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高三化学复习水的电离和溶液的PH教学案

水的电离和溶液的PH

专题目标:

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。

知识点一：水的电离

【例1】（1）与纯水的电离相似，液氨中也存在着微弱的电离：2NH3 NH4++NH2- 据此判断以下叙述中错误的是（）

A．液氨中含有NH3、NH4+、NH2-等微粒

B．一定温度下液氨中C(NH4+)·C(NH2-)是一个常数

C．液氨的电离达到平衡时C(NH3) = C(NH4+) = C(NH2-)

D．只要不加入其他物质，液氨中C(NH4+) = C(NH2-)

（2）完成下列反应方程式

①在液氨中投入一小块金属钠，放出气体————————————————————————————

②NaNH2溶于水的反应——————————————————————————————————

③类似于“H++OH—=H2O”的反应————————————————————————————

解析：此题要求掌握水自偶的实质(水分子电离产生的H+与H2O结合形成H3O+)以及水的电离平衡,并能迁移应用于对于NH3电离的认识：NH3分子电离产生H+和NH2—,H+与NH3结合生成NH4+，液氨电离产生等量的NH2—与NH4+，一定温度下离子浓度乘积为一常数；NH4+类似于H+，NH2—类似于OH—。具备上述知识后，就可顺利完成解题。

答案：（1）C

（2）①2Na+2NH3=H2↑+2NaNH2

②NaNH2+H2O=NaOH+NH3↑或NH2—+H2O=OH—+NH3↑

③NH2—+NH4+ =2NH3↑或NH4Cl+NaNH2=2NH3↑+NaCl

练习：（1）纯硫酸、乙醇中也存在微弱的电离，写出其电离方程式

硫酸————————————————————————————————————————————

乙醇—————————————————————————————————————————————

（2）乙醇钠中加水的反应————————————————————————————————————————————乙醇钠和NH4Cl的反应——————————————————————————————————－

知识点二：水的离子积

【例2】某温度下纯水中C(H+) = 2×10-7 mol/L，则此时溶液中的C(OH-) = ___________。

若温度不变，滴入稀盐酸使C(H+) = 5×10-6mol/L，则此时溶液中的C(OH-) = ___________。解析：由水电离产生的H+与OH-量始终相等，知纯水中C(H+) = C(OH-)。根据纯水中C(H+) 与C(OH-)可求出此温度下水的Kw的值，由Kw的性质（只与温度有关，与离子浓度无关），若温度不变，稀盐酸中Kw仍为此值，利用此值可求出盐酸中的C(OH-)。

答案：纯水中 C(OH-) = C(H+) = 2×10-7 mol/L

Kw = C(H+)·C(OH-) = 2×10-7×2×10-7 = 4×10-14

稀盐酸中 C(OH-) = Kw / C(H+) = (4×10-14) / (5×10-6) = 8×10-9 mol/L

【例3】 .难溶化合物的饱和溶液存在着溶解平衡，例如：

AgCl(s) Ag++Cl—,Ag2CrO4(s) 2Ag++CrO42—,在一定温度下，难溶化合物饱和溶液离子浓度的乘积为一常数，这个常数用Ksp表示。

已知：Ksp(AgCl)=Ag+]Cl-]=1.8×10-10

Ksp(Ag2CrO4)=Ag+]2CrO42-]=1.9×10-12

现有0.001摩/升AgNO3溶液滴定0.001摩/升KCl和0.001摩/升的K2CrO4的混和溶液，试通过计算回答：

(1)Cl-和CrO42-中哪种先沉淀?

(2)当CrO 42-以Ag 2CrO 4形式沉淀时，溶液中的Cl -离子浓度是多少? CrO 42-与Cl -

能否达

到有效的分离?(设当一种离子开始沉淀时，另一种离子浓度小于10-5mol/L 时，则认为

可以达到有效分离)

解析：（1）当溶液中某物质离子浓度的乘积大于Ksp 时，会形成沉淀。几种离子共同沉淀某种

离子时，根据各离子积计算出所需的离子浓度越小越容易沉淀。（2）由Ag 2CrO 4沉淀时所

需Ag +浓度求出此时溶液中Cl —的浓度可判断是否达到有效分离。

解答：（1）AgCl 饱和所需 Ag +浓度Ag +]1=1.8×10-7摩/升

Ag 2CrO 4饱和所需Ag +浓度Ag +]2=1910000112..?-=4.36×10-5摩/升 Ag +]1

先沉淀。（2） Ag 2CrO 4开始沉淀时Cl -]=181043610105..??--=4.13×10-6<10-5，所以能有效地分离。

知识点三：水的电离平衡的移动

【例4】：某溶液中由水电离出来的C(OH —)=10-12mol/L ，则该溶液中的溶质不可能是（）

A 、HCl

B 、NaOH

C 、NH 4Cl

D 、H 2SO 4

解析：由水电离反应式知：此溶液水电离产生的C(H +)=C(OH —) =10-12mol/L ，若溶液中的H +全部

来自水的电离，则此溶液显碱性，是因溶有碱类物质所致，若溶液中的H +不仅为水电离

所产生，则此溶液显酸性，为酸性物质电离所致。NH 4Cl 不可能电离产生H +。

解答：C

下列两题为上题的变式，分析一下变在何处？解题方法、思路与上题是否一样？差异何

在？

（1）室温下，在纯水中加入某物质后，测得溶液中由水电离产生的C(H +)=10-12mol/L ，则加

入的物质可能是（假设常温下碳酸、氢硫酸的第一步电离度为0.1%）（）

A 、通入CO 2

B 、通入H 2S

C 、通入NH 3

D 、加入NaHSO 4

（2）某溶液中水电离产生的C(H +)=10-3mol/L ，,该溶液中溶质可能是（）

①Al 2(SO 4)3 ②NaOH ③NH 4Cl ④NaHSO 4

A 、①②

B 、①③

C 、②③

D 、①④

【例5】能促进水的电离，并使溶液中C(H +)>C(OH —)的操作是（）

（1）将水加热煮沸（2）向水中投入一小块金属钠（3）向水中通CO 2 （4）向水中通NH 3 （5）

向水中加入明矾晶体（6）向水中加入NaHCO 3固体（7）向水中加NaHSO 4固体

A 、（1）（3）（6）（7）

B 、（1）（3）（6）

C 、（5）（7）

D 、（5）

解析：本题主要考查外界条件对水的电离平衡的影响，请按如下思路完成本题的解：本题涉及

到哪些条件对水的电离平衡的影响？各自对水的电离平衡如何影响？结果任何（C(H +)与

C(OH —)相对大小）？归纳酸、碱、盐对水的电离平衡的影响。

解答： D

规律小结：

酸、碱：抑制水的电离

1.酸碱盐对水的电离平衡的影响

电离后显酸性的：抑制水的电离。如：HSO 4— （只

电离）、H 2PO 4—（电离强于水解）

盐：电离后水解的：促进水的电离

电离后显中性、不水解的：无影响

知识点四：pH的定义方法

【例6】、下列溶液，一定呈中性的是（）

A.由等体积、等物质的量浓度的一元酸跟氢氧化钠溶液混合后所形成的溶液

B.H+]=1×10-7mol·L-1的溶液

C.pH=14-pOH 的溶液

D.pH=pOH 的溶液

解析：此题要求将教材中定义pH方法迁移应用于表示pOH以及pH与pOH的关系，根据pH的定义方法，可定义pOH= ―lgC(OH―)，将室温下水的离子积的表达式C(H+)×C(OH—)=10―14两边取负对数，―lgC(H+)―lgC(OH―)= ―lg10―14，整理得pH+pOH=14。应用所得关系式分析可得答案。

解答：D

点评：pOH= ―lgC(OH―)、pH+pOH=14两个关系式及其应用均不在教学大纲和考纲范围内，我们不一定要掌握，但将教材中的知识、方法加以迁移应用，进行探究发现是教学大纲和考纲提出的能力要求。此题作为全国高考化学测试题具有重要的指导意义，值得大家认真去领悟，在随后的2001年上海高考题以及2002年全国理科综合高考题中又出现了类似的题目。

