知识点一 水的电离和水的离子积
一、水的电离
1. 电离平衡和电离程度 ①水是极弱的电解质，能微弱电离：
H 2O+H2H 3O ++OH-，通常简写为H 2
H ++OH-；ΔH>0 ② 实验测得：室温下1LH2O （即55.6mol ）中只有1×10-7mol 发生电离，故25℃时，纯水中c(H)=c(OH)=1×10mol/L ，平衡常数K 电离
+
--7
c(H+) ∙c(OH-)
=
c(H2O)
③在任何水溶液中，均存在水的电离平衡，也就是任何水溶液中都是H+、OH-共存的。由水电离产生的c(H+)、c(OH-)总是相等的。 任何水溶液中都存在Kw=c(H+) . c(OH-) 2. 影响水的电离平衡的因素 （1）促进水电离的因素：
①升高温度：因为水电离是吸热的，所以温度越高K 电离越大。
c(H+) 和c(OH-) 同时增大，K W 增大，但c(H+) 和c(OH-) 始终保持相等，仍显中性。 纯水由25℃升到100℃，c(H+) 和c(OH-) 从1×10-7mol/L增大到1×10-6mol/L(pH变
为6) 。
②加入活泼金属
＋
向纯水中加入活泼金属，如金属钠，由于活泼金属可与水电离产生的H 直接发生置换反应，产生H 2，使水的电离平衡向右移动。 ③加入易水解的盐
由于盐的离子结合H +或OH -而促进水的电离，使水的电离程度增大。温度不变时，K W 不变。
（2）抑制水电离的因素： ①降低温度。
②加入酸、碱、强酸酸式盐。
向纯水中加酸和强酸酸式盐（NaHSO4）能电离出H+、碱能电离出OH-，平衡向左移动，水的电离程度变小，但K W 不变。 练习1. 下列可使水的电离程度变大的是④⑥｡
①加H2SO4 ②加NaOH ③加NaCl ④加热 ⑤加氨水 ⑥加纯碱 练习2.. 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､pH 变小､呈酸性 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 解析:H2O H++OH- ΔH>0,升高温度, 平衡右移,c(H+)·c(OH-)增大,KW=c(H+)·c(OH-)增大,pH=-lgc(H+)减小, 但溶液中c(H+)=c(OH-),溶液呈中性｡答案:D
3. 酸：C(OH) 溶液= C(OH) 水 碱：C(H+) 溶液= C(H+) 水
盐：酸性 C(H+) 溶液= C(H+) 水
碱性 C(OH) 溶液= C(OH) 水
—
—
—
—
知识点二溶液的酸碱性与pH
1、溶液酸碱性的判断
＋－
溶液呈酸性、碱性还是中性，应看c (H) 和c (OH) 的相对大小，判断溶液酸碱性的依据主要有三点：
判据1 在25℃时的溶液中： ＋－
c (H)>1×107 mol/L 溶液呈酸性 ＋－
c (H) ＝1×107 mol/L 溶液呈中性 ＋－
c (H)
＋－＋－
常温下，c (H)>107 mol/L时，溶液呈酸性，且c (H) 越大，酸性越强；c (OH) 越大，碱性越强。
判据2 在25℃时的溶液中： pH7 溶液呈碱性
判据3 在任意温度下的溶液中： ＋－
c (H)>c (OH) 溶液呈酸性 ＋－
c (H) ＝c (OH) 溶液呈中性 ＋－
c (H)
注意 用pH 判断溶液酸碱性时，要注意条件，即温度。不能简单地认为pH 等于7的溶液一定为中
性，如100℃时，pH ＝6为中性，pH6显碱性，所以使用pH 时需注明温度，若未注明温度，一般认为是常温，就以pH ＝7为中性。
2、溶液的pH
对于稀溶液来说，化学上常采用pH 来表示酸碱性的强弱。 ⑪ 表示方法
pH=-lgc(H+) =c(H+)=10-pH ⑫溶液的酸碱性与pH 的关系(常温时) ①中性溶液：c(H+)=c(OH-)=1×10-7mol·L -1，pH=7。 ②酸性溶液：c(H+)>1×10-7mol·L -1>c(OH-), pHc(OH-), pH>7，碱性越强，pH 越大。 ⑬pH 的适用范围
c(H+) 的大小范围为：1.0×10-14mol·L -1
当c(H+)≥1mol·L-1或c(OH-)≥1mol·L-1时，用物质的量浓度直接表示更方便。
