水的电离和溶液的pH
第29讲：水的电离和溶液的pH值
高三化学一轮复习精品教辅第29讲：水的电离和溶液的pH值【考纲要求】1.从水的电离平衡去理解水的离子积和溶液pH值的含义，掌握溶液pH值跟氢离子浓度和溶液酸碱性的关系。
2.了解指示剂的变色范围，学会用pH试纸测定溶液的pH值。
3.掌握酸碱的pH值计算以及氢离子浓度和pH值的互算。
教与学方案一、水的电离和溶液的酸碱性1.水电离平衡:H2O H+＋OH－水的离子积:Kw=c[H+]·c[OH-] 25℃时,[H+]=[OH-]=10-7mol/L ;Kw=[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②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4.溶液的酸碱性和pH: pH=－lgc[H+]pH的测定方法:①酸碱指示剂:甲基橙、石蕊、酚酞。
变色范围:甲基橙 3.1~4.4(橙色) 石蕊5.0~8.0(紫色) 酚酞8.0~10.0(浅红色)②pH试纸操作:将PH试纸放在干燥、洁净的表面皿上,再用玻璃棒蘸取未知液体少许点在PH试纸中部,待变色后与标准比色卡对比读出PH值。
注意:①事先不能用水湿润PH试纸;②广泛pH试纸只能读取整数值或范围二、混合液的pH值计算方法公式1.强酸与强酸的混合:(先求[H+]混:将两种酸中的H+离子物质的量相加除以总体积,再求其它)[H+]混 =([H+]1V1+[H+]2V2)/(V1+V2)2.强碱与强碱的混合:(先求[OH-]混:将两种酸中的OH-离子物质的量相加除以总体积,再求其它) [OH-]混＝([OH-]1V1+[OH-]2V2)/(V1+V2) (注意 :不能直接计算[H+]混)3.强酸与强碱的混合:(先据H+ + OH-＝H2O计算余下的H+或OH-,①H+有余,则用余下的H+数除以溶液总体积求[H+]混;OH-有余,则用余下的OH-数除以溶液总体积求[OH-]混,再求其它)三、稀释过程溶液pH值的变化规律:1.强酸溶液:稀释10n倍时,pH稀＝pH原+ n (但始终不能大于或等于7)2.弱酸溶液:稀释10n倍时,pH稀＜pH原+n (但始终不能大于或等于7)3.强碱溶液:稀释10n倍时,pH稀＝pH原－n (但始终不能小于或等于7)4.弱碱溶液:稀释10n倍时,pH稀＞pH原－n (但始终不能小于或等于7)5.不论任何溶液,稀释时pH均是向7靠近(即向中性靠近);任何溶液无限稀释后pH均接近76.稀释时,弱酸、弱碱和水解的盐溶液的pH变化得慢,强酸、强碱变化得快。
第二节水的电离和溶液的PH
2024-09-04
目 录
水的电离与离子积常数影响KW因素分析影响水电离平衡的因素分析溶液酸碱性与 pH 值关系
01
水的电离与离子积常数
统一的化学用语： C(H+)H2O 表示水电离的氢离子浓度C(H+)HCI 表示HCI电离的氢离子浓度C(H+) 表示溶液中总的氢离子浓度
水的离子积常数 Kw
Kw = C(H⁺) × C(OH⁻)
溶液中总的氢离子浓度
溶液中总的氢氧根离子浓度
02
影响KW因素分析
温度升高，促进水的电离
随着温度的升高，水分子的热运动加剧，使得更多的水分子能够克服电离能，从而发生电离，导致KW值增大。
温度降低，抑制水的电离
当温度降低时，水分子的热运动减缓，电离过程受到抑制，导致KW值减小。
水是一种极弱的电解质，在电离过程中会生成氢离子和氢氧根离子，其电离方程式为：H₂O ⇌ H⁺ + OH⁻。
水的电离过程
在一定温度下，水的电离会达到一个动态平衡状态，即水的电离速率与氢离子和氢氧根离子的结合速率相等。存在平衡就应该有平衡常数
水的电离平衡
水的电离过程及表达式
离子积常数Kw是化学平衡常数的一种形式， 开始时用于描述在一定温度下，纯水中氢离子和氢氧根离子的浓度乘积。其表达式为：Kw = C(H⁺) × C(OH⁻) 后来实验发现这个公式不仅适用于纯水，也使用与稀得电解质溶液
温度对KW的影响
25℃ Kw=1.0×10-14
03
影响水电离平衡的因素分析
温度升高，促进水的电离