为更好地表示溶液的酸碱性，科学家提出了酸度（AG）的概念，AG＝

() ()-

，则下

列叙述正确的是

A 中性溶液的AG＝0

B 酸性溶液的AG＜0

C 常温下0.lmol/L氢氧化钠溶液的AG＝12

D 常温下0.lmol/L盐酸溶液的AG＝12( 2001年上海)

有人曾建议用AG表示溶液的酸度（acidity arede），AG的定义为AG＝lg（H＋]/OH－]）。

下列表述正确的是

A 在25℃时，若溶液呈中性，则pH＝7，AG＝1

B 在25℃时，若溶液呈酸性，则pH＜7，AG＜0

C 在25℃时，若溶液呈碱性，则pH＞7，AG＞0

D 在25℃时，溶液的pH与AG的换算公式为AG＝2(7－pH) (2002理科综合)

知识点五：溶液pH的计算

【例7】室温下将n体积pH=10和m体积pH=13两种NaOH溶液混合得pH=12的NaOH溶液，则n：m=——————————————

解析：此题是关于两种不反应的溶液混合后溶液pH值的计算，根据混合前后溶质(NaOH)量守恒，列式求解

解答：pH=10 C(H+)=10-10mol/L C(OH—) =10-4mol/L

pH=13 C(H+)=10-13mol/L C(OH—) =10-1mol/L

pH=12 C(H+)=10-12mol/L C(OH—) =10-2mol/L

10-4·n + 10-1·m = (n+m) ×10-2

n ：m = 100 ：11

规律：有关混合溶液的pH计算，题设条件可千变万化，正向、逆向思维，数字与字母交替出现，但基本题型只有两种：（1）混合后不反应，（2）混合后反应。对于溶液的稀释，可将水作为浓度为0的溶液，仍属混合后不反应一类，这一类混合溶液的pH应介于两种溶液的pH之间，因而酸、碱溶液无论加多少水稀释，其最终pH均不可能等于纯水的pH （即常温不可能为7）。

混合溶液pH的计算方法也很简单，即设法求出混合溶液的C(H+)，若是溶液显碱性，则必须先求出溶液的C(OH—)，然后再换算为C(H+)或按OH—量守恒列式求解。

算一算：此题若按照H+守恒求解，是什么结果？

【例8】25oC，若10体积的某强碱溶液与1体积的某强酸溶液混合后，溶液呈中性，则混合之前，该碱的pH与强酸的pH之间该满足的关系是_______________________

分析：由题意知，本题为酸、碱混合后完全中和，根据中和反应的实质可知，酸中n(H+)与碱中n(OH-)相等，故有C(H+)酸V酸 == C(OH-)碱V碱，由此关系列式可求得结果。

解答：设酸的pH为a，C(H+)酸=10-a，碱的pH为b，C(OH-)碱=10-14 / 10-b=10- (14 - b)因为混合后溶液呈中性，所以C(H+)酸V酸 == C(OH-)碱V碱

10-a ×V = 10 - (14 - b) ×10V = 10 - (13 - b) ×V

10-a = 10 - (13 - b)

两边取负对数：-lg10-a = -lg10 - (13 - b)，a=13-b a+b=13

即酸的pH与碱的pH之和为13

点评：上面解法尽管可顺利地得出本题的解，但题中的酸碱体积比可以任意变换，则每一变换都得重新求解，这就启发我们能否找出酸、碱pH与两者体积比之间的关系呢？同时若混合后不显中性其关系又会怎样呢？

将上面的解改为：

C(H+)酸V酸 == C(OH-)碱V碱

10-a ×V酸 = 10 - (14 - b) ×V碱

10-a·10-b=10-14·（V碱 / V酸）

两边取负对数得：a+b=14―lg（V碱 / V酸）

若混合后溶液显酸性————————————————————————：

若混合后溶液显碱性—————————————————————————：

同学们在学习中要善于总结、积累，把自己积累的经验、成果用于指导自己的学习。例如掌握了上述关系后，解下列题目就很轻松。

在20℃时，有PH值为x（x≤6）的盐酸和PH值为y（y≥8）的NaOH溶液，取Vx 升该盐酸同该NaOH溶液中和，需Vy升NaOH溶液

（1）若x+y=14时，则V

（2）若x+y=13时，则V

（3）若x+y>14时，则V

y= （表达式），且Vx Vy（填<、>或=）

随堂作业

一选择题

1.水是一种极弱的电解质,在室温下平均每n个水分子只有一个水分子能电离，

则n是（）

A.1×10-4

B. 55.6×107

C. 1×107

D. 6.02×1021

2．将1mol·L-1H2SO4溶液100mL与质量分数为10%的NaOH溶液50g混合均匀后，滴入甲基橙指示剂，此时溶液的颜色是（）A．浅紫色 B．黄色 C．红色 D．无色

3.pH定义为pH=-lg｛c(H＋)｝，pOH定义为pOH=-lg｛c(OH-)｝，K w表示25℃时水的离子积常

数，则弱酸性溶液中的c(H＋)可表示为 ( )

A、K w/pOH mol/L

B、10pOH-14 mol/L

C、10 14-pOH mol/L

D、10-pOH mol/L

4．能使水的电离平衡正向移动，而且所得溶液呈酸性的是（）

A．将水加热到100℃时，水的pH=6 B．向水中滴加少量稀硫酸

C．向水中滴加少量NaHCO3 D．向水中加入少量明矾晶体

5. 常温下某溶液中水电离出的C(H+) = 1×10-13mol/L，则下列说法中正确的是（）

A．该溶液一定呈酸性B．该溶液一定呈碱性

C．该溶液中一定有C(OH-) = 0.1mol/L D．该溶液的pH值为1或13

6．25℃时，在水电离出的C(H+)=1×10-5摩/升的溶液中，一定能大量共存的是 ( ) A.Al3+、NH4+、SO42-、Cl- B. Mg2+、K+、SO42-、HCO3-

C.K+、Na+、Cl-、SO42-

D.Ba2+、Cl-、Na+、PO43-

7.有①、②、③三瓶体积相等，浓度都是1mol/L的HCl溶液，将①加热蒸发至体积减小一半，在②中加入CH3COONa固体(加入后溶液仍呈酸性)，③不作改变，然后以酚酞作指示剂，用溶液滴定上述三种溶液，消耗的NaOH溶液的体积是 ( )

A、①=③>②

B、③>②>①

C、①=②=③

D、①<②=③

8．NH4Cl溶于重水(D2O)生成一水合氨和水合离子的化学式为（）A、NH3·D2O和HD2O+ B、NH3·HDO和D3O+

C、NH2D·D2O和DH2O+

D、NH2D·HDO和D3O+

9.室温时，pH=10的氨水和Na2CO3溶液中，水电离产生的C(H+)前者与后者之比（）

A．1∶1 B．10ˉ10∶10ˉ4 C．10ˉ4∶10ˉ10 D10ˉ10∶10ˉ7

10.25℃，向VmLpH = a的NaOH溶液中滴加pH = b的盐酸10VmL时，溶液中Cl—的物质的量

恰好等于加入Na+的物质的量，则此时（a+b）的值为 ( ）A、13 B、14 C、15 D、无法判断

11．在医院中，为酸中毒病人输液不应采用（）A 0.9％氯化钠溶液 B 0.9％氯化铵溶液

C 1.25％碳酸氢钠溶液

D 5％葡萄糖溶液

12.若室温时PH=a的氨水与PH=b的盐酸等体积混和，恰好完全反应，则该氨水的电离度可表示为( )

A.10(a+b-12)%

B.10(a+b-14)%

C.10(12-a-b)%

D.10(14-a-b)%

13.把40毫升Ba(OH)2溶液加入到120毫升盐酸中，所得的溶液的PH值为2。如果混和前Ba(OH)2和盐酸两种溶液PH值之和为14，则盐酸的物质的量浓度接近于 ( ) A.0.015摩/升 B.0.02摩/升 C.0.03摩/升 D.0.04摩/升

