化学一轮复习--水的电离_溶液的酸碱性
2020年高考化学一轮复习：水的电离和溶液的酸碱性
第2讲水的电离和溶液的酸碱性【2020备考】最新考纲：1•了解水的电离和水的离子积常数。
2•了解溶液pH的定义。
3•了解测定溶液pH的方法，能进行pH的简单计算。
核心素养：1.变化观念与平衡思想：认识水的电离有一定限度，是可以调控的。
能多角度、动态地分析水的电离，运用平衡移动原理解决实际问题。
2•科学探究与创新意识：能发现和提出酸碱中和滴定中有探究价值的问题；能从问题和假设出发，确定探究目的，设计探究方案，进行实验探究；在探究中学会合作，面对“异常”现象敢于提出自己的见解，进行误差分析。
考点一水的电离（频数：难度：）呂师裸堂爭人疏蛙！夯竝丙本名师课堂导语水的电离主要结合盐类的水解反应进行考查，主要角度有：（1）水的电离影响因素；（2）水的离子积常数的理解与应用。
1. 水的电离X- 丄水是极弱的电解质，水的电离方程式为H?0 +出0 一出0 + 0H -或■■+ —也0 H +0H 。
I名师课堂实录I任何情况下水电离产生的c（H +）、c（OH-）总是相等的。
2. 水的离子积常数室温下.^=1 x ID "只与温度肓关,升i而吐度.瓦噌人&不仅适川于纯水.也适用干關的电解质水祈謳艮揭示r在任何水溶酒中冏存在HJ OH P M鑒温度不变.氐不变I名师课堂实录I水的离子积常数K w= c(H +) c(OH―),其实质是水溶液中的H +和OH —浓度的乘积，不一定是水电离出的H +和OH-浓度的乘积，所以与其说K w是水的离子积常数，不如说是水溶液中的H +和OH-的离子积常数。
即K w不仅适用于水，还适用于酸性或碱性的稀溶液。
3. 影响水电离平衡的因素(1) 升高温度，水的电离程度增大，K w增大。
⑵加入酸或碱，水的电离程度减小，K w不变。
⑶加入可水解的盐(如FeCb、Na2CO3)，水的电离程度增大,K w不变。
4.填写外界条件对水电离平衡的具体影响'、体系变化条件f 平衡移动方向K w水的电离程度c(OH 一)c(H+)HCl逆不变减小减小增大NaOH逆不变减小增大减小可水解的盐Na2CO3正不变增大增大减小NH4CI正不变增大减小增大温度升温正增大增大增大增大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I名师课堂实录I水属于弱电解质，遵循弱电解质电离平衡原理，水的电离是动态平衡，也遵循勒夏特列原理。
水的电离和溶液的酸碱性
水的电离和溶液的酸碱性◎重难点1.pH的计算2.酸碱稀释的pH的计算3.酸碱混合的pH计算4.酸碱中和滴定实验◎本节知识网络知识点1水的电离平衡水是一种极弱的电解质，它能微弱地电离，生成H3O+和OH－：H2O+H23O++OH－通常简写为：H2++OH－，水总是电离出等量的H+和OH-，从实验可知，在25℃时，1 L 纯水中只有1×10－7 mol H2O电离，即纯水中 [H+ ]=[OH-]=1×10-7mol. L-1在酸碱溶液中，+-知识点2水的电离平衡影响因素1、温度对水电离的影响水的电离是个吸热过程，故温度升高，水的离子积增大。
25℃时，K W= 1×10－14 ；100℃时，K W= 1×10－12。
（水的离子积只随温度的改变而改变）2、外加试剂对水电离的影响水的离子积是水电离平衡时的性质，它不仅适用于纯水，也适用于任何酸、碱、盐稀溶液。
即任何物质的水溶液中，25℃时，K W= c(H+)·c(OH－) =1×10－143、直接增大[H+]在H2 O ++OH-平衡中，加入(酸或强酸的酸式盐或中强酸的酸式盐),增大[H+]，则平衡向左移动，α水减小，水的电离被抑制，由于水的电离平衡仍然存在，K w不变，则[OH-]必然会减小。
4、直接增大[OH-]在H2 O H+ +OH-平衡中，加入碱，增大[OH-] ，则平衡向左移动，α水减小，水的电离被抑制，由于水的电离平衡仍然存在，K w1×10－14，则[H+]必然会减小。
