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　　第二节　水的电离和溶液的酸碱性
　　第1课时　水的电离和溶液的酸碱性
　　[目标要求]　1.理解水的离子积常数，理解酸、碱对水的电离平衡的影响。2.了解pH的概念，理解溶液的c(H＋)、pH与溶液酸碱性的关系。
　　一、水的电离
　　1．水的电离
　　实验证明，水是一种极弱的电解质，能发生微弱的电离，在一定条件下可以达到电离平衡，其电离方程式为H2O＋H2O H3O＋＋OH－，简写成H2O H＋＋OH－。其浓度平衡常数表达式为K＝cH＋•cOH－cH2O。
　　25℃时，纯水中c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－7 mol•L－1。
　　2．水的离子积
　　(1)定义：水中c(H＋)•c(OH－)乘积为一常数，记作：KW＝c(H＋)•c(OH－)。
　　(2)影响因素：温度，温度升高，KW增大。
　　(3)25℃时，KW＝c(H＋)•c(OH－)＝1×10－14。
　　注意：①KW不仅适用于纯水，也适用于酸性或碱性的稀溶液；
　　②KW只受温度的影响，与溶液的酸碱性无关；
　　③酸溶液中可以忽略由水电离出来的c(H＋)，碱溶液中可以忽略由水电离出来的c(OH－)。
　　二、溶液的酸碱性与pH
　　1．pH＝－lgc(H＋)，反过来c(H＋)＝10－pH。
　　2．溶液中c(H＋)与c(OH－)的大小关系及溶液的pH：
　　注意：①溶液的酸性越强，pH越小；溶液的碱性越强，pH越大。
　　②pH一般适用于表示c(H＋)或c(OH－)小于等于1 mol•L－1的溶液。
　　知识点一　水的电离
　　1．在某温度时，测得纯水中的c(H＋)＝2.0×10－7 mol•L－1，则c(OH－)为(　　)
　　A．2.0×10－7 mol•L－1                   B．0.1×10－7 mol•L－1
　　C．1.0×10－14/2.0×10－7 mol•L－1          D．无法确定
　　答案　A
　　解析　根据水的电离方程式H2O H＋＋OH－可知，无论在何种条件下的纯水中，水电离出的c(H＋)＝c(OH－)。而该温度下的纯水中c(H＋)＝2.0×10－7 mol•L－1>1.0×10－7 mol•L－1，则所处温度高于25℃，但水电离的c(H＋)＝c(OH－)＝2.0×10－7 mol•L－1，故答案为A。
　　2．室温下，把1 mL 0.1 mol•L－1的H2SO4加水稀释成2 L溶液，在此溶液中由水电离产生的H＋，其浓度接近于(　　)
　　A．1×10－4 mol•L－1                    B．1×10－8 mol•L－1
　　C．1×10－11 mol•L－1                    D．1×10－10 mol•L－1
　　答案　D
　　解析　温度不变时，水溶液中氢离子的浓度和氢氧根离子的浓度乘积是一个常数。在酸溶液中氢氧根离子完全由水电离产生，而氢离子则由酸和水共同电离产生。当酸的浓度不是极小的情况下，由酸电离产生的氢离子总是远大于由水电离产生的(常常忽略水电离的部分)，而水电离产生的氢离子和氢氧根离子始终一样多。所以，酸溶液中的水电离的氢离子的求算通常采用求算氢氧根离子的方法。
　　稀释后c(H＋)＝(1×10－3 L×0.1 mol•L－1)/2 L
　　＝1×10－4 mol•L－1
　　c(OH－)＝1×10－14/1×10－4＝1×10－10 mol•L－1
　　3．能影响水的电离平衡，并使溶液中的c(H＋)>c(OH－)的措施是(　　)