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1．水的电离
(1)水是一种 ，能发生微弱的电离，其电离方程式为H2O＋H2OH3O＋＋OH－，简写为 其电离平衡常数(2)水的离子积——电离平衡常数的特例
①符号：
②表达式：KW＝ (25℃)
③影响因素：KW仅仅是温度的函数，温度不变，KW ，温度升高，KW ．
④适用范围：水和酸、碱、盐的稀溶液．(3)影响水的电离平衡的因素
①有下列物质及操作
A．H2SO4B．NaOHC．NaClD．CH3COOH
E．NH3·H2OF．加热G．Na2CO3H．AlCl3
能促进水的电离平衡的有 ；抑制水的电离平衡的有 ；对水的电离平衡无影响的是 .②规律
A．加入酸或碱：水的电离平衡向左移动，电离程度 ，KW ．
B．温度：升高温度，水的电离平衡向右移动，电离程度 ，c(H＋)和c(OH－) ，KW ．
C．加入盐：不水解的盐对水的电离平衡 ；可水解的盐使水的电离平衡向右移动，电离程度 ，KW ．2．溶液的酸碱性和pH
(1)溶液的酸碱性
①溶液酸碱性的判断标准是 的相对大小．
②25℃时，溶液酸碱性的判断标准是 的相对大小．
③规律A．中性溶液：c(H＋)c(OH－)
25℃时，c(H＋)＝1×10－7mol/L,pH7.
B．酸性溶液：c(H＋) c(OH－)
25℃时，c(H＋)>1×10－7mol/L,pH 7.
C．碱性溶液：c(H＋) c(OH－)
25℃时，c(H＋)<1×10－7mol/L,pH 7.(2)溶液的pH
①定义：水溶液中H＋的物质的量浓度的负对数．
②表达式：
③意义：粗略表示溶液酸碱性的强弱．
④范围：pH的范围一般在 之间
⑤规律：pH越小，溶液的酸性 ；pH越大，溶液的碱性 ．⑥测定方法：把一小片pH试纸放在 ，变色后，与标准比色卡对比即可读出溶液的pH.
⑦注意：A.使用pH试纸测溶液的pH时，试纸不能 ，记录数据时只有 ，不能出现 ．
B．若精确测溶液的pH，则应使用 ．

1．纯水在25℃时的氢离子浓度与90℃时的氢离子浓度的关系是 ()
A．大于 B．等于
C．小于 D．不能肯定
解析：水的电离过程是吸热的，所以90℃时纯水电离出的c(H＋)和c(OH－)比25℃时纯水电离出的c(H＋)和c(OH－)大．
答案：C2．常温下，在pH＝12的某碱溶液中，由水电离出的c(OH－)为 ()
A．1.0×10－7mol/LB．1.0×10－6mol/L
C．1.0×10－3mol/LD．1.0×10－12mol/L
解析：由水电离的c(H＋)＝10－pH＝1.0×10－12mol/L，由水电离出的c(OH－)等于由水电离出的c(H＋)，所以，c(OH－)也等于1.0×10－12mol/L.
答案：D3．室温时，将xmLpH＝a的稀NaOH溶液与ymLpH＝b的稀盐酸充分反应．下列关于反应后溶液pH的判断，正确的是 ()
A．若x＝y，且a＋b＝14，则pH>7
B．若10x＝y，且a＋b＝13，则pH＝7
C．若ax＝by，且a＋b＝13，则pH＝7
D．若x＝10y，且a＋b＝14，则pH>7

答案：D

1．溶液稀释后的pH变化(3)注意：酸溶液稀释时，pH增大，但无论稀释多大倍数，pH无限接近于7，但不会大于7.碱溶液稀释时，pH减小，但无论稀释多大倍数，pH无限接近于7，但不会小于7.2.溶液pH的计算(3)强酸与强碱混合
方法：先据过量计算判断出反应的情况，若H＋过量按(1)情况计算，若OH－过量按(2)情况计算．
(4)等体积强酸(pH＝a)与强碱(pH＝b)混合
①若a＋b＝14，溶液呈中性，25℃时pH＝7.
②若a＋b>14，溶液呈碱性，25℃时pH>7.
③若a＋b<14，溶液呈酸性，25℃时pH<7.[例题1]在T℃时，某NaOH稀溶液中c(H＋)＝10－amol/L，c(OH－)＝10－bmol/L，已知a＋b＝12.向该溶液中逐滴加入pH＝c的盐酸(T℃)，测得混合溶液的部分pH如下表所示：假设溶液混合前后的体积变化忽略不计，则c为()
A．3 B．4
C．5 D．6答案：B
1．常温下pH＝1的两种一元酸溶液A和B，分别加水稀释至1000倍，其pH与所加水的体积变化如图所示，则下列结论中正确的是 ()
A．A酸比B酸的电离程度小
B．B酸比A酸容易电离
C．B是弱酸，A是强酸
D．pH＝1时，B酸的物质的量浓度比A酸大解析：如果是一元强酸，pH＝1时，c(H＋)＝1×10－1mol/L，加水稀释103倍后，此时，c(H＋)＝1×10－4mol/L，pH＝4.如果是一元弱酸，则1<pH<4.从图上可以看出A酸为强酸而B酸