随着温度的升高，水分子的热运动加剧，使得更多的水分子能够克服电离能，从而发生电离，导致水电离程度增大。
第八章 第2讲 水的电离溶液的ph值
逆 正
正 正 逆 正
不变 不变
不变 增大 减小 不变
减小 增大
增大 增大 减小 增大
增大 增大
减小 增大 减小 增大
减小 减小
增大 增大 减小 减小
温度
其他：如加入Na
【问题引导下的再学习】
思考2：水的离子积常数Kw＝c(H＋)· c(OH－)中H＋和 OH－一定是水电离出来的吗？
水的离子积常数Kw＝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Kw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Kw不仅适用于水，还适用于酸性 或碱性的稀溶液。
知识梳理·题型构建
【问题引导下的再学习】
思考4：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？
答案 不一定。上述说法只有在常温下才能满足。如在某温 度下，水的离子积常数为1×10－12，此时pH＝6的溶液为中 性溶液，pH>6时为碱性溶液，pH<6时为酸性溶液。
思考3：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？
【当堂检测】
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－)＝____________。 10－2 mol· －1 L 10－12 mol· －1 L 10－12 mol· －1 L c(H＋)水＝c(OH－)水＝______________。 (2)pH＝10的NaOH溶液 10－10 mol· －1 L c(H＋)＝_____________，c(OH－)＝_____________。 10－4 mol· －1 L c(H＋)水＝c(OH－)水＝________________。 10－10 mol· －1 L (3)pH＝2的NH4Cl溶液c(H＋)＝_________________。 10－2 mol· －1 L c(H＋)水＝__________________。 10－2 mol· －1 L (4)pH＝10的Na2CO3溶液c(OH－)＝______________。 10－4 mol· －1 L c(OH－)水＝__________________。 10－4 mol· －1 L
(完整word)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/L100℃ 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/Lc(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 wc （OH —）=）（+H Kw c(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。
化学课件——水的电离和溶液pH值
水的电离和溶液pH值水的电离和溶液的pH值是电解质溶液的重点和难点，同时也是高考化学试题的热点。
分析多年的高考化学试题，我们不难发现：水的电离和溶液pH值这一知识点试题每年考并且常考常新。
因此，有必要认真加以训练。
相关知识点１、电解质溶液的酸碱性跟水的电离密切相关。
实验证明，水是一极弱电解质，能微弱电离：H2O+H2OH3O++OH-可简写为：H2OH++OH-。
此电离平衡易受外界条件（温度、电解质等）影响，但遵循平衡移动原理。
实验还证明，在溶液中，在一定温度下，［H+］与［OH-］的乘积是一常数，即［H+］·［OH-］＝Kw。
Kw简称为水的离子积。
它是一温度函数，随温度升高而增大。
25℃时，Kw=1×10-14，100℃，Kw=1×10-12。
２、电解质溶液的酸碱性取决于［H+］与［OH-］的相对大小。
在常温下，中性溶液［H+］＝［OH-］＝1×10-7mol/L，酸性溶液［H+］>[OH-］；［H+］>1×10-7mol/L；碱性溶液［H+］<［OH-］，［H+］<1×10-7mol/L。
