第二讲水的电离和溶液的酸碱性[考纲展示]1．了解水的电离、离子积常数。2.了解溶液pH的定义。了解测定溶液pH的方法，能进行pH的简单计算。3.能根据实验试题要求分析或处理实验数据，得出合理结论。考点一水的电离平衡一、水的电离水是极弱的电解质，其电离方程式为H2O＋H2OH3O＋＋OH－或H2OH＋＋OH－。二、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，水的电离是吸热过程，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。在任何水溶液中均存在H＋和OH－，只要温度不变，Kw不变。三、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。名师点拨名师点拨(1)Kw不仅适用于纯水，还适用于中性、酸性或碱性的稀溶液，不管哪种溶液均有c(H＋)H2O＝c(OH－)H2O。如酸性溶液中：[c(H＋)酸＋c(H＋)H2O]·c(OH－)H2O＝Kw；碱性溶液中：[c(OH－)碱＋c(OH－)H2O]·c(H＋)H2O＝Kw。(2)水的离子积常数表示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。(2013·高考大纲全国卷)下图表示水中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－)＝KwB．M区域内任意点均有c(H＋)＜c(OH－)C．图中T1＜T2D．XZ线上任意点均有pH＝7[解析]根据水的电离、水的离子积的影响因素以及pH的计算逐一分析各选项。A.水电离出的c(H＋)与c(OH－)的乘积为一常数。B.由图看出M区域内c(H＋)T1。D.pH＝－lgc(H＋)，XZ线上任意点的c(H＋)＝c(OH－)，但pH不一定为7。[答案]D任何水溶液中水电离产生的c(H＋)和c(OH－)总是相等的，有关计算有以下5种类型(以常温时的溶液为例)。(1)中性溶液：c(OH－)＝c(H＋)＝10－7mol/L。(2)酸的溶液——OH－全部来自水的电离。实例：pH＝2的盐酸中c(H＋)＝10－2mol/L，则c(OH－)＝Kw/10－2＝1×10－12(mol/L)，即水电离出的c(H＋)＝c(OH－)＝10－12mol/L。(3)碱的溶液——H＋全部来自水的电离。实例：pH＝12的NaOH溶液中c(OH－)＝10－2mol/L，则c(H＋)＝Kw/10－2＝1×10－12(mol/L)，即水电离出的c(OH－)＝c(H＋)＝10－12mol/L。(4)水解呈酸性的盐溶液——H＋全部来自水的电离。实例：pH＝5的NH4Cl溶液中，由水电离出的c(H＋)＝10－5mol/L，因部分OH－与部分NH结合使c(OH－)＝10－9mol/L。(5)水解呈碱性的盐溶液——OH－全部来自水的电离。实例：pH＝12的Na2CO3溶液中，由水电离出的c(OH－)＝10－2mol/L，因部分H＋与部分CO结合使c(H＋)＝10－12mol/L。注意：要区分清楚溶液组成和性质的关系，酸性溶液不一定是酸溶液，碱性溶液不一定是碱溶液。1.(2015·内蒙古赤峰一中模拟)水的电离达到平衡：H2OH＋＋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，Kw不变C．向水中加入少量固体CH3COONa，平衡逆向移动，c(H＋)降低D．加入CaO固体，Kw不变解析：选B。A项错误，加入稀氨水，平衡逆向移动，但溶液中的c(OH－)仍然是增大的；B项正确，因为Kw只与温度有关，与溶液的酸碱度无关，同时NaHSO4在水中的电离方程式为NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO，所以溶液中的c(H＋)增大；C项错误，向水中加入少量固体CH3COONa，CH3COO－能结合水电离出的H＋，促使水的电离正向移动；D项错误，加入的CaO固体与水反应放热，Kw增大。题组一水的电离平衡的影响因素1．(2015·江苏苏州质检)下列操作会促进H2O的电离，且使溶液pH>7的是()A．将纯水加热到90℃B．向水中加少量NaOH溶液C．向水中加少量Na2CO3溶液D．向水中加少量FeCl3溶液解析：选C。将纯水加热到90°C，水的电离程度增大，c(H＋)＝c(OH－)>10－7mol·L－1，pH<7，A错；向水中加少量NaOH溶液，水中c(OH－)增大，pH>7，但水的电离平衡向逆方向移动，即水的电离受到抑制，B错；向水中加少量...
