第八章水溶液中的离子平衡汇总
水溶液中的离子平衡
一、概念1、义定：电解质：在水溶液或中熔融状态下能导电的化合,叫电解物质。
电解非质：在溶水中液或熔状化下态都能不导的电合化物。
强电质：在水液溶里部电全离成离的子解电质。
弱电质：水在溶液里只一部分有分子电成离子的离电质解。
1、电离方程式的书写：CH3COOH、H2S、NH3.H2O2、影响电离平衡的因素：①温度：电离一般吸热，升温有利于电离。
②浓度：浓度越大，电离程度越小；溶液稀释时，电离平衡向着电离的方向移动。
③同离子效应：在弱电解质溶液里加入与弱电解质具有相同离子的电解质，会减弱电离。
④其他外加试剂：加入能与弱电解质的电离产生的某种离子反应的物质时，有利于电离。
3、电离常数：三、水的电离和溶液的酸碱性1、水电离平衡：:水的离子积：K W = c[H+]·c[OH-]25℃时, [H+]=[OH-] =10-7mol/L ; K W = [H+]·[OH-] = 1*10-14【注意】K W只与温度有关，温度一定，则K W值一定。
K W不仅适用于纯水，适用于任何溶液（酸、碱、盐）2、水电离特点：（1）可逆（2）吸热（3）极弱3、影响水电离平衡的外界因素：①酸、碱：抑制水的电离 K W〈1*10-14②温度：促进水的电离（水的电离是吸热的）③易水解的盐：促进水的电离 K W〉 1*10-144、溶液的酸碱性和pH：（1）pH=-lgc[H+]（2）pH的测定方法：（3）pH与溶液的酸碱性四、pH值计算五、酸碱中和滴定：中和滴定的原理：实质：H++OH—=H2O 即酸能提供的H+和碱能提供的OH-物质的量相等。
六、盐类的水解（只有可溶于水的盐才水解）1、盐类水解：在水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的反应。
2、水解的实质：水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合,破坏水的电离，是平衡向右移动，促进水的电离。
3、盐类水解规律：①有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解；谁强显谁性，两弱都水解，同强显中性。
2019高考化学总复习 第八章 水溶液中的离子平衡 8-1-3 考点三 强酸(碱)与弱酸(碱)的比较基础
8-1-3 考点三强酸（碱）与弱酸（碱）的比较一、强酸(碱)与弱酸(碱)的比较1．体积相同、pH相同的NaOH溶液和氨水，与盐酸中和时两者消耗HCl的物质的量( ) A．相同B．中和NaOH的多C．中和氨水的多D．无法比较解析：NaOH和NH3·H2O都是一元碱，pH相同的NaOH溶液和氨水，NH3·H2O是弱电解质，NaOH是强电解质，所以c(NaOH)<c(NH3·H2O)，等体积的两种溶液n(NaOH)<n(NH3·H2O)，所以氨水消耗的HCl多。
答案：C2．体积相同的盐酸和醋酸两种溶液，n(Cl－)＝n(CH3COO－)＝0.01 mol，下列叙述正确的是( )A．两种溶液的pH不相同B．它们分别与足量CaCO3反应时，放出的CO2一样多C．它们与NaOH完全中和时，醋酸溶液所消耗的NaOH多D．分别用水稀释相同倍数时，n(Cl－)＝n(CH3COO－)解析：由于n(Cl－)＝n(CH3COO－)，由电荷守恒知两溶液的n(H＋)相同，溶液的pH相同，A错误；由于醋酸是弱酸，故c(HCl)<c(CH3COOH)，与足量CaCO3反应时，CH3COOH能够产生更多的CO2，与NaOH中和时，CH3COOH消耗的NaOH更多，B错误，C正确；由于CH3COOH是弱电解质，所以稀释相同倍数后，n(Cl－)<n(CH3COO－)，D错误。
