KW增大。
⑵温度不变，加入酸或碱，电离产生H+或OH-，能抑
⑵25 ℃ 时，纯水中c(H+) = c(OH-) =1.0×10-7 mol/L
2.水的离子积常数
K 电离＝
c(H+) •c(OH-）
c(H2O）
c(H+)•c(OH-)= K电离.c(H2O)=
Kw
Kw=c(H+)•c(OH-)
KW 叫做水的离子积常数，简称水的离子积。
25 ℃ 时，纯水的KW = c(H+) . c(OH-) =1.0×10-14
碱性溶中：
c(H+)
Kw
= c(OH-)
练习. 常温下 ①在0.01 mol/L HCl溶液中,
c (H+)= 0.01 mol/L ，c (OH-)=1.0×10-12 mol/L，
由水电离出的OH-浓度= 1.0×10-12 mol/L，由水电离出的
H+ 浓度= 1.0×10-12 mol/L 。,
不移动
不变
不变
不变
升高30 ℃
正向
增大
增大
增大
c(H+)
变化
二. 溶液的酸碱性与pH
任何水溶液中都是H+、OH-共存的。
任何水溶液中都存在Kw=c(H+).c(OH-)
（ 25℃ 时， Kw=1.0 × 10-14 ）

水的电离和溶液的酸碱性【八大题型】【新高考通用】【知识点1水的电离与水的离子积常数】【知识点2溶液的酸碱性与pH 】【知识点3酸碱中和滴定】【题型1水的电离及影响因素】【题型2水的电离的相关计算】【题型3水的电离有关图像】【题型4溶液酸碱性的判断】【题型5有关pH 的简单计算】【题型6中和滴定的操作与指示剂选择】【题型7中和滴定的误差分析】【题型8滴定曲线的分析与应用】【过关测试】考点要求真题统计考情分析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。

3．能选择实例说明溶液pH 的调控在工农业生产和科学研究中的重要作用。

4．理解酸碱中和滴定，能根据实验试题要求分析或处理实验数据，得出合理结论；能够分析以图像形式考查滴定曲线。

2024·安徽卷7题，3分；2024·安徽卷7题，3分；2024·山东卷10题，2分；2023湖南卷12题，4分；2022辽宁卷15题，3分；2022·浙江卷1题，2分；2022·浙江卷17题，2分2021湖北卷14题，3分；2021海南卷14题，4分；本专题试题主要结合图像考查溶液的酸碱性判断、pH 的计算，以及离子浓度的大小比较等；以酸碱中和滴定为载体，考查微粒浓度的变化。

