32高中化学58个精讲_(32_水的电离和溶液的PH.
高中化学水的电离与溶液的PH优秀课件
有关溶液pH的计算： 1、单一溶液的计算：
2、强酸、强碱的稀释：
例1、0.001 mol/L盐酸的pH =__________，加水稀释到原 来的10倍，pH=________ 加水到原来的103倍，pH =___________,加水到原来的104 倍 pH= ____________, 加 水 到 原 来 的 1 0 6 倍 ， pH=_______________
3、当0.1mol/L的HCl溶液20mL，与0.05mol/L 的Ba(OH)2溶液 30mL混合后，溶液中[H+]、[OH-]各是多少？ 4、25℃：A、B、C 三种溶液，其中A中[H+]= 10—3mol/L ，B 中 c(OH-)= 5 10—7mol/L，C中c(H+)/c(OH-)= 106,那么三种 溶液的酸性强弱顺序如何？ 5、 25℃、浓度均为0.1mol/L的以下溶液中c(H+)由大到小的排 列顺序：①氨水 ②NaOH ③盐酸 ④醋酸
B. 水的离子积不变、pH不变、呈中性
C. 水的离子积变小、pH变大、呈碱性
D. 水的离子积变大、pH变小、呈中性
二、溶液的酸碱性与pH值 1、定义：化学上常采用H+的物质的量浓度的负对数来 表示溶液的酸碱性。
2、表示方法：pH= - lg{c〔H+〕}
3、溶液的酸碱性与pH值的关系
酸性溶液： c〔H+〕>c〔OH—〕 pH<7 中性溶液： c〔H+〕=c〔OH—〕 pH=7 碱性溶液： c〔H+〕<c〔OH—〕 pH>7
弱酸： c〔H+〕=cα 弱碱：c〔OH—〕= cα
利用Kw的定量计算——求溶液中的[H+]或[OH-]
《水的电离和溶液的 pH》 讲义
《水的电离和溶液的 pH》讲义一、水的电离在任何水溶液中，水都存在着微弱的电离。
水的电离方程式可以表示为：H₂O ⇌ H⁺＋ OH⁻。
这是一个动态平衡的过程，在一定温度下，水电离出的氢离子浓度（H⁺）和氢氧根离子浓度（OH⁻）的乘积是一个常数，称为水的离子积常数，通常用 Kw 表示。
Kw ＝ H⁺·OH⁻。
例如，在 25℃时，Kw ＝ 10×10⁻¹⁴。
这意味着在 25℃的纯水中，H⁺＝ OH⁻＝ 10×10⁻⁷ mol/L 。
需要注意的是，水的离子积常数 Kw 只随温度的变化而变化。
温度升高，Kw 增大；温度降低，Kw 减小。
影响水的电离平衡的因素主要有以下几个方面：1、温度升高温度会促进水的电离，因为电离过程是吸热的。
例如，将水加热到 100℃时，Kw ＝ 10×10⁻¹²，此时纯水中的 H⁺＝ OH⁻＝10×10⁻⁶ mol/L 。
2、酸或碱向水中加入酸，酸电离出的氢离子会使水的电离平衡向左移动，抑制水的电离；加入碱，碱电离出的氢氧根离子会同样抑制水的电离。
3、盐有些盐能够促进水的电离，比如强酸弱碱盐（如氯化铵）和强碱弱酸盐（如碳酸钠）。
因为这些盐中的离子会与水电离出的氢离子或氢氧根离子结合，从而使水的电离平衡向右移动。
二、溶液的 pH溶液的酸碱性可以用 pH 来表示。
pH 的定义是：pH ＝ lgH⁺。
例如，如果溶液中的 H⁺＝ 10×10⁻⁵ mol/L ，那么 pH ＝lg(10×10⁻⁵) ＝ 5 。
同样，如果知道了溶液的 pH，也可以计算出溶液中的 H⁺。
比如pH ＝ 3 的溶液，H⁺＝ 10×10⁻³ mol/L 。
在常温（25℃）下，溶液的 pH 与酸碱性的关系如下：pH ＜ 7 ，溶液呈酸性；pH ＝ 7 ，溶液呈中性；pH ＞ 7 ，溶液呈碱性。
但需要注意的是，温度变化时，这个判断标准会有所不同。
高二化学水的电离和溶液的pH人教实验版知识精讲
高二化学水的电离和溶液的pH人教实验版【本讲教育信息】一. 教学内容：水的电离和溶液的pH1. 水的电离2. 溶液的酸碱性和pH3. 溶液pH的计算二. 重点、难点1. 掌握水的离子积常数及溶液pH值表示的意义；2. 掌握c（H+）、pH值与溶液酸碱性的关系；3. 了解指示剂的变色范围，学会pH值的使用方法；掌握溶液pH值的有关计算。