总结：（1）在纯水中分别加入等量的H+和OH-时，能同等程度地抑制水的电离，并使水电离出的[H+ ]和[OH-]均小于10-7mol .L-1。
（2）如果一个溶液中水的电离度小于纯水，即水的电离被抑制，表明既可以是加入酸或某些酸式盐，也可以是加入碱，则该溶液既可以显酸性也可以显碱性。
〖例1〗常温的某无色溶液中，由水的电离产生的C（H+）=1×10-12mol/l，则下列各组离子肯定能共存的是（）A、Cu2+NO3-SO42-Fe3+B、Cl- S2- Na+K+C、SO32-NH4+ K+ Mg2+D、Cl- Na+ NO3- SO42-〖变式训练1〗下列说法正确的是( )A 酸溶于水后能促进水的电离，碱溶于水后能抑制水的电离。
高考化学一轮复习专题8.2水的电离和溶液的酸碱性(讲)
专题8.2 水的电离和溶液的酸碱性1、掌握水的电离过程以及离子积常数以及影响水电离平衡的因素。
2、了解PH的定义，溶液的酸碱性与pH的关系，测定pH方法及简单计算。
3、掌握酸碱中和滴定的基本方法和误差分析。
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：H 2O＋H2O H3O＋＋OH－，简写为H2O H++OH－（正反应为吸热反应）OH－其电离平衡常数：Ka =H2O2、水的离子积常数：（1）概念：在一定温度下，c(H＋)与c(OH－)的乘积是一个常数，称为水的离子积常数，简称水的离子积。
（2）表达式：K w= c(H+)c(OH－)（3）数值：室温下：K w＝1×10－14。
（4）影响因素：只与温度有关，因为水的电离是吸热过程，所以升高温度，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。
【特别提醒】①水的离子积常数K w＝c(H＋)·c(OH－)，其实质是水溶液中的H＋和OH－浓度的乘积，不一定是水电离出的H＋和OH－浓度的乘积，所以与其说K w是水的离子积常数，不如说是水溶液中的H＋和OH－的离子积常数。
即K w不仅适用于水，还适用于酸性或碱性的稀溶液。
不管哪种溶液均有c(H＋)H2O＝c(OH－)H2O。
②水的离子积常数显示了在任何水溶液中均存在水的电离平衡，都有H＋和OH－共存，只是相对含量不同而已。
3、影响水的电离平衡的因素（1）酸和碱：酸或碱的加入都会电离出H+或OH-，均使水的电离逆向移动，从而抑制水的电离，水的电离程度减小，K w不变。
（2）温度：由于水的电离吸热，若升高温度，将促进水的电离，[H+]与[OH-]同时同等程度的增加，水的电离程度增大，K w增大，pH变小，但[ H+]与[OH-]始终相等，故仍呈中性。
（3）能水解的盐：不管水解后溶液呈什么性，均促进水的电离，使水的电离程度增大，K w 不变。
考点27水的电离与溶液的pH(核心考点精讲精练)-备战2025年高考化学一轮复习(全国通用)
考点27 水的电离与溶液的pH(核心考点精讲精练)一、3年真题考点分布二、命题规律及备考策略【命题规律】从近三年高考试题来看，涉及本考点的试题难度一般较大，常结合盐类水解、电离平衡以及离子浓度大小比较等进行综合命题，常见的命题形式：(1)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；(2)以酸碱中和滴定为载体，考查“强”滴“弱”过程中微粒浓度的变化以及其他相关知识；(3)以滴定为基础，考查相关操作和计算等。
【备考策略】(1)认识溶液的酸碱性及pH，掌握检测溶液pH的方法。
(2)能进行溶液pH的简单计算，能正确测定溶液pH，能调控溶液的酸碱性。
(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。
