水的电离和PH
第2讲水的电离和溶液的pH[考纲要求] 1.了解水的电离、离子积常数、影响水电离平衡的因素。
2.了解溶液pH 的定义。
3.能进行pH的简单计算。
4.初步掌握测定溶液pH的方法。
考点一水的电离深度思考1．水的离子积常数K w＝c(H＋)·c(OH－)中H＋和OH－一定是水电离出来的吗？2．在pH＝2的盐酸溶液中由水电离出来的c(H＋)与c(OH－)之间的关系是什么？3．甲同学认为，在水中加入H2SO4，水的电离平衡向左移动，解释是加入H2SO4后c(H＋)增大，平衡左移。
乙同学认为，加入H2SO4后，水的电离平衡向右移动，解释为加入H2SO4后，c(H＋)浓度增大，H＋与OH－中和，平衡右移。
你认为哪种说法正确？说明原因。
水的电离平衡移动后，溶液中c(H＋)·c(OH－)增大还是减小？题组一影响水电离平衡的因素及结果判断1．25 ℃时，相同物质的量浓度的下列溶液：①NaCl②NaOH ③H2SO4④(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．下列操作会促进H2O的电离，且使溶液pH>7的是() A．将纯水加热到90 ℃B．向水中加少量NaOH溶液C．向水中加少量Na2CO3溶液D．向水中加少量FeCl3溶液3．25 ℃时，水中存在电离平衡：H2O H＋＋OH－ΔH>0。
下列叙述正确的是() A．将水加热，K w增大，pH不变B．向水中加入少量NaHSO4固体，c(H＋)增大，K w不变C．向水中加入少量NaOH固体，平衡逆向移动，c(OH－)降低D．向水中加入少量NH4Cl固体，平衡正向移动，c(OH－)增大题组二水电离的c(H＋)或c(OH－)的计算4．求算下列溶液中H2O电离的c(H＋)和c(OH－)。
(1)pH＝2的H2SO4溶液c(H＋)＝__________，c(OH－)＝__________。
(2)pH＝10的NaOH溶液c(H＋)＝__________，c(OH－)＝__________。
(3)pH＝2的NH4Cl溶液c(H＋)＝__________。
(4)pH＝10的Na2CO3溶液c(OH－)＝__________。
5．下列四种溶液中，室温下由水电离生成的H＋浓度之比(①∶②∶③∶④)是()①pH＝0的盐酸②0.1 mol·L－1的盐酸③0.01 mol·L－1的NaOH溶液④pH＝11的NaOH溶液A．1∶10∶100∶1 000 B．0∶1∶12∶11C．14∶13∶12∶11 D．14∶13∶2∶36．室温下，在pH＝12的某溶液中，分别有甲、乙、丙、丁四位同学计算出由水电离出的c(OH－)的数据分别为甲：1.0×10－7 mol·L－1；乙：1.0×10－6 mol·L－1；丙：1.0×10－2 mol·L－1；丁：1.0×10－12 mol·L－1。
其中你认为可能正确的数据是()A．甲、乙B．乙、丙C．丙、丁D．乙、丁考点二溶液的酸碱性和pH值1．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。
2．pH及其测量(1)计算公式：(2)测量方法(3)溶液的酸碱性与pH的关系深度思考1．pH<7的溶液一定是酸性溶液吗？pH>7的溶液一定是碱性溶液吗？pH＝7的溶液一定是中性吗？2．下列溶液一定显酸性的是________。
①pH<7的溶液②c(H＋)＝c(OH－)的溶液③c(H＋)＝1×10－7 mol·L－1④c(H＋)>c(OH－)的溶液⑤0.1 mol·L－1的NH4Cl溶液3．用pH试纸测pH时应注意什么问题？记录数据时又要注意什么？是否可用pH试纸测定氯水的pH?(1)溶液呈现酸、碱性的实质是c(H＋)与c(OH－)的相对大小，不能只看pH，一定温度下pH＝6的溶液也可能显中性，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)25 ℃时，pH＝12的溶液不一定为碱溶液，pH＝2时溶液也不一定为酸溶液，还可能为能水解的盐溶液。