（4）物理意义：pH 越大，溶液的碱性越强；反之，溶液的酸性越强。pH 每增大一个单位c （H+）减小至原来的1/10，c(OH-)变为原来的10倍。 3、溶液pH 的测定方法
②pH 试纸法：粗略测定溶液的pH 。 pH 试纸的使用方法：取一小块pH 试纸放在玻璃片(或表面皿) 上，用洁净的玻璃棒蘸取待测液滴在试纸的中部，随即(30s内) 与标准比色卡比色对照，确定溶液的pH 。
测定溶液pH 时，pH 试剂不能用蒸馏水润湿(否则相当于将溶液稀释，使非中性溶液的pH 测定产生误差) ；不能将pH 试纸伸入待测试液中，以免污染试剂。pH 一般为整数。
③pH 计法：通过仪器pH 计（也叫酸度计）精确测定溶液pH 。 练习4. 下列溶液肯定是酸性的是( )
A. 含H+的溶液 B. 能使酚酞显无色的溶液 C.pH
解析:任何水溶液中均含H+和OH-, 故A 错｡使酚酞显无色的溶液, 其pH
A. 将一小块试纸放在表面皿上, 用玻璃棒蘸取少量待测液点在试纸上, 再与标准比色卡对照 B. 将一小块试纸用蒸馏水润湿后放在表面皿上, 用玻璃棒蘸取少量待测液点在试纸上, 再与标准比色卡对照
C. 将一小块试纸在待测液中蘸一下, 取出后放在表面皿上, 与标准比色卡对照
D. 将一小块试纸先用蒸馏水润湿后, 在待测液中蘸一下, 取出后与标准比色卡对照
解析:用pH 试纸测定溶液的pH 时应将一小块试纸放在表面皿或玻璃片上, 用玻璃棒蘸取待测液点在试纸上, 再与标准比色卡对照｡试纸在使用前不能用蒸馏水润湿, 否则待测液被稀释可能产生误差｡答案:A
知识点三 有关溶液pH 的计算 有关pH 的计算 基本原则：
一看常温，二看强弱（无强无弱，无法判断），三看浓度（pH or c） 酸性先算c(H+) ，碱性先算c(OH—)
1. 单一溶液的pH 计算 ①由强酸强碱浓度求pH 。在25℃
＋＋
强酸溶液(Hn A) ，其物质的量浓度为c mol/L，则：c (H) ＝nc mol/L，pH ＝－lg c (H) ＝－lg nc ；
－＋
强碱溶液[B(OH)n ]，其物质的量浓度为c mol/L，则c (OH) ＝nc mol/L，c (H) ＝
1.0×10
nc
－14
mol/L，
＋
pH ＝－lg c (H) ＝14＋lg nc 。 2. 加水稀释计算
①强酸pH=a，加水稀释10n 倍，则pH=a+n。 ②弱酸pH=a，加水稀释10n 倍，则pHb-n。
⑤酸、碱溶液无限稀释时，pH 只能约等于或接近于7，酸的pH 不能大于7，碱的pH 不能小于7。
⑥对于浓度（或pH ）相同的强酸和弱酸，稀释相同倍数，强酸的pH 变化幅度大。 3. 酸碱混合计算
酸碱中和反应后溶液pH 的判断：
①当酸与碱pH 之和为14，等体积混合后（常温下） 若为强酸与强碱，混合后pH=7 若为强酸与弱碱，混合后pH>7 若为弱酸与强碱，混合后pH
规律：谁弱谁过量，谁弱显谁性。当酸与碱pH 之和为14，说明酸碱恰好可以中和。
练习6. 室温时，下列溶液等体积混合后，溶液pH 是大于7、小于7、等于7、还是无法判断？ ①0.1 mol·L-1的盐酸溶液和pH=13的氢氧化钡溶液 ②0.1 mol·L-1的硫酸溶液和pH=13的氢氧化钠溶液
④pH=1的硫酸和0.1 mol·L-1某一元碱溶液{溶液中[OH－]∶[H+]=1×10^8} ⑤pH=3的醋酸溶液和0.001 mol·L-1的氢氧化钠溶液 ⑥pH=3的盐酸溶液和pH=11的氨水溶液 ⑦pH=3的硫酸溶液和pH=11的氢氧化钠溶液 ⑧pH=3的某酸溶液和pH=11的氢氧化钠溶液 ⑨pH=3的盐酸溶液和pH=11的某碱溶液 ⑩pH=3的某酸溶液和pH=11的某碱溶液 【解析】①pH=7 ②pH ﹤7。
④0.1mol·L-1某一元碱的[OH－]=1×108×[H+]=108×10-14(mol·L-1)2/[OH－] ，[OH－] =10-3 mol·L-1，故该一元碱是弱碱，pH ﹤7。 ⑤pH ﹤7。⑥pH ﹥7。⑦pH=7。⑧混合后溶液pH≤7。⑨混合后溶液pH≥7。 ⑩某酸与某碱的强弱情况均未知，故混合后溶液的酸碱性无法判断。
② 强酸（pH1）和强碱（pH2）混合呈中性时，二者的体积关系有如下规律：
a. 若pH1+pH2=14，则V 酸=V碱 b. 若pH1+pH2≠14，则
V 酸
=10pH1+pH2-14 V 碱