答案：C3．今有室温下四种溶液，有关叙述不正确的是( )B．②③两溶液等体积混合，所得溶液中：c(H＋)>c(OH－)C．分别加水稀释10倍，四种溶液的pH：①>②>④>③D．V1L ④与V2L ①溶液混合后，若混合后溶液pH＝7，则V1<V2解析：醋酸钠溶液显碱性，使两溶液的pH均增大；也可以从平衡移动角度分析，CH3COONa 电离出的CH3COO－：a.与盐酸中的H＋结合生成CH3COOH；b.使醋酸中平衡CH33COO －＋H＋左移，两溶液中H＋浓度均减小，所以pH均增大，A正确；假设③、②分别是强酸、强碱，且物质的量浓度相同，等体积混合后溶液呈中性，但③醋酸是弱酸，其浓度远远大于②，即混合后醋酸过量，溶液显酸性：c(H＋)>c(OH－)，B正确。
水溶液中的离子平衡专题复习
水溶液中的离子平衡一、概念：在一定条件下，当电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合成分子的速率相等时，电离过程就达到了电离平衡状态。
二、特点：1. 电离平衡是动态平衡2. 弱电解质溶液加水稀释时，电离平衡向电解质电离的方向移动。
此时，溶液中的离子数目增多，但电解质的分子数减少，离子浓度减小，溶液的导电性降低。
3. 电离平衡是吸热过程，升高温度，电离平衡向正方向移动，此时，溶液中的离子数目增多，离子浓度增大，溶液的导电性增强。
4. 在弱电解质溶液中，加入与弱电解质电离出相同的离子的强电解质时，使弱电解质的电离平衡向逆反应方向移动。
三、知识点：（1）水的电离和离子积常数及其影响因素水是一种极弱的电解质，发生微弱电离：H2O + H2O H3O+ + OH－或H2O H+ + OH－。
一定温度下，由水电离出的H+浓度与OH－浓度的乘积为一常数，通常用K W表示。
水的离子积常数（K W）只受温度影响，而与溶液的酸碱性和浓度大小无关，K W随着温度的升高而增大，如25℃时，K W＝1×10－14、100℃时，K W＝1×10－12。
对水的电离平衡和离子积常数影响因素的比较：平衡移动方向c(H+)的变化c(OH－)的变化c(H+)与c(OH－)的关系K W溶液的酸碱性升高温度向右增大增大c(H+)＝c(OH－) 增大中性加少量固体NH4Cl向右增大减小c(H+)＞c(OH－) 不变酸性加少量固体向右减小增大c(H+)＜c(OH－) 不变碱性CH3COONa加少量金属向左减小增大c(H+)＜c(OH－) 不变碱性Na加入少量向左减小减小c(H+)＞c(OH－) 不变酸性H2SO4加人少量固向左减小增大c(H+)＜c(OH－) 不变碱性体NaOH提醒：①由于同离子效应的原因，酸、碱能抑制水的电离，但不能改变K W的大小。
②盐的水解能促进水的电离，但不改变K W的大小。
结论：①一定温度下，强酸强碱溶液中，水的电离不受影响，电离度不变；强酸弱碱盐或强碱弱酸盐溶液中水的电离得到促进，水的电离度变大；②强酸弱碱盐溶液中，水的电离度用c(H+)计算，强碱弱酸盐溶液中，水的电离度用c(OH－)计算；③25℃时，pH之和为14的一对强酸弱碱盐和强碱弱酸盐的溶液中水的电离度相等，即此时两种盐对水的电离的促进效果相同。
第八章-水溶液中的离子平衡热点专题(五)四大平衡常数的重要应用资料讲解
第八章水溶液中的离子平衡热点专题(五)四大平衡常数的重要应用第八章水溶液中的离子平衡热点专题(五)四大平衡常数的重要应用四大平衡常数的比较 对于一般的可逆反应： m A(g)＋n B(g)p C(g)＋q D(g)，在一定温度下达到平衡时：K ＝c p C ·c q D c m A ·c n B(1)对于一元弱酸HA ： HAH ＋＋A －，电离常数K a ＝c H ＋·c A －c HA(2)对于一元弱碱BOH ： BOHB ＋＋OH－，电离常数K b ＝错误!影响因素只与温度有关只与温度有关，升高温度，K 值增大只与温度有关，升高温度，K w 增大只与难溶电解质的性质和温度有关考点一 化学平衡常数常考题型1.求解平衡常数；2．由平衡常数计算初始(或平衡)浓度； 3．计算转化率(或产率)；4．应用平衡常数K 判断平衡移动的方向(或放热、吸热等情况)。
