[江苏考纲要求]———————————————————————————————1．理解水的电离和水的离子积常数。2．了解溶液pH的定义，能进行溶液pH的简单计算。3．了解定量研究方法是化学发展为一门科学的重要标志。[教材基础—自热身]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2H2OH3O＋＋OH－，简写为H2OH＋＋OH－。2．水的离子积常数水的离子积常数用Kw表示，Kw＝c(H＋)·c(OH－)。(1)室温下(25℃)：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。二、溶液的酸碱性1．溶液的酸碱性溶液的酸碱性取决于溶液中c(H＋)和c(OH－)的相对大小。(1)酸性溶液：c(H＋)c(OH－)，常温下，pH7。(2)中性溶液：c(H＋)c(OH－)，常温下，pH7。(3)碱性溶液：c(H＋)c(OH－)，常温下，pH7。2．pH及其测量(1)计算公式：pH＝－lg_c(H＋)。(2)测量方法①pH试纸法：用镊子夹取一小块试纸放在洁净的玻璃片或表面皿上，用玻璃棒蘸取待测液点在试纸的中央，变色后与标准比色卡对照，即可确定溶液的pH。[注意]pH试纸使用前不能用蒸馏水润湿，否则待测液因稀释可能产生误差。②pH计测量法。(3)溶液的酸碱性与pH的关系常温下：[知能深化—扫盲点]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不变减小增大减小可水解的盐Na2CO3不变增大增大减小NH4Cl不变增大减小增大温度升温增大增大增大增大降温减小减小减小减小其他：如加入Na不变增大增大减小[对点练]1．25℃时，水的电离达到平衡：H2OH＋＋OH－ΔH>0。下列叙述正确的是()A．向水中加入少量硫酸氢钠固体，c(H＋)增大，Kw不变B．向水中加入稀氨水，平衡逆向移动，c(OH－)降低C．向水中加入少量CH3COONa固体，平衡逆向移动，c(H＋)降低D．将水加热，Kw增大，pH不变解析：选A硫酸氢钠电离出氢离子，c(H＋)增大，Kw只与温度有关，温度不变Kw不变，A正确；向水中加入稀氨水，c(OH－)增大，抑制水的电离，平衡逆向移动，B错误；向水中加入少量CH3COONa固体，醋酸根水解，促进水的电离，平衡正向移动，c(H＋)降低，C错误；水的电离是吸热过程，将水加热，促进水的电离，Kw增大，氢离子浓度增大，pH减小，D错误。[题后归纳](1)水的离子积常数只与温度有关。(2)水的电离过程是吸热的，温度升高，Kw增大。(3)溶液稀释，外加酸、碱或能水解的盐都能引起水电离平衡的移动，但Kw不变。(4)促进水的电离：①升高温度；②消耗OH－或H＋(金属钠，可以水解的盐)。(5)抑制水的电离：①降低温度；②外加酸、碱(NaHSO4性质相当于一元强酸)。提能点(二)常温下水电离出c(H＋)和c(OH－)的计算(1)中性溶液c(H＋)＝c(OH－)＝10－7mol·L－1。(2)溶质为酸或碱的溶液酸或碱抑制水的电离。①酸溶液中的OH－全部来自水的电离，水电离产生的c(H＋)＝c(OH－)<10－7mol·L－1。如pH＝2的盐酸中，溶液中的c(OH－)＝＝10－12mol·L－1，由水电离出的c(H＋)水＝c(OH－)水＝10－12mol·L－1。②碱溶液中的H＋全部来自水的电离，水电离产生的c(OH－)＝c(H＋)<10－7mol·L－1。如pH＝12的NaOH溶液中，溶液中的c(H＋)＝10－12mol·L－1，由水电离出的c(OH－)水＝c(H＋)水＝10－12mol·L－1。(3)水解呈酸性或碱性的盐溶液①水解呈酸性的盐溶液中，H＋全部来自水的电离。如pH＝5的NH4Cl溶液中，由水电离的c(H＋)水＝10－5mol·L－1，因为部分OH－与部分NH结合，溶液中c(OH－)＝10－9mol·L－1。②水解呈碱性的盐溶液中，OH－全部来自水的电离。如pH＝12的Na2CO3溶液中，由水电离出的c(OH－)水＝10－2mol·L－1。[对点练]2．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－)＝___________...