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水电离及PH值计算

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水的电离与PH值

水的电离与PH值

水的电离和溶液的pH，有关pH的计算及判断教学重点：1、水的电离与水的离子积；2、溶液的酸碱性和pH；3、关于pH的简单计算。

重点讲解一、水的电离和水的离子积1、水的电离：水是极弱电解质，发生微弱电离，电离过程是吸热过程。

2、在纯水或水溶液中：（1）水的离子积Kw=c(H+)·c(OH-) 一定温度时，Kw是个常数，Kw只与温度有关，温度越高Kw越大，25℃时，Kw=1×10-14；100℃时，c(H+)=c(OH-)=1×10-6mol/L，Kw=c(H+)·c(OH-)=1×10-12。

（２）Kw不仅适用于纯水，也适用于酸、碱、盐的稀溶液。

（3）任何水溶液中，水所电离而生成的c(H+)=c(OH-)3、影响水的电离平衡的因素（1）温度：温度升高，水的电离程度增大，水的电离平衡向电离方向移动，离子浓度增大。

（2）浓度：改变溶液的酸、碱度均可使水的电离平衡发生移动。

在水中加入酸或碱，抑制水的电离，25℃，使水电离出的c(H+)<10-7mol/L，c(OH-)<10-7mol/L。

(3)其他因素：如向水中加入活泼的金属，由于与水电离出的H+直接作用，因而促进了水的电离平衡向电离的方向移动。

二、溶液的酸、碱性常温下：中性溶液：c(H+)=c(OH-)=1×10-7mol/L酸性溶液：c(H+)溶液>c(OH-)溶液以0.1mol/L HCl为例，由于酸电离出H+能使平衡向左移动，即抑制了水的电离，溶液中H+由两部分组成，一部分为酸提供，另一部分为H2O提供，水电离提供的c(H+)远小于酸提供的c(H+)，故可忽略，溶液中H+全部看作酸提供，故c(H+)溶液=0.1mol/L，但溶液中OH-全部为H2O电离产生，c(OH-)溶液=c(OH-)水，水电离产生c(H+)和c(OH-)始终相等，因此有c(OH-)溶液=c(OH-)水=c(H+)水==1×10-13mol/L。

水的pH值调整及计算

水的pH值调整及计算

水的pH值调整及计算碳酸化合物的一级电离[ H+][HCO3]CO2 =K1推导公式为：CO2[ H+] = K1[HCO3]已知25℃时，K1=×10-7,Pk = ,能够得出 pH = ＋Lg[HCO3] － Lg[CO2]若是pH值大于，产生二级电离[HCO3][ H+] = K2[CO32-]已知25℃时，K2=×10-11,Pk = ,能够得出pH = ＋Lg[HCO3]－ Lg[CO32-]一、原水中CO2二氧化碳的计算CO2 =注：式中pH(R) 为原水的pH值举例运算：如用户填入Raw water pH ( 原水pH值)为，而HCO3(以CaCO3计)为350mg/L(以CaCO3计),那么原水中的CO2二氧化碳含量计算为：CO2 =350÷（10－）=350÷= mg/L(以CO2计)注：用户没有进行pH值的调整的需求，可直接依照公式计算输出结果。

若是用户调整pH 值，那么需从头计算。

因为加入硫酸和盐酸后会改变HCO3、SO4、Cl 的离子含量，阻碍CO2含量。

因此当用户需要调整pH值，那么Feed CO2含量需从头计算。

原理如下：H2SO4＋2HCO3- 2CO2＋2H2O＋SO42-HCl＋HCO3- CO2＋H2O＋Cl-以盐酸为例：HCl＋HCO3- CO2＋H2O＋Cl-61 44 18每加1mg/L的盐酸（100%）产生L的CO2，同时减少L的HCO3(以CaCO3计)。

推导公式为：HCO3(以CaCO3计)[HCO3]pH=＋Lg R = ＋Lg[CO 2]CO2= [HCO3] ×10代入公式中[HCO3] [HCL ]R =[CO 2] ＋[HCL ]取得HCl 投加量 =2、加酸量的计算及Feed Water (膜系统进水)水质数据的修正。

***.** mg/L as HCl 或 ***.** mg/L as H 2SO 4，其对应用户所选调整用的酸的种类。

水的电离和溶液的酸碱性

水的电离和溶液的酸碱性

水的电离和溶液的酸碱性◎重难点1.pH的计算2.酸碱稀释的pH的计算3.酸碱混合的pH计算4.酸碱中和滴定实验◎本节知识网络知识点1水的电离平衡水是一种极弱的电解质，它能微弱地电离，生成H3O+和OH－：H2O+H23O++OH－通常简写为：H2++OH－，水总是电离出等量的H+和OH-，从实验可知，在25℃时，1 L 纯水中只有1×10－7 mol H2O电离，即纯水中 [H+ ]=[OH-]=1×10-7mol. L-1在酸碱溶液中，+-知识点2水的电离平衡影响因素1、温度对水电离的影响水的电离是个吸热过程，故温度升高，水的离子积增大。