三. 教学过程（一）水的电离1、水的电离：精确的实验证明，水是一种极弱的电解质，它能微弱地电离，生成H3O+和OH－。
电离方程式为：（1）由水本身电离出的H+和OH-的量必相等。
在25℃时，纯水中H+和OH—的浓度各等于1×10-7mol·L-1mol/L（2）水的电离过程是一个吸热过程。
温度升高，水的电离程度增大，c（H+）和c（OH －）也随之增大；温度降低，水的电离程度减小，c（H+）和c（OH－）也随之减小。
2、水的离子积常数：在一定温度时，水跟其他弱电解质一样，也有一个电离常数：c（H+）· c（OH－）= K · c（H2O）1L H2O的物质的量为55.6 mol，这与发生电离的H2O的物质的量1×10－7mol相比，水的已电离部分可以忽略不计。
所以电离前后，H2O的物质的量几乎不变，可以看做是个常数。
常数乘常数必然为一个新的常数，通常我们把它写作K w，通常把K w叫做水的离子积常数，简称水的离子积。
因而上式也可写为：c（H+）· c（OH－）=Kw【总结】水的电离平衡特点：（1）水是极弱的电解质，存在电离平衡。
（2）K W只与温度有关，温度一定，则K W值一定。
水的电离为吸热过程，所以当温度升高时，水的电离程度增大，Kw也增大。
25℃时：K w = c（H+）·c（OH－）=1×10-14 c（H+）= c（OH－）= 1×10-7mol/L100℃时：K w = c（H+）·c（OH－）=1×10-12 c（H+）= c（OH－）= 1×10-6mol/L（3）水的离子积不仅适用于纯水，也适用于任何酸、碱、盐的稀溶液，即水的离子积揭示了在任何水溶液中，均存在水的电离平衡，都有H+和OH－。
高三化学水的电离和溶液的PH值PPT教学课件
③弱酸、弱碱溶液pH
→ → 一元弱酸：C
C(H+) =C×a%
pH= -lgC (H+)
→ → 一元弱碱：C
C(OH－)=C×a% C(H+)=
pH= -lg C(H+)
（2）强酸与强酸混合液的pH
C(H+)混＝ C(H+)1 V1 + C(H+)2V2
V1+V2 pH混= -lg C(H+)混
例如：PH=3的醋酸稀释100倍后3_<_P_H_<_5_ PH=10的氨水稀释100倍后__8_<_P_H_<_1_0
练习：
常温下PH=2的两种酸溶液HA和HB，分别加
水稀释，其PH与所加水的体积变化如图所示，
下列结论正确的是:
B PH
7
A.酸HB是比HA更强的酸
HA HB
B.酸HA是比HB更强的酸
2、在酸碱溶液中，水电离出来的[H+]和 [OH—]有何关系？
3、求0.1mol/L盐酸溶液中水电离出来的[H+] 为多少？ 4、在酸溶液中水电离出来的[H+]和酸电离 出来的[H+]什么关系？
5、100℃时，水的离子积为10—12，求[H+]为 多少？
二、影响水的电离平衡的因素
1、酸 抑制水的电离，KW保持不变
CH3CH2OH+CH3CH2OH CH3CH2O－
CH3CH2OH2 + +
CH3COOH+CH3COOH +CH3COO－
CH3COOH2+
一、水的离子积常数： KW =C（H+）·C（OH-） =1× 10-14 适用条件：1、常温（25℃ ） 2、稀溶液
水的电离和溶液的酸碱性 课件
③两强碱稀溶液混合后的pH
c→ c混 (OH－) → c混 (H＋) → pH
例：pH=12和pH=9的两种NaOH溶液等体积混合，求 混合溶液的pH值。
解： c混 (H＋) ＝
≈
1×10－12 ＋ 1×10－9
2
1 2
×10－9
mol/L
mol/L
pH＝－lg
10－9 2
＝9＋lg2 ＝9.3
④强酸与强碱混合液的pH
• 完全中和时，pH值不一定为7 • 强酸和弱碱完全中和反应时溶液显酸性 • 强碱和弱酸完全中和反应时溶液显碱性
例题1:用0.1032mol/L的HCl溶液滴定25.00mL未知浓 度的NaOH溶液，滴定完成时，用去HCl溶液 27.84mL。通过中和滴定测得NaOH溶液的物质的量 浓度是多少?
