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知识点总结
在本知识中我们要学习水的电离及其影响因素、溶液pH值的测定及其计算、常用的酸碱指示剂、中和滴定实验操作以及误差分析等。这些知识都是高考中的热点，学习时要加倍重视。
1、水的电离方程式为H2O+H2O H3O++OH-，通常简写为H2OH++OH-；ΔH>0；在25℃时，纯水中c(H+)=c(OH-)=1×10-7mol/L。
水的离子积：在一定温度时，c(H+)与c(OH-)的乘积是一个常数，称为水的离子积常数，简称水的离子积。符号为KW，他没有单位。计算方法为KW=c(H+)·c(OH-)。在25℃时，KW= c(H+)·c(OH-)=1×10-7×1×10-7 = 1×10-14(无单位)。
2、影响水的电离平衡的因素是温度以及外加的酸碱盐：温度越高电离程度越大；向纯水中加酸、碱平衡向左移动，水的电离程度变小，但KW不变；加入易水解的盐：
3、溶液的pH：pH=-lgc(H+)，c(H+)=10-pH ，pOH=-lgc(OH-)，c(OH-)=10-pOH
常温下，pH+pOH=-lgc(H+)-lgc(OH-)=-lgc(H+)·c(OH-)=14。
4、pH的测定方法： pH试纸、精密pH计都可以来测溶液的pH。
5、常用酸碱指示剂及其变色范围：酚酞、石蕊、甲基橙是三种常见的酸碱指示剂。运用它们可以检测出溶液的酸碱性，也就是说指示剂只能测出溶液的pH的范围，一般不能准确测定pH。
6、中和滴定
中和滴定原理误差分析：以一元酸和一元碱的中的滴定为例
常见考法
“水的电离”这一平衡体系在本章占有非常重要的地位，它贯穿在整个水溶液体系中。对于它往往结合弱电解质的电离平衡、盐类的水解平衡来考察，知识跨度大，考察的广度深。
主要考查方式有：
1、纯水、酸、碱溶液中的c(OH-)、c(H+)的相对大小关系；
2、溶液的酸碱性(用c(H+)或c(OH-)都可以表示溶液的酸碱性)；
3、溶液的酸碱性与pH(可以用pH表示溶液的酸碱性强弱)。
误区提醒
1、 酸碱溶液用水稀释：
强酸溶液每稀释10n倍，c(H+)减小为原来的 ， pH稀=pH原+n；
强碱溶液每稀释10n倍，c(OH－)减小为原来的 ，pH稀=pH原－n；
强酸或强碱溶液无限稀释时，由于水的电离平衡不能忽略，故pH只能接近于7（或约等于7），如pH=6的HCl溶液稀释100倍，混合液pH≈7(不能大于7)；pH=8的NaOH溶液稀释100倍，混合液pH≈7(不能小于7)。
弱酸溶液每稀释10n倍c(H+)减小的程度比强酸小，pH稀原+n；
弱碱溶液每稀释10n倍c(OH－)减小的程度比强碱小，pH稀>pH原－n；
【典型例题】
例：pH=2的HCl溶液和pH=6的H2SO4溶液等体积混合后，pH是多少？解析：pH=2的HCl中，c(H+)=1×10-2mol/L, pH=6的H2SO4中，c(H+)=1×10-6mol/L, c(H+)酸= mol/L≈5×10-3mol/L， pH=－lg5×10-3=lg =2+lg2=2.3 或：应用近似规律计算：pH混=pH小+0.3=2+0.3=2.3答案：pH=2.3