25℃时，K W= 1×10－14 ；100℃时，K W= 1×10－12。

（水的离子积只随温度的改变而改变）2、外加试剂对水电离的影响水的离子积是水电离平衡时的性质，它不仅适用于纯水，也适用于任何酸、碱、盐稀溶液。

即任何物质的水溶液中，25℃时，K W= c(H+)·c(OH－) =1×10－143、直接增大[H+]在H2 O ++OH-平衡中，加入(酸或强酸的酸式盐或中强酸的酸式盐),增大[H+]，则平衡向左移动，α水减小，水的电离被抑制，由于水的电离平衡仍然存在，K w不变，则[OH-]必然会减小。

4、直接增大[OH-]在H2 O H+ +OH-平衡中，加入碱，增大[OH-] ，则平衡向左移动，α水减小，水的电离被抑制，由于水的电离平衡仍然存在，K w1×10－14，则[H+]必然会减小。

总结：（1）在纯水中分别加入等量的H+和OH-时，能同等程度地抑制水的电离，并使水电离出的[H+ ]和[OH-]均小于10-7mol .L-1。

（2）如果一个溶液中水的电离度小于纯水，即水的电离被抑制，表明既可以是加入酸或某些酸式盐，也可以是加入碱，则该溶液既可以显酸性也可以显碱性。

〖例1〗常温的某无色溶液中，由水的电离产生的C（H+）=1×10-12mol/l，则下列各组离子肯定能共存的是（）A、Cu2+NO3-SO42-Fe3+B、Cl- S2- Na+K+C、SO32-NH4+ K+ Mg2+D、Cl- Na+ NO3- SO42-〖变式训练1〗下列说法正确的是( )A 酸溶于水后能促进水的电离，碱溶于水后能抑制水的电离。

水的电离和PH计算hcf

水的电离和PH计算hcf

A
2、如果c(H+)/c(OH—)的值越大则酸性越强。
+ —6 +
√
2、常温下，某溶液中由水电离产生的c(H+)= 10-6 mol/L，则此溶液有可能（ D ） A、HCl B、NaCl C、NaHSO4 D、NH4Cl 3（双选）常温下，某溶液中由水电离产生的 c(H+)= 10-9 mol/L，则此溶液有可能是（AC ） A、HCl B、NaCl C、NaOH D、NH4Cl
>b-n (4)弱碱PH=b，加水稀释10n倍，则PH______
(5)酸碱溶液无限稀释时，PH只能约等于或接近于７ 酸不能大于７，碱不能小于７．
6、pH=2的A、B两种酸溶液各1mL，分别加水 稀释到1L，下列说法正确的是 ① a=5时，A是强酸，B是弱酸； ②若A、B都是弱酸，则5＞a＞2； ③稀释后，A酸溶液的酸性比B酸溶液强； ④A、B两种酸溶液的物质的量浓度一定相等。 A．①② B．③④ C．①③ D．②④
4、(1)常温时PH=9的 CH3COONa溶液中， 由水的电离生成的 c（H+）是多少？
c（OH-）=
(2)常温时PH=9的 NaOH溶液中，由 水的电离生成的 c（H+）是多少？
解：c（H+）= 1×10-9mol/L 1×10-14 -5 mol/L = 1 × 10 1×10- 9 mol/l
PH=12的氨水溶液加水稀释100倍
稀释后所得 溶液的PH
PH=4 PH<5 PH=9
PH>10
约为7 约为7
PH=5的稀盐酸加水稀释1000倍
PH=9的NaOH溶液加水稀释1000倍
归纳： 酸碱溶液用水稀释后的pH

水的电离和pH值的计算

水的电离和pH值的计算

水的电离和pH值的计算水是生命的基本物质，也是化学反应中最常见的溶剂。

在水中，发生着水的电离反应，产生氢离子（H+）和氢氧根离子（OH-）。

这一过程可以通过pH值来进行量化。

本文将探讨水的电离和pH值的计算方法。

一、水的电离反应水的电离反应可以用如下方程式表示：H2O ⇌ H+ + OH-在纯净水中，水分子会偶尔发生这样的反应，一部分水分子会分解成氢离子和氢氧根离子。

这表明水是一个弱电解质。

二、pH值的定义pH值是用来表示溶液酸碱性的度量指标。

它的定义是负对数函数，通过测量氢离子的浓度来判断溶液的酸碱性。

pH值的计算公式如下：pH = -log[H+]其中[H+]表示溶液中氢离子的浓度。

三、pH值的计算1. 对于酸性溶液如果溶液为酸性，那么pH值一定小于7。

在酸性溶液中，氢离子的浓度高于氢氧根离子的浓度。

举例来说，如果一个溶液的氢离子浓度为10^-3 mol/L，那么pH值的计算公式为：pH = -log(10^-3) = 3因此，这个溶液的pH值为3，属于酸性溶液。