14．已知NaHSO4在水中的电离方程式为NaHSO4 =Na+ +H+ + SO42—。某温度下，向pH=6的蒸馏水中加入NaHSO4晶体，保持温度不变，测得溶液pH为2，对于该溶液，下列叙述不正确的是（）

A、该温度高于25℃

B、水电离出来的c (H+)=1.0×10-10 mol/L

C、c (H+)= c (OH—)+C(SO42—)

D、该温度下加入等体积pH值为12的NaOH溶液可使反应后的溶液恰好呈中性

15．能表示人体大量喝水时，胃液的pH变化的是（）

pH pH pH pH

7 7 7 7

2O) 0 V(H2O) 0 V(H2O) 0 V(H2O)

A B C D

16．4体积pH=9的Ca(OH)2溶液跟1体积pH=13的NaOH溶液混合后，溶液中氢离子浓度为

（）

A．5×10-13mol/L B．2×10-12mol/L

C．1/5（4×10-9 + 1×10-13）mol/L D．1/5（4×10-5 + 1×10-1）mol/L

17.a 、b 、c 、d 四种溶液PH 值都小于7，已知四种溶液中H +]和OH -

]之和由大到小的顺序是

b>a>d>c ，则这四种溶液PH 值由大到小的顺序是 ( )

A.c>d>a>b

B.b>a>d>c

C.a>b>c>d

D.无法确定

18. 有下列四种溶液：(1)HCl (2)AlCl 3(3)NaOH (4)Na 2CO 3，此四种溶液中水的电离度分别为α1、α2、α3、α4已知α1=α3，α2=α4且αα2

1=106，则四种溶液的PH 值不可能是（）

A 、5 5 10 10

B 、4 4 10 10

C 、3 5 11 9

D 、5 3 9 11

19．NaH 是—种离子化合物，它跟水反应的方程式为：NaH ＋H 2O →NaOH ＋H 2↑，它也能跟液氨、

乙醇等发生类似的反应，并都产生氢气。下列有关NaH 的叙述错误的是（）

A 跟水反应时，水作氧化剂

B NaH 中H －半径比Li ＋半径小

C 跟液氨反应时，有NaNH 2生成

D 跟乙醇反应时，NaH 被氧化

20、常温下某溶液，水电离出的c (OH -)=1.0×10-4 mol/L,该溶液中溶质可能是 ( )

①Al 2(SO 4)3 ②NaOH ③NH 4Cl ④NaHSO 4

A 、①②

B 、①③

C 、②③

D 、①④

二填空题

21．测得某溶液的pH = 6.5，且氢离子与氢氧根离子物质的量相等，此溶液呈_____性。测

定温度______室温（填高于、低于或等于），其理由是。

将此温度下pH=11的NaOH 溶液aL 与pH=1的H 2SO 4溶液bL 混合。

（1）若所得混合液为中性，则a ︰b 。

（2）若所得混合液的pH=2，则a ︰b 。

22、水的电离平衡曲线如图所示。 (1) 若以A 点表示25℃时水的电离平衡的离子浓度，当温度升高到100℃时，水的电离平衡状态移动到B 点，则此时水的离子积从________变化到_________。

(2) 将pH=8的Ba(OH)2溶液与pH=5的稀盐酸混

合，并保持100℃的恒温，致使混合溶液的pH=7，则Ba(OH)2和盐酸的体积比为__________________。

(3) 已知A n B m 的离子积为c(A m+)]n c(B n-)]m ，若某温度下Ca(OH)2的溶解度为0.74g ，设饱和

溶液的密度为1g/mL ，其离子积约为______________。

三计算题

23、某温度下的溶液中c (H +)=1.0×10x mol/L ，c (OH -)=1.0×10y mol/L 。x 与y 的关系如

右图所示； (1)求该温度下，中性溶液的pH 。

(2)求该温度下0.01mol/LnaOH 溶液的PH （3）该温度下，pH=a 的醋酸溶液与pH=b 的NaOH 溶液等体积混合，恰好完全反应，

求此醋酸溶液中醋酸的电离度。

24．（7分）向50ml0.018mol/L 的AgNO 3溶液中加入50ml0.02mol/L 的盐酸，生成了沉淀。如

果溶液中C(Ag +)和C(Cl —)的乘积是一个常数，C(Ag +)· C(Cl —)=1.0×10—10，当溶液中

101010 10 c(H )mol/L

c(OH - 0 Y -5 -10 -15

C(Ag+)· C(Cl—)>常数，则有沉淀产生，反之沉淀溶解，求

（1）沉淀生成后溶液中C(Ag+)是多少？

（2）如果向沉淀生成后的溶液中再加入50mL0.001mol/L的盐酸，是否产生沉淀，为什么？

答案

1 B

2 C

3 B 4D 5 D 6 AC 7 D 8 B 9 B 10 C 11 B 12 A 13 B 1

4 D 1

5 D 1

6 A 1

7 A 1

8 A 1

9 B 20 B

21 中，高于。水的离解反应：H2O=H+ +OH-吸热反应，升温有利于水的离解，使K w

增大（1）10︰1 （2）9︰2

22 (1) 10-14 10-12 (2) 2 ：9 (3) 4×10-3

23（1） 7.5 （2）13 （3）1017－a－b%

24．解：⑴由Ag++Cl—=AgCl

可知沉淀后C(Cl-)=（0.02—0.018）50/（50+50）=0.001mol/L

所以C(Ag+)=1×10-10/0.001=1×10—7mol/L

⑵再加入50mL盐酸后 C(Ag+)=1×10-7×100/（100+50）=2/3×10-7mol/L

C(Cl-)=0.001mol/L

C(Ag+)×C(Cl-)=2/3×10-7х10-3=2/3?10-14<1×10-12

所以不产生沉淀

水的电离和溶液的pH值教学设计

水的电离和溶液的pH值教学设计Teaching design of water ionization and pH v alue of solution

水的电离和溶液的pH值教学设计前言：小泰温馨提醒，化学是自然科学的一种，主要在分子、原子层面，研究物质的组成、性质、结构与变化规律，创造新物质。是一门以实验为基础在原子层次上研究物质的组成、结构、性质、及变化规律的自然科学。本教案根据化学课程标准的要求和针对教学对象是高中生群体的特点，将教学诸要素有序安排，确定合适的教学方案的设想和计划、并以启迪发展学生智力为根本目的。便于学习和使用，本文下载后内容可随意修改调整及打印。教学目标了解水的电离和水的离子积；了解溶液的酸碱性和pH值的关系掌握有关pH值的简单计算。培养学生的归纳思维能力及知识的综合应用能力。通过酸、碱对水的电离平衡的影响的讨论，培养学生运用所学的电离理论，独立分析问题、解决问题的能力。通过pH的教学，培养学生的计算能力，并对学生进行科学方法教育。对学生进行对立统一及事物间相互联系与相互制约的辩证唯物主义观点的教育。教学建议教材分析本节的第一部分重点介绍水的电离和水的离子积常数，是对上一节电离平衡的具体应用，同时又为接下来学习溶液酸碱性作必要的准备。一开始，教材根据水有微弱导电性的实验结论，说明水是极弱的电解质，突出了化学研究以实验事实为依据的原则。然后，应用电离平衡理论，用电离平衡常数推导出水的离子积常