３、电解质稀溶液的酸碱性可用pH值大小来统一量度，其定义式：pH＝－1g［H+］，同样可定义：pH＝－1g[OH-]，在常温下，pH＋pOH＝１４。
４、电解质溶液pH值的测定：（１）酸碱指示剂是测定溶液的pH值范围。
常用指示剂有：甲基橙、石蕊、酚酞，并熟记它们的变色范围。
（２）pH试纸是粗确测定溶液的pH 值，应掌握其操作步骤。
（３）测定溶液pH值最精确的方法是用pH计。
解题指导１、解答水电离的相关试题时应注意：（１）运用平衡移动原理来分析水的电离平衡移动—定性判断；（２）运用溶液中［H+］·［OH-］＝Kw和水电离出的[H+]＝[OH-]掌握相关运算—定量计算。
(3)正确处理矛盾的主要方面与次要方面的关系，比如，在处理溶液的稀释、电离与水解等关系时，一定要抓住主要矛盾。
水的电离和溶液的pH+第2课时+参考教案
第2节水的电离和溶液的pH第2课时pH的计算◆教材分析本节内容包括水的电离、溶液的酸碱性与pH及pH的应用。
只有认识了水的电离平衡及其移动，才能从本质上认识溶液的酸碱性和pH。
本节的学习也为盐类的水解及电离等知识的教学奠定了基础。
教材从实验事实入手，说明水是一种极弱的电解质，存在着电离平衡。
由此引出水的电离平衡常数，进而引出水的离子积，并使学生了解到水的离子积是个很重要的常数。
本节课的内容实际上是应用了本书第二章化学平衡原理的知识，探讨了水溶液中离子间的相互作用，内容丰富，理论与实际、知识与技能兼有之；水的电离是对本章第一节课的延续，它的电离过程的分析体现了化学理论的指导意义。
◆学情分析通过第一节对《电离平衡》的学习，学生能应用化学平衡理论描述弱电解质在水溶液中的电离平衡，并了解了电离平衡常数，为本节课探究水的电离、水的电离平衡和水的离子积奠定了一定的基础。
◆教学目标1.了解各类混合溶液pH的计算。
2.了解溶液稀释时pH的变化规律。
◆教学重难点各类混合溶液pH的计算。
◆教学过程一、导入新课【复习提问】1.pH的定义是什么？pH是c(H+)的负对数，即pH=−lgc(H+)。
2.什么是水的离子积？室温下，K w=1.0×10−14，100℃，K w=1.0×10−12。
水的离子积是电解质的稀溶液中c(H+)和c(OH−)的乘积，即K w=c(H+)·c(OH−)3.计算pH：25℃时，0.005 mol·L−1，H2SO4溶液的pH=2；100℃时，0.005 mol·L−1 Ba(OH)2溶液的pH=11。
【过渡】以上是单一溶液pH的求算，那么混合溶液的pH怎么求算呢？溶液稀释过程中pH会发生哪些变化呢？这是本节课要学习的内容。
二、讲授新课教学环节一：酸和碱溶液的pH的计算1.酸溶液：直接求c(H+)，再计算pH。
pH=−lgc(H+)2.碱溶液：先求c(OH−)，再求c(H+)，最后计算pH。
水的电离与溶液的pH
第2讲水的电离和溶液的pH考点一水的电离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(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FeCl3、Na2CO3)，水的电离程度增大，K w不变。
4．外界条件对水的电离平衡的影响深度思考1．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？_____________________________________________________________________。
2．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？_____________________________________________________________________________ _____________________________________________________________________________。
