水的电离和溶液的酸碱性笔记

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。

课时38水的电离和溶液的酸碱性知识点一水的电离（一）水的电离平衡【考必备·清单】1．水的电离(1)水是极弱的电解质，其电离方程式为H2O＋H2O⇌H3O＋＋OH－，可简写为H2O⇌H＋＋OH－。

(2)25 ℃时，纯水中c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－7 mol·L－1。

[名师点拨]任何情况下，水电离产生的c(H＋)、c(OH－)总是相等的。

2．水的离子积常数[名师点拨]K W＝c(H＋)·c(OH－)中的H＋和OH－不一定都是由水电离出来的，而是指溶液中的c(H＋)和c(OH－)。

3．水电离平衡的影响因素(1)温度：温度升高，促进水的电离；温度降低，抑制水的电离。

(2)酸、碱：抑制水的电离。

(3)能水解的盐：促进水的电离。

(4)实例(填写下表)：体系变化条件移动方向K W电离程度c(OH－)c(H＋)加酸逆不变减小减小增大加碱逆不变减小增大减小[名师点拨] ①给水加热，水的电离程度增大，c (H ＋)＞10－7 mol ·L －1，pH<7，但水仍显中性。

②酸、碱能抑制水的电离，故室温下，酸、碱溶液中水电离产生c (H ＋)<1×10－7 mol ·L －1而能水解的盐溶液中，水电离产生的c (H ＋)[或c (OH －)]>1×10－7 mol ·L －1。

(二)水电离出的c 水(H ＋)或c 水(OH －)的计算 【考必备·清单】1．当抑制水的电离时(如酸或碱溶液)在溶液中c (H ＋)、c (OH －)较小的数值是水电离出来的。

如下表：2．当促进水的电离时(如盐的水解)在溶液中c (H ＋)、c (OH －)较大的数值是水电离出来的。

如下表：【探题源·规律】[示例] 25 ℃时，在等体积的①pH ＝0的H 2SO 4溶液、②0.05 mol ·L－1的Ba(OH)2溶液、③pH ＝10的Na 2S 溶液、④pH ＝5的NH 4NO 3溶液中，发生电离的水的物质的量之比是( ) A ．1∶10∶1010∶109 B ．1∶5∶(5×109)∶(5×108) C ．1∶20∶1010∶109 D ．1∶10∶104∶109[解析] H 2SO 4与Ba(OH)2抑制水的电离，Na 2S 与NH 4NO 3促进水的电离。

水的电离和溶液的酸碱性一、水的电离1． 水是一种极弱的电解质，水的电离是永恒存在的。

只要是水溶液，不要忽略H + 和 OH –的同时存在，注意不是大量共存。

（1）水分子能够发生电离，存在有电离平衡：H 2O+H 2H 3O + ＋ OH – 简写为 H 2O H + ＋ OH –（2）水分子发生电离后产生的离子分别是H 3O + 和OH –（3）发生电离的水分子所占比例很小根据水的电离平衡，写出相应的平衡常数表达式应有K 电离＝ 室温时，1L 纯水中（即55.56mol/L ）测得只有1×10-7molH 2O 发生电离，电离前后H 2O的物质的量几乎不变，故c (H 2O)可视为常数，上式可表示为：c (H +)·c (OH –)＝K 电离·c (H 2O) K 电离与常数c (H 2O)的积叫做水的离子积常数，用K W 表示2．水的离子积一定温度下，无论是稀酸、稀碱或盐溶液中室温时K W ＝c (H +)·c (OH –) =1×10-14水的电离是个吸热过程，故温度升高，水的K W 增大。

同样K W 只与温度有关。

归纳：①电离常数是表示弱电解质电离趋势的物理量。

K 值越大，电离趋势越大。

②一种弱电解质的电离常数只与温度有关，而与该弱电解质的浓度无关。

③电离常数随温度升高而增大。

室温范围温度对电离常数影响较小，可忽略④水的离子积不仅适用于纯水，也适用于酸、碱、盐稀溶液⑤任何溶液中由水电离的c (H +)与c (OH –)总是相等的3．影响水的电离平衡的因素：酸、碱、水解盐等。