数，使水的离子积常数的概念有了充分的理论依据，也反映了两个常数之间的内在联系，便于学生理解温度、浓度等外界条件对水的离子积常数的影响。本节的第二部分为溶液的酸碱性和pH。教材首先指出常温下即便是在稀溶液中，水的离子积仍然是一个常数，由此进一步说明c（H+）和c（OH－）的相对大小是决定溶液的酸碱性的根本原因。在具体分析了溶液的酸碱性和c（H+）、c（OH－）的关系之后，结合实际说明了引入pH的必要性，这也为后面讨论pH的范围埋下了伏笔。在给出了pH的表达式之后，教材随即介绍了pH 的简单计算，并在分析计算结果的基础上讨论了溶液的酸碱性和pH的关系，最后强调了pH的应用范围。从教材编排的看，整节内容环环相扣、层层递进，成为一个前后紧密联系的整体。教材还安排了“资料”和“阅读”，这不仅可以丰富学生的知识，更有利于培养学生理论联系实际的良好学习习惯。还应注意的是，根据新的国家标准，教材将“pH值”改称为“pH”。教学中要以教材为准，不可读错。教法建议迁移电离平衡理论学习水的电离。可以提出这样的问题“实验证明水也有极弱的导电性，试分析水导电的原因”，以问题引

高三化学 1_8 弱电解质的电离教学设计

弱电解质的电离〖复习目标〗（1）巩固对电解质、强弱电解质概念的理解。（2）了解弱电解质电离平衡的建立及移动的影响因素。（3）能对溶液的导电能力判断及对强弱酸碱进行比较。〖教学重点〗弱电解质电离平衡的建立及移动的影响因素。〖教学难点〗弱电解质电离平衡的应用。〖教学过程〗考点一化学反应的方向、化学平衡状态【知识精讲】 1、电解质（1）电解质与非电解质电解质：在水溶液里或熔融状态下能导电的化合物。非电解质：在水溶液里或熔融状态下不能导电的化合物。【注意】 ①电解质和非电解质的范畴都是化合物，所以单质既不是电解质也不是非电解质。 ②化合物为电解质，其本质是自身能电离出离子，有些物质溶于水时所得溶液也能导电，但这些物质自身不电离，而是生成了一些电解质，则这些物质不属于电解质。如：SO2、SO3、CO2、NO2等。 ③常见电解质的范围：酸、碱、盐、离子型氧化物。 ④溶剂化作用：电解质溶于水后形成的离子或分子并不是单独存在的，而是与水分子相互吸引、相互结合，以“水合离子”或“水合分子”的形态存在，这种溶质分子或离子与溶剂相互吸引的作用叫做溶剂作用。

（2）强电解质和弱电解质强电解质：在溶液中能够全部电离的电解质。则强电解质溶液中不存在电离平衡。弱电解质：在溶液中只是部分电离的电解质。则弱电解质溶液中存在电离平衡【注意】 ①强、弱电解质的范围：强电解质：强酸、强碱、绝大多数盐弱电解质：弱酸、弱碱、水 ②强、弱电解质与溶解性的关系：电解质的强弱取决于电解质在水溶液中是否完全电离，与溶解度的大小无关。一些难溶的电解质，但溶解的部分能全部电离，则仍属强电解质。如：BaSO4、BaCO3等。 ③强、弱电解质与溶液导电性的关系：溶液的导电性强弱与溶液中的离子浓度大小有关。强电解质溶液的导电性不一定强，如很稀的强电解质溶液，其离子浓度很小，导电性很弱。而弱电解质溶液的导电性不一定弱，如较浓的弱电解质溶液，其电离出的离子浓度可以较大，导电性可以较强。 ④强、弱电解质与物质结构的关系：强电解质一般为离子化合物和一些含强极性键的共价化合物，弱电解质一般为含弱极性键的化合物。 ⑤强、弱电解质在熔融态的导电性：离子型的强电解质由离子构成，在熔融态时产生自由移动的离子，可以导电。而共价型的强电解质以及弱电解质由分子构成，熔融态时仍以分子形式存在，所以不导电。 2、弱电解质的电离平衡（1）特征弱电解质的电离平衡指在一定条件下（温度、浓度），弱电解质电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等时的状态。弱电解质的电离平衡的特点是：

水的电离和溶液的pH教学设计方案

水的电离和溶液的pH 教学设计方案课题：水的电离和溶液的pH 值重点：水的离子积，)(H +c 、pH 与溶液酸碱性的关系。难点：水的离子积，有关pH 的简单计算。教学过程引言：在初中我们学习了溶液的酸、碱度可用pH 值表示，这是为什么呢？为什么可以用pH 表示溶液的酸性，也可以表示溶液的碱性？唯物辩证法的宇宙观认为：“每一事物的运动都和它周围的其他事物相互联系着和相互影响着。”物质的酸碱性是通过水溶液表现出来的，所以，先研究水的电离。 1．水的电离［实验演示］用灵敏电流计测定纯水的导电性。现象：灵敏电流计指针有微弱的偏转。说明：能导电，但极微弱。分析原因：纯水中导电的原因是什么？结论：水是一种极弱电解质，存在有电离平衡： O H O H 22+-++OH O H 3 O H 2-++OH H 在25℃时，1L 纯水中（即55.56mol/L ）测得只有mol/L 1017 -?的O H 2发生电离。（1）请同学生们分析：该水中)(H + c 等于多少？)(OH - c 等于多少？)(H + c 和)(OH - c 有什么关系？ ①mol/L 101)H (7 -+ ?=c ②mol/L 101)OH (7 -- ?=c ③mol/L 101)(OH )H (7 -- + ?==c c （2）水中 mol/L 101)(OH )H (7--+?=?c c 147101mol/L 101--?=? 这个乘积叫做水的离子积，用w k 表示。 14w 101)(OH )H (--+?=?=c c k （3）请同学从水的电离平衡常数推导水的离子积K 。

水的电离和溶液的酸碱性笔记

水溶液中的离子平衡（笔记）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 2O H 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 c (H +)·c (OH -) c (H 2O)

水的电离和溶液的pH值教案

水的电离和溶液的pH值教学目标知识目标了解水的电离和水的离子积；了解溶液的酸碱性和pH值的关系掌握有关pH值的简单计算。能力目标培养学生的归纳思维能力及知识的综合应用能力。通过酸、碱对水的电离平衡的影响的讨论，培养学生运用所学的电离理论，独立分析问题、解决问题的能力。通过pH的教学，培养学生的计算能力，并对学生进行科学方法教育。情感目标对学生进行对立统一及事物间相互联系与相互制约的辩证唯物主义观点的教育。教学建议教材分析本节的第一部分重点介绍水的电离和水的离子积常数，是对上一节电离平衡的具体应用，同时又为接下来学习溶液酸碱性作必要的准备。一开始，教材根据水有微弱导电性的实验结论，说明水是极弱的电解质，突出

了化学研究以实验事实为依据的原则。然后，应用电离平衡理论，用电离平衡常数推导出水的离子积常数，使水的离子积常数的概念有了充分的理论依据，也反映了两个常数之间的内在联系，便于学生理解温度、浓度等外界条件对水的离子积常数的影响。本节的第二部分为溶液的酸碱性和pH。教材首先指出常温下即便是在稀溶液中，水的离子积仍然是一个常数，由此进一步说明c(H+)和c(OH－)的相对大小是决定溶液的酸碱性的根本原因。在具体分析了溶液的酸碱性和c(H+)、c(OH－)的关系之后，结合实际说明了引入pH 的必要性，这也为后面讨论pH的范围埋下了伏笔。在给出了pH的表达式之后，教材随即介绍了pH的简单计算，并在分析计算结果的基础上讨论了溶液的酸碱性和pH的关系，最后强调了pH的应用范围。从教材编排的看，整节内容环环相扣、层层递进，成为一个前后紧密联系的整体。教材还安排了“资料”和“阅读”，这不仅可以丰富学生的知识，更有利于培养学生理论联系实际的良好学习习惯。还应注意的是，根据新的国家标准，教材将“pH值”改称为“pH”。教学中要以教材为准，不可读错。教法建议