题组一溶液酸、碱性的判断1．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NH3·H2O和HCl溶液等体积混合()(4)pH＝2的HCl和pH＝12的NaOH溶液等体积混合()(5)pH＝3的HCl和pH＝10的NaOH溶液等体积混合()(6)pH＝3的HCl和pH＝12的NaOH溶液等体积混合()(7)pH＝2的CH3COOH和pH＝12的NaOH溶液等体积混合()(8)pH＝2的HCl和pH＝12的NH3·H2O等体积混合()(1)等体积等浓度的一元强酸，一元强碱混合呈中性。
(2)等体积等浓度的一元弱酸，一元强碱混合呈碱性。
(3)强酸、强碱等体积混合①pH之和等于14呈中性；②pH之和小于14呈酸性；③pH之和大于14呈碱性。
(4)pH之和等于14时一元强酸和一元弱碱等体积混合呈碱性；一元弱酸和一元强碱等体积混合呈酸性。
题组二pH的稀释规律及一强一弱的比较(一)pH的稀释规律2．1 mL pH＝5的盐酸，加水稀释到10 mL pH＝______；加水稀释到100 mL，pH________7。
3．1 mL pH ＝9的NaOH 溶液，加水稀释到10 mL ，pH ＝________；加水稀释到100 mL ，pH________7。
4．pH ＝5的H 2SO 4溶液，加水稀释到500倍，则稀释后c (SO 2－4)与c (H ＋)的比值为__________。
答案110解析 稀释前c (SO 2－4)＝10－52 mol·L －1；稀释后c (SO 2－4)＝10－52×500＝10－8 mol·L －1； c (H ＋)接近10－7 mol·L －1，所以c (SO 2－4)c (H ＋)＝10－8 mol·L －110－7 mol·L －1＝110。
(1)强酸溶液，被稀释10n 倍，溶液的pH 增大n (溶液的pH 不会大于7)。
(2)强碱溶液，被稀释10n 倍，溶液的pH 减小n (溶液的pH 不会小于7)。
(二)一强一弱的比较5．在体积均为1 L 、pH 均等于2的盐酸和醋酸溶液中，分别投入0.23 g Na ，则图中比较符合反应事实的曲线是( )6．物质A ～E 都是由下表中的离子组成的，常温下将各物质的溶液从1 mL 稀释到1 000 mL ，pH 的变化关系如图甲所示，其中A 与D 反应得到E 。
请回答下列问题。
阳离子 NH ＋4、H ＋、Na ＋阴离子OH －、CH 3COO －、Cl －(1)根据pH的变化关系，写出物质的化学式：B__________，C__________。
(2)写出A与C反应的离子方程式：___________________________________。
加水稀释时pH值的变化规律(1)等物质的量浓度的盐酸(a)与醋酸(b)物质的量浓度相同的强酸和弱酸稀释相同倍数，溶液的pH变化不同，强酸的pH 增大快；若加水稀释到相同pH，强酸加水多。
(2)等pH的盐酸(a)与醋酸(b)pH相同的强酸与弱酸，加水稀释相同倍数，溶液的pH变化不同，强酸的pH变化大；若加水稀释到相同pH，弱酸加水多。
题组三溶液pH的计算7．求下列溶液的pH(常温条件下)(已知lg2＝0.3)(1)0.005 mol·L－1的H2SO4溶液(2)已知CH3COOH的电离常数K a＝1.8×10－5,0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液(3)0.1 mol·L－1NH3·H2O溶液(NH3·H2O的电离度为α＝1%，电离度＝已电离的弱电解质浓度×100%)弱电解质的初始浓度(4)将pH＝8的NaOH与pH＝10的NaOH溶液等体积混合(5)常温下，将pH＝5的盐酸与pH＝9的NaOH溶液以体积比11∶9混合(6)将pH＝3的HCl与pH＝3的H2SO4等体积混合(7)0.001 mol·L－1的NaOH溶液(8)pH＝2的盐酸与等体积的水混合(9)pH ＝2的盐酸加水稀释到1 000倍 8．在某温度时，测得0.01 mol·L－1的NaOH 溶液的pH ＝11。