2. 对于碱性溶液如果溶液为碱性，那么pH值一定大于7。

在碱性溶液中，氢离子的浓度低于氢氧根离子的浓度。

举例来说，如果一个溶液的氢离子浓度为10^-10 mol/L，那么pH 值的计算公式为：pH = -log(10^-10) = 10因此，这个溶液的pH值为10，属于碱性溶液。

3. 对于中性溶液如果溶液为中性，那么pH值等于7。

在中性溶液中，氢离子的浓度等于氢氧根离子的浓度。

举例来说，如果一个溶液的氢离子浓度为10^-7 mol/L，那么pH值的计算公式为：pH = -log(10^-7) = 7因此，这个溶液的pH值为7，属于中性溶液。

四、pH值的应用pH值不仅可以用来表征溶液的酸碱性，还可以用来控制化学反应的进行。

许多化学实验和工业生产过程中，都需要在特定的pH值下进行反应。

例如，酶是生物体内的一种特殊催化剂，在特定的pH值下才能发挥最佳催化作用。

水的电离和溶液的酸碱性之PH值的计算(上课用)

水的电离和溶液的酸碱性之PH值的计算(上课用)

练习:
1、下列关于盐酸与醋酸两种稀溶液的说法正确的 是( )
B
A.相同浓度的两溶液中c(H＋)相同
B.100mL0.1mol/L的两溶液能中和等物质的量的 氢氧化钠 C.pH＝3的两溶液稀释100倍，pH都为5
D.两溶液中分别加入少量对应的钠盐，c(H＋)均明 显减小
2、常温下，有pH=12的NaOH 溶液100 mL，若将 其pH变为11。（下列混合溶液体积变化不计，保 留1位小数。） ①若用水，应加入 900 mL； ②若用pH=10的NaOH 溶液，应加入 1000 mL ③若用pH=2的盐酸溶液，应加入 900／11 mL
= —lg (Kw) = —lg (1×10—14) = 14
1、简单计算:
例1、求25 ℃时 10-5mol/L、0.1mol/L、 1mol/L盐
酸的pH分别为多少？
5、1、0
例2、求25 ℃时 10-5mol/L、0.1mol/L、1mol/LNaOH溶 液的pH分别为多少？
解法1: 解法2:
六、溶液PH值的计算
问 题 类 型
1、简单计算 2、酸碱混合计算问题 3、酸碱溶液稀释问题
【知识回顾】
pH值的计算方法：
pH= —lg c(H+) pOH= —lg c(OH )
— —
pOH + pH = —[lg c(OH )+ lg c(H+) ]
= —lg [c(OH )· c(H+) ]
—
稀释后所得溶液的PH 5 4 9 10 ≠8 约为7 ≠6 约为7
pH=5的稀盐酸加水稀释1000倍
pH=9的NaOH溶液加水稀释1000倍
(1)、强酸或强碱：在水中完全电离,加水稀释后不 会有溶质进一步电离,故仅仅是体积增大的因素导 致酸溶液中的C(H+)或碱溶液中的C(OH- )减小。

[高二理化生]水的电离和PH值计算

[高二理化生]水的电离和PH值计算

A、一定有影响
B、偏大
C、偏小
D、不确定
使用方法：直接把待测液滴在干燥的pH试纸上，试纸上
显出颜色后马上跟标准比色卡相对比
3、溶液的pH计算 pH=-lgc（H+）
①强酸混合溶液求pH②强碱混合溶液求pH
③强酸与强碱混合后求pH
a若恰好完全反应。b若酸过量。c若碱过量
④未标明酸或碱的强弱，例pH =2 pH =12的 溶液等体积混合后，其pH值不一定， A、强酸与强碱混合后。pH =7
水的电离
高考要点
水的电离和水的离子积 影响水的电离平衡的因素 溶液的酸碱性 有#43;+OH-
2、水是极弱的电解质。只能 发生微弱的电离。
实验测得： 在25℃时，水电离出来的 [H+]=[OH—]=10—7mol/L
3、水的离子积常数
[H+][OH—]=Kw Kw叫做水的离子积常数，简称水的离子积。
★ 25℃时 ：KW
+ =C（H ）· C（OH ）
=1× 10-14
★ 100℃时：KW =C（H+）· C（OH-） =1× 10-12 请注意 1、Kw与温度有关，升高温度Kw变大。
2、Kw不仅适用于纯水，还适用于酸、碱
、盐的稀溶液中，但C（H+）， C（OH-） 是指溶液中总的C（H+ ）， C（OH-），不 单指水电离的。 即：无论是酸溶液中还是碱溶液中都同时 存在H+和OH—！而且在一定温度下是定值 ！常温下，溶液的酸碱性跟H+和OH—浓度 的关系 中性溶液[ H+]=[OH—] 酸性溶液[H+]＞[OH—] 碱性溶液[H+]＜[OH—]
关键：抓住氢氧根离子离子进行计算！