高二化学电离水解

一）盐类水解口诀：有弱才水解，越弱越水解，双弱双水解，谁强显谁性。（1）有弱才水解要求盐要有弱酸根离子或者弱碱金属离子（包括铵离子）。如：NaCl中的Na+对应的碱是强碱NaOH，则Na+是强碱金属离子，不会水解。NaCl中的Cl-对应的酸是强酸HCl ，则Cl-是强酸根离子，也不会水解。所以，NaCl在水溶液中不会发生水解。又如：CH3COONa中的CH3COO-对应的是弱酸CH3COOH，则CH3COO- 是弱酸根离子，会水解。消耗H2O电离出的H+，结合成CH3OOH分子。使得水中OH-多出。所以，CH3COONa的水溶液显碱性。（2）越弱越水解盐中的离子对应的酸或碱的酸性越弱或碱性越弱，水解的程度越大。如：Na2CO3和Na2SO3 CO3^2-对应的酸是H2CO3；SO3^2-对应的酸是H2SO3 由于H2CO3的酸性弱于H2SO3 则，CO3^2-的水解程度比SO3^2-的水解程度更大，结合的H+更多。所以，Na2CO3的碱性比NaSO3的碱性强。（3）双弱双水解当盐中的阳离子对应的碱是弱碱并且盐中的阴离子对应的是弱酸时，则盐的这两种离子都会发生水解。阳离子水解结合水电离出的OH-；阴离子水解结合水电离出的H+，所以双水解发生的程度往往较大。如：CH3COONH4 中的NH4+对应的碱是弱碱NH3*H2O ；CH3COO-对应的酸是弱酸CH3COOH 则NH4+和CH3COO-都会发生水解，NH4+结合OH-形成NH3*H2O；CH3COO-结合H+形成CH3COOH，相互促进，水解程度较大。（4）谁强显谁性主要是针对双水解的盐，即弱酸弱碱盐，由于盐中的阴离子水解结合H+，阳离子水解结合OH- 要判断盐溶液的酸碱性，则要比较阴离子的水解成度和阳离子的水解程度的大小。如：(NH4)CO3 ，由于NH3的碱性比H2CO3的酸性强（实际上比较的是两者的电离度，中学不做要求，只需记忆），则NH4+的水解程度比CO3^2-的水解程度弱，使得水溶液中消耗的H+更多，有OH-多出。所以，(NH4)2CO3 溶液显碱性。又如：CH3COONH4，由于NH3的碱性和CH3COOH的酸性相当，则NH4+的水解度和CH3COO-的程度差不多，使得水溶液中的H+和OH-也差不多。所以CH3COONH4溶液显中性。再如：(NH4)2SO3，由于NH3的碱性比H2SO3的酸性弱，则NH4+的水解度比SO3^2-的水解度大，使得水溶液中消耗的OH-更多，有H+多出。所以，(NH4)2SO3溶液显酸性。（二）根据盐类的不同，可分为：强酸强碱盐（不水解）；强酸弱碱盐；强碱弱酸盐；弱酸弱碱盐（1）强酸弱碱盐如：NH4Cl的水解离子方程式：

高三化学第一轮复习电离度影响

电离度影响 1、在·mol-1的氨水溶液中，存在如下电离平衡：NH3H2O NH4++OH－（正反应为吸热反应）。在此平衡体系中，若按下列情况变动，请将变化情况[增大用“↑”，减小用“↓”向左用“←”，向右用“→”] 条件变化电离平衡电离度CNH3H2O CNH4+COH －nNH3H2O nNH4+· nOH－ PH CH+ 通氨气。加氢氧化钠 " 加氯化铵; 加水* 加热！加盐酸" 加氯化铜[ 2在·mol-1的醋酸溶液中，存在如下电离平衡：CH3COOH CH3COO-+H+（正反应为吸热反应）。在此平衡体系中，若按下列情况变动，请将变化情况[增大用“↑”，减小用“↓”向左用“←”，向右用“→”] 条件变化电离平衡电离度电离平衡常数 CCH3 * COOH CCH3 COO- CH+nCH3 COOH nCH3 COO- nH+PH; COH- 加冰醋酸【加盐酸| 加水、加热% 加氢氧化钠 \ @ 加碳酸钠 ' 加醋酸钠 — 的醋酸溶液加水稀释或加入少量醋酸钠晶体时，发生变化相同的是( ) A.醋酸的电离程度增大 B.溶液的导电性减弱 C.溶液中c(H+)增大 D.溶液的PH增大 5．用水稀释L氨水时，溶液中随着水量的增加而减小的是（） & A．c(OH－)／c(NH3·H2O) B．c(NH3·H2O)／c(OH－) C．c(H+)和c(OH－)的乘积D．OH一的物质的量 6．在某温度下，可逆反应HA=H++A－，正反应为吸热反应，电离常数为Ka，Ka=c(H+)c(A－)/c(HA),下列说法正确的是（） A．Ka越大，表示该弱酸较易电离B．Ka越大，表示该弱酸较难电离

2020-2021高中化学人教版选修4课后习题：第三章第二节第1课时水的电离和溶液的酸碱性

第二节水的电离和溶液的酸碱性第1课时水的电离和溶液的酸碱性基础巩固 1常温下,在0.1 mol·L-1 CH3COOH溶液中,水的离子积是() A.1.0×10-14 B.1.0×10-13 C.1.32×10-14 D.1.32×10-15 答案:A 2纯水在80 ℃时的pH() A.等于7 B.大于7 C.小于7 D.无法确定答案:C 325 ℃时,水的电离达到平衡:H2O H++OH- ΔH>0,下列叙述正确的是() A.向水中加入稀氨水,平衡逆向移动,c(OH-)降低 B.向水中加入少量固体硫酸氢钠,c(H+)增大,K W不变 C.向水中加入少量固体CH3COONa,平衡逆向移动,c(H+)降低 D.将水加热,K W增大,pH不变答案:B 4常温下,在0.01 mol·L-1 H2SO4溶液中,水电离出的氢离子浓度是() A.5×10-13 mol·L-1 B.0.02 mol·L-1 C.1×10-7 mol·L-1 D.1×10-12 mol·L-1 答案:A 5下列关于水的离子积常数的叙述中,正确的是() A.因为水的离子积常数的表达式是K W=c(H+)·c(OH-),所以K W随溶液H+和OH-浓度的变化而变化 B.水的离子积常数K W与水的电离常数K电离是同一个物理量 C.水的离子积常数仅仅是温度的函数,随着温度的变化而变化 D.水的离子积常数K W与水的电离常数K电离是两个没有任何关系的物理量解析:水的离子积常数K W=K电离·c(H2O),一定温度下K电离和c(H2O)都是不变的常数,所以K W仅仅是温度的函数。水的离子积常数的表达式是K W=c(H+)·c(OH-),只要温度一定,K W是常数,溶液中H+的浓度变大,OH-的浓度就变小,反之亦然。答案:C 6下列说法正确的是() A.水的电离方程式:H2O H++OH-

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 >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 -)=1×10-7 mol/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：影响水的电离平衡的因素可归纳如下： 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)。注意： ①K W 只受温度影响，水的电离吸热过程，温度升高，水的电离程度增大，K W 增大。与c(H+)、c(OH-)无关. 25℃时K W =1×10-14，100℃时K W 约为1×10-12。 ②水的离子积不仅适用于纯水，也适用于其他稀溶液。不论是纯水还是稀酸、碱、盐溶液，只要温度不变，K W

高二化学电离水解部分笔记整理

高二化学电离水解部分笔记整理 ————Believe in yourself 电离平衡一.相关概念电解质：熔融状态或水溶液中能导电的化合物???????一部分氧化物盐碱酸非电解质：熔融状态或水溶液中都不能导电的化合物?? ? ?? ??四氯化碳蔗糖乙醇一部分有机物： 4 11221252CCl O H C OH H C 电解质 ?? ?? ? ??? ?????????????2 322 3`324332233 43424342COO)CH Pb HgCl O H NH SO H PO H SiO H S H HF HClO HAc HNO HCO NH NO NH NaCl OH Ba KOH NaOH HClO HNO SO H HCl （、少数盐：弱碱：、、、、、、弱酸：弱电解质、、绝大多数盐：）（、、强碱：、、、强酸：强电解质、一元强酸与一元弱酸的比较 ② 相同 pH 、相同体积的一元强酸与一元弱酸的比较见下表：