反思归纳(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。
水的电离与溶液的酸碱性
水的电离与溶液的酸碱性水是生命之源，无论是在地球上还是在人体内，水都扮演着至关重要的角色。
然而，水并不是一个单纯的物质，它具有一定的电离性，从而使得水成为了一种溶剂，能够溶解许多物质。
同时，水的电离也与溶液的酸碱性息息相关。
水的电离是指水分子在一定条件下发生自身分解的过程，产生氢离子（H+）和氢氧根离子（OH-）。
这个过程可以用化学方程式表示为：H2O ⇌ H+ + OH-。
在纯净水中，水的电离程度非常低，只有极少数的水分子发生电离。
这是因为水分子是由一个氧原子和两个氢原子组成的，氧原子带有负电荷，而氢原子带有正电荷，因此水分子是一个极性分子。
这种极性使得水分子能够相互吸引，并形成氢键，从而稳定了水分子的结构。
当溶质溶解到水中时，它们与水分子发生相互作用，导致水的电离程度发生改变。
溶质可以是酸、碱或其他化合物。
酸是一种能够释放氢离子的物质，而碱是一种能够释放氢氧根离子的物质。
当酸溶解到水中时，它会释放出氢离子，增加了水中的H+浓度，使得水的电离程度增加。
相反，当碱溶解到水中时，它会释放出氢氧根离子，增加了水中的OH-浓度，同样也使得水的电离程度增加。
这种改变水的电离程度的能力被称为酸碱性。
溶液的酸碱性可以通过pH值来描述。
pH值是一个反映溶液酸碱性强弱的指标，其数值范围从0到14。
pH值小于7的溶液被称为酸性溶液，pH值大于7的溶液被称为碱性溶液，而pH值等于7的溶液被称为中性溶液。
pH值的计算公式为：pH= -log[H+]，其中[H+]表示溶液中的氢离子浓度。
由于pH值是对数尺度，所以每个单位的pH值之间相差10倍。
溶液的酸碱性不仅仅与溶质的性质有关，还与溶液中的浓度有关。
当酸或碱的浓度增加时，溶液的酸碱性也会增强。
这是因为溶液中的酸碱物质的数量增加，增加了水的电离程度。
同样地，当酸或碱的浓度减少时，溶液的酸碱性也会减弱。
溶液的酸碱性对生命体系有着重要的影响。
在人体内，许多生物过程都需要在特定的酸碱环境下进行。
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水的电离和溶液的pH一、水的电离1．电离方程式水是一种极弱的电解质，电离方程式为2H2O□01H3O＋＋OH－，简写为□02H2O H＋＋OH－。
2．水的离子积常数K w＝c(H＋)·c(OH－)。
(1)室温下：K w＝□0310－14_(mol·L－1)2。
(2)影响因素：只与□04温度有关，升高温度，K w□05增大。
(3)适用范围：K w不仅适用于纯水，也适用于稀的□06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□07不变。
3．外界因素对水的电离平衡的影响结论：(1)加热，□33促进水的电离，K w□34增大。
(2)加入酸或碱，□35抑制水的电离，K w□36不变。
二、溶液的酸碱性1．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□01酸性，25 ℃时，pH□02<7。
c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈□03中性，25 ℃时，pH□04＝7。
c(H＋)<c(OH－)，溶液呈□05碱性，25 ℃时，pH□06>7。
2．溶液的pH(1)定义式：pH＝□07－lg_c(H＋)。
(2)溶液的酸碱性跟pH的关系室温下：(3)pH的测定①用pH试纸测定把小片试纸放在□10表面皿上，用□11玻璃棒蘸取待测液点在干燥的pH试纸上，试纸变色后，与□12标准比色卡对比即可确定溶液的pH。
注意：a.pH试纸使用前不能用蒸馏水湿润，否则待测液因被稀释可能会产生误差。
b．用广泛pH试纸读出的pH只能是整数。
②pH计测定：可精确测定溶液的pH。
三、中和滴定1．实验原理利用酸碱□01中和反应，用已知浓度的酸(或碱)来测定未知浓度的碱(或酸)的实验方法。
以标准盐酸滴定待测的NaOH溶液，待测的NaOH溶液的物质的量。