高中化学---水的离子积及PH值计算

高中化学---水的离子积及PH值计算

高中化学---水的离子积及PH值计算一、水的电离平衡（属于弱电解质的电离）1.平衡常数表达式：水的离子积常数Kw=C(H+).C(OH-)；其中，C(H+)与C(OH-)为溶液中H+和OH-的总浓度，不可片面理解为水电离产生的H+与OH-的浓度。

2.Kw的影响因素：只与温度有关；一般我们认为，常温下25°C时，Kw=10-14；100°C时，Kw=10-12。

3.水的电离平衡移动影响因素（1）温度：温度升高，Kw变大，平衡右移（2）外加酸、碱，可抑制水的电离（相当于“同离子效应”）：如在水中加入盐酸、氢氧化钠、硫酸氢钠等，可使水的电离程度变小，但不影响Kw的大小。

（3）外加可水解的盐，可促进水的电离（相当于“离子反应效应”）：如在水中加入醋酸钠、氯化铵等，可使水的电离程度变大，但不影响Kw的大小。

（4）加入强酸的酸式盐，相当于加入酸，抑制水的电离；加入弱酸的酸式盐，对水的电离越促进还是抑制作用，则要看是水解程度大，还是电离程度大。

4.水的离子积常数的应用（1）求PH=1的盐酸溶液中，水电离产生的H+浓度；（2）求PH=1的氯化铵溶液中，水电离产生的H+浓度;（3）求PH＝13的氢氧化钠溶液中，水电离产生的OH-浓度；（4）求PH=13的醋酸溶液中，水电离产生的OH-浓度（以上溶液均为常温时的溶液）结论：水电离产生的氢离子浓度为10-13的溶液，可能是酸溶液，也可能是强溶液；这一点在离子共存问题中，通常构成隐含条件。

5.PH值的大小与溶液酸碱性（1）溶液的酸、碱性，由C（H+）与C（OH-）的相对大小共同决定的；而溶液的PH=-lg(H+),只与C（H+）有关。

两者没有必然的联系，因此，不能说PH=7的溶液一定是中性的，也不能说PH=6的溶液一定是酸性的。

当溶液温度不是常温时，中性溶液的PH≠7（因Kw≠10-14）。

（2）例题：改变温度，下列溶液的PH值基本不变的是（）A.NaOH溶液B.NaCl溶液C.稀硫酸D.NH4Cl溶液6.PH的相关计算（1）单一溶液PH求算（略）（2）溶液的稀释：对于强酸和强碱溶液来说，体积稀释为原来的10n倍，则PH变化值为n，但要注意“无限稀释7为限”例如：pH=6的HCl溶液稀释100倍，混合PH≈7；对于弱酸和弱碱溶液来说，体积稀释为原来的10n倍，则PH变化值小于n。

水电离及PH值计算

水电离及PH值计算
A．向水中加入稀氨水，平衡逆向移动，c(OH－)
降低。
B．向水中加入少量固体硫酸氢钠，c(H＋)增大， KW不变。
C．向水中加入少量CH3COOH，平衡逆向移动，
c(H＋)降低。 D．将水加热，KW增大，c(H＋)不变。
结论：
温度不变时，不论是在酸性、中性还是碱性溶液中， Kw均为常数， 25℃时 Kw＝1×10－14 ； 其他温度下，Kw为其他常数
⑵.表示方法：pH=－lgc(H+)
⑶.意义：表示溶液酸碱性的强弱。pH越小，酸 性越强；pH越大，溶液碱性越强。
⑷.适用范围：1×10－14 mol/L≤c(H＋)≤1 mol/L
的溶液。
三、溶液酸碱性的测定方法 1.酸碱指示剂法
该法只能测其酸碱性，即pH的大致范围 常见指示剂变色范围
指示剂
变色范围
10-13mol/L
例2.0.1mol/L的NaOH由水电离的OH-浓 度是多少？由水电离的H+浓度又是多少？
10-13mol/L
结论：在酸、碱溶液中计算由水电离产生
的H+浓度和OH－浓度时：酸中看C(OH－)、
碱中看C(H+)、整体看Kw
思考题：在常温下，由水电离产生的C（H+） =1×10-9 mol/l的溶液，则该溶液的酸碱性如何？
(1)c(H＋)＞c(OH－)溶液呈酸性。 (2)c(H＋)＝c(OH－)溶液呈中性。 (3)c(H＋)＜c(OH－)溶液呈碱性。
〖结论〗：
①溶液的酸碱性取决于溶液中c(H＋)和c(OH－)的
相对大小。
②c(H＋)越大酸性越强； C(OH-)越大碱性越强。
2. 溶液的pH ⑴.定义：溶液中H+的物质的量浓度的负对数。