解： NaOH + c (NaOH)
3、影响水电离的因素
不同温度下水的离子积常数
t/℃
0
10 20 25 40 50 90 100
KW/10－14 0.134
学科网
0.292 0.681
1.01 2.92
5.47 38.0 55.0
（1）升高温度，促进水的电离，KW增大。 在室温下，Kw值为1×Байду номын сангаас0－14 通常100 ℃ 时，KW=1×10-12
9×10－4mol 0.2L
＝4.5×10－3 mol/L
pH＝－lg(4.5×10－3 ) ＝3－lg4.5
例3：pH=3盐酸和pH=13的NaOH溶液等体积混合，求混 合后溶液的pH值。 在1L盐酸中： n (H＋) ＝1×10－3 mol
在1L NaOH溶液中：
n (OH－) ＝1×10－1mol
人教版高考化学复习水的电离,溶液的酸碱性ppt
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
人教版高考化学复习水的电离，溶液 的酸碱 性ppt
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人教版高考化学复习水的电离，溶液 的酸碱 性ppt
题组集训
• 解析 A项，25 ℃时，Kw＝c(H＋)·c(OH－)＝1.0×10－14,25 ℃时，c(H＋)＝10－7 mol·L－1，
pH＝7，水呈中性，正确；
• B项，100 ℃时，Kw＝c(H＋)·c(OH－)＝2.5×10－13，c(H＋)＞10－7 mol·L－1，pH<7，水呈中性，
)
• ⑧酸式滴定管滴定前读数正确，滴定后仰视读数(或前俯后仰)(
)
人教版高考化学复习水的电离，溶液 的酸碱 性ppt
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人教版高考化学复习水的电离，溶液 的酸碱 性ppt
酸碱中和滴定
• 如：用标准盐酸溶液滴定未知浓度的NaOH溶液(酚酞作指示剂)，用“偏高”“偏低”或 “无影响”填空。
• ①酸式滴定管未用标准溶液润洗( 偏高 ) • ②锥形瓶用待测溶液润洗( 偏高 ) • ③锥形瓶洗净后还留有蒸馏水( 无影响 ) • ④放出碱液的滴定管开始有气泡，放出液体后气泡消失( 偏低 ) • ⑤酸式滴定管滴定前有气泡，滴定终点时气泡消失( 偏高 ) • ⑥部分酸液滴出锥形瓶外( 偏高 ) • ⑦酸式滴定管滴定前读数正确，滴定后俯视读数(或前仰后俯)( 偏低 ) • ⑧酸式滴定管滴定前读数正确，滴定后仰视读数(或前俯后仰)( 偏高 )
化学32水的电离和溶液的酸碱性课件人教版选修4
刻度： 0刻度在上（与量筒不同） 取液： 在刻度范围内取液，不够再装，液
不能放完。 酸式：旋转旋塞 放液： 碱式：挤压玻璃球
1
2、药品：
指示剂（甲基橙或酚酞） 已知酸（碱）未知碱（酸） 3、滴定的关键：
准确测定两溶液的体积 准确判断滴定终点
1
4、操作：
（1）滴前准备：
①检查
漏不漏 活塞是否灵活
1
练习
1、在25℃时，0.1 mol·L－1 的硫酸中，水的KW
A．大于1×10－14
B．小于1×10－14
C．等于1×10－14
D．无法确定
2、在下列叙述中，正确的是
BD
A．在任何条件下，纯水的c (H＋)＝10－7 mol
B．在任何条件下，纯水都呈中性
C．在100℃时，纯水的 c (H＋) ＜ 10－7 mol·L
3、在酸碱溶液中，水电离出来的C H+和COH-是否相等
4、100℃时，水的离子积为10-12，求C H+为多少？ 5、求1mol/L盐酸溶液中水电离出来C H+的为多少？
6、在酸溶液中水电离出来的C H+和酸电离出来的C H+
么关系？
1
➢有关溶液的酸碱性---正误判断
1、如果C H+不等于COH-则溶液一定呈现酸碱性。
