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1、第23讲水的电离与溶液的酸碱性考点1水的电离平衡概念和影响平衡的因素1.水的电离平衡和电离平衡常数 H2O+H2OH3O++OH-ΔH>0或者H2OH++OH-ΔH>0①25℃时：KW==10-14mol·L-1②Kw随温度升高而2.水的电离度对于水c(H2O)=(1000g/L)/(18g/mol)=55.56mol/L(常数).常温时α水=10-7/55.6=1.8×10-9=1.8×10-7%所以水是的电解质.比水还难电离的物质通常看作是非电解质.3.影响水的电离度大小的因素:(1)温度的影
2、响规律:升高温度,水的电离度.(2)浓度的影响规律:①加入酸,c(H+)增大,水的电离平衡向移动,水的电离度。②加入碱,c(OH-)增大,水的电离平衡向移动,水的电离度。③加入因水解而使溶液呈酸性或呈碱性的盐,使水的电离度。④加入因电离而使溶液呈酸性的酸式盐,如:NaHSO4、NaHSO3和NaH2PO4等,相当于加入酸的作用,使水的电离度。[特别提醒]：水的离子积不仅适用于纯水，还适用于稀的电解质溶液。［例1］向纯水中加入少量的KHSO4固体（温度不变），则溶液的（ ） A、pH值升高 B、[
3、H+]和[OH-]的乘积增大 C、酸性增强 D、OH-离子浓度减小考点2溶液的酸碱性和pH值1.溶液酸性、中性或碱性的判断依据是：看和的相对大小.在任意温度的溶液中：若c（H+）>c（OH-）c（H+）=c（OH-）c（OH-）>c（H+）2.溶液的pH值:氢离子浓度的负对数。pH=；同理pOH=[特别提醒]：在标准温度(25℃)和压力下，pH=7的水溶液（如：纯水）为中性，水的离子积常数为1×10-14，且c(H+)和c(OH-)都是1×10-7mol/L。pH愈小，溶液的酸性愈强；pH愈大，
4、溶液的碱性也就愈强。 通常pH是一个介于0和14之间的数,当pH<7的时候,溶液呈酸性,当pH>7的时候,溶液呈碱性,当pH=7的时候,溶液呈中性.但在非水溶液或非标准温度和压力的条件下，pH=7可能并不代表溶液呈中性，这需要通过计算该溶剂在这种条件下的电离常数来决定pH为中性的值。如373K（100℃）的温度下，pH=6为中性溶液。[例2](1)某温度下,某溶液的pH=7,该溶液一定是中性溶液吗?(2)某温度下纯水的c（H+）==2.0×10-7mol/L。在此温度下，某溶液中由水电离出的c（H+
5、）为4.0×10-13mol/L，则该溶液的pH值可能是________。［解析］在该温度下，kw=c（H+）·c（OH-）=2.0×10-7×2.0×10-7=4.0×10-14。c（H+）＝4.0×10-13mol/L，则溶液可能呈酸性或碱性。若酸性溶液，溶液中的c（H+）=4.0×10-14/4.0×10-13=1.0×10-1mol/L。所以溶液的pH值=－lgc（H+）=－lg（1×10-1）=1；若碱性溶液，则溶液的pH值=－lgc（H+）=－lg4.0×10-13=13－lg4=12.4
6、。【答案】(1)不一定(2)该溶液的pH值可能为1或12.4。[规律总结](1)在25℃时是中性溶液，低于25℃时是弱酸性溶液，高于25℃时是弱碱性溶液。(2)本题的情境转换成非理想状况，主要考查考生灵活应变的能力。考点3pH值计算的基本规律1.两种强酸溶液混和，先求c(H+)，再求pH。C(H+)=两种强酸溶液等体积混和，且原溶液pH值相差≥2时，把稀溶液（pH较大的）当作水来处理,混和液的pH值=小pH+0.3。2.两种强碱溶液混和,先求c(OH-),再通过求c(H+),最后求pH值.C(OH-)
7、=两种强碱溶液等体积混和，且原溶液pH值相差≥2时，把稀溶液（pH值较小的）当作水来处理,混和液的pH=大pH－0.3。3.强酸和强碱混和,先确定过量离子的浓度:若H+过量c(H+)=(c(H+)酸V酸－c(OH_)碱V碱)／(V酸+V碱)若碱过量c(OH-)=(c(OH-)碱V碱－c(H+)酸V酸)／(V碱+V酸)当酸过量时，必须以剩余的氢离子浓度来计算溶液的PH值；当碱过量时，必须以剩余的氢氧根离子浓度来计算溶液的POH值,再求pH值。4.有关酸、碱溶液的稀释 强酸溶液每稀释10倍，pH增大一个
8、单位，弱酸溶液每稀释10倍，pH增大不到一个单位；强碱溶液每稀释10倍，pH减小一个单位。弱碱溶液每稀释10倍，pH减小不到一个单位。[特别提醒]：混和后溶液呈酸性时，一定用c(H+)计算pH；呈碱性时，一定用c(OH-)计算pH值。[例3]求下列溶液的pH：（1）某H2SO4溶液的浓度是0.005mol/L：①求此溶液的pH；②用水稀释到原来体积的100倍；③再继续稀释至104倍（2）pH=3的盐酸与pH=5的硫酸等体积混合（3）pH=10和pH=12