(1)该温度下水的离子积常数K w ＝______________。
(2)在此温度下，将pH ＝a 的NaOH 溶液V a L 与pH ＝b 的硫酸V b L 混合。
①若所得混合液为中性，且a ＝12，b ＝2，则V a ∶V b ＝________________________。
②若所得混合液为中性，且a ＋b ＝12，则V a ∶V b ＝_______________________。
1.单一溶液的pH 计算强酸溶液：如H n A ，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 ＋)＝10－14ncmol·L －1，pH ＝－lg c (H ＋)＝14＋lg nc 。
2．混合溶液pH 的计算类型(1)两种强酸混合：直接求出c (H ＋)混，再据此求pH 。
c (H ＋)混＝c (H ＋)1V 1＋c (H ＋)2V 2V 1＋V 2。
(2)两种强碱混合：先求出c (OH －)混，再据K w 求出c (H ＋)混，最后求pH 。
c (OH －)混＝c (OH －)1V 1＋c (OH －)2V 2V 1＋V 2。
(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 (H ＋)混或c (OH －)混＝|c (H ＋)酸V 酸－c (OH －)碱V 碱|V 酸＋V 碱将强酸、强碱溶液以某体积之比混合，若混合液呈中性，则c (H ＋)∶c (OH －)、V 碱∶ V 酸、pH 酸＋pH 碱有如下规律(25 ℃)：因c (H ＋)酸·V 酸＝c (OH －)碱·V 碱，故有c (H ＋)酸c (OH －)碱＝V 碱V 酸。
水的电离与PH值
水的电离和溶液的pH，有关pH的计算及判断教学重点：1、水的电离与水的离子积；2、溶液的酸碱性和pH；3、关于pH的简单计算。
重点讲解一、水的电离和水的离子积1、水的电离：水是极弱电解质，发生微弱电离，电离过程是吸热过程。
2、在纯水或水溶液中：（1）水的离子积Kw=c(H+)·c(OH-) 一定温度时，Kw是个常数，Kw只与温度有关，温度越高Kw越大，25℃时，Kw=1×10-14；100℃时，c(H+)=c(OH-)=1×10-6mol/L，Kw=c(H+)·c(OH-)=1×10-12。
（２）Kw不仅适用于纯水，也适用于酸、碱、盐的稀溶液。
（3）任何水溶液中，水所电离而生成的c(H+)=c(OH-)3、影响水的电离平衡的因素（1）温度：温度升高，水的电离程度增大，水的电离平衡向电离方向移动，离子浓度增大。
（2）浓度：改变溶液的酸、碱度均可使水的电离平衡发生移动。
在水中加入酸或碱，抑制水的电离，25℃，使水电离出的c(H+)<10-7mol/L，c(OH-)<10-7mol/L。
(3)其他因素：如向水中加入活泼的金属，由于与水电离出的H+直接作用，因而促进了水的电离平衡向电离的方向移动。
二、溶液的酸、碱性常温下：中性溶液：c(H+)=c(OH-)=1×10-7mol/L酸性溶液：c(H+)溶液>c(OH-)溶液以0.1mol/L HCl为例，由于酸电离出H+能使平衡向左移动，即抑制了水的电离，溶液中H+由两部分组成，一部分为酸提供，另一部分为H2O提供，水电离提供的c(H+)远小于酸提供的c(H+)，故可忽略，溶液中H+全部看作酸提供，故c(H+)溶液=0.1mol/L，但溶液中OH-全部为H2O电离产生，c(OH-)溶液=c(OH-)水，水电离产生c(H+)和c(OH-)始终相等，因此有c(OH-)溶液=c(OH-)水=c(H+)水==1×10-13mol/L。
水的电离与溶液pH关系
学生专用7月25日高二化学一、水的电离1、H2O + H2O H3O＋ + OH- 简写： H2O H＋+ OH-2、 H2O的电离常数K电离＝＝O)C(H)C(OH)C(H2-•+3、水的离子积25℃K W= c（H＋）· c（OH－）= = 1.0×10－14。