水的电离溶液的ph

水的电离溶液的ph

A、一定有影响
Ｄ B、偏大 C、偏小 D、不确定
２.定性测定：酸碱指示剂法 酸碱指示剂一般是弱的有机酸或弱的有机碱， 他们的颜色变化是在一定的pH值范围内发生的。 我们把指示剂发生颜色变化的pH值范围叫做指 示剂的变色范围。
以HIn代表石蕊分子
HIn（红色） H+ +In- （蓝色）
pH 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14
=-lg（1×10—1+1×10—4）/（1+1）
=-lg5×10—2
=2-lg5
=1.3
关键：抓住氢离子进行计算！
pH值计算四—— 强碱与强碱混合
例题：在25℃时，pH值等于9和pH值等于11的两 种氢氧化钠溶液等体积混合pH值等于多少？ 解： [OH—]=（ 1 × 10-5+1×10-3）/(1+1)
Ｃ 分别加入0.03g锌粉，在相同条件下充分反应，有关
叙述正确的是（
）
A、醋酸和锌反应放出的氢气多
B、盐酸和醋酸分别与锌反应放出的氢气一样多
C、醋酸和锌反应速率较大
D、盐酸和醋酸分别与锌反应速率一样大
六、pH值测定方法
测定方法：酸碱指示剂法、pH试纸法、 pH计法等。
1.定量测定：pH试纸法 、pH计法等
⑤当C（H+）相同、体积相同时，同时加入形状、密度、质
量则完开全始相时同反的 应锌 速， 率若的产大生小相关同系体是积_c_>的_b_氢=，a气反（应相所同需状时况间）的 长短关系是__b_=_a_>_c_____
⑥将C（H+）相同的三种酸溶液均加水稀释至体积为原来的
10倍后，C（H+）由大到小的顺序为___c_>_b_=_a_______

水的电离与溶液的pH值.

水的电离与溶液的pH值.
把弱电解质的活度系数也视为 1。
第三节 弱电解质的电离平衡
一、一元弱酸弱碱的电离平衡 （一）电离平衡常数
一元弱酸，如：
HAc + H2O
H3O+ + Ac-
简写为：
HAc
H+ + Ac-
Ka0 =
[H+] / c o [Ac-] / c o [HAc] / c o]
简写为：
[H+] / [Ac-] Ka =
x
α=
× 100% = 1.3 % 0.1
对一元弱碱， 如果：c / Kb ≥ 500 时 [OH-] = Kb c
一元弱酸，如果：c / Ka ≥ 500 时 [H+] = Ka c
（三）同离子效应和盐效应
1.同离子效应 在弱电解质溶液中，加入含有相同离子的强电解质，使
电离平衡向左移动，弱电解质的电离度降低叫做同离子效 应。
H+ + Ac- � HAc
当加入少量强碱时质子转移平衡右移，补充消耗掉的
H3O+离子，而的pH值保持基本不变。 OH- + H3O+ � 2H2O
共轭碱称为抗酸成分，共轭酸称为抗碱成分。
二、缓冲溶液pH值近似计算
弱酸-弱酸盐型缓冲溶液（如HAc-NaAc) pH的计算公式:
初始: 平衡:
HA c (酸) c (酸) - x
三、活度与活度系数
活度：离子的有效浓度(表观浓度)小于理论浓度，有效 浓度的值就是活度。
式中 表示活度， 表示活度系数。 反映了电解质溶液中离子相互牵制作用的大小。
（1）由于离子的表观浓度小于理论浓度，一般 （2）当溶液中的离子浓度很小，且离子所带的电荷数也