浓度为c(NaOH)＝□02c(HCl)·V(HCl)V(NaOH)酸碱中和滴定的关键：(1)准确测定参加反应的酸、碱溶液的□03体积。
(2)选取适当指示剂，准确判断□04滴定终点。
2．实验用品(1)仪器：□05酸式滴定管(如图A)、□06碱式滴定管(如图B)、滴定管夹、铁架台、烧杯、□07锥形瓶。
(2)试剂：标准液、待测液、指示剂、蒸馏水。
(3)滴定管特征和使用要求①构造：“0”刻度线在上方，尖嘴部分无刻度。
②精确度：读数可估计到□080.01 mL。
③洗涤：先用蒸馏水洗涤，再用□09待装液润洗2～3次。
④排气泡：酸、碱式滴定管中的液体在滴定前均要排出尖嘴中的气泡。
⑤滴定管的选用酸性、氧化性的试剂用□10酸式滴定管，因为酸性和氧化性物质易□11腐蚀橡胶。
碱性的试剂用□12碱式滴定管，因为碱性物质易□13腐蚀玻璃，致使□14玻璃活塞无法打开。
3．实验操作(以标准盐酸滴定待测NaOH溶液为例)(1)滴定准备“八动词”(2)滴定过程“三动作”(3)终点判断“两数据”①最后一滴：滴入最后一滴，溶液颜色发生突变。
②半分钟：颜色突变后，经振荡半分钟内不复原，视为滴定终点。
(4)数据处理按上述操作重复2～3次，求出用去标准盐酸体积的□21平均值，根据c(NaOH)＝c(HCl)·V(HCl溶液)V(NaOH溶液)计算。
4．常用酸碱指示剂及变色范围1．判断正误，正确的画“√”，错误的画“×”，并指明错因。
(1)温度一定时，水的电离常数与水的离子积常数相等。
(×)错因：K w＝K电离·c(H2O)。
(2)进行中和滴定实验时，滴定管、锥形瓶均用待测液润洗。
(×)错因：进行中和滴定实验时，锥形瓶不能用待测液洗，否则会使测得结果偏高。
(3)用蒸馏水润湿的pH试纸测溶液的pH，一定会使结果偏低。
(×)错因：当待测液呈中性或酸性时，用湿润的pH试纸测的pH结果不会偏低。
(4)用广范pH试纸测得某溶液的pH为3.4。
(×)错因：广范pH试纸测得溶液的pH为整数值。
(5)任何温度下，利用H＋和OH－浓度的相对大小均可判断溶液的酸碱性。
(√)错因：__________________________________________________________(6)某溶液的c(H＋)＞10－7 mol·L－1，则该溶液呈酸性。
(×)错因：当温度大于25_℃时，纯水的c(H＋)>10－7_mol·L－1，呈中性。
(7)100 ℃的纯水中c(H＋)＝1×10－6 mol·L－1，此时水呈酸性。
(×)错因：纯水呈中性。
2．教材改编题(据人教选修四P52 T6)常温下pH为3的稀盐酸，其中由水电离出的c(H＋)为()A．0.1 mol/L B．0.3 mol/LC．10－3 mol/L D．10－11 mol/L答案 D3．教材改编题(据人教选修四P52 T4)用标准盐酸滴定未知浓度的NaOH溶液，下列各操作中会引起实验误差的是()A．滴定前酸式滴定管需用标准盐酸润洗B．用蒸馏水洗净锥形瓶后，立即装入一定体积的NaOH溶液后进行滴定C．往盛有20.00 mL NaOH溶液的锥形瓶中，滴入几滴酚酞指示剂后进行滴定D．用蒸馏水洗净锥形瓶后，再用NaOH溶液润洗，然后装入一定体积的NaOH 溶液答案 D考点一水的电离及水的离子积常数[典例1](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．两条曲线上任意点均有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＝7解析由水的离子积的定义知两条曲线上任意点均有c(H＋)·c(OH－)＝K w，A 项正确；由图中纵、横轴的大小可知M区域内任意点均有c(H＋)<c(OH－)，B项正确；温度越高，水的电离程度越大，电离出的c(H＋)与c(OH－)越大，所以T2>T1，C项正确；XZ线上任意点都有c(H＋)＝c(OH－)，只有当c(H＋)＝10－7 mol·L－1时，才有pH＝7，D项错误。
答案 D名师精讲1．正确理解水的电离平衡曲线(1)曲线上的任意点的K w都相同，即c(H＋)·c(OH－)相同，温度相同。
