第2讲水的电离和溶液的pH[考纲要求]1.理解水的电离、离子积常数以及影响水电离平衡的因素。2.了解溶液pH的定义，能进行溶液pH的简单计算。3.初步掌握中和滴定的原理和方法，初步掌握测定溶液pH的方法(强酸、强碱)。考点一水的电离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Kw＝c(H＋)·c(OH－)。(1)室温下：Kw＝1×10－14。(2)影响因素；只与温度有关，升高温度，Kw增大。(3)适用范围：Kw不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质水溶液。(4)Kw揭示了在任何水溶液中均存在H＋和OH－，只要温度不变，Kw不变。3．影响水电离平衡的因素(1)升高温度，水的电离程度增大，Kw增大。(2)加入酸或碱，水的电离程度减小，Kw不变。(3)加入可水解的盐(如FeCl3、Na2CO3)，水的电离程度增大，Kw不变。4．外界条件对水的电离平衡的影响体系变化条件平衡移动方向Kw水的电离程度c(OH－)c(H＋)酸逆不变减小减小增大碱逆不变减小增大减小可水解的盐Na2CO3正不变增大增大减小NH4Cl正不变增大减小增大温度升温正增大增大增大增大降温逆减小减小减小减小其他：如加入Na正不变增大增大减小深度思考1．在pH＝2的盐酸溶液中由水电离出来的c(H＋)与c(OH－)之间的关系是什么？答案外界条件改变，水的电离平衡发生移动，但任何时候由水电离出的c(H＋)和c(OH－)总是相等的。2．甲同学认为，在水中加入H2SO4，水的电离平衡向左移动，解释是加入H2SO4后c(H＋)增大，平衡左移。乙同学认为，加入H2SO4后，水的电离平衡向右移动，解释为加入H2SO4后，c(H＋)浓度增大，H＋与OH－中和，平衡右移。你认为哪种说法正确？并说明原因。水的电离平衡移动后，溶液中c(H＋)·c(OH－)是增大还是减小？答案甲正确，温度不变，Kw是常数，加入H2SO4，c(H＋)增大，c(H＋)·c(OH－)>Kw，平衡左移。c(H＋)·c(OH－)不变，因为Kw仅与温度有关，温度不变，则Kw不变，与外加酸、碱、盐无关。1．水的离子积常数Kw＝c(H＋)·c(OH－)，其实质是水溶液中的H＋和OH－浓度的乘积，不一定是水电离出的H＋和OH－浓度的乘积，所以与其说Kw是水的离子积常数，不如说是水溶液中的H＋和OH－的离子积常数。即Kw不仅适用于水，还适用于酸性或碱性的稀溶液。不管哪种溶液均有c(H＋)H2O＝c(OH－)H2O。2．水的离子积常数显示了在任何水溶液中均存在水的电离平衡，都有H＋和OH－共存，只是相对含量不同而已。题组一影响水电离平衡的因素及结果判断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>①B．②>③>①>④C．④>①>②>③D．③>②>①>④答案C解析分析四种物质可知②NaOH、③H2SO4抑制水的电离，①NaCl不影响水的电离平衡，④(NH4)2SO4促进水的电离(NH水解)，在②③中H2SO4为二元强酸，产生的c(H＋)大于NaOH产生的c(OH－)，抑制程度更大，故顺序为④>①>②>③。2．一定温度下，水存在H2O??H＋＋OH－ΔH>0的平衡，下列叙述一定正确的是()A．向水中滴入少量稀盐酸，平衡逆向移动，Kw不变B．将水加热，Kw增大，pH减小C．向水中加入少量固体CH3COONa，平衡逆向移动，c(H＋)降低D．向水中加入少量固体硫酸钠，c(H＋)＝10－7mol·L－1，Kw不变答案AB解析C项，平衡应正向移动；D项，由于没有指明温度，c(H＋)不一定等于10－7mol·L－1。题组二水电离的c(H＋)或c(OH－)的计算3．求算下列常温下溶液中由H2O电离的c(H＋)和c(OH－)。(1)pH＝2的H2SO4溶液c(H＋)＝__________，c(OH－)＝__________。(2)pH＝10的NaOH溶液c(H＋)＝__________，c(OH－)＝__________。(3)pH＝2的NH4Cl溶液c(H＋)＝__________。(4)pH＝10的Na2CO3溶液c(OH－)＝__________。答案(1)10－12mol·L－110－12mol·L－1(2)10－10mol·L－110－10mol·L－1(3)10－2mol·L－1(4)10－4mol·L－1解析(1)pH＝2的H2SO4溶液中，H＋来源有两个：H2SO4的电离和H2O的电离，而OH－只来源于水。应先求算c(OH－)，即为水电离的c(H＋)或c(OH－)。(2)pH＝10的NaOH溶液中，OH－有两个来源：H2O的电离和NaOH的电离，H＋只来源于水。应先求出c(H＋)，即为水电离的c(O...
