水的电离和溶液的酸碱性

      在本知识中我们要学习水的电离及其影响因素、溶液pH值的测定及其计算、常用的酸碱指示剂、中和滴定实验操作以及误差分析等。这些知识都是高考中的热点，学习时要加倍重视。

       1、水的电离方程式为H₂O+H₂O H₃O⁺+OH^-，通常简写为H₂OH⁺+OH^-；ΔH>0；在25℃时，纯水中c(H⁺)=c(OH^-)=1×10^-7mol/L。

       水的离子积：在一定温度时，c(H⁺)与c(OH^-)的乘积是一个常数，称为水的离子积常数，简称水的离子积。符号为K_W，他没有单位。计算方法为K_W=c(H⁺)·c(OH^-)。在25℃时，K_W= c(H⁺)·c(OH^-)=1×10^-7×1×10^-7 = 1×10^-14(无单位)。

       2、影响水的电离平衡的因素是温度以及外加的酸碱盐：温度越高电离程度越大；向纯水中加酸、碱平衡向左移动，水的电离程度变小，但K_W不变；加入易水解的盐：

       3、溶液的pH：pH=-lgc(H⁺)，c(H⁺)=10^-pH ，pOH=-lgc(OH^-)，c(OH^-)=10^-pOH

常温下，pH+pOH=-lgc(H⁺)-lgc(OH^-)=-lgc(H⁺)·c(OH^-)=14。

       4、pH的测定方法： pH试纸、精密pH计都可以来测溶液的pH。

       5、常用酸碱指示剂及其变色范围：酚酞、石蕊、甲基橙是三种常见的酸碱指示剂。运用它们可以检测出溶液的酸碱性，也就是说指示剂只能测出溶液的pH的范围，一般不能准确测定pH。

       6、中和滴定

      中和滴定原理误差分析：以一元酸和一元碱的中的滴定为例

       “水的电离”这一平衡体系在本章占有非常重要的地位，它贯穿在整个水溶液体系中。对于它往往结合弱电解质的电离平衡、盐类的水解平衡来考察，知识跨度大，考察的广度深。

       主要考查方式有：

      1、纯水、酸、碱溶液中的c(OH^-)、c(H+)的相对大小关系；

      2、溶液的酸碱性(用c(H+)或c(OH-)都可以表示溶液的酸碱性)；

      3、溶液的酸碱性与pH(可以用pH表示溶液的酸碱性强弱)。

          1、   酸碱溶液用水稀释：

         强酸溶液每稀释10ⁿ倍，c(H⁺)减小为原来的 ， pH_稀=pH_原+n；

         强碱溶液每稀释10ⁿ倍，c(OH^－)减小为原来的 ，pH_稀=pH_原－n；

         强酸或强碱溶液无限稀释时，由于水的电离平衡不能忽略，故pH只能接近于7（或约等于7），如pH=6的HCl溶液稀释100倍，混合液pH≈7(不能大于7)；pH=8的NaOH溶液稀释100倍，混合液pH≈7(不能小于7)。

弱酸溶液每稀释10ⁿ倍c(H⁺)减小的程度比强酸小，pH_稀原+n；

弱碱溶液每稀释10ⁿ倍c(OH^－)减小的程度比强碱小，pH_稀>pH_原－n；

【典型例题】

例：pH=2的HCl溶液和pH=6的H₂SO₄溶液等体积混合后，pH是多少？
解析：pH=2的HCl中，c(H⁺)=1×10^-2mol/L,
　　pH=6的H₂SO₄中，c(H⁺)=1×10^-6mol/L,
　　c(H⁺)_酸= mol/L≈5×10^-3mol/L，
　　pH=－lg5×10^-3=lg =2+lg2=2.3
　　或：应用近似规律计算：pH_混=pH_小+0.3=2+0.3=2.3
答案：pH=2.3