4、影响因素：温度越高，Kw越大，水的电离度越大。
对于中性水，尽管温度升高Kw,增大，但仍是中性水，5、KW不仅适用于纯水，还适用于酸性或碱性的稀溶液，不管是哪种溶液均有：C(H＋)H2O == C(OH―)H2OKW== C(H＋)溶液·C(OH―)溶液6. 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，H＋和OH－浓度大小是一种“此消彼涨”的动态关系。
二、影响水的电离平衡的因素条件K w平衡移动水的电离程度c(H＋)c(OH－)c(H＋)c(OH－)相对大小溶液的酸碱性升温↑→↗↗↗相等中性通HCl（g）—←↘↗↘c(H＋)较大酸性加NaOH（s)—←↘↘↗c(OH－)较大碱性加NaCl（s)—————相等中性(1) 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) 水溶液的酸碱性取决于溶液中c(H＋)和c(OH－)的相对大小。
练习1 纯水在10℃和50℃的H+浓度，前者与后者的关系是（）A.前者大B.后者C.相等大D.不能确定练习2 .水的电离过程为H2O H+ + OH-，在不同温度下其离子积为KW25℃=1×10-14， KW35℃ =2.1 ×10-14。
则下列叙述正确的是：（）A、c(H+)随着温度的升高而降低B、在35℃时，纯水中 c(H+) ＞c(OH-)C、水的电离常数K25 ℃＞K35 ℃D、水的电离是一个吸热过程练习3 0.01mol/L盐酸溶液中,c(H+)、 c(OH-)分别为多少？由水电离出的 c(H+) H2O 、c(OH-) H2O分别是多少？练习4 0.01mol/L NaOH溶液中, c(H+) 、 c(OH-)分别为多少？由水电离出的c(H+) H2O、c(OH-) H2O分别是多少？练习5、判断正误：1)任何水溶液中都存在水的电离平衡。
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。
水的电离和pH值的计算
水的电离和pH值的计算水是生命的基本物质，也是化学反应中最常见的溶剂。
在水中，发生着水的电离反应，产生氢离子（H+）和氢氧根离子（OH-）。
这一过程可以通过pH值来进行量化。
本文将探讨水的电离和pH值的计算方法。
一、水的电离反应水的电离反应可以用如下方程式表示：H2O ⇌ H+ + OH-在纯净水中，水分子会偶尔发生这样的反应，一部分水分子会分解成氢离子和氢氧根离子。
这表明水是一个弱电解质。
二、pH值的定义pH值是用来表示溶液酸碱性的度量指标。
它的定义是负对数函数，通过测量氢离子的浓度来判断溶液的酸碱性。
pH值的计算公式如下：pH = -log[H+]其中[H+]表示溶液中氢离子的浓度。
三、pH值的计算1. 对于酸性溶液如果溶液为酸性，那么pH值一定小于7。
在酸性溶液中，氢离子的浓度高于氢氧根离子的浓度。
举例来说，如果一个溶液的氢离子浓度为10^-3 mol/L，那么pH值的计算公式为：pH = -log(10^-3) = 3因此，这个溶液的pH值为3，属于酸性溶液。
2. 对于碱性溶液如果溶液为碱性，那么pH值一定大于7。
在碱性溶液中，氢离子的浓度低于氢氧根离子的浓度。
举例来说，如果一个溶液的氢离子浓度为10^-10 mol/L，那么pH 值的计算公式为：pH = -log(10^-10) = 10因此，这个溶液的pH值为10，属于碱性溶液。
3. 对于中性溶液如果溶液为中性，那么pH值等于7。
在中性溶液中，氢离子的浓度等于氢氧根离子的浓度。
举例来说，如果一个溶液的氢离子浓度为10^-7 mol/L，那么pH值的计算公式为：pH = -log(10^-7) = 7因此，这个溶液的pH值为7，属于中性溶液。
四、pH值的应用pH值不仅可以用来表征溶液的酸碱性，还可以用来控制化学反应的进行。
许多化学实验和工业生产过程中，都需要在特定的pH值下进行反应。
例如，酶是生物体内的一种特殊催化剂，在特定的pH值下才能发挥最佳催化作用。
