考点08 水的电离和溶液的酸碱性 - 2022-2023学年上海市高二化学同步考点归纳与测试（沪科版2020选择性必修1）

考点08 水的电离和溶液的酸碱性 【核心考点梳理】 1、 水的电离与水的离子积常数 水的电离平衡 1. 实验证明，纯水具有微弱的导电性，是极弱的电解质。 1. 25℃1L H2O的物质的量n(H2O)=≈55.6(mol)，其中共有10-7mol发生电离 H2O H+ + OH— 起始(mol) 55.6 0 0 电离(mol) 10—7 10—7 10—7 平衡(mol) 55.6－10—7 10—7 10—7 25℃[H+]·[OH—]= (10—7)2=10—14=Kw，即水的离子积常数。（也叫水的自电离常数，与电离常数意义相同，此时认为水分子的浓度为1） 3．影响Kw的因素 Kw与溶液中[H+]、[OH—]无关，与温度有关。 水的电离为吸热过程，所以当湿度升高时，水的电离程度增大，Kw也增大。 例如100℃，1LH2O有10—6mol电离，此时水的离子积常数为Kw=10—6·10—6=10—12. 4．影响水的电离平衡因素 （1）温度，升温促进水的电离，降温则相反 （2）向纯水中引入H+或OH—，会抑制水的电离 （3）向纯水中引入弱酸酸根阴离子或弱碱阳离子，将促进水的电离，此乃为盐类水解的实质。 任何温度、任意水溶液中存在水本身电离出的n(H+)水=n(OH—)水，但由于部分盐类水解时会消耗水电离产生的离子，所以[H+]水和[OH—]水不一定永远相等。 由上表可得重要规律： （1）除水解导致溶液非中性的溶液外，在任意温度的水溶液中（含纯水）的水本身电离出的[H+]水=[OH—]水 （2）酸和碱对水的电离均起抑制作用 ①只要碱的pH值相等（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pH值与碱溶液的pOH值相等，则两种溶液中水的电离度相等。 如pH=3的盐酸溶液与pH=11的氨水溶液在室温下，由水电离出的 [H+]水=[OH—]水==10—11mol/L （3）在水解使溶液显非中性的盐溶液中，水的电离均受到促进，且当强酸弱碱盐的pH和强碱弱酸盐的pOH值相等时（同一温度），则促进程度相等。（pH数轴上与7距离相等,如常温下pH值为9的氨水和pH值等于5的醋酸对水的促进程度相同，即对水的电离影响程度相同。） （4）较浓溶液中水电离出[H+]的大小： ①酸溶液中[OH—]等于水电离的[H+] ②碱溶液中[H+]等于水电离的[H+] ③强酸弱碱盐溶液中的[H+]等于水电离出[H+] ④强碱弱酸盐溶液中的[OH—]等于水电离出的[H+] 二、溶液的酸碱性与PH 1．溶液的 pH 常用氢离子浓度的对数的负值来表示，表示为 pH=。用来表示稀溶液酸碱性的强弱。 pH 适用范围为 0 - 14 ，c(H+)或 c(OH-)≤ 1mol/L 。 2．与酸碱性的关系：25℃时，pH=7 时，c(H+)=c(OH-)=10-7mol/L，溶液呈中性； pH＜7 时，c(H+)＞c(OH-)，c(H+)＞10-7mol/L，溶液呈酸性； pH＞7 时，c(H+)＜c(OH-)，c(H+)＜10-7mol/L，溶液呈碱性。 c(H+)越大，pH 越 小 ，溶液酸性越强；c(H+)越小，pH 越 大 ，溶液碱性越强。 三、PH的测量 pH 的测定方法 1．酸碱指示剂法：测定 pH 范围； 2．pH 试纸法：用玻璃棒沾取待测液 直接滴在 pH 试纸上， 并与 标准比色卡 对比，找出相同颜色，从而确定 pH； 注：不是所有的物质都能用pH试纸来测定pH值，如氯水、浓硫酸等具有强氧化性或漂白性的物质。 3．pH 计测定。 【方法总结】(1)溶液呈现酸、碱性的实质是c(H＋)与c(OH－)的相对大小，不能只看pH，一定温度下pH＝6的溶液也可能显中性，也可能显酸性，应注意温度。 (2)使用pH试纸时不能用蒸馏水润湿。 (3)25 ℃时，pH＝12的溶液不一定为碱溶液，pH＝2时溶液也不一定为酸溶液，还可能为能水解的盐溶液。 四、pH 的计算 1．求强酸、强碱溶液的 pH：由 c(酸)→c(H+)→pH；由 c(碱)→c(OH-)→c(H+)→pH。 2．求强酸、强碱溶液稀释后的 pH：c(H+)或 c(OH-)大于 1×10-5 mol/L 时，不考虑水的电离。 稀释后溶液pH的变化规律： (a)强酸溶液，被稀释10n倍，溶液的pH增大n(溶液的pH不会大于7)。 (b)强碱溶液，被稀释10n倍，溶液的pH减小n(溶液的pH不会小于7)。 (c)pH相同的强酸与弱酸(或强碱与弱碱)被稀释相同倍数，则溶液的pH变化不同，强酸(或强碱)