知识点一 水的电离和水的离子积
、 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 ×10-7mol/L ，平衡常数 K 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
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
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 )。
① K 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
c(H )?c(OH -) c(H 2O)
温度越高 K 电离越大。
H 2，使
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。
⑶ pH 的适用范围
c(H +)的大小范围为：1.0 ×10-14mol ·L -1当c(H+) ≥1mol ·-1L或c(OH -) ≥1mol ·-1时L，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
② pH 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 ）。
③ pH 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 ＝－ lgc （H ）＝－ lgnc ； 1.0× 10
－14 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 ）＝ nc mol/L ，
pH ＝－ lgc(H )＝ 14＋ lg nc 。
② 已知 pH 求强酸强碱浓度
2.加水稀释计算
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。
先求 c （H ＋）余＝
c （H ＋） ·V （酸）－c （OH －） ·V （碱），再求 pH 。 ③碱过量：
V （酸）＋V （碱）
（ 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 若为强酸与弱碱，混合后 若为弱酸与强碱，混合后
规律：谁弱谁过量，谁弱显谁
① 强酸 pH=a ，加水稀释 ② 弱酸 pH=a ，加水稀释 ③ 强碱 pH=b ，加水稀释
10n
倍，则 pH=a+n 。
10n
倍，则 pH10n 倍，则 pH=b-n 。 ④ 弱碱 pH=b ，加水稀释 10n
倍，则 pH>b-n 。
3.酸碱混合计算
（1）两种强酸混合 c （H +）混=
V
1 V
2 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， （2）两种强碱混合 c （OH -
）混=
c(H )1V 1
c(H )2 V 2
pH 混 ≈pH 小 +0.3.
c(OH )1V 1 c(OH )2 V 2
注意：当二者 pH 差值≥ 2， （3）强酸、强碱混合，
①强酸和强碱恰好完全反应， ②酸过量：
V 1 V 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 大 -0.3.
溶液呈中性，
pH=7.
V （酸）＋V （碱）
先求 c （OH －）余
＝
c （OH
－）·
V （碱）－c （H
＋）·
V （酸）
，再求 c （H ＋）＝
K W － ，然后求 pH 。 c （OH ）
pH=7 pH>7 pH<7