对 策从基础的地方入手，如速率计算、“三阶段式”的运用、阿伏加德罗定律及其推论的应用、计算转化率等，这些都与化学平衡常数密不可分(严格讲电离平衡、水解平衡、沉淀溶解平衡也是化学平衡，只是在溶液中进行的特定类型的反应而已)，要在练习中多反思，提高应试能力。
[应用体验]1．高炉炼铁过程中发生的主要反应为13Fe 2O 3(s)＋CO(g)23Fe(s)＋CO 2(g)。
已知该反应在不同温度下的平衡常数如下：温度/℃ 1 000 1 150 1 300 平衡常数4.03.73.5请回答下列问题：(1)该反应的平衡常数表达式K ＝________，ΔH ________0(填“>”“<”或“＝”)； (2)在一个容积为10 L 的密闭容器中，1 000 ℃时加入Fe 、Fe 2O 3、CO 、CO 2各 1.0 mol ，反应经过10 min 后达到平衡。
求该时间范围内反应的平均反应速率v (CO 2)＝________，CO 的平衡转化率＝________。
水溶液中的离子平衡知识点总结
水溶液中的离子平衡知识点总结在一定条件下，水分子自身也会发生电离，形成氢离子（H+）和氢氧根离子（OH-），这个过程称为水的电离平衡。
水的电离常数（Kw）是描述这个平衡的常数，它等于氢离子浓度和氢氧根离子浓度的乘积，即Kw=[H+][OH-]。
2、pH值和酸碱性：pH值是衡量溶液酸碱性的指标，它等于负的以10为底的氢离子浓度的对数，即pH=-log[H+]。
pH值越小，溶液越酸；pH值越大，溶液越碱。
中性溶液的pH值为7.3、酸碱指示剂：酸碱指示剂是一种能够根据溶液酸碱性变化颜色的物质。
常见的酸碱指示剂有酚酞、甲基橙、溴甲酚等。
4、酸碱反应：酸和碱在一定条件下可以发生中和反应，生成盐和水。
酸和碱的强弱可以通过它们的电离程度和pH值来判断。
强酸和强碱的电离程度高，pH值低；弱酸和弱碱的电离程度低，pH值高。
5、酸碱滴定：酸碱滴定是一种通过滴加一种酸或碱来确定另一种酸或碱浓度的方法。
滴定过程中使用的指示剂可以根据溶液的酸碱性变化颜色，从而确定滴定终点。
常见的酸碱滴定有酸度计滴定和碱度计滴定。
6、酸碱平衡的影响因素：影响酸碱平衡的因素包括温度、浓度、溶液中其他离子的影响等。
在一定条件下，这些因素可以改变酸碱平衡的位置和强度。
水的离子积Kw是指在特定温度下水中[H+]和[OH-]浓度的乘积，当温度为25℃时，[H+]和[OH-]的浓度均为10mol/L，因此Kw的值为1×10^-14.Kw只与温度有关，温度一定则Kw值不变。
Kw不仅适用于纯水，也适用于任何溶液，包括酸、碱和盐。
水电离具有可逆、吸热和极弱的特点。
外界因素会影响水电离的平衡，包括酸、碱、温度和易水解的盐。
酸、碱会抑制水的电离，易水解的盐会促进水的电离。
而温度则会促进水的电离，因为水的电离是吸热的。
溶液的酸碱性可以用pH值来表示，pH=-lgc[H+]。
pH值可以通过酸碱指示剂和pH试纸来测定。
酸碱指示剂包括甲基橙、石蕊和酚酞，它们的变色范围分别为3.1~4.4、5.0~8.0和8.2~10.0.pH试纸的使用方法是将玻璃棒蘸取未知液体在试纸上，然后与标准比色卡对比即可。
高考总复习 化学8-2
第八章 水溶液中的离子平衡
化学
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(3)强酸与强碱混合 方法：先据过量计算判断出反应的情况，若H ＋ 过量
按 (1)情况计算，若OH－过量按(2)情况计算．
(4)等体积强酸(pH＝a)与强碱(pH＝b)混合 ①若a＋b＝14，溶液呈中性，25℃时pH＝7. ②若a＋b>14，溶液呈碱性，25℃时pH>7. ③若a＋b<14，溶液呈酸性，25℃时pH<7.