二、溶液的酸碱性和pHc (H +)·c (OH -) 21．常温pH=7（中性）pH＜7 （酸性）pH＞7（碱性）2．pH测定方法：pH试纸、酸碱指示剂、pH计3．溶液pH的计算方法（1）酸溶液：n (H+)→c(H+)→pH（2）碱溶液：n(OH–)→c(OH–)→c(H+)=1×10-14/ c(OH–)→pH（3）酸碱混合：pH=7 n (H+)= n(OH–)pH＞7 n (H+)＜n(OH–) c(OH–)= n(OH–) - n (H+)/V混合液→c(H+)→pHpH＜7 n (H+)＞n(OH–) c(H+)= n (H+)- n(OH–) /V混合液→pH三、溶液的pH与c(H+)变化关系pH增大1个单位，c(H+)减小10倍；pH减小1个单位，c(H+)增大10倍；pH改变n个单位，c(H+)就改变10n倍。

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。

(完整版)水的电离和溶液的酸碱性知识点知识点一 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+H 2O H 3O ++OH -，通常简写为H 2O H ++OH —;ΔH 〉0② 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 —）=1×10—7mol/L ，平衡常数O)c(H )c(OH )c(H K 2-•=+电离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.④电解如用惰性电极电解NaCl 溶液、CuSO 4溶液等。

（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. 水的离子积（1)概念：因为水的电离极其微弱，在室温下电离前后n （H2O ）几乎不变，因此c （H2O ）可视为常数,则在一定温度时，c （H +)与c （OH -)=K 电离c （H2O ）的乘积是一个常数，称为水的离子积常数,简称水的离子积。

K W =c(H +）·c（OH -）,25℃时，K W =1×10—14（无单位）。

水的电离、溶液的酸碱性与pH【学习目标】1、认识水的离子积常数，能进行溶液pH 的简单计算；2、初步掌握测定溶液pH 的方法，知道溶液pH 的调控在工农业生产和科学研究中的重要作用；【要点梳理】要点一、水的电离1．水的电离3 +(1) 水是一种极弱的电解质，它能微弱电离：2―ΔH＞ 0。

2H O HO+OH(2)水的电离的特点①水分子与水分子之间相互作用引起水的电离。

②极难电离，通常只有极少数水分子电离。

③由水电离出的H +和 OH ―数目相等。

④水的电离是吸热的、可逆的。

2．水的离子积常数一定温度下，由水电离出的c(H + )与 c(OH ―)的乘积是一个常数，称为水的离子积常数，简称水的离子积，用K W表示。

即 K W =c(H +) ·c(OH―)。

25℃时， c(H+ )=(OH―)=10―7―1×10―14。

mol L· 。

25℃时， K W=1要点诠释：① K W与温度有关，随温度升高而逐渐增大。

25℃时 K W =1×10－ 14－ 12。

， 100℃时K W=1×10－14不仅适用于纯水 (或其他中性溶液 )，也适用于酸、碱、盐的稀溶液。

② K W =1.0 ×10③在不同溶液中c(H +) 、 c(OH ―) 可能不同，但任何溶液中由水电离的c(H +) 与 c(OH ―) 总是相等的。

K W =c(H + ) ·c(OH ― )式中， c(H + )、 c(OH ―)均表示整个溶液中总物质的量浓度。

④ K W是有单位的，其单位为mol 2·L―2，因其复杂通常省略。

3．影响水电离的因素。

(1) 温度：由于水的电离吸热，温度越高，水的电离程度越大，K W越大，但仍为中性。

(2)酸、碱：在纯水中加入酸或碱，酸或碱电离出的H +或 OH ―会使水的电离平衡左移，从而抑制水的电离。

(3)易水解的盐：在纯水中加入能水解的盐，不管水解后溶液显什么性，均促进水的电离，使水的电离程度增大，但只要温度不变， K W不变。

水的电离和溶液的酸碱性一.水的电离及离子积常数1.水的电离平衡：水是极弱的电解质，能发生自电离：H2O H++OH－〔正反响为吸热反响〕2.水的离子积常数：Kw= c(H+)c(OH－)250C 时Kw =1.0×10-14 mol2·L-2，水的离子积与温度有关，温度升高Kw增大。