(2)曲线外的任意点与曲线上任意点的K w不同，温度不同。
(3)实现曲线上点之间的转化需保持温度不变，改变酸碱性；实现曲线上点与曲线外点之间的转化一定得改变温度。
2．溶液中由水电离出的c(H＋)永远等于由水电离出的c(OH－)(1)酸溶液中：c(H＋)水＝c(OH－)。
(2)碱溶液中：c(OH－)水＝c(H＋)。
例如：室温下，pH＝3的盐酸，由水电离出的c(H＋)水＝c(OH－)水＝10－1410－3mol·L－1＝10－11 mol·L－1。
3．酸或碱对水的电离均起抑制作用(1)只要酸的pH相等(不论强弱、不论几元)对水的抑制程度相等，碱也同理。
(2)若酸溶液的c(H＋)与碱溶液的c(OH－)相等，则两种溶液中水的电离程度相等。
1．在不同温度下，水溶液中c(H＋)与c(OH－)的关系如图所示。
下列有关说法中正确的是()A．若从a点到c点，可采用在水中加入酸的方法B．b点对应的醋酸中由水电离出的c(H＋)＝10－6 mol·L－1C．c点对应溶液的K w大于d点对应溶液的K wD．T℃时，0.05 mol·L－1 Ba(OH)2溶液的pH＝11答案 D解析a点对应的c(H＋)和c(OH－)相等，c点对应的c(H＋)和c(OH－)也相等，溶液一定呈中性，从a点到c点，可以采用升温的方法，A错误；K w只与温度有关，同温度下不同酸碱性溶液的K w相同，a点和b点的K w都是10－14，c点和d 点的K w都是10－12，酸和碱溶液都会抑制水的电离，酸溶液中由水电离出的c水(H＋)与溶液中的c(OH－)相等，即b点时c水(H＋)＝c(OH－)＝10－8 mol·L－1，B、C 均错误；T℃时，K w＝10－12,0.05 mol·L－1Ba(OH)2溶液中c(H＋)＝10－11 mol·L－1，pH＝11，D正确。
2．水的电离过程为H2O H＋＋OH－，在不同温度下其离子积为K w(25 ℃)＝1.0×10－14，K w(35 ℃)＝2.1×10－14，则下列叙述正确的是() A．c(H＋)随温度的升高而降低B．35 ℃时，c(H＋)>c(OH－)C．溶液pH：pH(35 ℃)>pH(25 ℃)D．35 ℃时已电离的水的浓度约为1.45×10－7 mol·L－1答案 D解析由两种温度下水的离子积常数值知水的电离是吸热的，温度高时水中c(H＋)较高，pH较小，但溶液中c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈中性，A、B、C错误；已电离的水的浓度与电离生成的c(H＋)及c(OH－)相等，利用水的离子积常数可判断D正确。
考点二溶液酸碱性及pH计算[典例2](2018·长沙模拟)Ⅰ.在25 ℃时，有一pH＝12的NaOH溶液100 mL，欲使它的pH降为11(忽略混合后溶液体积变化)：(1)如果加入蒸馏水，就加入________mL。
(2)如果加入pH＝10的NaOH溶液，应加入________mL。
(3)如果加入0.008 mol·L－1 HCl溶液，应加入________mL。
Ⅱ.在25 ℃时，有pH为a的盐酸和pH为b的NaOH溶液等体积混合：(4)若a＋b＝14，则溶液呈________性。
(5)若a＋b＝13，则溶液呈________性。
(6)若a＋b>14，则溶液呈________性。
解析Ⅰ.(1)pH＝12的NaOH溶液中，c(OH－)＝0.01 mol·L－1，pH＝11的NaOH溶液中，c(OH－)＝0.001 mol·L－1，设加入水的体积是V1,0.01 mol·L－1×0.1L＝0.001 mol·L－1×(0.1＋V1)L，V1＝0.01 mol·L－1×0.1 L0.001 mol·L－1－0.1 L＝0.9 L＝900 mL。
(2)pH＝12的NaOH溶液中c(OH－)＝0.01 mol·L－1，pH＝10的NaOH溶液中c(OH－)＝0.0001 mol·L－1，设加入pH＝10的NaOH溶液的体积是V2,0.01 mol·L－1×0.1 L＋0.0001 mol·L－1×V2＝0.001 mol·L－1×(0.1＋V2)，V2＝1 L＝1000 mL。