水的电离和PH
水的电离和溶液的PH知识归纳：一、水的电离（1）水是一种极微弱的电解质，只能微弱的电离，并存在着平衡。
水的电离方程式：H 2O + H2O H3O+ + OH-简写为：H 2O H++ OH-（2）从纯水的导电性实验测得，25℃时，1L纯水中只有1×10—7mol H2O电离。
∴C H+ = C OH-=1×10-7mol/L而1L水的物质的量为55.6mol，这与发生电离的水1×10-7mol相比，水的电离部分忽略不计。
所以，电离前后，水的物质的量几乎不变，可以看作是一个常数C H+·C OH-=K WK W叫做水的离子积常数，简称水的离子积。
K W= C H+·C OH-=1×10-7×1×10-7=1×10-14水的离子积常数反映了一定温度下,水的H+ 浓度和OH- 浓度之间的关系。
二、影响水的电离的因素①加入酸或碱，抑制水的电离，K W不变；②加入某些盐，促进水的电离，K W不变；③电离过程是一个吸热过程，升温能促进水的电离，K W增大，在100℃时，K W =1×10－12。
④其它因素：如加入活泼金属，消耗H+，水的电离程度增大。
三、在酸、碱溶液中求H2O电离出的H+ 浓度和OH- 浓度的方法依据：水的离子积常不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质水溶液。
例：0﹒1mol/LHCI中C H+ 以及水电离出的H+ 浓度和OH- 浓度[分析]酸影响了水的电离，抑制了水的电离，水电离平衡向左移动。
所以，酸电离出的C H+ 很大，是主要的，水电离的C H+ 很小。
所以溶液中C H+ 可以近似看作是酸电离出的H+浓度。
∴C H+=0﹒1mol/L溶液中C OH- =10-14/0﹒1=10-13 mol/L此C OH- 就是水电离出的OH- 浓度。
∴C H+（水）= C OH-（水）=10-13 mol/L结论：纯水中K W=10-14为单纯水的离子积常数。
水的电离和PH
第二节 水的电离和PH一.水的电离1. 水是一种极弱电解质，电离方程式可表示为：：H 2O H ＋＋OH －。
水的电离常数：K 电离＝c ＋c－c2。
K w 不仅适用于纯水，还可适用于稀的电解质水溶液。
水的离子积常数：K w ＝c (H ＋)·c (OH －)，25 ℃时，K w ＝1.0×10－14。
温度升高，水的离子积常数增大。
水的离子积常数K w ，只受温度的影响，温度升高，K w 增大。
2. 影响水的电离平衡的因素水的电离平衡：H 2O H ＋＋OH －ΔH ＞0影响因素 移动方向 c (H ＋) c (OH －) K w 升温 向右移动 增大 增大 增大 加酸 向左移动 增大 减小 不变 加碱向左移动减小增大不变例1：判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。
(1)升高温度，水的电离平衡右移，溶液中的c (H ＋)和c (OH －)均增大，但K W 不变( ) (2) 35 ℃时，水的离子积K W ＝2.1×10－14，则35 ℃时水电离程度大于25℃时水电离程度( )(3)升高温度，水电离出的c(H ＋)不变，水的离子积常数仍为1×10－14( )(4) 25 ℃时，任何以水为溶剂的稀溶液中，c (H ＋)·c (OH －)＝1×10－14( √ )(5) 蒸馏水中，c (H ＋)·c (OH －)＝1×10－14( × )答案：(1)× (2) √ （3）× 即时练习：1. 下列措施能使K w 增大的是( D )A ．温度不变向水中加入NaOH 溶液B ．温度不变向水中加入稀H 2SO 4C ．温度不变向水中加入NaCl 固体D ．加热升温2. 在常温下，纯水中存在电离平衡H 2O H＋＋OH－，如要使水的电离程度增大，并使c(H ＋)增大，应采取的措施是(B)A．加入NaHSO4B．加热C．加入NaHCO3D．加入CH3COOH 3. 25 ℃时，水的电离达到平衡：H 2O H＋＋OH－ΔH>0，下列叙述正确的是( )A．