②表达式：KW＝ c(H＋)·c(OH－)＝1×10－14 (25℃)
③影响因素：KW 仅仅是温度的函数，温度不变，KW 不变 ，温度升高，KW 增大 ． ④适用范围：水和酸、碱、盐的稀溶液．
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(3)影响水的电离平衡的因素 ①有下列物质及操作
A．H2SO4 B．NaOH
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以标准酸溶液滴定未知浓度的碱(酚酞作指示剂)为例， 常见的因操作不正确而引起的误差有：
②表达式：
③意义：粗略表示溶液酸碱性的强弱． ④范围：pH的范围一般在 越强 ． 0～14 之间 越强 ；pH越大，
⑤规律：pH越小，溶液的酸性 溶液的碱性
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⑥测定方法：把一小片pH试纸放在 玻璃片或表面 皿上，用洁净的玻璃棒蘸取待测溶液去点试纸中部 ，
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2．向V mL BaCl2溶液中加入一定体积的0.05 mol/L的 硫酸溶液，两者恰好完全反应，且反应后溶液的pH为3.0，
则原BaCl2溶液的物质的量浓度为 (
A．5.05×10－4 mol/L C．1.01×10－4 mol/L
化学解题思路-第八章水溶液中的平衡
第八章水溶液中的平衡关于水溶液中的平衡的题目大都较复杂，这种复杂来自多个方面。
水溶液中涉及到电离平衡、水解平衡、沉淀溶解、配位平衡等多种平衡，同一离子可能同时涉及多种平衡，使得溶液的实际情况变得复杂。
高中阶段学习的阴阳离子较多，离子之间的沉淀、溶解、结合、氧化还原等反应也较多，需要牢固掌握的知识也较多，增加了记忆的难度。
化学平衡的表达式本身较为复杂，涉及到多个参数的加减乘除和对数、指数等复杂运算，以及涉及多个未知数的复杂方程组，再加上平衡计算中有时涉及近似处理，使得计算起来较复杂。
水溶液中的平衡除了纯理论计算外，有时还涉及中和滴定、酸碱度的测量、颜色变化等实验操作的问题，理论与实验的相互交错使得分析问题的需要考虑的方面变得复杂。
虽然水溶液中的平衡的题目大都很复杂，但也有常用的切入点，就是涉及到的等式关系，主要包括元素守恒和电荷守恒，以及平衡表达式。
根据题目信息，建立等式关系，联立等式关系，解出相应的数值，或推导出可以进行比较的不等式。
水溶液中的平衡的题目不仅复杂程度比较高，题目类型也异常丰富，并没有几种固定的“常见题型”，看上去相似的形式里其实蕴含着大量细小又关键的变化，因此需要进行远多于其他章节的做题练习，并且练习过程中要非常耐心细心地抽丝剥茧地分析，不断尝试新的切入点和思路。
1.（2022浙江）o 25C 时，苯酚（65C H OH ）的101.010a K ，下列说法正确的是（ ）A. 相同温度下，等pH 的65C H ONa 和3CH COONa 溶液中，65(C H O )c 3(CH COO )cB. 将浓度均为10.10mol L 的65C H ONa 和NaOH 溶液加热，两种溶液的pH 均变大C. o 25C 时，65C H OH 溶液与NaOH 溶液混合，测得pH 10.00 ，则此时溶液中6565(C H O )(C H OH)c cD. o 25C 时，10.1mol L 的65C H OH 溶液中加入少量65C H ONa 固体，水的电离程度变小解析：已知o 25C 时，苯酚（65C H OH ）的101.010a K ，即106565(C H O )(H ) 1.010(C H OH)c c c ，根据数值可知其电离程度很小，仅比水略大。
2023年高考化学总复习第一部分考点梳理第八章水溶液中的离子平衡微专题22 电解质溶液图像分析
微专题○22电解质溶液图像分析【知识基础】1．与水电离平衡相关的图像不同温度下水溶液中c(H＋)与c(OH－)的变化曲线A、C、B三点所示溶液[c(H＋)＝c(OH－)]均呈中性，升高温度，K w依次增大。