1
2、溶液的酸碱性pH
① pH pH= —lg c(H+) pOH= —lg c(OH—) pOH+ pH = 14
CH+ ↑ ，pH ↓ CH+ ↓ ，pH ↑
1
②pH与溶液酸碱性的关系 中性溶液 CH+ = COH- pH =7 碱性溶液 CH+＜COH- pH>7 酸性溶液 CH+＞COH- pH<7
高二化学水的电离和溶液的pH知识精讲.doc
高二化学水的电离和溶液的pH【本讲主要内容 】水的电离和溶液的pH1. 水的电离平衡及其影响因素，离子积常数2. 溶液的酸碱性和 pH3. 溶液 pH 的简单计算【知识掌握】【知识点精析】 一 . 水的电离1. 水的电离精确实验证明：水是一种极弱电解质，它能微弱的电离，生成 电离平衡： H 2O ＋ H 2OH 3O ＋＋ OH －或 H 2OH 3O ＋和 OH －。
水中存在 H ＋＋ OH－说明 ：水的电离有如下特点 :①水分子和水分子之间的相互作用而引起电离的发生。
②极难电离，通常只有极少数的水分子发生电离。
＋－③水分子电离出的 H 和 OH 数目相等。
2. 水的离子积（ 1）实验测得：在 25℃时， 1L 纯水中（即 55.56mol/L ）只有 1× 10－7mol/L H 2O 发生电离。
则水中①C （ H ＋ ）＝ 1× 10－7mol/L ② C （ OH － ）＝ 1× 10－7mol/L③ C （ H ＋）＝C （ OH －）＝ 1× 10－7水的离子积定义：在一定温度时，水中C （ H ＋）与 C （ OH －）的乘积是一个常数，称之为水的离子积常数（写作 K W ），简称为水的离子积。
即 K W ＝ C （ H ＋）× C （ OH －）在 25° C 时，有 C （ H ＋）＝ C （ OH －）＝ 1×10－7， K W ＝ 1× 10－14 在 100° C 时， 有 C （ H ＋）＝ C （ OH －）＝ 1× 10－6， K W ＝ 1× 10－12说明 ：任何水溶液中均存在着水的电离平衡，即任何水溶液中均存在着C （ H ＋）与 C （OH －）。
水的离子积是水电离平衡时具有的性质，不仅适用于纯水，也适用于其他稀水溶液。
如酸、 碱、盐溶液中都有＋）× C （ OH －）＝ 1× 10 －14＋）、C （OHK W ＝ C （H （常温）。
水的电离和溶液的酸碱性ppt课件
K电离 =
c(H+) ·c(OH-)
水的离子积
Kw =
室温下 1×10-14
注：c(H2O)=
1000 g 18 g·mol-1
1L
影响水的电离平衡的因素 分析表格中的数据，有何规律，并解释之。
t/℃
0
10
20
25
40
50
90
100
Kw/×10-14
0.134
0.292
0.681
1.01
2.92
5.47
碱性！ c(H+) = 1×10—7mol/L、 c(OH-) = 1×10—5mol/L， C(OH-) ＞ c(H+)
不能用c(H+) 等于多少来判断溶液酸、碱性，只 能通过c(H+) 、C(OH-) 两者相对大小比较
pH值测定方法
定性测定：酸碱指示剂法（书P51阅读）
定量测定：pH试纸法
精
密
常温下
溶液的酸碱性
c(H+) 和 c(OH-) 的关系
酸性 中性 碱性
c(H+) ＞ c(OH-) c(H+) = c(OH-) c(H+) ＜ c(OH-)
pH=7的溶液一定是中性溶液吗？(以100℃ 为例） 答：不一定，只有在常温下才显中性。 100℃时显碱性
pH ＜7 =7 ＞7
c(H+)与pH、溶液酸碱性的关系： 常温下
38.0w=1×10-14，100℃时Kw=1×10-12。Kw在一定温度下是个常数。
水的电离是一个吸热过程。 升高温度，促进水的电离。
影响水的电离平衡的因素
H2O
H＋ ＋OH－
讨论：