【命题预测】预测2024年本考点依然会结合图像，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；还会基于中和滴定，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、滴定终点判断的规范表达，能进行误差分析。
1．水的电离水是极弱的电解质，其电离方程式为2H2O H3O＋＋OH－或H2O H＋＋OH－。
2．水的离子积常数(1)表达式：K w＝c(H＋)·c(OH－)。
室温下，K w＝1×10－14。
(2)影响因素：只与温度有关，水的电离是吸热过程，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。
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(1)升高温度，水的电离程度增大，K w 增大。
(2)加入酸或碱，水的电离程度减小，K w 不变。
(3)加入可水解的盐(如FeCl 3、Na 2CO 3)，水的电离程度增大，K w 不变。
外界条件对水电离平衡的具体影响请判断下列说法的正误(正确的打“√”，错误的打“×”) (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H 2SO 4，K w 不变( )(4)NaCl 溶液和CH 3COONH 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·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( ) (7)25 ℃时，0.1 mol·L－1的NaOH 溶液中K W ＝1×10－13mol 2·L －2 ( )(8)某温度下，纯水中的c (H ＋)＝2×10－7mol·L －1，则c (OH －)＝1.0×10－14 mol 2·L －22×10－7 mol·L －1( ) (9)25 ℃时，0.01 mol·L－1的盐酸中，c (OH －)＝1.0×10－12mol·L －1 ( )答案：(1)× (2)× (3)× (4)× (5)√ (6)√ (7)× (8)× (9)√例1 25°C 时，水的电离达到平衡：H 2O H ++OH -，下列叙述不正确的是( )A ．将纯水加热到95℃时，K w 变大，pH 减小，水仍呈中性B ．向纯水中加入稀氨水，平衡逆向移动，c (OH -)增大，K w 不变C ．向水中加入少量固体硫酸氢钠，c (H +)增大，平衡逆向移动，K W 不变D ．向水中通入HCl 气体，平衡逆向移动，溶液导电能力减弱 【答案】D【解析】A 项，水加热到95℃，水的离子积常数变大，氢离子浓度增大，pH 减小，但c (H +)=c (OH -)，因此仍呈中性，A 不符合题意；B 项，向纯水中加入稀氨水，水的电离平衡逆向移动，溶液中c (OH -)增大，但由于温度不变，所以水的离子积常数K w 不变，B 不符合题意；C 项，水中加入硫酸氢钠，硫酸氢钠电离产生H +，使溶液中c (H +)增大，水的电离平衡逆向移动，但水温度不变，因此水的离子积常数K w 不变，C 不符合题意；D 项，水中通入氯化氢，HCl 电离产生H +，使溶液中c (H +)增大，水的电离平衡逆向移动，由于溶液中自由移动的离子浓度增大，因此溶液的导电性增强，D 符合题意；故选D 。
水的电离和溶液的酸碱性
3、 pH的测定方法
(1) 酸碱指示剂（定性测量范围） (2) pH试纸(定量粗略测量) (3) pH计(定量精确测量)(小数位)
4、酸碱中和滴定 属性：化学分析中的定量分析
特点：简便、快捷、准确
应用：广泛用于科研和工农业生产 定义：用已知物质的量浓度的酸（或碱）来测 定未知物质的量浓度的碱（或酸）的方法叫做 酸碱中和滴定。
水的电离
影响因素 酸： 碱： 注意：