水的电离和溶液的pH值

水的电离和溶液的pH值

溶液的pH值
酸 性 增 强 碱 性 增 强
0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14
100 10—1 10—2 10—3 10—4 10—5 10—6 10—7 10—8 10—9 10—10 10—11 10—12 10—13 10—14
石蕊溶液遇酸性溶液变成_______ 红色 ，遇中性溶液 不变色（紫色），遇碱性溶液变成_______ 红色 ；酚酞溶液 ______________ 不变色（无色） ，遇碱性溶液变 遇酸性溶液或中性溶液______________ 蓝色 。 成_______
=-lg10—1 =1
关键：酸过量抓住氢离子进行计算！
pH值计算4—— 强酸与强碱混合
例题：在25℃时，100mlO.4mol/L的盐酸与等体积0.6mol/L的 氢氧化钠溶液混合后,溶液的pH值等于多少？ NaCl+H2O 解：NaOH+HCl 0.06 0.04 C(OH-)=0.02/0.2=0.1
C(H+)=10-14/0.1
=10-13 pH=-lgc(H+) =13
关键：碱过量抓住氢氧根离子进行计算！
水的离子积
问题与讨论
1、在水中加入少量盐酸后，水的离子积是否发生改变？ 2、在水中加入少量强碱后，水的离子积是否发生改变？ 3、在酸碱溶液中，水电离出来的c(H+)和c(OH—)是否相等？ 4、100℃时，水的离子积为10—12，求c(H+)为多少？
溶液的酸碱性
中性溶液
C(H+)=c(OH—)
C(H+)＞c(OH—)
酸性溶液 碱性溶液
C(H+)＜c(OH—) 常温下，溶液的酸碱性跟H+和OH—浓度的关系：

水电离及PH值计算

水电离及PH值计算

水电离及PH值计算引言：水电离及PH值计算是化学中一个非常重要的概念。

水电离是指水分子在溶液中失去一个或多个质子的过程，形成氢离子和氢氧根离子。

PH值是用来表示溶液酸碱性强弱的一种指标，是与氢离子浓度相关的负对数。

本文将介绍水电离的原理和PH值的计算方法。

一、水电离的原理水分子是由氧原子和两个氢原子组成的分子，可以用化学式H2O表示。

当水分子处于溶液中时，水分子会发生电离反应，形成氢离子(H+)和氢氧根离子(OH-)。

这个反应可以用下面的方程式表示：H2O⇌H++OH-水分子在溶液中的电离程度由电离常数(Kw)来衡量，Kw为水的离子积，其值为1.0x10^-14、根据这个公式，任何时候水分子的H+和OH-的浓度乘积等于1.0x10^-14二、PH值的定义与计算PH值是表示溶液酸碱性强弱的一种指标，它是负对数的形式。

