专题 水的电离及溶液的酸碱性-讲义
水的电离和溶液的酸碱性知识点总结
水的电离和溶液的酸碱性一、水的电离1． 水是一种极弱的电解质，水的电离是永恒存在的。
只要是水溶液，不要忽略H + 和 OH –的同时存在,注意不是大量共存。
（1）水分子能够发生电离，存在有电离平衡：H 2O+H 2O H 3O + ＋ OH – 简写为H 2O H + ＋ OH –(2）水分子发生电离后产生的离子分别是H 3O + 和OH –（3）发生电离的水分子所占比例很小根据水的电离平衡,写出相应的平衡常数表达式应有K 电离＝ 室温时,1L 纯水中（即55。
56mol/L)测得只有1×10-7molH 2O 发生电离,电离前后H 2O的物质的量几乎不变，故c (H 2O ）可视为常数，上式可表示为：c （H +)·c （OH –）＝K 电离·c (H 2O ）K 电离与常数c （H 2O ）的积叫做水的离子积常数,用K W 表示2．水的离子积一定温度下,无论是稀酸、稀碱或盐溶液中室温时K W ＝c (H +）·c (OH –） =1×10—14水的电离是个吸热过程,故温度升高，水的K W 增大.同样K W 只与温度有关.归纳：①电离常数是表示弱电解质电离趋势的物理量.K 值越大，电离趋势越大.②一种弱电解质的电离常数只与温度有关，而与该弱电解质的浓度无关。
③电离常数随温度升高而增大。
室温范围温度对电离常数影响较小，可忽略 ④水的离子积不仅适用于纯水,也适用于酸、碱、盐稀溶液⑤任何溶液中由水电离的c (H +）与c (OH –)总是相等的3．影响水的电离平衡的因素:温度、酸、碱、水解盐等。
二、溶液的酸碱性和pHc (H +)·c (OH -) c (H 2O)1．常温pH=7(中性）pH＜7 （酸性）pH＞7（碱性）2．pH测定方法：pH试纸、酸碱指示剂、pH计3．溶液pH的计算方法（1)酸溶液: n （H+)→c（H+)→pH（2)碱溶液:n（OH–)→c(OH–)→c（H+）=1×10-14/ c（OH–）→pH（3）酸碱混合：pH=7 ：n （H+）= n（OH–)pH＞7 ：n （H+）＜n（OH–），c(OH–)= n（OH–）- n (H+）/V混合液→c(H+) →pH pH＜7；n (H+)＞n（OH–),c(H+）= n （H+)- n（OH–) /V混合液→pH4．特例。
水的电离与溶液的酸碱性
mol·L－1，pH＝－lg c(H＋)＝14＋lg (nc)。
知识点二 溶液的酸碱性和pH
(2)混合溶液的pH计算 ①两种强酸混合：直接求出c混(H＋)，再据此求pH。 c混(H＋)＝c1H＋VV11＋＋cV22H＋V2。 ②两种强碱混合：先求出c混(OH－)，再据KW求出c混(H＋)， 最后求pH。 c混(OH－)＝c1OH－VV11＋ ＋cV22OH－V2。 ③强酸、强碱混合：先判断哪种物质过量，再由下式求出 溶液中 H＋或 OH－的浓度，最后求 pH。 c 混(H＋)或 c 混(OH－)＝|c酸H＋VV酸酸－＋cV碱碱OH－V碱|。
知识点二 溶液的酸碱性和pH
二溶液的pH计算 1．计算类型
(1)单一溶液的pH计算
强酸溶液：如HnA，设浓度为c mol·L－1，c(H＋)＝nc mol·L－1， pH＝－lg c(H＋)＝－lg (nc)。
强碱溶液(25 ℃)：如B(OH)n，设浓度为c mol·L－1，c(H＋)＝
10－14 nc
知识点二 溶液的酸碱性和pH
2．pH及其测量 (1)定义式：pH＝－lg c(H＋)。 (2)溶液的酸碱性与pH的关系(常温下)
(3)测量方法 ①pH试纸法：把小片试纸放在一洁净的玻璃片或表面皿 上，用 玻璃棒 蘸取待测溶液点在干燥的pH试纸的中央， 试纸变色后，与标准比色卡对照即可确定溶液的pH。 ②pH计测量法。
1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。
(1)某溶液的pH＝7，该溶液一定显中性
(×)
(2)某溶液的c(H＋)＞10－7 mol·L－1，则该溶液呈酸性
(× )
(3)用湿润的pH试纸测稀碱液的pH，测定值偏小
(√ )
(4)用广泛pH试纸测得0.10 mol·L－1NH4Cl溶液的pH＝5.2(×)
高考化学讲义水的电离和溶液的酸碱性(含解析)
目夺市安危阳光实验学校第二节水的电离和溶液的酸碱性1.了解水的电离、离子积常数。
(中频)2.了解溶液pH的定义，能进行pH的简单计算。
(中频)3.了解测定溶液pH的方法。