预测2025年结合图像，考查水的电离平衡与溶液酸碱性的关系，以及pH 的相关计算等；考查氧化还原滴定、沉淀滴定等有关计算，注意滴定现象、操作、误差分析。

【思维导图】【知识点1水的电离与水的离子积常数】1.水的电离(1)水是极弱的电解质，其电离过程吸热(填“吸热”或“放热”)。

水的电离平衡常数的表达式为K=c(H+)·c(OH-)c(H2O)。

(2)影响水的电离平衡的因素①温度：温度升高，水的电离平衡向正方向移动，c(H+)和c(OH-)均增大(填“增大”“减小”或“不变”)。

②加酸或碱会抑制(填“促进”或“抑制”)水的电离。

3 L 2 L c c 102 mol / L ,解得c=0.05 5L
第18页 共 151 页
4.用pH试纸测定溶液pH的正确操作是( 在试纸上,再与标准比色卡对照
)
A.将一小块试纸放在表面皿上,用玻璃棒蘸取少量待测液点 B.将一小块试纸用蒸馏水润湿后放在表面皿上,用玻璃棒蘸 取少量待测液点在试纸上,再与标准比色卡对照 C.将一小块试纸在待测液中蘸一下,取出后放在表面皿上,与
标准比色卡对照
D.将一小块试纸先用蒸馏水润湿后,在待测液中蘸一下,取出 后与标准比色卡对照 答案:A
第19页 共 151 页
解析:用pH试纸测定溶液的pH时应将一小块试纸放在表面皿 或玻璃片上,用玻璃棒蘸取待测液点在试纸上,再与标准比色 卡对照｡试纸在使用前不能用蒸馏水润湿,否则待测液被稀释 可能产生误差｡
第16页 共 151 页
3.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( A.0.01 mol/L B.0.017 mol/L C.0.05 mol/L D.0.50 mol/L 答案:C )
第17页 共 151 页
解析:设原溶液的浓度为c,则混合后溶液中 c(OH-)=10-2mol/L,即 mol/L,故选C｡
解析:pH=11的溶液可能是碱溶液或盐溶液,若为碱溶液,则抑 制水的电离,水电离出的c(OH-)=1.0×10-11 mol/L;若为盐溶 液,即该盐水解使溶液pH=11,则由水电离出的 c(OH-)=1.0×10-3 mol/L｡
第22页 共 151 页
6.(2009·黄冈模拟)一定物质的量浓度溶液的配制和酸碱中 和滴定是中学化学中两个典型的定量实验｡某研究性学习小 组在实验室中配制1 mol/L的稀硫酸标准溶液,然后用其滴定 某未知浓度的NaOH溶液｡下列有关说法中正确的是 A､B､D ________｡

体液
尿液
胃液
血浆
胰液
pH
4.7 ∼ 8.4
0.9 ∼ 1.5
7.35 ∼ 7.45
7.5 ∼ 8.0
① 人体的尿液一定呈碱性吗？
[答案] 不是。尿液的 pH 为 4.7 ∼ 8.4 ，可能显酸性、中性或碱性。
② 人体的胃液能使紫色石蕊溶液变红吗？
[答案] 能。胃液的 pH 为 0.9 ∼ 1.5 ，小于7，显酸性，因此人体的胃液能使
(H+ )−(OH− )
， pH
V1 +V2
=
= −lg混 (H+ ) ；
(OH− )−(H+ )
， (H + )
V1 +V2
=

W
， pH
(OH− )
= −lg(H + ) 。
混
常温下，酸、碱溶液等体积混合，且酸溶液与碱溶液的 pH 之和为14：
若为强酸与强碱，则 pH = 7 ；
碱
. (H + )＜(OH − ) ，溶液呈③_______________性。
2.溶液的 pH 与 (H + ) 及酸碱性的关系
计算公式
+
−lg(H
)
pH＝ ④________________________________
意义
越强
pH 越大，溶液的碱性⑤________________；
的 pH 吗？
提示
可以通过测量 pH 来鉴别二者。普通水应为中性或因为溶解了二氧化
碳而呈弱酸性。广泛 pH 试纸能测量整数值，所以应用 pH 计测量其 pH 。
问题2： 常温下，取该品牌水 100 mL ，加水稀释到100倍，则 pH = 5.3 吗？

栏 目 链 接
综合
拓展 一、影响水的电离平衡的因素 H 2O
高温
H＋＋OH－ ΔH＞0
条件变化 升高温度
加酸 加碱 加活泼金
移动方向 向右移动
向左移动 向左移动
c(H＋) 增大
增大 减小
c(OH－) 增大
减小 增大
Kw 增大
不变 不变
栏 目 链 接
属如Na
向右移动
减小
增大
不变
♨ 特别提示： (1)不同的溶液中，c(H＋)与c(OH－)不一
接
Kw ＝ ______________ 。在室温下，纯水中的 c(H ＋ ) ＝ c(H＋)· c (OH－ ) Kw＝__________。 c(OH－)＝______ mol/L ， 10－7 1.0×10－14
(3)影响因素： 温度的影响，温度升高，Kw____。 水的离子积Kw，只受____ 增大 (4)适用范围： Kw不仅适用于纯水，也适用于 __________________________________________________ 稀的电解质水溶液 。 ______________________
栏 目 链 接
(2)溶液的酸碱性与pH的关系。 室温下： 酸性溶液 ＜ ， c(H＋)__ ＞ c(OH－)，pH__7
栏 目 链 接
强； pH越小，溶液ຫໍສະໝຸດ 酸性越__ 中性溶液 ＝ c(OH－)，pH__7 ＝ ， c(H＋)__ ＞ ， ＜ c(OH－)，pH__7 c(H＋)__
碱性溶液
强。 pH越大，溶液的碱性越____
定相等，但由水电离产生的c(H＋)与c(OH－)一定相等，判断
溶液中水的电离程度时，酸溶液看c(OH－)，碱溶液看c(H＋)。 (2)促进水的电离平衡的因素有升温、加活泼金属、加入 含弱酸 (或碱 )离子的盐 (后边学习)；抑制水的电离平衡因素 有降温、加入酸(或强酸的酸式盐)、加入碱。 (3)水的离子积常数Kw仅仅是温度的函数，温度升高，Kw 增大，温度不变，Kw不变，此时若c(H＋)增大，则c(OH－)必 减小，反之亦然。

