高二化学下册《水的电离和溶液的酸碱性》知识点整理

[共研经典] 例 2 下列溶液一定呈中性的是( ) A．pH＝7 的溶液 B．c(H＋)＝c(OH－)的溶液 C．由强酸、强碱等物质的量反应得到的溶液 D．非电解质溶于水得到的溶液
[解析] 溶液呈中性的根本标志是 c(H＋)＝c(OH－)，B 正确；当 pH＝7 时，只说明 c(H＋)＝10－7 mol·L－ 1，当温度升高时，中性溶液中的 c(H＋)>10－7 mol·L－1，即 pH <7，故 A 错误；等物质的量的强酸与强碱， 由于它们所含的 H＋和 OH－的物质的量未知，因此无法判断它们混合后溶液的酸碱性。若 n(H＋)>n(OH－)， H＋过量，溶液呈酸性。若 n(OH－)>n(H＋)，OH－过量，溶液呈碱性，只有当 n(H＋)＝n(OH－)时，H＋与 OH－ 恰好完全反应，溶液才呈中性，故 C 也错误；非电解质只是它本身不能直接电离产生离子，当它溶于水时 可能与水反应生成能电离的物质，使溶液显酸性或碱性，如 SO2 溶于水生成 H2SO3，溶液显酸性。NH3 溶 于水生成 NH3·H2O，溶液显碱性，D 错。
要点 溶液的酸碱性与 pH
[重点诠释]
1．溶液酸碱性、c(H＋)、c(OH－)、pH 对照表
溶液 c(H＋)与 c(OH－)的大
c(H＋)/mol·L－1
性质
小关系
任意温度 (25 ℃)
中性 c(H＋)＝c(OH－) c(H＋)＝ Kw c(H＋)＝10－7 酸性 c(H＋)＞c(OH－) c(H＋)＞ Kw c(H＋)＞10－7 碱性 c(H＋)＜c(OH－) c(H＋)＜ Kw c(H＋)＜10－7
化颜色，根据指示剂的颜色变化就可以确定 pH 的范围。 (2)使用 pH 试纸。用 玻璃棒 蘸取待测溶液点到试纸上，将试纸的颜色与 标准比色卡 对照可以得到

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。

高二化学下册水的电离和溶液的酸碱性知识点水的电离分为两部分：水的离子积和电离平衡的影响因素。

能够从水是一种极弱的电解质，弱电解质的电离引入，接下来对水的离子积实行讲解，包括公式、适用范围及影响因素(温度)。

接下来是影响电离平衡的因素，可通过引导分析的方式分析出温度、加酸碱及可水解的盐的影响及原因，这个地方能够对比记忆：直接加氢或氢氧根，抑制水电离;加可水解的盐，促动水电离。

水溶液中H+与OH-的浓度是相等的，但是绝大部分溶液中二者是不相等的，就会显示酸性或者碱性。

接下来看一下溶液的酸碱性(过渡)。

这个部分的讲解能够从溶液酸碱性判断的依据及酸碱性强弱的表示方法两个方面实行讲解。

在用PH来表示溶液的酸碱性强弱的部分，除了讲解讲义上的PH的测定方法及常见酸碱指示剂及其的变色范围之外还应再扩展一部分——PH的计算方法。

计算方法分为五种情况：1. 单一酸碱溶液，直接根据公式、已知浓度实行计算。

2. 稀释，这种情况要注意酸碱无限稀释，PH会无限接近于7但是不会跨越7。

讲解后注意跟2019年上半年教资真题相结合。

3. 酸酸混合，注意混合后氢离子的浓度。

4. 碱碱混合，注意先计算混合后OH-的浓度，然后根据水的离子积换算出H+的浓度，再实行PH的计算。

5. 酸碱混合，根据混合后的结果又分为三种情况：中性、酸性、碱性。

混合后为酸性的，根据H+浓度的变化实行计算;混合后为碱性的，注意先计算混合后OH-的浓度，然后根据水的离子积换算出H+的浓度，再实行PH的计算。

注意结合2019年下半年教资真题。

除了理论计算之外我们还能够通过实验的方式测量溶液中的离子浓度。

接下来讲解酸碱中和滴定的实验原理、操作及误差分析。

《水的电离和溶液的 pH》知识清单一、水的电离1、水的电离方程式水是一种极弱的电解质，能发生微弱的电离：H₂O ＋ H₂O ⇌H₃O⁺＋ OH⁻，通常简写为：H₂O ⇌ H⁺＋ OH⁻。

2、水的离子积常数在一定温度下，水中的氢离子浓度与氢氧根离子浓度的乘积是一个常数，叫做水的离子积常数，用 Kw 表示。

Kw ＝ c(H⁺）·c(OH⁻）。

例如，在 25℃时，Kw ＝ 10×10⁻¹⁴。

需要注意的是，水的离子积常数只与温度有关，温度升高，Kw 增大。

3、影响水的电离平衡的因素（1）温度升高温度，水的电离平衡向右移动，电离程度增大，Kw 增大；降低温度，水的电离平衡向左移动，电离程度减小，Kw 减小。

（2）酸或碱向水中加入酸或碱，会抑制水的电离。

例如，加入盐酸，增大了氢离子浓度，水的电离平衡向左移动；加入氢氧化钠，增大了氢氧根离子浓度，水的电离平衡也向左移动。

（3）盐某些盐的加入可能会促进或抑制水的电离。

①强酸弱碱盐，如氯化铵，铵根离子水解会结合水电离出的氢氧根离子，从而促进水的电离。

②强碱弱酸盐，如碳酸钠，碳酸根离子水解会结合水电离出的氢离子，也促进水的电离。

③强酸强碱盐，如氯化钠，对水的电离无影响。

二、溶液的 pH1、 pH 的定义溶液的 pH 是用来表示溶液酸碱性强弱的指标。

pH ＝ lg c(H⁺），其中 c(H⁺）表示溶液中氢离子的物质的量浓度。

2、 pH 的取值范围通常情况下，pH 的取值范围是 0 14 。

当 pH ＜ 7 时，溶液呈酸性；pH ＝ 7 时，溶液呈中性；pH ＞ 7 时，溶液呈碱性。

3、 pH 的测定方法（1）pH 试纸使用广泛 pH 试纸时，将一小片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，然后与标准比色卡对照读出 pH 。

（2）pH 计pH 计能更精确地测定溶液的 pH 。

4、有关 pH 的计算（1）单一溶液①强酸溶液，如 c(HCl) ＝ 01 mol/L ，则 pH ＝ lg 01 ＝ 1 。