如1000C 时Kw =1.0×10-12 mol2·L-2 .3.无论是纯水还是酸、碱，盐等电解质的稀溶液，水的离子积为该温度下的Kw。

1、25 ℃时，水中存在电离平衡：H2O H＋＋OH－ΔH>0。

以下表达正确的选项是〔 B 〕A．将水加热，K w增大，pH不变B．向水中参加少量NaHSO4固体，c(H＋)增大，K w不变C．向水中参加少量NaOH固体，平衡逆向移动，c(OH－)降低D．向水中参加少量NH4Cl固体，平衡正向移动，c(OH－)增大2、25 ℃时，一样物质的量浓度的以下溶液：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〔 C 〕A．④>③>②>① B．②>③>①>④C．④>①>②>③ D．③>②>①>④3、由水电离出的c(OH－)＝1×10－13mol/L的无色溶液中，一定能大量共存的离子组是〔 C 〕A．Cl－、AlO－2、Na＋、K＋B．Fe3＋、NO－3、K＋、H＋C．NO－3、Ba2＋、K＋、Cl－D．Al3＋、SO2－4、NH＋4、Cl－4、95 ℃时水的离子积K W＝1×10－12,25 ℃时K W＝1×10－14，答复以下问题：〔1〕95 ℃时水的电离常数K(95 ℃)________25 ℃时水的电离常数(填“>〞、“＝〞或“<〞)。

〔2〕95 ℃纯水中c(H＋)________c(OH－)(填“>〞、“＝〞或“<〞)。

目夺市安危阳光实验学校考点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pH=－lg[H+]，pOH=－lgKw=pKw（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：[H0]= [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：H2O 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=21pKwT↗→Kw↗→pH+pOH↘T↘→Kw↘→pH=pOH↗如：100℃，KW=1×10—12.. pKw=12.1pH+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.弱酸或弱碱由于在水中不完全电离，加水稀释同时，能促使其分子进一步电离，故导致相应[H +]或[OH —]减小的幅度降低。