直线AB 的左上方区域所示的溶液[c(H＋)<c(OH－)]均为碱性溶液，右下方区域所示的溶液[c(H ＋)>c(OH－)]均为酸性溶液。
注意：水的电离过程吸热，温度越高，K w越大。
K w只与温度有关，与溶液的酸碱性变化无关。
水电离出的c水(H＋)与c水(OH－)始终相等。
2．中和滴定过程中pH－V图像25 ℃时，以向20 mL 0.1 mol·L－1一元弱酸HA溶液中加入0.1 mol·L－1NaOH溶液过程中的pH－V图像为例进行分析：0.05 mol·L－1，A－＋H2O⇌HA＋OH－，则c(HA)≈c(OH－)＝10−4.5 mol·L−1，c(A−)＝0.05 mol·L −1 −10−4.5mol ·L−1≈0.05 mol ·L −1，K h (A－)＝c (HA )·c (OH −)c (A −)＝10−4.5×10−4.50.05＝2×10－8，则K a (HA)＝K w K h (A −)＝10−142×10−8＝5×10−7。
3．分布分数图像分布分数图像一般是以pH 为横轴、分布分数(组分的平衡浓度占总浓度的分数)为纵轴的关系曲线，以草酸H 2C 2O 4为例，含碳元素的各组分分布分数(δ)与pH 的关系如图所示。
曲线含义分析：随着pH 的逐渐增大，溶质分子的浓度逐渐减小，酸式酸根离子浓度先逐渐增大后逐渐减小，酸根离子浓度逐渐增大，所以δ0表示H 2C 2O 4、δ1表示HC 2O 4−、δ2表示C 2O 42−。
特殊点的应用：对于物种分布分数图像，一般选择“交点”处不同微粒的等浓度关系，代入电离常数公式计算各级电离常数。
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水溶液中的离子平衡第一节弱电解质的电离与水的电离1. 电解质与非电解质（1）电解质：在水溶液里或熔融状态下常见电解质有_______________________（2）非电解质：在水溶液里和熔融状态下常见的非电解质有__________________2. 强电解质与弱电解质【思考探究】1. 强电解质溶液的导电能力一定比弱电解质溶液的导电能力强（）2. SO2的水溶液能够导电，SO2是电解质（）3固体NaCl不能导电，故NaC是非电解质（）4铜能导电，所以铜是电解质（）5氨水能导电，所以氨水是电解质（）6CaCO3水溶液导电能力很弱，故CaCO3是弱电解质（）7.电解质的强弱与其溶解度有何关系？3. 电离方程式的书写（1）强电解质：女口H2SO4电离方程式为_________________________________________________________⑵弱电解质：①多元弱酸分步电离，且第一步电离程度远远大于第二步，如H2CO3电离方程式:②多元弱碱电离方程式一步写成，如Fe（OH）3电离方程式:（3）酸式盐：①强酸的酸式盐完全电离。
如：NaHSO4===②弱酸的酸式盐中酸式根不能完全电离。
如：+ _ _ + 2 —NaHCO3 _____ Na+HCO二HCO「_____________ H +CO3—③NaHSO4在水溶液及熔融状态下电离方程式分别为【自测自评】1. 下列关于电解质的叙述正确的是A .强酸、强碱及大部分盐类属于强电解质，弱酸、弱碱属于弱电解质B. 所有的离子化合物都是强电解质，所有的共价化合物都是弱电解质C. 强电解质溶液的导电能力一定比弱电解质溶液的导电能力强D. CO2的水溶液能导电，所以CO2是电解质2. 醋酸是电解质，下列事实能说明醋酸是弱电解质的组合是①醋酸与水能以任意比互溶②醋酸溶液能导电③醋酸溶液中存在醋酸分子④0.1 mol/L醋酸溶液的pH比0.1 mol/L盐酸的pH大⑤醋酸能和碳酸钙反应放出CO2⑥0.1 mol/L醋酸钠溶液pH=8.9⑦大小相同的锌粒与相同物质的量浓度的盐酸和醋酸溶液反应，开始醋酸产生速率慢A .②⑥⑦H2B.③④⑤⑥C.③④⑥⑦ D .①②知识点二弱电解质的电离平衡1. 电离平衡的建立在一定条件(如温度、浓度)下，当______________________ 寸，电离过程就达到了平衡状态。
