已整理版+++水的电离和溶液的PH+++知识点+++例题.doc

、离子积、pH定义等重要知识和方法迁移应用的练****提高认知能力;;,、水的电离及离子积常数⑴水的电离平衡:水是极弱的电解质,能发生自电离:H2O+H2OH3O++OH- 简写为H2OH++OH-(正反应为吸热反应)其电离平衡常数:Ka=⑵水的离子积常数:Kw=[H+][OH-]250C时Kw=×10-14mol2·L-2水的离子积与温度有关,温度升高Kw增大。如1000C时Kw=×10-12mol2·L-2.⑶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。二、影响水的电离平衡的因素⑴酸和碱:酸或碱的加入都会电离出H+或OH-,均使水的电离逆向移动,从而抑制水的电离。⑵温度:由于水的电离吸热,若升高温度,将促进水的电离,[H+]与[OH-]同时同等程度的增加,pH变小,但[H+]与[OH-]始终相等,故仍呈中性。⑶能水解的盐:不管水解后溶液呈什么性,均促进水的电离,使水的电离程度增大。⑷其它因素:如向水中加入活泼金属,由于活泼金属与水电离出来的H+直接作用,使[H+]减少,因而促进了水的电离平衡正向移动。三、溶液的酸碱性及pH的值溶液的酸碱性,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+],溶液酸碱性[H+]与[OH—]关系任意温度室温(mol/L)pH值(室温)酸性[H+]>[OH—][H+]>1×10—7<7中性[H+]=[OH—][H+]=[OH—]=1×10—7=7碱性[H+]<[OH—][H+]>1×与10—7>7    (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,当pH=0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=pKw只有当室温时,Kw=1×10—14[H+]=[OH—]=10—7mol/L溶液呈中性pH=pOH=pKw=7(4)溶液pH的测定方法:①酸碱指示剂---只能判定pH范围  ②pH试纸---也只能确定在某个值左右(对照标准比色卡),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---、pHpH实际上是水溶液中酸碱度的一种表示方法。平时我们经常****惯于用百分浓度来表示水溶液的酸碱度,如1%的硫酸溶液或1%的碱溶液,但是当水溶液的酸碱度很小很小时,如果再用百分浓度来表示则太麻烦了,这时可用pH来表示。pH的应用范围在0-14之间。溶液PH计算的整体思路是:根据PH的定义PH=-lgc(H+),溶液PH计算的核心是确定溶液中的c(H+)相对大小。(一)单一溶液的PH的计算若该溶液是酸性溶液,必先确定c(H+),再进行PH的计算。若该溶液是碱性溶液,必先确定c(OH-),可根据c(H+)·c(OH-)=Kw换算成c(H+),再求pH。例1、×10