水的电离和溶液的酸碱性知识点总结.doc

水的电离与溶液的酸碱性

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+与

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：

H2O+H2OH3O+＋OH–简写为H2OH+＋OH–

〔2〕水分子发生电离后产生的离子分别是H3O+与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

c(H+

c(H+)·c(OH-)

c(H2O)

室温时，1L纯水中〔即55.56mol/L〕测得只有1×10-7molH2O发生电离，电离前后H2O的物质的量几乎不变，故c(H2O)可视为常数，上式可表示为：c(H+)·c(OH–)＝K电离·c(H2O)

K电离与常数c(H2O)的积叫做水的离子积常数，用KW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KW＝c(H+)·c(OH–)=1×10-14

水的电离是个吸热过程，故温度升高，水的KW增大。同样KW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：温度、酸、碱、水解盐等。

二、溶液的酸碱性与pH

1．

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+)→pH

pH＜7；n(H+)＞n(OH–)，c(H+)=n(H+)-n(OH–)/V混合液→pH

4．特例。。。

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。

【1】常温下，纯水中存在电离平衡：H2OH++OH-，请填空：

改变条件

水的电离平衡移动

Kw

c(H+)总

c(OH-)总

水电离出的c(H+)

升温到100℃

通氯化氢

10-2mol/L

加氢氧化钠固体

10-4mol/L

加氯化钠固体

10-7mol/L

【2】室温下，在pH=12的某溶液中，由水电离生成的c(OH－)为〔〕

×10－7mol·Ｌ－1×10－6mol·Ｌ－1

×10－2mol·Ｌ－1×10－12mol·Ｌ－1

【3】室温下，把的H2SO4加水稀释成2L溶液，在此溶液中由水电离产生的H+，其浓度接近于〔〕

A.1×10-4mol/LB.1×10-8mol/L

C.1×10-11mol/LD.1×10-10mol/L

【4】将pH为5的硫酸溶液稀释500倍，稀释后溶液中c(SO42－〕：c(H+)约为〔〕

A、1：1B、1：2C、1：10D、10：1

【5】将体积均为10mL、pH均为3的盐酸与醋酸，参加水稀释至amL与bmL，测得稀释后溶液的pH均为5，则稀释后溶液的体积〔〕

A.a=b=100mLB.a=b=1000mL

C.a＜bD.a＞b

【6】99mL0.1mol/L的盐酸与101mL0.05mol/L氢氧化钡溶液混合后，溶液的c(H+)为〔〕〔不考虑混合时的体积变化〕。

×〔10-8+10-10〕mol/LB.〔10-8+10-10〕mol/L

C.〔1×10-14-5×10-5〕mol/LD.1×10-11mol/L

【7】将pH=8的NaOH溶液与pH=10的NaOH溶液等体积混合后，溶液的pH值最接近于〔〕。

【8】室温下xLpH=a的盐酸溶液与yLpH=b的电离度为α的氨水恰好完全中与，则x/y的值为〔〕

A.1B.10-14-a-b/αC.10a+b-14/αa-b/α

【9】假设在室温下pH=a的氨水与pH=b的盐酸等体积混合，恰好完全反响，则该氨水的电离度可表示为〔〕

a+b-12%B.10a+b-14%C.1012-a-b%