弱电解质的电离平衡 1 ．概念在一定条件（如温度、浓度）下，当电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态，这叫做电离平衡。 2 ．特征（动态平衡）（1）逆：可逆反应（2）动：动态平衡（3）等v （离子化）==v （分子化）≠0 （4）定：平衡时溶液中离子、分子浓度保持不变。（5）变：条件改变，平衡可能发生移动。 3 ．影响因素 ( 1 ）浓度：浓度越大，电离程度越小。在稀释溶液时，电离平衡向右移动，而离子浓度一般会减小。 ( 2 ）温度：温度越高，电离程度越大。因电离是吸热的，升温平衡向吸热方向（电离方向）移动。 ( 3 ）同离子效应：醋酸溶液中加人醋裁钠晶体，平衡左移，电离程度减小，加人稀盐酸亦然。 ( 4 ）能反应的离子：醋酸溶液中加人NaOH ，平衡右移，电离程度增大。电离方程式的书写要求： ①质量守恒：即：“=”两边原子种类，数目、质量不变。 ②电荷守恒：即：正电荷总数=负电荷总数。 ③元素或原子团的化合价数等于形成的阳离子所带的正电荷数。同理，元素或原子团的负价数等于形成的阴离子所带的负电荷数。离子的个数用阿拉伯数字标在离子符号之前。( 1 ）强电解质，完全电离用“===”，如：CH3COONH4 ===CH3COO一＋NH4+ A12 ( SO4)3 ==2A13 + + 3 SO42一 ( 2 ）弱电解质，部分电离用“”，如：CH3COOH CH3COO一＋H+ NH3 ·H2O NH4＋+OH— ( 3 ）多元弱酸，分步电离，以第一步为主 H2CO3H+十HCO3—HCO3—H十十CO32— ( 4 ）多元弱碱一步电离Cu (O H ) 2Cu2++ 2O H— ( 5 ）酸式盐：强酸的酸式盐完全电离，一步完成NaHSO4 ==Na+十H+十SO42— 弱酸的酸式盐强中有弱，分步完成NaHCO3==Na 十十HCO3— HCO3—H 十+ CO32 — 盐类的水解定义：在水溶液中盐电离出的阴阳离子与H2O电离出的H+或OH-结合生成弱电解质的反应（有弱才水解）

水的电离和溶液的pH值

水的电离和溶液的pH值 1、从水的电离平衡去了解水的电离和水的离子积 2、了解溶液的酸碱性和pH的关系 3、掌握纯水及溶液中离子浓度及溶液PH、离子积常数的有关计算及换算。教学重点：水的离子积、c(H+)、溶液酸碱性和溶液pH的关系教学难点：水的离子积、有关溶液PH的简单计算教学方法：采用类比、推理法，讲解、练习、归纳、巩固教学过程：［引入］水是不是电解质？只有通过实验才能测定，但是由于纯水不容易得到，对于纯水的导电性无法在现有的条件下进行，好在有精确的实验结果告诉我们，水是一种极弱的电解质，他能微弱的电离（几乎不导电）。［板书］一、水的电离水是极弱的电解质，发生微弱的电离。 H2O + H2O H3O+ + OH-简写： H2O H+ + OH- 实验测定：25℃ c(H+) = c(OH－) = 1×10－7mol/L 100℃ c(H+) = c(OH－) = 1×10－6mol/L ［讲述］可见水的电离程度是很小的。在一定温度时，c(H+)与c(OH－)的乘积是一个常数，通常我们把它写作Kw，叫水的离子积常数。［板书］二、水的离子积常数（Kw）实验测定：25℃ Kw ＝ c(H+)·c(OH－)=1（定值）（省去单位）

100℃Kw ＝ c(H+)·c(OH－)=1 ［板书］影响因素：温度越高，Kw越大，水的电离度越大。［讲述］对于中性水，尽管Kw,电离度增大，但仍是中性水，c(H+)= c(OH－). 既然酸溶液中有OH-，碱溶液中有H+，那么为什么溶液还有酸、碱之分呢？酸或碱溶液中的OH-和H+浓度之间有什么关系呢？下面我们学习第三个问题。［板书］三、溶液的酸碱性［讲述］由水的离子积可知，在水溶液中，H+和OH-离子共同存在，无论溶液呈酸性或碱性。由此我们可以进行有关c(H+)、c(OH－)的简单计算。［板书］（一）溶液的酸碱性例： H2O == H+ + OH- NaOH == Na+ + OH- c(OH－)升高， c(H+)下降，水的电离度降低。 H2O == H+ + OH-HCl == H+ + Cl- c(H+)升高，c(OH－)下降，水的电离度降低。实验证明：在稀溶液中：Kw = c(H+)·c(OH－) 25℃Kw=1［板书］常温下：中性溶液：c(H+)= c(OH－)=1

高二化学《水的电离》知识点汇总

高二化学《水的电离》知识点汇总高二化学《水的电离》知识点汇总一、水的离子积纯水大部分以H2O的分子形式存在，但其中也存在极少量的H3O+(简写成H+)和OH-，这种事实表明水是一种极弱的电解质。水的电离平衡也属于化学平衡的一种，有自己的化学平衡常数。水的电离平衡常数是水或稀溶液中氢离子浓度和氢氧根离子浓度的乘积，一般称作水的离子积常数，记做Kw。Kw只与温度有关，温度一定，则Kw值一定。温度越高，水的电离度越大，水的离子积越大。对于纯水来说，在任何温度下水仍然显中性，因此 c(H+)=c(OH¯)，这是一个容易理解的知识点。当然，这种情况也说明中性和溶液中氢离子的浓度并没有绝对关系，pH=7表明溶液为中性只适合于通常状况的环境。此外，对于非中性溶液，溶液中的氢离子浓度和氢氧根离子浓度并不相等。但是在由水电离产生的氢离子浓度和氢氧根浓度一定相等。二、其它物质对水电离的影响水的电离不仅受温度影响，同时也受溶液酸碱性的强弱以及在水中溶解的不同电解质的影响。H+和 OH¯共存，只是相对含量不同而已。溶液的酸碱性

越强，水的电离程度不一定越大。无论是强酸、弱酸还是强碱、弱碱溶液，由于酸电离出的H+、碱电离出的OH¯均能使H2O=OH¯ + H+平衡向左移动，即抑制了水的电离，故水的电离程度将减小。盐溶液中水的电离程度：①强酸强碱盐溶液中水的电离程度与纯水的电离程度相同;②NaHSO4溶液与酸溶液相似，能抑制水的电离，故该溶液中水的电离程度比纯水的电离程度小;③强酸弱碱盐、强碱弱酸盐、弱酸弱碱盐都能发生水解反应，将促进水的电离，故使水的电离程度增大。三、水的电离度的计算计算水的电离度首先要区分由水电离产生的氢离子和溶液中氢离子的不同，由水电离的氢离子浓度和溶液中的氢离子浓度并不是相等，由于酸也能电离出氢离子，因此在酸溶液中溶液的氢离子浓度大于水电离的氢离子浓度;同时由于氢离子可以和弱酸根结合，因此在某些盐溶液中溶液的氢离子浓度小于水电离的氢离子浓度。只有无外加酸且不存在弱酸根的条件下，溶液中的氢离子才和水电离的氢离子浓度相同。溶液的氢离子浓度和水电离的氢氧根离子浓度也存在相似的关系。因此计算水的电离度，关键是寻找与溶液中氢离子