4.掌握酸碱中和滴定的原理及操作方法。
(中频)水的电离1．电离方程式水是一种极弱的电解质，其电离方程式为2H2O H3O＋＋OH－，可简写为H2O OH－＋H＋。
2．几个重要数据3．外界因素对水的电离平衡的影响(1)温度：温度升高，促进水的电离，Kw增大；温度降低，抑制水的电离，Kw 减小。
(2)酸、碱：抑制水的电离，Kw不变。
(3)能水解的盐：促进水的电离，Kw不变。
溶液的酸碱性与pH1．溶液的酸碱性溶液的酸碱性取决于溶液中c(H＋)和c(OH－)的相对大小。
c(H＋)>c(OH－)，溶液呈酸性c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈中性c(H＋)<c(OH－)，溶液呈碱性2．pH(1)定义式：pH＝－lg_c(H＋)。
(2)pH与溶液c(H＋)的关系①由图示关系知，pH越小，溶液的酸性越强。
②pH一般表示c(H＋)<1 mol/L的稀溶液。
(3)pH测定①用pH试纸测定把小片试纸放在表面皿上，用玻璃棒蘸取待测液点在干燥的pH试纸上，试纸变色后，与比色卡对比即可确定溶液的pH。
②pH计测定：可精确测定溶液的pH。
酸碱中和滴定1．实验原理(1)用已知浓度的酸(或碱)滴定未知浓度的碱(或酸)，根据中和反应的等量关系来测定酸(或碱)的浓度。
(2)利用酸碱指示剂明显的颜色变化表示反应已完全，即反应到达终点。
指示剂变色范围的pH石蕊<5.0红色 5.0～8.0紫色>8.0蓝色甲基橙<3.1红色 3.1～4.4橙色>4.4黄色酚酞<8.2无色8.2～10.0粉红色>10.0红色2.实验用品(1)仪器：酸式滴定管(如图A)、碱式滴定管(如图B)、滴定管夹、铁架台、锥形瓶。
(2)试剂：液、待测液、指示剂、蒸馏水。
水的电离和溶液的pH解析
水的电离和溶液的pH考点一水的电离与水的离子积常数1.水的电离水是极弱的电解质，水的电离方程式为H2O＋H2O H3O＋＋OH－或H2O H＋＋OH－。
2.水的离子积常数K w＝c(H＋)·c(OH－)。
(1)室温下：K w＝1×10－14。
(2)影响因素：只与温度有关，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。
3.影响水电离平衡的因素填写外界条件对水电离平衡的具体影响体系变化条件平衡移动方向K w水的电离程度c(OH－) c(H＋) HClNaOH可水解的盐Na2CO3 NH4Cl温度升温降温其他：如加入Na25 ℃，pH＝3的某溶液中，H2O电离出的H＋浓度为多少？1.25 ℃时，相同物质的量浓度的下列溶液：①NaCl②NaOH③H2SO4④(NH4)2SO4，其中水的电离程度按由大到小顺序排列的一组是()A.④＞③＞②＞①B.②＞③＞①＞④C.④＞①＞②＞③D.③＞②＞①＞④2.25 ℃时，某溶液中由水电离产生的c(H＋)和c(OH－)的乘积为1×10－18，下列说法正确的是()A.该溶液的pH可能是5B.此溶液不存在C.该溶液的pH一定是9D.该溶液的pH可能为73.(2018·北京东城区质检)如图表示水中c(H＋)和c(OH－)的关系，下列判断错误的是()A.两条曲线间任意点均有c(H＋)·c(OH－)＝K wB.M区域内任意点均有c(H＋)＜c(OH－)C.图中T1＜T2D.XZ线上任意点均有pH＝74.(2018·韶关模拟)已知NaHSO4在水中的电离方程式为NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO2－4。
某温度下，向c(H＋)＝1×10－6mol·L－1的蒸馏水中加入NaHSO4晶体，保持温度不变，测得溶液的c(H＋)＝1×10－2 mol·L－1。
水的电离和溶液的酸碱性、盐类水解讲义
龙文教育学科教师辅导讲义课题水的电离和溶液的酸碱性、盐类水解教学目标1.了解水的电离、溶液pH等概念。
2.了解强酸强碱中和滴定的原理。
3.理解盐类水解的原理。
4.了解盐溶液的酸碱性。
5.理解离子反应。
重点、难点1.了解水的电离、离子积常数。
2.了解溶液pH的定义。
3.初步掌握测定溶液pH的方法，能进行pH的简单计算。
4.初步掌握中和滴定的原理和方法。
5.了解中和滴定的误差分析方法。
6.能运用滴定原理对其他类型反应进行定性、定量分析。
7.理解盐类水解的原理。
8.了解影响盐类水解的主要因素。
9.认识盐类水解在生产、生活中的应用。
10.初步学会比较溶液中离子浓度大小的方法。
11.理解盐溶液蒸干后所得产物的判断。