高中化学高二化学PPT课件水的电离和溶液的PH
c(H+)总量 c(OH-)总 水电离的 水电离的 (mol/L) 量(mol/L) H+ (mol/L) OH- (mol/L) 纯水
1×10-7
1×107
1×10-7
1×10-7
加适量 -7 >1×10-7 -7 <1×10-7 <1 × 10 <1 × 10 NaOH 加适量 >1×10-7 <1×10-7 <1×10-7 <1×10-7 HCl 中性溶液 c(H+)= c(OH-)=1×10-7mol/L 酸性溶液 c(H+)> c(OH-); c(H+) > 1×10-7mol/L 碱性溶液 c(H+) < c(OH-); c(H+) < 1×10-7mol/L 加入酸或碱都是抑制水的电离．
科学研究发现：其他体系中也存在 着类似的关系。如：
25℃时 酸性溶液Kw= c(H+) ×c(OH-)=1×10-14 碱性溶液Kw= c(H+) ×c(OH-)=1×10-14 提示： 此时的c(H+ )和c(OH-)是溶液中的总量。
原因： KW= 55.6K (K为水的平衡常数) 向水中加酸或碱只是使平衡发生移动， 并未改变平衡常数K，所以KW不变
做完例3、例4有何发现?
小结:
1.任何水溶液中H+和OH－总是同时存在的,只是相 对含量不同. 2.常温下,任何稀的水溶液中c(H+)×c(OH-)=1×10－14 3.根据Kw=c(H+)×c(OH-) 为定值,c(H＋) 和 c(OH-) 可 以互求.酸性溶液中水电离出来的c(H+)可以忽略．碱 性溶液中水电离出来的OH-离子可以忽略． 4.Kw大小只与温度有关,与是否为酸碱性溶液无关
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高中化学58个考点精讲32、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.图一图二想一想：图一与图二有哪些不同？为何不同？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。
另外使用时不能预先润湿试纸。
否则相当于又稀释了待测液，测定结果误差大。
③pH计测定较精确.（二）酸碱溶液的稀释前后pH值的变化。
由于强酸或强碱在水中完全电离，加水稀释后不会有溶质进一步电离，故仅仅是体积增大的因素导致酸溶液中的[H+]或碱溶液中的[OH—]减小.(HCl)(NaOH)pH(HAC)＜a+n＜7 pH(NH3·H2C)＞b－n＞7△pH(HCl)=n △pH(NaOH)=n△pH(HAC)＜n △pH(NH3·H2O)＜n△pH(HCl)＞△pH(HAC)△pH(NaOH)＞△pH(NH3·H2O)注意：①酸无论怎样稀释，不可能成为碱性；若无限稀释，则pH只能无限接近7且小于7.②碱无论怎样稀释，不可能成为酸性；若无限稀释，则pH只能无限接近7且大于7③当起始强酸、弱酸的pH相同，稀释后为达仍相同，则稀释倍数一定是弱酸大小强酸（强碱、弱碱类同）（三）有关pH的计算1．溶液简单混合（不发生反应，忽略混合时体积变化）强酸：pH=pH小+0.3若等体积混合，且△pH≥2强碱：pH=pH大－0.3若不等体积混合，物质的量浓度强酸[H+]总=212 211V V VMVM++分别为M1、M2体积分别为强碱[OH—]总=212 211V V VMVM++V1、V2的一元强酸或强碱注意：强酸直接由[H+]总求pH值强碱由[OH—]总求pOH，后再求pH值.2．强酸和强碱混合（发生中和反应，忽略体积变化）可能情况有三种：①若酸和碱恰好中和. 即nH+=nOH—，pH=7.②若酸过量，求出过量的[H+]，再求pH值.③若碱过量，求出过量的[OH—]，求出pOH后求pH值.特例：若强酸与强碱等体积混合①若pH酸+pH碱=14，则完全中和pH=7.