具体定义如下：PH = -log[H+]其中[H+]代表溶液中氢离子的浓度。

通过这个公式，我们可以根据溶液中氢离子的浓度来计算PH值。

三、PH值计算的例子假设我们有一个溶液，其中氢离子的浓度为1.0 x 10^-3 mol/L。

我们来计算这个溶液的PH值。

根据PH值的计算公式，我们可以得出：PH = -log(1.0 x 10^-3)通过计算。

四、PH值的酸碱性解释根据PH值的大小，我们可以判断溶液的酸碱性强弱。

当PH值小于7时，溶液被称为酸性溶液；当PH值大于7时，溶液被称为碱性溶液；当PH值等于7时，溶液被称为中性溶液。

五、影响PH值的因素PH值可以被许多因素所影响，包括温度、溶液的浓度、溶解度等。

例如，随着温度的升高，水分子电离的程度也会增加，从而导致溶液的PH值下降。

结论：水电离及PH值计算是化学中的重要概念。

水分子在溶液中发生电离反应，生成氢离子和氢氧根离子。

PH值是用来表示溶液酸碱强弱的指标，它是与氢离子浓度相关的负对数。

PH值的计算方法是根据溶液中氢离子的浓度来计算。

PH值小于7时为酸性溶液，大于7时为碱性溶液，等于7时为中性溶液。

水的电离与酸碱溶液的离子浓度

水的电离与酸碱溶液的离子浓度

水的电离与酸碱溶液的离子浓度水是一种非常特殊的物质，不仅是生命的基础，还在许多化学反应中起着重要的作用。

在水中存在水分子的电离，从而产生氢离子（H+）和氢氧根离子（OH-）。

这种电离现象对于溶液中酸碱性质的理解至关重要，因为溶液中的离子浓度直接决定了溶液的酸碱程度。

一、水的电离水分子（H2O）有一个特殊的性质，即自发发生电离反应，产生氢离子和氢氧根离子。

这个反应可以用以下方程式表示：H2O ⇌ H+ + OH-在水的电离过程中，水分子会自发地解离为一个氢离子（H+）和一个氢氧根离子（OH-）。

正常情况下，水分子的电离是极小的，主要存在于两种形式：游离态的氢离子和氢氧根离子都非常少。

二、酸碱溶液的离子浓度酸和碱是指在水溶液中的化学物质，具有酸性和碱性特性。

溶液中的酸和碱都可以通过对水分子的电离产生离子，从而使溶液具有电导能力。

而这些离子的浓度直接决定了溶液的酸碱程度。

1. 酸性溶液酸性溶液是指溶液中氢离子浓度高于氢氧根离子浓度的溶液。

可用酸度（pH）来表示溶液的酸碱程度。

pH是一个指数，并且是一个反比指数，即pH值越小，酸性越强。

pH的计算公式如下：pH = -log[H+]其中[H+]表示氢离子的浓度。

浓度一般以摩尔浓度（mol/L）来表示。

2. 碱性溶液碱性溶液是指溶液中氢氧根离子浓度高于氢离子浓度的溶液。

碱性溶液的碱度可以用pOH来表示，pOH的计算公式如下：pOH = -log[OH-]其中[OH-]表示氢氧根离子的浓度。

3. 中性溶液中性溶液是指溶液中氢离子浓度等于氢氧根离子浓度的溶液。

在中性溶液中，pH值和pOH值相等，都为7。

这意味着[H+]和[OH-]的浓度是相等的。

酸性溶液、碱性溶液和中性溶液的离子浓度决定了溶液的酸碱性质。

根据溶液中氢离子和氢氧根离子的浓度比例，可以判断溶液的具体酸碱性质。

总结：水的电离是指水分子自发地解离为氢离子和氢氧根离子的过程。

溶液中离子的浓度决定了溶液的酸碱性质。

(完整word)水的电离和溶液pH值计算

(完整word)水的电离和溶液pH值计算

水的电离与溶液pH 值的计算一、水的电离水是极弱的电解质,发生微弱的（自偶)电离。

H 2O + H 2O →H 3O + + OH - 简写: H 2O → H + + OH —实验测定：25℃ c（H +）=c （OH —）=1710-⨯mol/L100℃ c（H +）= c(OH -）= 1610-⨯mol/L二、水的离子积(K w ）实验测定：25℃ K w = c （H +)·c（OH —）=11410-⨯（定值）（省去单位）100℃ K w = c （H +）·c(OH —）=11210-⨯影响因素：1）温度：温度越高，K w 越大，水的电离度越大.对于中性水，尽管K w 温度升高，电离度增大，但仍是中性水，[H +]=［OH —]. 2）溶液酸碱性:中性溶液，c （H +）=c （OH -）=1710-⨯mol/L酸性溶液：c （H +）> c （OH —），c(H +)>1⨯10-7mol/L c （OH —）<1⨯10-7mol/L碱性溶液：c （H +）〈 c （OH -)，c （H +）<1⨯10-7mol/L c(OH -)〉1⨯10—7mol/Lc(H +）越大，酸性越强；c （OH -）越大，碱性越强。

三、溶液pH 值的计算 1.pH 的计算公式：（1）c(H +）=C 酸α酸（弱酸） c （H +）= nC 酸 c(OH —）=C 碱α碱（弱碱) c （OH —）= nC 碱 (2） K w = c （H +）c （OH -),c （H +）=）（OH K c wc （OH —）=）（+H Kw c(3） pH=—lgc(H +） pOH=—lgc （OH -） （4) pH + pOH = 14(25℃)2.酸或碱溶液及稀释后的p H 值的计算(25℃)1） 酸强碱溶液（单一溶液）p H 值的计算 例1．求0。

1mol/L 的H 2SO 4的pH 值。

水的电离与溶液的pH值

水的电离与溶液的pH值

水的电离和溶液的pH值一、酸、碱、盐溶液中水电离的定量计算二、溶液中PH的有关计算错误!a+b-14（三、关于酸、碱混合时溶液的酸碱性和PH的定性判断（常温）1、物质的量浓度相同的一元酸和一元碱等体积混合则显强者性（弱根水解显强者性）。