温度： T ↑， KW ↑ 抑制水的电离， KW不变
抑制水的电离， KW 不变
H2O
H+ + OH-
1、在任何水溶液中，均存在水的电离平衡，
Kw=c(H+)· c(OH-)均成立。（25℃时Kw =10-14 ）
2、水电离出的H+、OH-永远相等 3、无论是酸溶液还是碱溶液中都同时存在H+和OH ！
水的电离吸热
平衡向 右 移动, c(H＋ ) 增大 ,c(OH-) 增大 , Kw 增大
（1）升高温度，促进水的电离，Kw增大 注意：水的离子积只随温度的改变而改变 Kw适用于一定温度下任何稀的电解质溶液
H2O
条件 酸碱性 中性 酸性 碱性
H+ + OH水的电离平 衡移动方向
正方向 逆方向 逆方向 增大 增大 减小
H++OH－=H2O 3）、酸碱中和反应的实质：————————————
已知浓度 4）、酸碱中和滴定的实验原理：通过测定 —————— 体积 计量系数 的溶液————，根据中和反应的———————— 来计算 — — — —溶液 未知浓度 的浓度的定的溶液叫待测液
H2O
K 电离＝
H+ + OHc(H+)×c(OH-）
高三化学一轮复习【水溶液 酸碱中和滴定】
(4)25℃时,pH=12的溶液不一定是碱溶液,pH=2的溶液 不一定是酸溶液;也可能是能水解的盐溶液。
【高考命题探究】 【模拟母题示例1】(溶液酸碱性的判断) 室温时下列混合溶液的pH一定小于7的是 ( )
A.pH=3的盐酸和pH=11的氨水等体积混合 B.pH=3的盐酸和pH=11的氢氧化钡溶液等体积混合 C.pH=3的醋酸溶液和pH=11的氢氧化钡溶液等体积混合 D.pH=3的硫酸溶液和pH=11的氨水等体积混合 【解析】选C。A项氨水过量,pH>7;B项pH=7;C项 CH3COOH过量,pH<7;D项氨水过量,pH>7。
【解析】选D。该温度下蒸馏水中[H+]=1×10-6mol·L-1,
大于25℃时纯水中[H+],故该温度高于25℃,A正确;此温
度下KW=1×10-12,故该NaHSO4溶液中[OH-]=
11012=1×
1102
10-10(mol·L-1),由水电离出的[H+]与溶液中的[OH-]相
等,B正确;加入NaHSO4后,NaHSO4电离出的H+抑制了水的 电离,C正确;加水稀释时,[H+]减小,而KW不变,故[OH-] 增大,D错误。
(4)升高温度,水电离平衡右移,H+浓度增大,呈酸 性。 ( ) 提示:×。升高温度,水电离平衡右移,H+浓度和OH-浓度 同等程度地增大,溶液仍呈中性。
(5)纯水中[H+]>10-7mol·L-1,该溶液呈酸性。( ) 提示:×。升高温度,水电离平衡右移,H+浓度和OH-浓度 都增大,都大于10-7mol·L-1,溶液仍呈中性。
【方法点拨】溶液酸、碱性判断需注意的4个问题 (1)溶液呈现酸、碱性的实质是c(H+)与c(OH-)的相对 大小不相等,不能只看pH,一定温度下pH=6的溶液可能 显中性,也可能显酸性,应注意温度。 (2)使用pH试纸时不能用蒸馏水润湿。 (3)广范pH试纸只能测出pH的整数值。pH计的精确度为 0.01。
高考化学复习：水的电离,溶液的酸碱性
酸碱中和滴定
• (3)“考”指示剂的选择 • ①强酸强碱相互滴定，可选用甲基橙或酚酞； • ②若反应生成强酸弱碱盐溶液呈酸性，则选用酸性变色范围的指示剂(甲基橙)，若反应生成
强碱弱酸盐，溶液呈碱性，则选用碱性变色范围的指示剂(酚酞)； • ③石蕊溶液因颜色变化不明显，且变色范围过宽，一般不作指示剂。 • (4)“考”误差分析
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水的电离、溶液的酸碱性
• 试判断下列溶液在常温下的酸、碱性(在括号中填“酸性”“碱性”或“中性”)。
• ①相同浓度的HCl和NaOH溶液等体积混合(
)
• ②相同浓度的CH3COOH和NaOH溶液等体积混合(