考点及考试要求1.水的电离以及离子积常数的认识。
2.pH的测定以及计算。
3.中和滴定原理和方法，定性、定量的分析。
4.盐类水解的原理以及影响因素和生活中的应用。
5.溶液中离子浓度大小方法。
6.盐溶液蒸干后的产物判断。
教学内容1考点知识清单一、水的电离以及溶液的酸碱性电离方程式：，常温下，纯水中c(H+)= ，c(OH-)=水的离子积：Kw= ，常温下Kw= 。
温度升高，Kw=1.水的温度：水的电离是过程，温度升高，平衡移动。
电离影响水的电离外加酸、碱：加入的酸、碱，会使水中c(H+)或c(OH-)增大，平衡移动。
平衡的因素盐：加入可水解的盐，盐电离出的离子会与水电离出的H+或OH-结合生成，平衡移动。
溶液酸、碱性的本质是c(H+) c(OH-)，呈中性2.溶液的酸碱性溶液中c(H+) c(OH-)，呈酸性c(H+) c(OH-)，呈碱性计算公式：pH=测定方法：pH试纸或3. pH有关的知识pH试纸的使用方法：用干燥洁净的蘸取滴在pH试纸上，然后与对照。
pH试纸使用前湿润，读数时读出小数。
二、酸碱中和滴定1.概念：利用反应，用已知浓度的（或）来测定位置浓度的（或）的试验方法。
2.实验用品试剂：、、、蒸馏水。
水的电离和溶液的酸碱性ppt课件
3、溶液酸碱性与
pH
c(H+液酸碱性与c(H+)、pH的关 4
系：
5
⑴ pH 越小, c(H+) 越大， 6
7
酸性越强；
8
（2）pH 越大，c(OH-)越大, 碱性越强。
9 10 11
12
常温下
13 14
C(H＋) C(OH-)
100
酸
10－1 性
10—2 10—3 10—4
例:25 ℃时，10mL 0.1mol/L NaOH和10mL 0.05 mol/L Ba(OH)2 混合，计算混合溶液的pH值
解：c(OH－)Ⅰ＝0. 1mol/L c (OH－)Ⅱ＝0.1mol/L
c (OH－)混合＝
0.110 0.110 0.1mol / L 20
c(H+)混合＝
Kw c(OH )
pH ＝ - lg 0.1 ＝ 1
关键：抓住氢离子进行计算！
练习：pH＝2的盐酸溶液和0.00005 mol/L的硫酸溶液等体积混合， 试计算混合溶液的pH值
解：c (H+)Ⅰ＝0.01 mol/L c (H+)Ⅱ＝0.0001 mol/L
c
(H+)混合＝ 0.01V
0.0001V 2V
0.005mol / L
①强酸溶液稀释,先求出稀释后的c(H+)，再求pH ②强碱溶液稀释，先求出稀释后的c(OH-)，再求 pOH或pH ③ 无限稀释的溶液应考虑水的电离，25℃，溶液pH无限接近于7。
即酸溶液无论怎样稀释pH不可能大于7成为碱溶液，碱 溶液无论怎样稀释pH不可能小于7成为酸溶液
c(H+) = c(OH-)= Kw 常温下，c(H+) = c(OH-)= Kw =10-7mol/L
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。
水的电离和溶液的pH重难知识讲解讲义高二上学期化学人教版选择性必修1
>4.4黄色
4.溶液pH的计算【详见定点2】
知识点 3 |酸碱中和滴定
(1)概念:依据中和反应,用已知浓度的酸(或碱)来测定未知浓度的碱(或酸)的方法。 (2)原理:在中和反应中,酸提供的H+与碱提供的OH-的物质的量相等,即mc酸·V酸=nc碱·V碱(m、n 分别代表酸和碱的元数)。
(1)仪器:滴定管、铁架台、滴定管夹、锥形瓶、烧杯。
②若酸过量:先求反应后混合溶液中的c混(H+)=
③若碱过量:先求反应后混合溶液中的c混(OH-)=
KW c混 (OH )
,最后求pH。
3.25 ℃时酸或碱稀释后溶液pH的计算
,再求pH。 ,再求c混(H+)=
类型 强酸
弱酸 强碱
弱碱
稀释至10n倍
c(H+)减小为原来的
1 10n
,pH增大
n个单位,pH=pH原+n<7
特别提醒 滴定终点的判断(以用标准盐酸滴定未知浓度的NaOH溶液为例):
a.若用酚酞作指示剂,当滴入最后半滴盐酸时,溶液的颜色由粉红色突变为无色,且半分钟内 溶液的颜色不再变化,说明达到滴定终点。 b.若用甲基橙作指示剂,当滴入最后半滴盐酸时,溶液的颜色由黄色变为橙色,且半分钟内溶 液的颜色不再变化,说明达到滴定终点。
4.某同学用pH试纸测量新制氯水的pH为1,这种说法对吗? 4溶液应用碱式滴定管盛装,这种说法对吗? 6.酸碱中和滴定实验中,快达到滴定终点时,眼睛要注视滴定管中液体的刻度变化,这种说法 对吗?