②若pH酸+pH碱＞14，则碱过量pH≈pH碱－0.3③若pH酸+pH碱＜14，则酸过量pH≈pH酸+0.3讨论：pH=a的HCl溶液和pH=b的NaOH溶液按体积比V1 ：V2混合.当混合液分别呈中性、酸性、碱性时，且V1：V2=10n时，a+b分别为多少？分析①呈中性：即pH=7.nH+=nOH—10—a·V1=10—（14－b）·V2V1：V2=10—14+a+b10n=10a+b－14n=a+b－14②若呈酸性. 即pH＜7nH+＞nOH—10—a·V1＞10—（14－b）·V2V1：V2＞10—14+a+bn＞10－14+ a+b③若呈碱性，即pH＞7，同理可知想一想：若V1 ：V2=1 ：10=10，三种情况的结果又如何呢？3．关于酸、碱混合时的定性判断（常温）酸与碱混合时发生中和反应，但不一定恰好完呈中和。
即使恰好完全中和，也不一定溶液呈中性，由生成的盐能否水解及水解情况而定，另外酸碱的强弱不同，提供反应物的量不同也影响着反应后溶液的性质。
一般酸或碱过量化生成的盐水解对溶液的酸碱性影响大。
下面把常见的几种情况分列出来.①等物质的量浓度的一元弱酸一元强碱溶液等体积混合溶液pH＞7（由生成的强碱弱酸盐水解决定）②等物质的量浓度的一元强酸与一元弱碱溶液等体积混合后溶液pH＜7（由生成的强酸弱碱盐水解决定）③等物质的量浓度的一元强酸与强碱溶液等体积混合后溶液pH=7（因生成强酸强碱盐不水解）想一想：若酸或碱之一是多元，情况又怎样？④当pH=pOH的强酸与强碱溶液以等体积混合后pH=7（与酸、碱的几元性无尖）⑤当pH=3的某一元酸溶液与pH=11的一元强碱以等体积混合后pH≤7。
（考虑酸有强弱之分，若分弱酸，制反应后酸过量）⑥当pH=3的某一元强酸pH=11的一元碱溶液的以等体积混合后pH≥7（同理⑤，弱碱过量）⑦将pH=3的酸溶液和pH=11的碱溶液以等体积混合后溶液pH=无法确定.再想一想：⑤⑥⑦与酸、碱的几元性有无关系？3．精讲知识点一：水的电离【例1】（1）与纯水的电离相似，液氨中也存在着微弱的电离：2NH3NH4++NH2-据此判断以下叙述中错误的是（）A．液氨中含有NH3、NH4+、NH2-等微粒B．一定温度下液氨中C(NH4+)·C(NH2-)是一个常数C．液氨的电离达到平衡时C(NH3) = C(NH4+) = C(NH2-)D．只要不加入其他物质，液氨中C(NH4+) = C(NH2-)（2）完成下列反应方程式①在液氨中投入一小块金属钠，放出气体————————————————————————————②NaNH2溶于水的反应——————————————————————————————————③类似于“H++OH—=H2O”的反应————————————————————————————解析：此题要求掌握水自偶的实质(水分子电离产生的H+与H2O结合形成H3O+)以及水的电离平衡,并能迁移应用于对于NH3电离的认识：NH3分子电离产生H+和NH2—,H+与NH3结合生成NH4+，液氨电离产生等量的NH2—与NH4+，一定温度下离子浓度乘积为一常数；NH4+类似于H+，NH2—类似于OH—。
具备上述知识后，就可顺利完成解题。
答案：（1）C（2）①2Na+2NH3=H2↑+2Na NH2②NaNH2+H2O=NaOH+NH3↑或NH2—+H2O=OH—+NH3↑③NH2—+NH4+ =2NH3↑或NH4Cl+NaNH2=2NH3↑+NaCl知识点二：水的离子积【例2】某温度下纯水中C(H+) = 2×10-7 mol/L，则此时溶液中的C(OH-) = ___________。
若温度不变，滴入稀盐酸使C(H+) = 5×10-6mol/L，则此时溶液中的C(OH-) = ___________。
解析：由水电离产生的H+与OH-量始终相等，知纯水中C(H+) = C(OH-)。