)
• ③相同浓度的NH3·H2O和HCl溶液等体积混合(
)
• ④pH＝2的HCl和pH＝12的NaOH溶液等体积混合(
正
Kw
不变 不变 不变 不变
水的电离程度 c(OH－) c(H＋)
减小 减小 增大 增大
减小 增大 增大 减小
增大 减小 减小 增大
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水的电离、溶液的酸碱性
• (4)外界条件对水的电离平衡的影响
体系变化
条件
平衡移动方向
Kw
水的电离程度 c(OH－) c(H＋)
温度
升温 降温
其他：如加入Na
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水的电离、溶液的酸碱性
出的pH值只能是整数；不能用pH试纸测定氯水的pH，因为氯水呈酸性的同时呈现强氧化 性(漂白性)。 • ②pH计测量法。
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酸碱中和滴定
• 1.“中和滴定”考点归纳 • (1)“考”实验仪器 • 酸式滴定管、碱式滴定管、滴定管夹(带铁架台)、锥形瓶。其中常考的是滴定管，如正确选
择滴定管(包括量程)，滴定管的检漏、洗涤和润洗，滴定管的正确读数方法等。 • (2)“考”操作步骤 • ①滴定前的准备：查漏、洗涤、润洗、充液(赶气泡)、调液面、读数； • ②滴定：移液、滴加指示剂、滴定至终点、读数； • ③计算。
高中化学一轮复习水的电离和溶液的PH
水的电离和溶液的PH1．复习重点1．通过对水的电离、离子积、pH 定义等重要知识和方法迁移应用的练习，提高认知能力；2．灵活解答水的电离平衡的相关问题；3．掌握混合溶液pH 计算的方法，并能运用数学工具解决一些有关pH 计算的综合问题4．培养学习过程中探究、总结的习惯。
2．难点聚焦（一）溶液的酸碱性及pH 的值溶液呈的酸碱性何性，取决于溶液中[H +]、[OH —]的相对大小：pH 值的大小取决于溶液中的[H +]大小 +（1）酸性越强，pH 值越小，碱性越强，pH 值越大，pH 值减小一个单位，[H ]就增大到原来的10倍，pH 值减小n 个单位，[H +]的增大到原来的10n 倍.（2）任意水溶液中[H +]≠0，但pH 可为0，此时[H +]=1mol/L ，一般[H +]＞1mol/L 时，pH ＜0，故直接用[H +]表示.（3）判断溶液呈中性的依据为：[H 0]= [OH —]或pH=pOH=21pKw 只有当室温时，Kw=1×10—14[H +]=[OH —]=10—7mol/L溶液呈中性 pH=pOH=21pKw=7 分析 原因：H 2O H ++OH －Q由于水的电离是吸热的，湿度越高，电离程度越大，kw 越大.中性：pH=pOH=21pKw T ↗→Kw ↗→pH+pOH ↘T ↘→Kw ↘→pH=pOH ↗如：100℃，KW=1×10—12.. pKw=12.中性时Ph=21pKw=6＜7. 图示：不同湿度（T 1＞T 2）时溶液中[H +]与[OH —]，pH 与pOH 关系提示：（①形状②T1、T2相对位置）③简平分钱划分的两个区域酸碱性不同。
建议以[H+]、[OH—]=Kw，和pH+pOH=pKw两个关系或考虑，并注意湿度不同时Kw的影响。
）（4）溶液pH的测定方法：①酸碱指示剂②pH试纸③pH计其中①只传判定pH范围②pH试纸也只能确定在某个值左右（对照标准比色卡），无法精确到小数点后1倍。
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三、pH的计算
例：求25℃，0.1 mol· -1 CH3COOH的pH L (已知CH3COOH的Ka=1.8×10-5)。 2.87 4.混合溶液
质的量浓度的NaHSO4溶液,当溶液中的Ba2+恰好完全沉淀时，