向水中加入稀NaOH溶液，平衡逆向移动，c(OH－)降低B．向水中滴加浓盐酸至c(H＋)＝0.01 mol/L，则溶液中c(OH－)＝1×10－12 mol/LC．降温，使平衡右移，c(H＋)增大，溶液呈酸性D．将水加热，K w增大，c(H＋)不变答案 B4. 向蒸馏水中滴入少量盐酸后,下列说法中错误的是( D )A.c(H+)·c(OH-)不变B.pH减小了C.c(OH-)降低了D.水电离出的c(H+)增加了二．由H2O电离的c(H＋)和c(OH－)计算水电离的c(H＋)=c(OH－)根据K w计算酸中的c(OH－)，c(OH－)为水电离的：c(OH－)=Kw/ c(H＋)根据K w计算碱中的c(H＋)，c(H＋)为水电离的: c(H＋) =Kw/ c(OH－)例2：求算下列常温下溶液中由H2O电离的c(H＋)和c(OH－)。
水的电离和溶液的ph知识点总结
水的电离和溶液的ph知识点总结水的电离和溶液的pH水的电离是指在水中发生的自发的电离过程，即水分子自身发生解离产生氢离子（H+)和氢氧根离子（OH-)的过程。
水的电离常数（Kw）是描述水的电离程度的一个重要物理量。
水的电离常数等于氢离子浓度（[H+])和氢氧根离子浓度（[OH-])的乘积，即Kw=[H+][OH-]。
在纯净水中，[H+]和[OH-]的浓度相等，因此Kw=[H+]^2。
在25℃下，水的电离常数的值为1×10^-14。
由此可知，当[H+]浓度增加时，[OH-]浓度减小；当[OH-]浓度增加时，[H+]浓度减小。
这表明，水中[H+]和[OH-]的浓度总是相互关联的。
溶液的pH是描述溶液酸碱性强弱的一个指标。
pH的定义是负以10为底的[ H+]的对数，即pH=-log[H+]。
pH值越小，表示溶液越酸；pH值越大，表示溶液越碱；pH值为7表示溶液是中性的。
水的pH值是7，表示水是中性的，即[H+]的浓度等于[OH-]的浓度。
当[H+]的浓度大于[OH-]的浓度时，溶液呈酸性；当[OH-]的浓度大于[H+]的浓度时，溶液呈碱性。
pH值的范围是从0到14，其中pH值小于7的溶液称为酸性溶液，pH值大于7的溶液称为碱性溶液。
溶液的pH值可以通过测定[H+]的浓度来确定。
常用的测定pH值的方法有酸碱指示剂法、玻璃电极法和pH计。
酸碱指示剂法是利用酸碱指示剂对溶液的颜色变化进行判断的方法。
酸碱指示剂是一种能够随着溶液酸碱性的变化而改变颜色的物质。
常用的酸碱指示剂有酚酞、溴蓝等。
通过观察溶液的颜色变化，可以确定溶液的pH值大致在哪个范围内。
玻璃电极法是利用玻璃电极对溶液的电势进行测量的方法。
玻璃电极是一种特殊的电极，它对[H+]的浓度非常敏感。
通过测量玻璃电极的电势，可以计算出溶液的pH值。
pH计是一种专门用于测定溶液pH值的仪器。
pH计通过测量溶液中的电位差来确定溶液的pH值。
pH计的测量结果准确可靠，广泛应用于实验室和工业生产中。
水的电离和溶液pH值计算
水的电离与溶液pH 值的计算一、水的电离水是极弱的电解质，发生微弱的（自偶）电离。
H 2O + H 2O →H 3O + + OH - 简写： H 2O → H + + OH -实验测定：25℃ c （H +）=c （OH -）=1710-⨯mol/L 100℃ c （H +）= c （OH -）= 1610-⨯mol/L 二、水的离子积（K w ）实验测定：25℃ K w = c （H +）·c （OH -）=11410-⨯（定值）（省去单位） 100℃ K w = c （H +）·c （OH -）=11210-⨯影响因素：1）温度：温度越高，K w 越大，水的电离度越大。
对于中性水，尽管K w 温度升高，电离度增大，但仍是中性水，[H +]=[OH -]. 2）溶液酸碱性：中性溶液，c （H +）=c （OH -）=1710-⨯mol/L酸性溶液：c （H +）> c （OH -），c （H +）>1⨯10-7mol/L c （OH -）<1⨯10-7mol/L 碱性溶液：c （H +）< c （OH -），c （H +）<1⨯10-7mol/L c （OH -）>1⨯10-7mol/L c （H +）越大，酸性越强；c （OH -）越大，碱性越强。