C(H+) = 1×10—7mol/L C(OH-) = 1×10—7mol/L
讨论：KW100℃=10-12 在100 ℃ 时，纯水中C(H+)为多少？
C(H+) =10-6mol/L C(H+) ＞1×10—7mol/L是否说明100 ℃ 时纯水溶液呈酸性？
不是，此时的纯水仍然呈中性！ 100℃ 时， C(H+) = 1×10—7mol/L溶液呈酸性还是碱性？ 呈酸性！ 碱性！
2、影响KW的因素
KW只是温度的函数（与浓度无关） 温度升高， KW值增大
如：KW25℃=10-14 KW100℃=10-12
讨论
条件改变对水的电离平衡及Kw的影响
1. 升高温度，Kw增大。已知KW100℃=10-12，则在100 ℃时纯水 中的[H+]等于多少？
C(H+) ＝ 10-6
2. 温度不变，加入溶质对水的电离平衡及KW的影响。 加入酸（如：HCl）或碱（如：NaOH）对水的电离有什么 影响？（促进还是抑制？）Kw呢？ 酸碱由于电离产生H+或OH-，能抑制水的电离，使水的电
有关pH的计算
3、强酸、强碱溶液两两等体积混合后溶液的计算
混合物质 A、B均为酸 A、B均为碱 A是酸、B是碱 两种溶液pH关系 混合后溶液 pH pHA+0.3 pHB-0.3 7 pHA+0.3
pHA<pHB pHA<pHB pHA+pHB=14 pHA+pHB<14(酸剩 余) pHA+pHB>14(碱剩 pHB-0.3 注意：酸碱溶液的 pH 余 ) 之差必须≥2，否则误差较大。
有关pH的计算
1、单一溶液的计算 ①强酸溶液中，如 HnA ，设浓度为 c mol/L , C(H+) =nc mol/L ， pH= －lg C(H+) = －lg nc ； ②强碱溶液中，如B(OH)n ，设浓度为c mol/L , C(H+) =10-14/nc ，pH= －lg C(H+) = 14＋ lg nc；