溶液pH=11。则Ba(OH)2溶液与NaHSO4溶液的体积比是： D A．1∶9 B．1∶1 C．1∶2 D．1∶4
三、pH的计算
5.求反应后溶液的pH值 例：往100mLFeCl3溶液中通入足量的H2S，得0.32g沉淀， 反应后溶液的pH为：________ 0.7 6.溶液的稀释 ①强酸/强碱，稀释10n倍，pH变n个单位 ②弱酸/弱碱，稀释10n倍，pH变不到n个单位 ③无限稀释，7为界限 7.pH之和为14的两溶液等体积混合：谁弱跟谁性 （07· 全国Ⅰ）室温时，下列混合溶液的pH一定小于7的是：C A.pH=3的盐酸和pH=11的氨水等体积混合 B.pH=3的盐酸和pH=11的氢氧化钡溶液等体积混合 C.pH=3的醋酸和pH=11的氢氧化钡溶液等体积混合 D.pH=3的硫酸和pH=11的氨水等体积混合
四、酸碱中和滴定
（全国Ⅱ）实验室现有3种酸碱指示剂，其pH变色范围如下：甲基 橙：3.1～4.4，石蕊：5.0～8.0 ，酚酞：8.2～10.0用 0.1000mol/LNaOH溶液滴定未知浓度的CH3COOH溶液，反应恰好完全 时，下列叙述中正确的是：D A.溶液呈中性，可选用甲基橙或酚酞作指示剂 B.溶液呈中性，只能选用石蕊作指示剂 C.溶液呈碱性，可选用甲基橙或酚酞作指示剂 D.溶液呈碱性，只能选用酚酞作指示剂 （12上海）用滴定法测定Na2CO3(含NaCl杂质)的质量分数，下列操 作会引起测定值偏高的是： B A.试样中加入酚酞作指示剂，用标准酸液进行滴定 B.滴定管用蒸馏水洗涤后，直接注入标准酸液进行滴定 C.锥形瓶用蒸馏水洗涤后，直接加入待测溶液进行滴定 D.滴定管用蒸馏水洗涤后，直接注入待测液，取20.00mL进行滴定
计算电离平衡常数通常以其纯溶液为对象,也 可以混合溶液为对象,但温度不能变化!
四、酸碱中和滴定
nC酸·V酸=mC碱·V碱 1.原理： H++OH- = H2O 例：滴定终点、恰好中和、pH=７三者的区别？ 2.成功关键： ①准确测定参加反应的两种溶液的体积 ②准确判断滴定终点 3.仪器： 酸/碱式滴定管、滴定管夹、铁架台(滴定台)、锥 形瓶、烧杯。 4.区别量筒、滴定管 ①0刻度 ②最小分度 ③读数 ④粗/精量仪 ⑤温度、容积
练习
在25℃下，将a mol·L-1的氨水与0.01 mol·L-1的 盐酸等体积混合，反应平衡时溶液中c(NH4+)=c(Cl-)
中性 则溶液显_____________性（填“酸”“碱”或“中
”）；用含a的代数式表示NH3·H2O的电离常数
Kb=__________。
K b= 10-9 a-0.01 mol·L-1。
四、酸碱中和滴定
7.误差分析：
操作方法 1.放标准液的滴定管未用标准液润洗 2.盛放待测液的锥形瓶使用前用待测液润洗 3.滴定前待测液滴定管尖嘴有气泡 误差分析 偏高 偏高 偏低 无影响 偏高 偏低 偏低 无影响
4.滴定中向锥形瓶加入蒸馏水
5.滴定前标准液滴定管俯视读数 6.取液时，待测液滴定管漏液 7.终点时，待测液15秒时变色 8.多滴后反滴，滴定终点判定准确
NH4Cl
NaAc Na 加热
NaHA
一、水的电离 ①升温促进 ③盐的水解促进 ②酸碱抑制 ④活泼金属促进
⑤NaHA看情况
判断：pH=7的某溶液一定为中性溶液。 判断：常温下pH=12的Na2CO3溶液水电离出的c(OH-)=10-2mol/L (北京)对水的电离平衡不产生影响的粒子是：
26M 3+
二、溶液的pH
1.溶液的酸碱性： 2.酸碱性的表示——pH
①pH的写法和读法 ②pH的定义式 ③pH的表示范围
pH一般∈[0-14] ④25℃时，pH+pOH=14 3.pH的测定： ①pH试纸：广泛(1)与精密(0.1)/不湿润/湿润也可能准确 / 洁净干燥玻璃棒/蘸/半分钟/比色卡的颜色 ②pH计：0.01/0.005 ③指示剂：范围与颜色