7.中和滴定达到滴定终点时,所得溶液一定为中性,这种说法对吗? 8.中和滴定实验时,滴定管、锥形瓶均要用待盛液润洗,这种说法对吗?
3 |滴定曲线的分析与应用 (以0.100 0 mol·L-1NaOH溶液滴定20.00 mL 0.100 0 mol·L-1盐酸为例)
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重难点易错点解析
题一
在0.01mol·L-1的硫酸溶液中，水电离出的c(H+)是（）
A.5×10-13 mol·L-1
B.0.02 mol·L-1
C.1×10-7 mol·L-1
D.1×10-12 mol·L-1
重点知识梳理：
水的电离
题二
关于溶液的酸碱性说法正确的是（）
A. c(H+)很小的溶液一定呈碱性
B.pH=7的溶液一定呈中性
C. c(OH-)= c(H+)的溶液一定呈中性
D.不能使酚酞溶液变红的溶液一定呈酸性
重点知识梳理：
溶液的酸碱性
题三
0.01 mol·L-1 H2SO4滴定0.01 mol·L-1 NaOH溶液，中和后加水至100 mL。
若滴定时终点判断有误差：①多加了1滴H2SO4；②少加了1滴H2SO4(设1滴为0.05mL)，则①和②c(H+)之比是（）
A.10
B.50
C.5×103
D.104
重点知识梳理：
pH的计算
强化训练
题四
甲、乙两种溶液，已知甲溶液的pH是乙溶液的2倍，甲溶液中c(H+)一定是乙溶液中c(H+)的（）
A.1/2倍
B.1/10倍
C.1/100倍
D.无法确定
题五
室温下，pH相同、体积相同的醋酸和盐酸两种溶液分别采取下列措施，有关叙述正确的是（）
A. 加水稀释2倍后，两溶液的pH均减小
B. 使温度都升高20℃后，两溶液的pH均不变
C. 加适量的醋酸钠晶体后，两溶液的pH均增大
D. 加足量的锌充分反应后，醋酸产生的氢气比盐酸多
注意：
强弱电解质的区分
强化训练
题六
今有①CH 3COOH 、②HCl 、③H 2SO 4 三种溶液，用序号回答下列问题
（1）当它们pH 相同时，其物质的量浓度由大到小的排列是 。
（2）当它们的物质的量浓度相同时，其pH 由大到小的排列是 。
（3）中和同一烧碱溶液，需同浓度的三种酸溶液的体积关系为 。
金题精讲
题一
用水稀释0.1mol/L 氨水时，溶液中随着水量的增加而减小的是（ ） A. -32c(OH )c(NH H O)
B. 32-(NH H O)(OH )c c
C. c (H +)和c (OH -)的乘积
D. OH -的物质的量
题二
若pH ＝3的酸溶液和pH ＝11的碱溶液等体积混合后溶液呈酸性，其原因可能 是（ ）
A.生成了一种强酸弱碱盐
B.弱酸溶液和强碱溶液反应
C.强酸溶液和弱碱溶液反应
D.一元强酸溶液和一元强碱溶液反应 题三
氢氰酸（HCN ）的下列性质中，可以证明它是弱电解质的是（ ）
A. 1 mol/L 氢氰酸溶液的pH 约为3
B. HCN 易溶于水
C. 10 mL 1 mol/L HCN 恰好与10 mL 1mol/L NaOH 溶液完全反应
D. 在相同条件下，HCN 溶液的导电性比强酸溶液的弱
讲义参考答案重难点易错点解析
题一
答案：A
题二
答案：C
题三
答案：D
题四
答案：D
题五
答案：CD
金题精讲
题一
答案：B
题二
答案：B
题三
答案：AD。