如右图所示：2. 电离平衡的特征电离平衡也是一种化学平衡，因此遵守化学平衡的特征，即“动”：_______ 衡；“等” ：离子数目一定；“变”：外界条件改变，平衡发生移动。
3. 外界条件对电离平衡的影响(1) 浓度(以CH3COOH N^CH3COO「+H+为例)：①加水稀释：电离平衡___________ 动，电离程度_________②加入冰醋酸：电离平衡___________ 动，电离程度—(2) 温度：电离是一个__________ 程，因此有①升温：电离平衡___________ 动，电离程度 ____________ 。
②降温：电离平衡___________ 动，电离程度 ____________ 。
③同离子效应：例如向CH3COOH溶液中如入CH3COONa固体，溶液中C(CH3COO「) ________ ，CH3COOH的电离平衡____________ 动，电离程度____________ 。
4. 电离平衡常数(1) 概念：在一定温度下，当弱电解质在水溶液中达到电离平衡时，溶液中离子浓度幕之积与分子浓度的比值是一个常数。
(2) 表达式：①对于一元弱酸HA^^H++A，②对于一元弱碱(4) 表示意义：相同条件下，K值越大，表示该弱电解质对_________ 。
【思考探究】1. 相同温度下，已知HF和HNO2的电离常数分别为7.2X10-4和4.6X 10-4，HF和HNO2哪种酸的酸性强？2. 稀醋酸加水稀释时溶液中的所有离子浓度一定减小吗?3. 电离平衡右移，电解质分子的浓度一定减小吗？离子的浓度一定增大吗？电离程度一定增大吗？4. 改变温度，电离平衡常数和化学平衡常数的变化一致吗?【自测自评】1 .把1 L 0.1 mol/L的醋酸溶液用燕馏水稀释到10 L ,下列叙述正确的是()A.2. 已知人体体液中存在如下平衡：H++HCO3E HH2CO:^^ CO2+H2O，以维持HA :平衡常数K=_BOH : BOH=^B++OH「，平衡常数K= ⑶特点：①电离平衡常数只与温度有关，升温时K值②多元弱酸的各级电离常数的大小关系是逐级K1>>K2>>K3,故其酸性取决于第一步。
0且相差，即电离，所对应的酸性或碱性相C(CH3COOH)变为原来的1/10—1 c(H )变为原来的一10C(CH3COO「)/C(CH3COOH)的比值增大B.C.D. 溶液的导电性增强;“定”：体系中分子、体液pH的相对稳定。
下列说法中不合理的是()A .当强酸性物质进入体液后，上述平衡向右移动，以维持体液B. 当强碱性物质进入体液后，上述平衡向左移动，以维持体液C. 若静脉滴注大量生理盐水，则体液的pH减小D. 进行呼吸活动时，如CO2进入血液，会使体液的pH减小3. 判断下列说法的正误(正确的打“2” ，错误的打“X”)。
(1) 能导电的物质一定是电解质。
(2) 弱电解质的电离程度越大，电离常数越大。
(3) 强电解质的导电能力一定比弱电解质的导电能力强。
pH的相对稳定pH的相对稳定(4) 升高温度，能使醋酸的电离平衡正移。
((5) 同浓度同体积的盐酸和醋酸分别跟足量的锌粒反应，产生氢气的量相同，产生氢气的速率相等。
(知识点三水的电离1. 水的电离方程式___________________ ;简写为 _____________________。
2. 水的离子积常数 K w = ______________ 。
(1) 室温下：K w =1X 10-14。
(2) 影响因素：水的电离是个时，Kw 增大。
(3) 适用范围：K w 不仅适用于纯水，也适用于 _____________ 。