水的电离和pH值水是地球上最常见的物质之一，它是一种无色、无味、透明的液体。

然而，水并不是一种简单的化合物，它具有一些特殊的性质和变化过程。

其中一个重要的性质是水的电离能力，以及由此引发的pH值的测定。

本文将探讨水的电离原理和pH值的相关知识。

一、水的电离水的电离是指水分子在自然情况下，自发地分解成带正电荷的氢离子（H+）和带负电荷的氢氧根离子（OH-）。

这个过程可以用以下化学方程式来表示：H2O ↔ H+ + OH-在普通的水溶液中，水的电离程度非常小，即水分子只经过极少部分的电离。

换句话说，水溶液中大部分分子仍然是以水分子的形态存在，而只有极少部分分解为离子。

这是因为水分子本身是一个非常稳定的分子，水中的电离仅仅是一种微弱的动态平衡过程。

水的电离程度可以通过酸碱指示剂来观察和测定。

酸碱指示剂是能够根据电离程度的不同而呈现颜色变化的化合物。

例如，酚酞是一种常用的酸碱指示剂，它在酸性溶液中呈现红色，而在碱性溶液中则呈现无色或黄色。

通过酸碱指示剂的颜色变化，我们可以判断水溶液的酸碱性质。

二、pH值的测定pH值是用来衡量溶液酸碱性质的一个指标。

pH值的取值范围是0-14，其中7表示中性。

小于7的pH值表示酸性溶液，而大于7的pH值表示碱性溶液。

pH值的计算是通过负对数函数来实现的。

具体而言，pH值等于溶液中氢离子浓度的负对数。

即：pH = -log[H+]其中[H+]代表溶液中氢离子的浓度。

对于纯净水来说，由于电离程度非常小，所以[H+]会非常小，因此pH值约等于7，接近中性。

通过使用pH试纸、pH计或其他酸碱指示剂，我们可以测定溶液的pH值。

这帮助我们判断溶液的酸碱性，并据此进行相应的调节和应用。

三、水的电离与生活中的应用水的电离和pH值在生活中有着广泛的应用。

以下是一些例子：1. 水质监测：在环境保护和水资源管理中，了解水的pH值能够帮助我们评估水的酸碱性，从而判断水的适用性和处理方法。

2. 酸碱度调节：在许多化工和实验室操作中，需要控制溶液的酸碱度。

第二节 水的电离和溶液的酸碱性1------笔记本水是一种 的电解质，能发生微弱的电离，表示为 。

1、由于水的浓度是一个常数，故K 电离×C (H 2O)的乘积也是 ，用 来表示，叫做水的离子积常数。

室温下，纯水中K w = = 。

2、水的离子积常数只和 有关，水的电离是一个 过程，故升高温度 水的电离，C(H +)和C(OH -)浓度 ，K w，降低温度K w 。

4、K w 适用于任何稀的溶液中(酸或者碱等)，常温下K w = ，100℃时K w = 。

注意！！在溶液中K w = C(H +)× C(OH -)，其中C(H +)、C(OH -)指的是溶液中的C(H +)和C(OH -)。

1、在酸性溶液中，由于酸电离的H + 水的电离，所以溶液中的C(H +)主要由 来决定（水电离的C(H +)本来就少，受到抑制后更小可忽略）；在碱性溶液中，由于碱电离的OH - 水的电离，所以溶液中的C(OH -)主要由 来决定。

当酸或者碱特别稀时，C(H +)、C(OH -)接近1×10-7mol/L 则不能忽略水的电离。

2、不论酸性、碱性或者中性溶液中，水电离的C(H +)水 C(OH -)水。

3、常温下，0.01mol/L 的HCl 溶液中，请计算溶液中水电离的C(OH -)是多少？ （计算过程）100℃时，0.1mol/L 的NaOH 溶液中，请计算溶液中水电离的C(H +)是多少？4、请写出CO 2水溶液中存在的电离平衡方程式1、溶液的酸碱性取决于溶液中。

c (H+) ______ c (OH—)，溶液显c (H+) ______ c (OH—) ，溶液显c (H+) ______ c (OH—) ，溶液显2、PH：用来表示溶液的酸碱性强弱的物理量。

