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　　第二节　水的电离和溶液的酸碱性
　　重难点一 影响水的电离平衡的因素
　　1．温度
　　因水的电离是吸热过程，故升高温度，水的电离平衡向右移动，c(H＋)和c(OH－)同时增大，但因由水电离出的c(H＋)和c(OH－)始终相等，故溶液呈中性。
　　2．加入酸或碱
　　向纯水中加入酸(或碱)，由于酸(或碱)电离产生H＋(或OH－)，使水中c(H＋)[或c(OH－)]增大，水的电离平衡向左移动，达到新平衡时，溶液中c(H＋)[或c(OH－)]增大，水的电离程度减小，但温度未变，则KW不变。
　　3．加入活泼金属
　　向纯水中加入活泼金属，如金属钠，由于活泼金属可与水电离产生的H＋直接发生置换反应，产生H2，使水的电离平衡向右移动。
　　重难点二 溶液酸碱性的判断
　　溶液呈酸性、碱性还是中性，应看c(H＋)和c(OH－)的相对大小，判断溶液酸碱性的依据主要有三点：
　　判据1　在25℃时的溶液中：
　　c(H＋)>1×10－7 mol/L　溶液呈酸性
　　c(H＋)＝1×10－7 mol/L　溶液呈中性
　　c(H＋)<1×10－7 mol/L　溶液呈碱性
　　常温下，c(H＋)>10－7 mol/L时，溶液呈酸性，且c(H＋)越大，酸性越强；c(OH－)越大，碱性越强。
　　判据2　在25℃时的溶液中：
　　pH<7　溶液呈酸性
　　pH＝7　溶液呈中性
　　pH>7　溶液呈碱性
　　判据3　在任意温度下的溶液中：
　　c(H＋)>c(OH－)　溶液呈酸性
　　c(H＋)＝c(OH－)　溶液呈中性
　　c(H＋)<c(OH－)　溶液呈碱性
　　注意　用pH判断溶液酸碱性时，要注意条件，即温度。不能简单地认为pH等于7的溶液一定为中性，如100℃时，pH＝6为中性，pH<6才显酸性，pH>6显碱性，所以使用pH时需注明温度，若未注明温度，一般认为是常温，就以pH＝7为中性。
　　重难点三 pH试纸的使用
　　1．使用pH试纸测量溶液的pH时，一般先把一小片试纸放在洁净干燥的表面器皿或玻璃片上，用沾有待测液的玻璃棒点在试纸的中部，不能把试纸放在待测液中测定。
　　2．使用pH试纸测量溶液pH时，不能用水将pH试纸润湿。因为这样做，已将溶液稀释，导致测定的pH不准确。
　　3．用广泛pH试纸测出的溶液pH只是整数值，而不会是3.1、5.2等小数值。
　　重难点四 有关pH的计算
　　1．单一溶液pH的计算
　　强酸溶液(HnA)，其物质的量浓度为c mol/L，则：c(H＋)＝nc mol/L，pH＝－lgc(H＋)＝－lgnc；强碱溶液[B(OH)n]，其物质的量浓度为c mol/L，则c(OH－)＝nc mol/L，c(H＋)＝ mol/L，pH＝－lgc(H＋)＝14＋lgnc。
　　2．强酸、强碱混合液的pH计算
　　(1)强酸与强酸混合求pH
　　①非等体积混合
　　c(H＋)＝，然后再求pH。
　　②等体积混合可近似计算pH＝pH小＋0.3
　　(2)强碱与强碱混合求pH
　　①非等体积混合
　　先计算：c(OH－)＝，
　　再求c(H＋)＝，最后求pH。
　　②等体积混合，可近似计算pH＝pH大－0.3。
　　(3)强酸与强碱混合
　　①恰好完全反应，溶液呈中性，pH＝7。
　　②酸过量：
　　先求c(H＋)余＝，再求pH。
　　③碱过量：
　　先求c(OH－)余＝，再求c(H＋)＝，然后求pH。
　　3．稀释后溶液pH的变化规律
　　(1)对于强酸溶液(pH＝a)每稀释10n倍，pH增大n个单位，即pH＝a＋n(a＋n<7)。
　　(2)对于强碱溶液(pH＝b)每稀释10n倍，pH减小n个单位，即pH＝b－n(b－n>7)。
　　(3)对于弱酸溶液(pH＝a)每稀释10n倍，pH的范围是：a<pH<a＋n(即对于pH相同的强酸和弱酸稀释相同倍数，强酸pH变化的程度大)。
　　(4)对于弱碱溶液(pH＝b)每稀释10n倍，pH的范围是：b－n<pH<b(即对于pH相同的强碱和弱碱稀释相同倍数，强碱pH变化的程度大)。
　　重难点五 中和滴定
　　1．中和滴定的关键
　　(1)准确测定参加反应的两种溶液的体积。
　　(2)准确判断中和滴定的终点。
　　2．指示剂的选择
　　在酸碱中和滴定时，常选甲基橙和酚酞作指示剂，不能用石蕊试液(因变色范围太大)。
　　3．操作注意事项
　　(1)滴速：先快后慢，当接近终点时，应一滴一摇。
　　(2)终点：最后一滴恰好使指示剂颜色发生明显的改变且半分钟内不变色，读出V(标)记录。
　　(3)在滴定过程中，左手控制活塞或玻璃小球，右手摇动锥形瓶，两眼注视锥形瓶内溶液颜色的变化。
　　4．误差分析
　　中和滴定实验中，产生误差的途径主要有操作不当、读数不准等，分析误差要根据计算式分析，c待测＝，当用标准酸溶液滴定待测碱溶液时，c标准、V待测