水的电离与溶液的酸碱性
考点1 水的电离平衡概念和影响平衡的因素
1.水的电离平衡和电离平衡常数
H2O + H2O H3O+ + OH-ΔH>0 或者H2O H+ + OH- ΔH>0
①25℃时：K W= =10-14mol·L-1
②Kw随温度升高而
2.水的电离度
对于水c(H2O)=(1000g/L)/(18g/mol) = 55.56mol/L(常数).
常温时α水=10-7/55.6=1.8×10-9=1.8×10-7%
所以水是的电解质.比水还难电离的物质通常看作是非电解质.
3.影响水的电离度大小的因素:
(1)温度的影响规律:升高温度,水的电离度.
(2)浓度的影响规律:
①加入酸, c(H+)增大,水的电离平衡向移动,水的电离度。

②加入碱, c(OH-)增大,水的电离平衡向移动,水的电离度。

③加入因水解而使溶液呈酸性或呈碱性的盐,使水的电离度。

④加入因电离而使溶液呈酸性的酸式盐, 如:NaHSO4、NaHSO3和NaH2PO4等,相当于加入酸的作用,使水的电离度。

[特别提醒]：水的离子积不仅适用于纯水，还适用于稀的电解质溶液。

［例1］向纯水中加入少量的KHSO4固体（温度不变），则溶液的（）
A、pH值升高
B、[H+]和[OH-]的乘积增大
C、酸性增强
D、OH-离子浓度减小
考点2 溶液的酸碱性和pH值
1.溶液酸性、中性或碱性的判断依据是：看和的相对大小.
在任意温度的溶液中：若c（H+）>c（OH-）
c（H+）=c（OH-）
c（OH-）>c（H+）
2.溶液的pH值:氢离子浓度的负对数。

pH= ；同理pOH=
[特别提醒]：在标准温度(25℃)和压力下，pH=7的水溶液（如：纯水）为中性，水的离子积常数为1×10-14，且c(H+)和c(OH-)都是1×10-7mol/L。

pH愈小，溶液的酸性愈强；pH愈大，溶液的碱性也就愈强。

通常pH是一个介于0和14之间的数,当pH<7的时候,溶液呈酸性,当pH>7的时候,
[例2] (1)某温度下,某溶液的pH=7,该溶液一定是中性溶液吗?
(2)某温度下纯水的c（H+）==2.0×10-7mol/L。

在此温度下，某溶液中由水电离出的c（H+）为4.0×10-13mol/L，则该溶液的pH值可能是________。

［解析］在该温度下，kw= c（H+）·c（OH-）=2.0×10-7×2.0×10-7=4.0×10-14。

c（H+）＝4.0×10-13mol/L，则溶液可能呈酸性或碱性。

若酸性溶液，溶液中的c（H+）=4.0×10-14/4.0×10-13=1.0×10-1mol/L。

所以溶液的pH值=－lg c（H+）=－lg（1×10-1）=1；若碱性溶液，则溶液的pH值=－lg c（H+）=－lg4.0×10-13=13－lg4=12.4。

【答案】(1)不一定(2)该溶液的pH值可能为1或12.4。

[规律总结](1)在25℃时是中性溶液，低于25℃时是弱酸性溶液，高于25℃时是弱碱性溶液。

(2)本题的情境转换成非理想状况，主要考查考生灵活应变的能力。

考点3 pH值计算的基本规律
1. 两种强酸溶液混和，先求c(H+)，再求pH。

C(H+)=
两种强酸溶液等体积混和，且原溶液pH值相差≥2时，把稀溶液（pH较大的）当作水来处理,混和液的pH值=小pH+0.3。

2.两种强碱溶液混和,先求c(OH-),再通过求c(H+),最后求pH值.
C(OH-)=
两种强碱溶液等体积混和，且原溶液pH值相差≥2时，把稀溶液（pH值较小的）当作水来处理,混和液的pH=大pH－0.3。

3.强酸和强碱混和,先确定过量离子的浓度:
若H+过量c(H+)=(c(H+)酸V酸－c(OH_)碱V碱)／(V酸+V碱)
若碱过量c(OH-)=(c(OH-)碱V碱－c(H+)酸V酸)／(V碱+V酸)
当酸过量时，必须以剩余的氢离子浓度来计算溶液的PH 值；当碱过量时，必须以剩余的氢氧根离子浓度来计算溶液的POH值,再求pH值。

4. 有关酸、碱溶液的稀释
强酸溶液每稀释10倍，pH增大一个单位，弱酸溶液每稀释10倍，pH增大不到一个单位；
[例3] 求下列溶液的pH：
（1）某H2SO4溶液的浓度是0.005mol/L：①求此溶液的pH；②用水稀释到原来体积的100
倍；③再继续稀释至104倍
（2）pH=3的盐酸与pH=5的硫酸等体积混合
（3）pH=10和pH=12的两种NaOH 溶液等体积混合
（4）pH=12的NaOH 和pH =4的HCl 等体积混合
[解析]（1）① c （H +）=0.005mol/L×2=0.01 mol/L ，∴ pH=-lg10-2=2
② c （H +）=0.01mol/L÷100=10-4 mol/L ，∴ pH=-lg10-4=4
③ pH=7（强调酸稀释后不会变成碱！）
（2）c （H +）=210105
3--+=5×10-4, ∴ pH=-lg(5×10-4)=4-lg5=3.3
(强调10-3是10-5的100倍，所以10-5可以忽略不计)
（3）因为溶液呈碱性c （OH —）=210102
4--+=5×10-3∴ c （H +）=314
10510--⨯=2×10-12
∴ pH=-lg(2×10-12)=12-lg2=11.7
（4）NaOH 中c （OH —）=10-2 mol/L,HCl 中c （H +）=10-4 mol/L 二者等体积反应，碱过量，反应后溶液呈碱性。

所以反应后c （OH —）=210104
2---=5×10-3 ∴ c （H +）=314
10510--⨯=2×10-12
∴pH=-lg(2×10-12)=12-lg2=11.7
[规律总结] （1）两强酸等体积混合 混合后的pH=小的+0.3
(2)两强碱等体积混合 混合后的pH=大的—0.3
(3)当按所给反应物质的量之比计算时，酸碱不论强弱，谁大谁过剩，溶液呈谁性。

(4)酸碱等体积混合①pH = 2 某酸与pH = 12 某碱混合pH 难定；②pH = 4 某酸与pH = 10 NaOH 混合 pH≤7；③pH = 4 H 2SO 4与pH = 10 某碱混合pH≥7；④0.01mol/L pH = 2 一元酸与0.1mol/L pH = 12一元碱混合pH = 7
(5) pH 减小一个单位，c(H +)扩大为原来的10倍。

pH 增大2个单位，c(H +)减为原来的1/100
(6)稀释规律：分别加水稀释m 倍时，溶液的物质的量的浓度均变为原来的 1/m , 强酸中c （H +）变为原来的1/m ,但弱酸中c （H +）减小 小于m 倍，故稀释后弱酸酸性强于强酸。

参考答案
考点1 1. c(H+)•c(OH-) 增大
2. 极弱
3. （1）增大（2）①逆减小②逆减小③增大④减小
考点2 1. c(H+) c(OH-) 酸性中性碱性 2. －lg c（H+）－lg c（OH-）考点3 1.（c(H+)1V1+c(H+)2V2）／（V1+V2）
2. Kw （c(OH-)1V1+c(OH-)2V2）／（V1+V2）
考点4 （1）双水解（2）氧化还原（3）络合（4）复分解。