酸电离的＋水电离的 水电离的 c(OH－)
≈ 0.001mol/L
Kw = c(H+)×c(OH-) = 1×10-14
水电离的 c(OH-) 1.0×10-11 mol/L
二、 溶液的酸碱性与pH 1.溶液的酸碱性与c（H+）和c（OH-）的关系（室温） 酸性溶液c（H+） ＞c（OH-）， c（H+） ＞1.0×10-7 mol/L 中性溶液c（H+） =c（OH-）=1.0×10-7 mol/L 碱性溶液c（H+） ＜c（OH-）， c（H+）＜1.0×10-7 mol/L 2.溶液的酸碱性与pH的关系 (1)pH的定义 pH是c（H+）的负对数，即pH=- lgc（H+） 。 (2)pH与溶液酸碱性的关系 25 ℃时，溶液pH与溶液酸碱性的关系可用图表示：
高中化学 选择性必修1
第三章 第 二节 水的电离和溶液的PH
第1课时 水的电离 溶液的酸碱性与PH
学习目标
1.知道水是一种极弱的电解质，认识水的电离平衡及其影响因素。 2.认识水的离子积常数，能进行溶液pH的简单计算。 3.了解溶液的酸碱性与pH的关系。
用电导仪测定水的电导率，如上图。接通直流电 源，发现纯水的电导率不为零，说明纯水中含有 自由移动的离子，纯水中部分水发生了电离。
增大c(OH-)，则平衡向左移动，水的电离被抑制，由于水的电离平衡仍然存在，Kw不变，则 c(H+)必然会减小。
3.、水的离子积常数（Kw） （1）Kw的推导 根据电离常数的定义，水的电离常数可写为c（H+）·c（OH-）＝K电离·c（H2O）。从实验 可知，在室温时55.6 mol纯水中只有1×10-7 mol H2O电离，电离前后n（H2O）几乎不变， 因此c（H2O）可视为常数，K电离为常数，所以K电离·c（H2O）必然也为常数，用Kw表示， 因此有： Kw＝c（H+）·c（OH-） （2）Kw的影响因素 ①Kw只受温度的影响。水的电离是一个吸热过程，温度升高，Kw增大。 ②室温下，Kw＝c（H+）·c（OH-）＝1×10-14。 （3）Kw的适用范围 Kw不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质水溶液。

高二化学选修四第3章知识点物质在水溶液中的行为高二化学选修四第3章知识点物质在水溶液中的行为化学是一门以实验为载体的科学以研究物质的结构、变化。

小编准备了高二化学选修四第3章知识点，具体请看以下内容。

一、水溶液1、水的电离H2OH++OH-水的离子积常数KW=[H+][OH-]，25℃时，KW=1.010-14mol2L-2。

温度升高，有利于水的电离，KW增大。

2、溶液的酸碱度室温下，中性溶液：[H+]=[OH-]=1.010-7molL-1，pH=7酸性溶液：[H+][OH-]，[H+]1.010-7molL-1，pH7碱性溶液：[H+][OH-]，[OH-]1.010-7molL-1，pH73、电解质在水溶液中的存在形态(1)强电解质强电解质是在稀的水溶液中完全电离的电解质，强电解质在溶液中以离子形式存在，主要包括强酸、强碱和绝大多数盐，书写电离方程式时用=表示。

(2)弱电解质在水溶液中部分电离的电解质，在水溶液中主要以分子形态存在，少部分以离子形态存在，存在电离平衡，主要包括弱②强碱弱酸盐水解显碱性。

CH3COONa+H2OCH3COOH+NaOH③强酸强碱盐不水解。

④弱酸弱碱盐双水解。

Al2S3+6H2O=2Al(OH)3+3H2S(3)水解平衡的移动加热、加水可以促进盐的水解，加入酸或碱能抑止盐的水解，另外，弱酸根阴离子与弱碱阳离子相混合时相互促进水解。

三、沉淀溶解平衡1、沉淀溶解平衡与溶度积(1)概念当固体溶于水时，固体溶于水的速率和离子结合为固体的速率相等时，固体的溶解与沉淀的生成达到平衡状态，称为沉淀溶解平衡。

其平衡常数叫做溶度积常数，简称溶度积，用Ksp表示。

PbI2(s)Pb2+(aq)+2I-(aq)Ksp=[Pb2+][I-]2=7.110-9mol3L-3(2)溶度积Ksp的特点Ksp只与难溶电解质的性质和温度有关，与沉淀的量无关，且溶液中离子浓度的变化能引起平衡移动，但并不改变溶度积。

第二节水的电离和溶液的酸碱性第一课时 水的电离1．水是极弱的电解质，其电离方程式为H 2OH ＋＋OH －。

2．常温下，水的离子积常数K W ＝c (H ＋)·c (OH －)×10－14。

3．K W 只受温度的影响，不受溶液酸、碱性的影响，温度不变，K W 不变。

4．升高温度能促进水的电离，水的离子积常数增大。

水的电离水是一种极弱的电解质，电离方程式为H 2O ＋H 2O H 3O ＋＋OH －，简写为H 2OH ＋＋OH －，水的电离常数K 电离＝c (H ＋)·c (OH －)c (H 2O )。