①强酸强酸： pH差2以上等V混合，pH混=pH小+0.3 例：pH=3和pH=5的盐酸等体积混合，求混合溶液pH。 ②强碱强碱： pH差2以上等V混合，pH混=pH大-0.3 例：将pH为8的KOH溶液与pH为10的NaOH溶液等体积混合后， 溶液中的c(H+)最接近于：D A.½(10-8+10-10) mol· -1 L B.(10-8+10-10)mol· -1 L C.(1×10-14+5×10-5)mol· -1 L D.2×10-10mol· -1 L
四、酸碱中和滴定
(四川节选)Ⅰ.测定过氧化氢的含量： (1)移取10.00mL密度为ρg/mL的过氧化氢溶液至250mL____ (填仪器名称)中，加水稀释至刻度，摇匀。移取稀释后的过氧 化氢溶液25.00mL至锥形瓶中，加入稀硫酸酸化，用蒸馏水稀 释，作被测试样。 (2)用高锰酸钾标准溶液滴定被测试样，其反应的离子方程式 如下，请将相关物质的化学计量数及化学式填写在方框里。
(3)滴定时，将高锰酸钾标准溶液注入____________（填“酸式” 或“碱式”）滴定管中。滴定到达终点的现象是___________。 (4)重复滴定三次，平均耗用cmol/LKMnO4标准溶液VmL，则原过氧 化氢溶液中过氧化氢的质量分数为_________。 (5)若滴定前滴定管尖嘴中有气泡，滴定后气泡消失，则测定结 果_______（填“偏高”或“偏低”或“不变”）。
四、酸碱中和滴定
5.指示剂的选择 ①不用石蕊。 ②强酸弱碱用甲基橙，强碱弱酸用酚酞，强酸强碱均可。
③指示剂不可太浓/多(酸与碱也不宜太浓)。 6.操作步骤： ①用前检验（漏水/旋塞灵活） ②洗涤：(自来水→)蒸馏水→标/待润洗(仅滴定管) ③装液赶气泡 ④加指示剂 ⑤读数与滴定：垂直、左/右手/眼睛、滴速 ⑥读数与重复及数据处理 滴定终点的判定：半滴/一滴突变；30s不褪色。
二、溶液的pH
指示剂 酸中颜色 甲基橙 红色 PH变色范围 3.1→4.4 橙色 碱中颜色 黄色
酚酞
石蕊
无色
红色
8.2→10.0
5.0→8.0
粉红色
紫色
红色
蓝色
三、pH的计算
1.关于pH的计算原则： ①若最终溶液为酸性，先求c(H+)，再求pH=-lgc(H+) ②若最终溶液为碱性，先求c(OH-)，再据c(H+)=Kw/c(OH-)求pH
③强酸强碱： 先判断溶液的酸碱性
三、pH的计算
例：(上海)常温，向pH=2的硫酸中加入等体积下列
溶液，滴入甲基橙，出现红色，该溶液可能是： CD
A.pH=12的Ba(OH)2 C.0.005mol/L NaOH B.pH=12的氨水 D.0.05mol/LBaCl2
(江苏)在一定体积pH=12的Ba(OH)2溶液中，逐渐加入一定物
第二节
水的电离 溶液的酸碱性
………
1.了解水的电离、离子积常数。 2.了解溶液pH的定义，能进行简单计算。 3.了解测定溶液pH的方法。
吴兴高级中学
沈建明
一、水的电离
水电离出的c(H+)和c(OH-)“永远相等” 1.水的电离 2.电离常数（水的离子积） ①定义 ②温度(25℃)与数值 ③适用范围 3.影响水的电离平衡的因素： 条件 HCl 氨水 移动 c(H+) c(OH-) 溶液酸碱性 kw
C
一、水的电离
例：25℃时，由水电离产生的c(OH-)=1×10-14 mol/L， 此溶液中一定可以大量共存的离子组是： A．Al3+、Na+、 NO3-、ClB．K+、Na+、Cl-、NO3C．K+、Na+、Cl-、AlO2D．K+、NH4+、SO42-、NO3-
B
（四川）25℃时，在等体积的 ①pH=0的H2SO4溶液、②0.05mol/L的Ba(OH)2溶液， ③pH=10的Na2S溶液，④pH=5的NH4NO3溶液中， 发生电离的水的物质的量之比是： A A.1:10:1010:109 B.1:5:5×109:5×108 C.1:20:1010:109 D.1:10:104:109