计算式PH=常温下PH>7溶液显，PH<7溶液显，PH=7溶液显。

酸性溶液中c (H+)越小，酸性，PH 反之亦然。

水的电离与酸碱性水是生命的基础，它在我们日常生活中扮演着重要的角色。

我们经常听说关于水的电离和酸碱性的概念，那么让我们来深入了解一下水的电离和酸碱性的原理以及它们在生活中的应用。

1. 水的电离水分子由一个氧原子和两个氢原子组成。

它的化学式为H2O。

在水中，由于氧原子的电负性较高，它会吸引氢原子的电子，形成一个部分正电荷的氧离子（O^-）和两个部分负电荷的氢离子（H+）。

这个过程称为水的电离。

H2O → H+ + O^-在纯净水中，水的电离程度非常小，只有极少数的水分子会发生电离。

这表明水是一种非常弱的电解质。

但是，在存在其他溶质时，水的电离程度会增加，从而改变水的性质。

2. 酸碱性的定义酸和碱是指那些能够在水中产生氢离子（H+）和氢氧根离子（OH^-）的物质。

酸释放出氢离子，而碱释放出氢氧根离子。

酸的化学式通常以H开头，例如HCl、H2SO4。

而碱的化学式通常以OH结尾，例如NaOH、KOH。

酸碱的强弱可以通过它们的离解程度来判断。

离解程度越高，酸碱越强。

pH值是衡量溶液酸碱性的指标，pH值越低，酸性越强，pH值越高，碱性越强。

3. 水的自离解和pH纯净水中，水的电离作用可以达到平衡状态，即水的自离解。

在这个平衡过程中，水分子自发地产生氢离子和氢氧根离子。

H2O ⇌ H+ + OH^-由于水的自离解是一个平衡过程，所以水中H+和OH^-的浓度是相等的。

在纯净水中，[H+]和[OH^-]的浓度均为10^-7 mol/L。

由此可以得到，纯净水的pH值为7，称为中性溶液。

当[H+]的浓度大于[OH^-]时，溶液呈酸性，pH值小于7。

当[H+]的浓度小于[OH^-]时，溶液呈碱性，pH值大于7。

4. 应用水的电离和酸碱性在生活中有着广泛的应用。

以下是一些例子：4.1 肥皂和洗涤剂肥皂和洗涤剂是由碱性物质制成的。

它们的碱性能够中和皮肤表面的酸性物质，从而起到清洁的作用。

另外，肥皂和洗涤剂也可以通过中和酸性物质来去除一些特定的污渍。

水的电离计算笔记一、水的电离平衡。

1. 水的电离方程式。

- H_2O⇌ H^++OH^-。

- 在一定温度下，水的电离是一个动态平衡过程。

2. 水的离子积常数K_w- 表达式：K_w = c(H^+)· c(OH^-)。

- 常温（25^∘C）下，K_w = 1×10^-14。

- K_w只与温度有关，温度升高，K_w增大。

例如，100^∘C时，K_w =1×10^-12。

二、计算类型。

（一）纯水中H^+和OH^-浓度的计算。

1. 常温下。

- 因为在纯水中c(H^+)=c(OH^-)，根据K_w = c(H^+)· c(OH^-) = 1×10^-14（常温），可得c(H^+)=c(OH^-)=√(1×10^-14) = 1×10^-7mol/L。

2. 非常温下。

- 例如在100^∘C时，K_w = 1×10^-12。

由于c(H^+) = c(OH^-)，所以c(H^+)=c(OH^-)=√(1×10^-12) = 1×10^-6mol/L。

（二）酸溶液中OH^-浓度的计算。

1. 原理。

- 在酸溶液中，酸电离出的H^+会抑制水的电离。

但是K_w不变，仍然满足K_w = c(H^+)· c(OH^-)。

2. 计算示例。

- 例如在0.1mol/L的盐酸溶液中，HCl = H^++Cl^-，HCl完全电离，所以c(H^+)_酸=0.1mol/L。

- 根据K_w = c(H^+)· c(OH^-)，常温下K_w = 1×10^-14，则c(OH^-)=(K_w)/(c(H^+))=frac{1×10^-14}{0.1}=1×10^-13mol/L。

（三）碱溶液中H^+浓度的计算。

1. 原理。

- 在碱溶液中，碱电离出的OH^-会抑制水的电离，K_w不变。

2. 计算示例。

2019高二下册化学水的电离和溶液的酸碱性知
识点总结
化学是一门历史悠久而又富有活力的学科，查字典化学网为大家推荐了高二下册化学水的电离和溶液的酸碱性知
识点，请大家仔细阅读，希望你喜欢。

1、水电离平衡：:
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：KW只与温度有关，温度一定，则KW值一定
KW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KW〈1*10-14
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KW〉1*10-14
4、溶液的酸碱性和pH：
(1)pH=-lgc[H+]
(2)pH的测定方法：
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8.2~10.0(浅红色)
pH试纸操作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。

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
小编为大家提供的高二下册化学水的电离和溶液的酸碱性知识点，大家仔细阅读了吗?最后祝同学们学习进步。