三、溶液pH 值的计算 1.pH 的计算公式：（1）c （H +）=C 酸α酸（弱酸） c （H +）= nC 酸 c （OH -）=C 碱α碱（弱碱） c （OH -）= nC 碱(2) K w = c （H +）c （OH -），c （H +）=）（OH K c w c （OH -）=）（+H Kwc(3) pH=-lgc （H +） pOH=-lgc （OH -） (4) pH + pOH = 14（25℃）2.酸或碱溶液及稀释后的p H 值的计算(25℃) 1） 酸强碱溶液(单一溶液)p H 值的计算 例1．求0.1mol/L 的H 2SO 4的pH 值。
[高二理化生]水的电离和PH值计算
A、一定有影响
B、偏大
C、偏小
D、不确定
使用方法：直接把待测液滴在干燥的pH试纸上，试纸上
显出颜色后马上跟标准比色卡相对比
3、溶液的pH计算 pH=-lgc（H+）
①强酸混合溶液求pH②强碱混合溶液求pH
③强酸与强碱混合后求pH
a若恰好完全反应。b若酸过量。c若碱过量
④未标明酸或碱的强弱，例pH =2 pH =12的 溶液等体积混合后，其pH值不一定， A、强酸与强碱混合后。pH =7
水的电离
高考要点
水的电离和水的离子积 影响水的电离平衡的因素 溶液的酸碱性 有#43;+OH-
2、水是极弱的电解质。只能 发生微弱的电离。
实验测得： 在25℃时，水电离出来的 [H+]=[OH—]=10—7mol/L
3、水的离子积常数
[H+][OH—]=Kw Kw叫做水的离子积常数，简称水的离子积。
★ 25℃时 ：KW
+ =C（H ）· C（OH ）
=1× 10-14
★ 100℃时：KW =C（H+）· C（OH-） =1× 10-12 请注意 1、Kw与温度有关，升高温度Kw变大。
2、Kw不仅适用于纯水，还适用于酸、碱
、盐的稀溶液中，但C（H+）， C（OH-） 是指溶液中总的C（H+ ）， C（OH-），不 单指水电离的。 即：无论是酸溶液中还是碱溶液中都同时 存在H+和OH—！而且在一定温度下是定值 ！常温下，溶液的酸碱性跟H+和OH—浓度 的关系 中性溶液[ H+]=[OH—] 酸性溶液[H+]＞[OH—] 碱性溶液[H+]＜[OH—]
关键：抓住氢氧根离子离子进行计算！
3.2.1水的电离溶液的酸碱性与pH-2024-2025学年高中化学选择性必修1教学课件
温度升高， Kw值增大
如： 25 ℃时， Kw =1.0× 10-14 ；
100 ℃时， Kw = 1.0×10-12
3. 外界条件对水的电离平衡及Kw 的影响
⑴水的电离为吸热过程，升高温度，水的电离平衡
向电离方向移动， KW增大。
⑵温度不变，加入酸或碱，电离产生H+或OH-，能抑
⑵25 ℃ 时，纯水中c(H+) = c(OH-) =1.0×10-7 mol/L
2.水的离子积常数
K 电离＝
c(H+) •c(OH-）
c(H2O）
c(H+)•c(OH-)= K电离.c(H2O)=
Kw
Kw=c(H+)•c(OH-)
KW 叫做水的离子积常数，简称水的离子积。
25 ℃ 时，纯水的KW = c(H+) . c(OH-) =1.0×10-14
碱性溶中：
c(H+)
Kw
= c(OH-)
练习. 常温下 ①在0.01 mol/L HCl溶液中,
c (H+)= 0.01 mol/L ，c (OH-)=1.0×10-12 mol/L，
由水电离出的OH-浓度= 1.0×10-12 mol/L，由水电离出的
H+ 浓度= 1.0×10-12 mol/L 。,
不移动
不变
不变
不变
升高30 ℃
正向
增大
增大
增大
c(H+)
变化
二. 溶液的酸碱性与pH
任何水溶液中都是H+、OH-共存的。
任何水溶液中都存在Kw=c(H+).c(OH-)
（ 25℃ 时， Kw=1.0 × 10-14 ）