2．影响水电离平衡的因素改变条件 水的电离 平衡 溶液中 c (H ＋) 溶液中 c (OH －) 升高温度 右移 增大 增大 加入酸 左移 增大 减小 加入碱 左移 减小 增大 加入活泼 金属(如Na)右移减小 增大1．[双选题]下列微粒中能影响水的电离平衡，且使水的电离平衡向左移动的是( ) A ．HSO －4 B ．C 2H 5OH C ．Na D ．[ O H]－解析：A 项HSO －4电离出H ＋使溶液显酸性抑制水的电离；B 项C 2H 5OH 是非电解质，对H 2O 的电离无影响；C 项金属钠使H 2O 电离平衡向右移动；D 项为OH －，抑制水的电离。

答案：AD水的离子积常数[自学教材·填要点]1．推导由精确的实验可知，25℃时，1 L纯水( mol)只有1×10－7 mol H2O电离，则c(H2O)几乎不变，可视为常数，又因为K电离为常数，所以c(H＋)·c(OH－)＝K电离·c(H2O)为一常数，记为K W。

2．表达式K W＝c(H＋)·c(OH－)；25℃时，K W＝×10－14。

3．影响因素水的离子积K W，只受温度的影响，温度升高，K W增大。

4．适用范围K W不仅适用于纯水，还可适用于稀的电解质水溶液。

水的电离和pH值水是地球上最常见的物质之一，它是一种无色、无味、透明的液体。

然而，水并不是一种简单的化合物，它具有一些特殊的性质和变化过程。

其中一个重要的性质是水的电离能力，以及由此引发的pH值的测定。

本文将探讨水的电离原理和pH值的相关知识。

一、水的电离水的电离是指水分子在自然情况下，自发地分解成带正电荷的氢离子（H+）和带负电荷的氢氧根离子（OH-）。

这个过程可以用以下化学方程式来表示：H2O ↔ H+ + OH-在普通的水溶液中，水的电离程度非常小，即水分子只经过极少部分的电离。

换句话说，水溶液中大部分分子仍然是以水分子的形态存在，而只有极少部分分解为离子。

这是因为水分子本身是一个非常稳定的分子，水中的电离仅仅是一种微弱的动态平衡过程。

水的电离程度可以通过酸碱指示剂来观察和测定。

酸碱指示剂是能够根据电离程度的不同而呈现颜色变化的化合物。

例如，酚酞是一种常用的酸碱指示剂，它在酸性溶液中呈现红色，而在碱性溶液中则呈现无色或黄色。

通过酸碱指示剂的颜色变化，我们可以判断水溶液的酸碱性质。

二、pH值的测定pH值是用来衡量溶液酸碱性质的一个指标。

pH值的取值范围是0-14，其中7表示中性。

小于7的pH值表示酸性溶液，而大于7的pH值表示碱性溶液。

pH值的计算是通过负对数函数来实现的。

具体而言，pH值等于溶液中氢离子浓度的负对数。

即：pH = -log[H+]其中[H+]代表溶液中氢离子的浓度。

对于纯净水来说，由于电离程度非常小，所以[H+]会非常小，因此pH值约等于7，接近中性。

通过使用pH试纸、pH计或其他酸碱指示剂，我们可以测定溶液的pH值。

这帮助我们判断溶液的酸碱性，并据此进行相应的调节和应用。

三、水的电离与生活中的应用水的电离和pH值在生活中有着广泛的应用。

以下是一些例子：1. 水质监测：在环境保护和水资源管理中，了解水的pH值能够帮助我们评估水的酸碱性，从而判断水的适用性和处理方法。

2. 酸碱度调节：在许多化工和实验室操作中，需要控制溶液的酸碱度。

C. K+、Na+、Cl-、SO42- D.Mg2+、Cu2+、SO42-、 练习C6l-、水的电离过程为H2O H+ + OH-，在不同温度下 其离子积为Kw(25℃)=1×10-14， Kw(35℃) =2.1 ×10-