水的电离和溶液pH值计算

水的电离与溶液pH 值的计算一、水的电离水是极弱的电解质，发生微弱的（自偶）电离。 H 2O + H 2O →H 3O + + OH - 简写： H 2O → H + + OH - 实验测定：25℃ c （H +）=c （OH -）=17 10-?mol/L 100℃ c （H +）= c （OH -）= 1610-?mol/L 二、水的离子积（K w ）实验测定：25℃ K w = c （H +）·c （OH -）=11410 -?（定值）（省去单位） 100℃ K w = c （H +）·c （OH -）=112 10 -? 影响因素： 1）温度：温度越高，K w 越大，水的电离度越大。对于中性水，尽管K w 温度升高，电离度增大，但仍是中性水，[H +]=[OH -]. 2）溶液酸碱性：中性溶液，c （H +）=c （OH -）=17 10-?mol/L 酸性溶液：c （H +）> c （OH -），c （H +）>1?10-7mol/L c （OH -）<1?10-7mol/L 碱性溶液：c （H +）< c （OH -），c （H +）<1?10-7mol/L c （OH -）>1?10-7mol/L c （H +）越大，酸性越强；c （OH -）越大，碱性越强。三、溶液pH 值的计算 1.pH 的计算公式：（1）c （H +）=C 酸α酸（弱酸） c （H +）= nC 酸 c （OH -）=C 碱α 碱（弱碱） c （OH -）= nC 碱 (2) K w = c （H +）c （OH -），c （H +）= ）（OH K c w c （OH -）=）（+H Kw c (3) pH=-lgc （H +） pOH=-lgc （OH -） (4) pH + pOH = 14（25℃） 2.酸或碱溶液及稀释后的p H 值的计算(25℃) 1）酸强碱溶液(单一溶液)p H 值的计算例1．求0.1mol/L 的H 2SO 4的pH 值。例2. 0.1mol/L 醋酸溶液中的c （OH -）？（25℃，已知该醋酸的电离度为1.32%）

高三化学-水解和电离

电离与水解电解质溶液中有关离子浓度的判断是近年高考的重要题型之一。解此类型题的关键是掌握“两平衡、两原理”，即弱电解质的电离平衡、盐的水解平衡和电解质溶液中的电荷守恒、物料守恒原理。首先，我们先来研究一下解决这类问题的理论基础。一、电离平衡理论和水解平衡理论 1.电离理论： ⑴弱电解质的电离是微弱的，电离消耗的电解质及产生的微粒都是少量的，同时注意考虑水的电离的存在；⑵多元弱酸的电离是分步的，主要以第一步电离为主； 2.水解理论：从盐类的水解的特征分析：水解程度是微弱的（一般不超过2‰）。例如：NaHCO 3 溶液中， c(HCO 3―)＞＞c(H 2 CO 3 )或c(OH― ) 理清溶液中的平衡关系并分清主次：

⑴弱酸的阴离子和弱碱的阳离子因水解而损耗；如NaHCO 3溶液中有：c(Na+) ＞ c(HCO 3 -)。⑵弱酸的阴离子和弱碱的阳离子的水解是微量的（双水解除外），因此水解生成的弱电解质及产生H+的（或OH-）也是微量，但由于水的电离平衡和盐类水解平衡的存在，所以水解后的酸性溶液中c(H+)（或碱性溶液中的c(OH-)）总是大于水解产生的弱电解质的浓度；⑶一般来说“谁弱谁水解，谁强显谁性”，如水解呈酸性的溶液中c(H+)＞c(OH-)，水解呈碱性的溶液中c(OH-)＞c(H+)；⑷多元弱酸的酸根离子的水解是分步进行的，主要以第一步水解为主。。二、电解质溶液中的守恒关系 1、电荷守恒：电解质溶液中的阴离子的负电荷总数等于阳离子的正电荷总数，电荷守恒的重要应用是依据电荷守恒列出等式，比较或计算离子的物质的量或物质的量浓度。如（1）在只含有A＋、M－、H＋、OH―四种离子的溶液中c(A+)+c(H＋)==c(M-)+c(OH―),若c(H ＋)＞c(OH―)，则必然有c(A+)＜c(M-)。书写电荷守恒式必须①准确的判断溶液中离子的种类；②弄清离子浓度和电荷浓度的关系。例：

水的电离和溶液的PH值专题

水的电离和溶液的PH 值专题第一节.电离平衡 1．电离平衡定义在一定条件下（如温度，浓度），当电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合成分子的速度相等时，电离过程就达到了平衡状态，这叫做电离平衡。当子速率离子结合成弱电解质分弱电解质分子电离速率v v 则弱电解质电离处于平衡状态，叫“电离平衡”，此时溶液中的电解质分子数、离子数保持恒定各自浓度保持恒定。 2．电离平衡的特征 “等”：电离速率与离子结合成分子的速率相等。 “定”：离子、分子的浓度保持一定。 “动”：电离过程与离子结合成分子过程始终在进行。 “变”：温度、浓度等条件变化，平衡就被破坏，在新的条件下，建立新的平衡。 3．与化学平衡比较（1）电离平衡是动态平衡：即弱电解质分子电离成离子过程和离子结合成弱电解质分子过程仍在进行，只是其速率相等。

（2）此平衡也是有条件的平衡：当条件改变，平衡被破坏，在新的条件下建立新的平衡，即平衡发生移动。（3）影响电离平衡的因素 A ．内因的主导因素。 B ．外因有： ①温度：电离过程是一个吸热过程，所以，升高温度，平衡向电离方向移动。 ②浓度：问题讨论：在 O H NH 23?-+ +OH NH 4的平衡体系中： ①加入HCl ②加入NaOH ③加入Cl NH 4各离子分子浓度如何变化：3NH 、O H 2、4NH 、-OH 溶液pH 如何变化？ 4．强弱电解质与结构关系。（1）强电解质结构：强碱，盐等离子化合物（低价金属氧化物）；强酸，极性共价化合物；（2）弱电解质结构：弱酸，弱碱具有极性共价位的共价化合物。 5.电离平衡常数（1）一元弱酸：C O O CH 3+-+H C O O CH 3 )COOH (CH )H ()COO CH (33a c c c K +-?= （2）一元弱碱 O H NH 23?- + +OH NH 4 )O H (NH )OH ()NH (234b ??=-+ c c c K ①电离平衡常数化是温度函数，温度不变K 不变。 ②k 值越大，该弱电解质较易电离，其对应的弱酸弱碱较强；k 值越小，该弱电解质越难电离，其对应的弱酸弱碱越弱；即k 值大小可

高中化学复习知识点：水的电离方程式

高中化学复习知识点：水的电离方程式一、单选题 1．科学家经过研究后发现，把水加热加压到 374℃、22.lMPa 以上时具有很多特性，如其中含有的氢离子浓度远远大于10-7mol/L,还具有很强的溶解有机物的能力。由此可知，处于这种状态下的水（） A ．显中性， pH 一定等于 7 B ．表现出非极性溶剂的特性 C ．显酸性，pH 一定小于 7 D ．表现出极性溶剂的特性 2．水是极弱的电解质，改变外界条件对水的电离有促进或抑制作用，下列说法错误的是 A ．在蒸馏水中加入强酸或强碱对水的电离均有抑制作用；增加水的量，促进水的电离 B ．在蒸馏水中加入盐对水的电离可能有抑制作用，也可能有促进作用 C ．压强对水的电离影响较小，升高温度对水的电离有促进作用 D ．pH=4的某电解质溶液，其溶质可能是酸或者盐 3．室温下，水的电离达到平衡：H 2O ?H +＋OH －。下列叙述正确的是 A ．向水中加入少量金属 Na ，平衡正向移动，c (OH －)增大 B ．向水中加入少量 CH 3COOH ，平衡逆向移动，K W 变小 C ．向水中加入少量 NaHSO 4 或 NaHCO 3 固体，平衡均正向移动，水的电离程度增大 D ．向水中加入少量 CH 3COONH 4 固体，溶液呈中性，水的电离平衡不移动 4．对H 2O 的电离平衡不产生影响的粒子是( ) A ． B ．3+26M C ． D ． 5．下列解释实验事实的方程式正确的是()n n n n A ．243Al (SO )溶液滴加氨水产生白色胶状沉淀：33Al 3OH Al(OH)+-+=↓ B ．90℃时，测得纯水中()()13 c H c OH 3.810+--?=?：()()()2H O l H aq OH aq H 0+-+<僔 C ．除去3BaCO 中少量的4BaSO 的方法是加入足量饱和的23Na CO 溶液中充分搅拌、过滤、洗涤：()()()()224334BaSO s CO aq BaCO s SO aq --++? D ．碳酸钠溶液滴入酚酞变红：23223CO 2H O H CO 2OH --++?

