一、水的电离和水的离子积
1.水的电离：H2O ⇌ H+ + OH-
25 ℃时，纯水中c(H＋)＝c(OH－)＝1×10-7 mol•L-1
任何水溶液中，由水电离出的c(H+)与c(OH-)都相同
2.水的离子积：Kw =c(H+)·c(OH-)
不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质溶液
只与温度有关
3.外界条件对水的电离平衡的影响：
酸、碱抑制水的电离
盐类水解促进水的电离
4.曲线分析：
水的电离为吸热反应，温度升高，平衡向正向移动，Kw增大。
两条曲线上任意点均有Kw＝c(H＋)·c(OH－)。
a点和c点溶液：c(H＋)＝c(OH－)，呈中性。
b点溶液：c(H＋)＞c(OH－)，呈酸性。
d点溶液：c(OH－)＞c(H＋)，呈碱性。
升高温度不能使a点(中性)变为d点(碱性)。
5.c水(H+)计算（常温）：
酸碱溶液分析来源
盐溶液分析水解过程
二、溶液的酸碱性和pH
1.溶液呈酸碱性的本质
2.常温下，溶液pH的范围
3.溶液pH的测定方法
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。
4.溶液pH的计算方法：pH=-lg c(H+)
5.衡量溶液中c(OH-)，用pOH表示
常温下，pH+pOH=14
6.酸碱指示剂
石蕊 ＜5.0红色 5.0～8.0紫色 ＞8.0蓝色
甲基橙 ＜3.1红色 3.1～4.4橙色 ＞4.4黄色
酚酞 ＜8.2无色 8.2～10.0浅红色 ＞10.0红色
7.溶液稀释规律
强酸、强碱溶液原来的pH为a，加水稀释到10n倍后，pH＝a±n
弱酸、弱碱溶液原来的pH为a，加水稀释到10n倍后，pH∈(a,a±n)
加水稀释不可能跨越中性点
8.溶液混合规律
等浓度等体积的一元酸与一元碱混合的溶液“谁强显谁性，同强显中性”。
已知强酸和强碱的pH，等体积混合(25 ℃时)：
①pH之和等于14，呈中性；
②pH之和小于14，呈酸性；
③pH之和大于14，呈碱性。
室温下c酸(H＋)＝c碱(OH－)，即pH之和等于14时，
一强一弱等体积混合
“谁弱谁过量，谁弱显谁性”。
9.溶液pH计算方法
①单一溶液pH的计算
②混合溶液pH的计算(忽略溶液混合时的体积变化)
酸酸混合
碱碱混合
酸碱混合碱过量
酸碱混合酸过量