根据纯水中C(H+) 与C(OH-)可求出此温度下水的Kw的值，由Kw的性质（只与温度有关，与离子浓度无关），若温度不变，稀盐酸中Kw仍为此值，利用此值可求出盐酸中的C(OH-)。
答案：纯水中C(OH-) = C(H+) = 2×10-7 mol/LKw = C(H+)·C(OH-) = 2×10-7×2×10-7 = 4×10-14稀盐酸中C(OH-) = Kw / C(H+) = (4×10-14) / (5×10-6) = 8×10-9 mol/L【例3】 .难溶化合物的饱和溶液存在着溶解平衡，例如：AgCl(s) Ag++Cl—,Ag2CrO4(s) 2Ag++CrO42—,在一定温度下，难溶化合物饱和溶液离子浓度的乘积为一常数，这个常数用Ksp表示。
已知：Ksp(AgCl)=[Ag+][Cl-]=1.8×10-10Ksp(Ag2CrO4)=[Ag+]2[CrO42-]=1.9×10-12现有0.001摩/升AgNO3溶液滴定0.001摩/升KCl和0.001摩/升的K2CrO4的混和溶液，试通过计算回答：(1)Cl-和CrO42-中哪种先沉淀?(2)当CrO42-以Ag2CrO4形式沉淀时，溶液中的Cl-离子浓度是多少? CrO42-与Cl-能否达到有效的分离?(设当一种离子开始沉淀时，另一种离子浓度小于10-5mol/L时，则认为可以达到有效分离)解析：（1）当溶液中某物质离子浓度的乘积大于Ksp时，会形成沉淀。
几种离子共同沉淀某种离子时，根据各离子积计算出所需的离子浓度越小越容易沉淀。
（2）由Ag2CrO4沉淀时所需Ag+浓度求出此时溶液中Cl—的浓度可判断是否达到有效分离。
解答：（1）AgCl饱和所需Ag+浓度[Ag+]1=1.8×10-7摩/升Ag2CrO4饱和所需Ag+浓度[Ag+]2=1910000112..⨯-=4.36×10-5摩/升[Ag+]1<[Ag+]2，Cl-先沉淀。
（2）Ag2CrO4开始沉淀时[Cl-]=181043610105..⨯⨯--=4.13×10-6<10-5，所以能有效地分离。
知识点三：水的电离平衡的移动【例4】：某溶液中由水电离出来的C(OH—)=10-12mol/L，则该溶液中的溶质不可能是（）A、HClB、NaOHC、NH4ClD、H2SO4解析：由水电离反应式知：此溶液水电离产生的C(H+)=C(OH—) =10-12mol/L，若溶液中的H+全部来自水的电离，则此溶液显碱性，是因溶有碱类物质所致，若溶液中的H+不仅为水电离所产生，则此溶液显酸性，为酸性物质电离所致。
NH4Cl不可能电离产生H+。
解答：C下列两题为上题的变式，分析一下变在何处？解题方法、思路与上题是否一样？差异何在？（1）室温下，在纯水中加入某物质后，测得溶液中由水电离产生的C(H+)=10-12mol/L，则加入的物质可能是（假设常温下碳酸、氢硫酸的第一步电离度为0.1%）（）A、通入CO2B、通入H2SC、通入NH3D、加入NaHSO4（2）某溶液中水电离产生的C(H+)=10-3mol/L，,该溶液中溶质可能是（）①Al2(SO4)3②NaOH ③NH4Cl ④NaHSO4A、①②B、①③C、②③D、①④【例5】能促进水的电离，并使溶液中C(H+)>C(OH—)的操作是（）（1）将水加热煮沸（2）向水中投入一小块金属钠（3）向水中通CO2 （4）向水中通NH3 （5）向水中加入明矾晶体（6）向水中加入NaHCO3固体（7）向水中加NaHSO4固体A、（1）（3）（6）（7）B、（1）（3）（6）C、（5）（7）D、（5）解析：本题主要考查外界条件对水的电离平衡的影响，请按如下思路完成本题的解：本题涉及到哪些条件对水的电离平衡的影响？各自对水的电离平衡如何影响？结果任何（C(H+)与C(OH—)相对大小）？归纳酸、碱、盐对水的电离平衡的影响。