高中化学高三素材高考化学专题(4)电离平衡和电化学的梳理和综合高中化学

高中化学高三素材高考化学专题（4）电离平衡和电化学的梳理和综合高中化学专题四：电离平稳和电化学的梳理和综合 [命题趋向] ?考试大纲?中对这部分内容的要求能够总结成如下几条：〔1〕明白得盐类水解的原理．了解盐溶液的酸碱性。明白得阻碍弱电解质电离平稳的因素。明白得弱电解质的电离跟盐的水解的内在联系，能依照这种联结关系进行辩证分析。〔2〕能用电离原理、盐类水解原理分析比较溶液的酸碱性强弱，判定溶液中某些离子间浓度大小，解决一些实际咨询题。〔3〕明白得原电池原理及构成原电池的条件。明白得原电池反应和一样氧化还原反应的异同。能分析常见化学电源的化学原理。〔4〕明白得化学腐蚀和电化腐蚀、析氢腐蚀和吸氧腐蚀的异同。了解生产实际中常见的金属防腐方法的化学原理和金属防腐的一样方法。〔5〕明白得电解的差不多原理。记住电解反应中常见离子在阴、阳极的放电顺序。阳极上失电子顺序为……Al>Zn>Fe>Sn>Pb>(H)>Cu>Hg>Ag>S2->I->Br->Cl->OH->含氧酸根离子>F-；阴极上得电子顺序为O2> Cl2> Br2> I2> S> Ag+> Hg2+> Cu2+> (H+)> Pb2+> Fe2+> Zn2+> Al3+>…… 〔6〕电解原理的应用：氯碱工业、冶炼铝、电镀、精炼铜等。近几年考查这方面内容的试题在高考所占的比例较大，在理科综合试题每年都会2-3道选题、一道大题，在化学单科试题也常会有大题显现。 [知识体系和复习重点] 1．本章内容的核心是实质是化学平稳移动原理的具体应用，电离平稳、水解平稳、原电池反应、电解反应中都涉及到化学平稳移动原理。下表列举了这部分内容中的跟平稳移动有关的一些实例：表：化学平稳与其它各类平稳的关系知识内容与化学平稳之间的联系弱电解质的电离电离平稳实质上确实是一种化学平稳，能够用化学平稳移动原理对弱电解质的电离平稳作定性的、或定量的分析。依照电离度大小可比较弱电解质相对强弱，依照相应盐的水解程度也可比较弱电解质的相对强弱。水的电离水是一种专门弱的电解质，加酸、加碱会抑制水的电离，升高温度会促进水的电离。K w=[OH-][H+]是水的电离平稳的定量表现，H+、OH-浓度能够用那个关系进行换算。盐类水解盐类水解〔如F- + H 2O HF + OH-〕实质上可看成是两个电离平稳移动的综合结果：①水的电离平稳向正方向移动〔H 2O H++OH-〕，②另一种弱电解质的电离平稳向逆方向移动〔HF F-+H+〕。也能够看成是中和反应的逆反应，升高温度会促进水解。中和滴定水的电离程度专门小，H++OH-=H2O的反应程度专门大，因此能够利用那个反应进行中和滴定实验，测定酸或碱溶液的浓度。

水的电离和溶液的pH解析

水的电离和溶液的pH 考点一水的电离与水的离子积常数 1.水的电离水是极弱的电解质，水的电离方程式为H2O＋H2O H3O＋＋OH－或H2O H＋＋OH－。 2.水的离子积常数 K w＝c(H＋)·c(OH－)。 (1)室温下：K w＝1×10－14。 (2)影响因素：只与温度有关，升高温度，K w增大。 (3)适用范围：K w不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质水溶液。 (4)K w揭示了在任何水溶液中均存在H＋和OH－，只要温度不变，K w不变。 3.影响水电离平衡的因素填写外界条件对水电离平衡的具体影响体系变化条件平衡移动方向K w水的电离程度c(OH－) c(H＋) HCl NaOH 可水解的盐Na2CO3 NH4Cl 温度升温降温其他：如加入Na 25 ℃，pH＝3的某溶液中，H2O电离出的H＋浓度为多少？ 1.25 ℃时，相同物质的量浓度的下列溶液：①NaCl②NaOH③H2SO4④(NH4)2SO4，其中水的电离程度按由大到小顺序排列的一组是() A.④＞③＞②＞① B.②＞③＞①＞④ C.④＞①＞②＞③ D.③＞②＞①＞④ 2.25 ℃时，某溶液中由水电离产生的c(H＋)和c(OH－)的乘积为1×10－18，下列说法正确的是() A.该溶液的pH可能是5 B.此溶液不存在

C.该溶液的pH一定是9 D.该溶液的pH可能为7 3.(2018·北京东城区质检)如图表示水中c(H＋)和c(OH－)的关系，下列判断错误的是() A.两条曲线间任意点均有c(H＋)·c(OH－)＝K w B.M区域内任意点均有c(H＋)＜c(OH－) C.图中T1＜T2 D.XZ线上任意点均有pH＝7 4.(2018·韶关模拟)已知NaHSO4在水中的电离方程式为NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO2－4。某温度下，向c(H＋)＝1×10－6mol·L－1的蒸馏水中加入NaHSO4晶体，保持温度不变，测得溶液的c(H＋)＝1×10－2 mol·L－1。下列对该溶液的叙述不正确的是() A.该温度高于25 ℃ B.由水电离出来的H＋的浓度为1×10－10 mol·L－1 C.加入NaHSO4晶体抑制水的电离 D.取该溶液加水稀释100倍，溶液中的c(OH－)减小 5. 25 ℃时，在等体积的①pH＝0的H2SO4溶液、②0.05 mol·L－1的Ba(OH)2溶液、③pH＝10的Na2S溶液、④pH＝5的NH4NO3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 6.常温下，向20 mL 0.1 mol·L－1氨水溶液中滴加盐酸，溶液中由水电离出的c(H＋)随加入盐酸体积的变化如图所示。则下列说法正确的是() A.b、d两点为恰好完全反应点 B.c点溶液中，c(NH＋4)＝c(Cl－) C.a、b之间的任意一点：c(Cl－)＞c(NH＋4)，c(H＋)＞c(OH－) D.常温下，0.1 mol·L－1氨水的电离常数K约为1×10－5 7.(2018·石家庄一模)常温下，向20.00 mL 0.1 mol·L－1HA溶液中滴入0.1 mol·L－1NaOH溶液，溶液中由水电离出的氢离子浓度的负对数[－lg c水(H＋)]与所加NaOH溶液体积的关系如图所示，下列说法中不正确的是() A.常温下，K a(HA)约为10－5 B.M、P两点溶液对应的pH＝7 C.b＝20.00 D.M点后溶液中均存在c(Na＋)＞c(A－) 考点二溶液的酸碱性和pH 1.溶液的酸碱性溶液的酸碱性取决于溶液中c(H＋)和c(OH－)的相对大小。 (1)酸性溶液：c(H＋)>c(OH－)，常温下，pH<7。

选修4水的电离和溶液的酸碱性知识点总结详细

第二节水的电离和溶液的酸碱性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 >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 -)=1×10-7 mol/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：影响水的电离平衡的因素可归纳如下： 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)。注意： ①K W 只受温度影响，水的电离吸热过程，温度升高，水的电离程度增大，K W 增大。与c(H+)、c(OH-)无关. 25℃时K W =1×10-14，100℃时K W 约为1×10-12。