【思考探究】1. 25r 时，纯水的离子积 K w =1.0X 10-14,那么25r 时酸、碱、盐的溶液巾 是多少？2•水的离子积常数K w =c(H +) • c(OH 「)中H +和OH -—定是水电离出来的吗?3. 室温下，由水电离出的c(H +)=1 X 10-13 mol/L 的溶液中，Na +、Ca 2+、C 「、HCO 3-pH 变小， pH 不变， pH 变大， pH 变小，PH=0 的盐酸② 0.5 mol • L -1 的盐酸③ 0.1 mol - L -1 的 NH 4CI 溶液④0.1 mol • L -1的NaOH溶液⑤0.5 mol - L -1的NH 4CI 溶液，以上溶液中，水电离 的c(H +)由大到小的顺序是过程，因此K w 只与有关，当K w是否还能大量共存？溶液呈酸性还是碱性?【自测自评】1. 将纯水加热至较高温度，下列叙述正确的是 A .水的离子积变大， B .水的离子积不变， C .水的离子积变小， D .水的离子积变大， 2. 有下列水溶液：①呈酸性呈中性 呈碱性 呈中性第二节溶液的酸碱性与pH的计算知识点一溶液的酸碱性与pH1. 溶液的酸碱性溶液的酸碱性是由溶液中c(H+)和c(OH一)的相对大小决定的:(1) c(H+) > c(OH -)，溶液呈 _________ ;(2) c(H+)=c(OH-),溶液呈 ____________ ;(3) c(H+) < c(OH )，溶液呈__________ 。
2. pH注：强弱电解质比较(以一元强酸一元弱酸为例)1相同物质的量浓度和相同体积的盐酸和醋酸2相同PH相同体积的盐酸和醋酸(1) 定义：pH=(2) 使用范围：________ < c(H+) < _______ 。
即___________________ (填pH的取值范围)。
，(3) 意义：表示溶液酸碱性的强弱。
pH越小，溶液越强；反之，溶液的⑷常温下，溶液的酸碱性与c(H+)、c(OH「)和pH的关系：3. pH试纸的使用(1) 方法：把小片试纸放在 ___________ ，用__________ 取待测液滴在干燥的pH试纸上，试纸变色后，与___________ ^比即可确定溶液的pH。
(2) 注意：pH试纸使用前不能用蒸馏水润湿，否则待测液因被稀释而可能产生误差。
用pH试纸读出的pH只能是整数。
【思考探究】1. (1)某溶液的PH=7,该溶液是否一定为中性？(2) 若已知c(H+)>c(OH「)，该溶液是否一定为酸性？2. 使用pH试纸测溶液pH时，若先用蒸馏水润温，测量结果一定偏小吗?3.25r的某溶液中水电离的H4浓度为10-12mol/L,该溶液的PH为多少?【自测自评】1.下列溶液一定呈中性的是A . c(H+) = c(OH-)=10-6 mol • L-1的溶液B . pH=7的溶液C.使石蕊试液呈紫色的溶液D .酸与碱恰好完全反应生成正盐的溶液3.等体积混合，该混合溶液的pH等于A. 1.7B. 2.0C. 12.0D. 12.43. 在某温度下的水溶液中，c(H+)=10x mol/L, c(OH「)=10y mol/L ,x与y的关系如图所示：(1) 该温度下，水的离子积为 ___________ 。
(2) 该温度下，0.01mol/LNaOH溶液中c(H+)为 ___________ 。
知识点二酸碱中和滴定1. 实验原理依据__________ 应，用已知浓度的酸(或碱)来测定未知浓度的碱(或酸) 。
2. 实验用品(1) 仪器：滴定管(如图A)、⑵试剂：___________ 待测液、(3) 滴定管的使用：①酸性、氧化性的试剂一般用②碱性的试剂一般用_________越强。
B.C.D.溶液的議碱性(mol* L-')(moH f)pH工)中性溶液1X10“ixwq171醴性溶液■IXlL1IXlLIXlOi碱性溶液lX10i IX 10"'72.室温时下列混合溶液的pH —定小于7的是A. pH=3的盐酸和PH=11的氨水等体积混合PH=3的盐酸和PH=11的氢氧化钡溶液等体积混合PH=3的醋酸溶液和pH= 11的氢氧化钡溶液等体积混合PH=3的硫酸溶液和PH=11的氨水等体积混合(2010.海南高考)常温下，将0.1 mol/L氢氧化钠溶液与0. 06 mol/L硫酸溶液()滴定管(如图B)、滴定管夹、铁架台、、蒸馏水。
_________ 滴定管，因为滴定管，因为__________酸式滴定曾定夹費滴定管3.实验操作（以标准盐酸滴定待测 NaOh 溶液为例） （1）滴定前的准备：① 滴定管： ② 锥形瓶： ⑵滴定：_________洗涤 ____________ 装液 注碱液f 记读数f 加指示剂。