14。则下列叙述正确的是：
D
A、c(H+)随着温度的升高而降低
B、在35℃时，纯水中 c(H+)＞c(OH-)
c(H+)又是
说明
①酸性溶液中c(H+)，以酸所电离出的H+浓度为 准，若酸过度稀释，c(H+)接近10-7mol/L,但略 大于10-7mol/L ②碱性溶液中c(OH-)，以碱所电离出的OH-浓度 为准，若碱过度稀释，c(OH-)接近10-7mol/L, 但略大于10-7mol/L
练习1、纯水在10℃和50℃的H+浓度，前者与后者的关
③＞④ ＞ ① ＞ ②
第二节 水的电离和溶 液的酸碱性
溶液pH的计算
2020年6月9日星期二
安陆一中化学组
二、溶液的酸碱性与pH值
1、定义：化学上常采用H+浓度的负对数来表示溶液 的酸碱性。
2、表示方法：pH=-lg c（H+）
3、溶液的酸碱性与pH值的关 酸系性溶液： c（H+）>c（OH—） pH<7
1、酸 2、碱
抑制水的电离，Kw保持不变
3、温度
升高温度促进水的电离，Kw增大
4、加入能消耗H+和OH-的物质
如：①Na、②Cu2+、③ 注意CH：3KCwOO是-一个温度函数，只随温度的升高而 增大.
三、溶液的酸、碱性跟c(H+)、c(OH-)的关系

水的电离与酸碱性水是生命的基础，它在我们日常生活中扮演着重要的角色。

我们经常听说关于水的电离和酸碱性的概念，那么让我们来深入了解一下水的电离和酸碱性的原理以及它们在生活中的应用。

1. 水的电离水分子由一个氧原子和两个氢原子组成。

它的化学式为H2O。

在水中，由于氧原子的电负性较高，它会吸引氢原子的电子，形成一个部分正电荷的氧离子（O^-）和两个部分负电荷的氢离子（H+）。

这个过程称为水的电离。

H2O → H+ + O^-在纯净水中，水的电离程度非常小，只有极少数的水分子会发生电离。

这表明水是一种非常弱的电解质。

但是，在存在其他溶质时，水的电离程度会增加，从而改变水的性质。

2. 酸碱性的定义酸和碱是指那些能够在水中产生氢离子（H+）和氢氧根离子（OH^-）的物质。

酸释放出氢离子，而碱释放出氢氧根离子。

酸的化学式通常以H开头，例如HCl、H2SO4。

而碱的化学式通常以OH结尾，例如NaOH、KOH。

酸碱的强弱可以通过它们的离解程度来判断。

离解程度越高，酸碱越强。

pH值是衡量溶液酸碱性的指标，pH值越低，酸性越强，pH值越高，碱性越强。

3. 水的自离解和pH纯净水中，水的电离作用可以达到平衡状态，即水的自离解。

在这个平衡过程中，水分子自发地产生氢离子和氢氧根离子。

H2O ⇌ H+ + OH^-由于水的自离解是一个平衡过程，所以水中H+和OH^-的浓度是相等的。

在纯净水中，[H+]和[OH^-]的浓度均为10^-7 mol/L。

由此可以得到，纯净水的pH值为7，称为中性溶液。

当[H+]的浓度大于[OH^-]时，溶液呈酸性，pH值小于7。

当[H+]的浓度小于[OH^-]时，溶液呈碱性，pH值大于7。

4. 应用水的电离和酸碱性在生活中有着广泛的应用。

以下是一些例子：4.1 肥皂和洗涤剂肥皂和洗涤剂是由碱性物质制成的。

它们的碱性能够中和皮肤表面的酸性物质，从而起到清洁的作用。

另外，肥皂和洗涤剂也可以通过中和酸性物质来去除一些特定的污渍。

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。