2、已知酸和碱溶液的pH之和，判断等体积混合后的溶液的p H(1)若强酸与强碱溶液的pH之和大于14，则混合后显碱性，pH大于7。

(2)若强酸与强碱溶液的pH之和等于14，则混合后显中性，pH等于7。

(3)若强酸与强碱溶液的pH之和小于14，则混合后显酸性，pH小于7。

(4)若酸与碱溶液的pH之和等于14，强、碱中有一强、一弱，则酸、碱溶液混合后，谁弱谁过量（浓度大），故谁弱显谁性。

这是因为酸和碱已电离的H+ 和OH- 恰好中和，而弱的在中和后能继续电离出H+ 或OH-，使溶液显出酸性或碱性来。

习题训练一、选择题（每小题只有1个正确答案）1、（2010全国卷1）下列叙述正确的是（）A．在醋酸溶液的PH=a，将此溶液稀释1倍后，溶液的PH=b，则a﹥bB．在滴有酚酞溶液的氨水里，加入NH4C1至溶液恰好无色，则此时溶液的P H﹤7C．1.0×10-3mol/L盐酸的PH=3.0，1.0×10-8mol/L盐酸的PH=8.0D．若1mLPH=1的盐酸与100mL NaOH溶液混合后，溶液的PH=7则NaOH溶液的PH=11 2、（2010天津卷，4）下列液体均处于25℃，有关叙述正确的是（）A．某物质的溶液pH < 7，则该物质一定是酸或强酸弱碱盐B．pH ＝4.5的番茄汁中c(H+)是pH ＝6.5的牛奶中c(H+)的100倍C．AgCl在同浓度的CaCl2和NaCl溶液中的溶解度相同D．pH ＝5.6的CH3COOH与CH3COONa混合溶液中，c(Na+) > c(CH3COO－)3、下列说法正确的是（）A. 纯水的pH值一定等于7；B. [H+]大于10-7mol/L的溶液一定是酸性溶液C. pH=2的溶液中[H+]是pH=1的溶液的两倍；D. [H+]=2×10-7mol/L的溶液可能是中性溶液4、有甲乙两种溶液，甲溶液的pH是乙溶液的两倍，则甲溶液中的[H+]与乙溶液中的[H+]的关系是A. 2∶1B. 100∶1C. 1∶100D. 无法确定5、25℃时，在0.01mol/L的稀硫酸中，水电离出的[H+]是（）A. 5×10-13mol/LB. 0．02mol/LC. 1×10-7mol/LD. 1×10-12mol/L6、已达电离平衡的0．1mol/L的醋酸溶液中，为提高醋酸的电离程度，同时使溶液的pH值降低，应采取的措施是（）A. 加一定量水B.加热C. 加入盐酸D. 加入冰醋酸7、pH=13的强碱溶液与pH=2的强酸溶液混合，所得混合液的pH=11，则强碱与强酸的体积比是A. 11:1B. 9:1C. 1:9D. 1:118. pH相同的醋酸溶液和盐酸，分别用蒸馏水稀释至原体积的m倍和n倍，稀释后两溶液的pH仍相同，则m和n的关系是（）A. m = nB. m＞nC. m＜nD. 无法判断9、在室温下等体积的酸和碱的溶液,混合后pH值一定小于7的是( )A．pH=3的硝酸跟pH=11的氢氧化钾溶液B．pH=3的盐酸跟pH=11的氨水C．pH=3的硫酸跟pH=11的氢氧化钠溶液D．pH=3的醋酸跟pH=11的氢氧化钡溶液10、若1体积硫酸恰好与10体积pH=11的氢氧化钠溶液完全反应，则二者物质的量浓度之比应为A．10:1 B．5:1 C．1:1 D．1:1011、下列有关pH变化的判断中，正确的是（）A．随着温度的升高，碳酸钠溶液的pH减小B．随着温度的升高，纯水的pH增大C．新氯水制经光照一段时间后，pH减小D．氢氧化钠溶液久置于空气中，pH增大12．下列说法正确的是（）A．pH<7的溶液一定是酸溶液；B．碱性溶液中滴入酚酞必定显红色C．pH=5的溶液和pH=13的溶液相比，前者C(OH-)是后者的100倍D．在1mol/L的氨水中，改变外界条件使C(NH4+)增大，则溶液的pH一定增大13．等量的苛性钠溶液分别用pH=2和pH=3的醋酸溶液中和，设消耗醋酸溶液的体积依次为Va、Vb，则两者的关系正确的是（）A.Va>10VbB.Vb=10VaC.Vb<10VaD.Vb>10Va14．下列四种溶液中，由水电离生成的氢离子浓度之比①∶②∶③∶④是（）①pH=0的盐酸，②0.1mol/L的盐酸③0.01mol/L的NaOH溶液④pH=11的NaOH溶液A. 1∶10∶100∶1000B.0∶1∶12∶11C.14∶13∶12∶11D.14∶13∶2∶315．常温下，0.1mol/L的一元酸HA溶液的pH=2.0，0.1mol/L的一元碱BOH的溶液中c(OH-)/c(H+)=1012，将此两种溶液等体积混合后，所得溶液中离子浓度大小关系正确的是（）A.c(OH-)>c(H+)>c(B+)>c(A-)B.c(OH-)<c(H+)<c(A-)<c(B+)C.c(H+)<c(OH-)<c(A-)<c(B+)D.c(B+)=c(A-)>c(H+)=c(OH-)16．在平衡体系：H2S H++HS-，HS-H++S2-中，当减小溶液pH时，则硫离子浓度会（）A.可能增大，也可能减小B.增大C.减小D.无变化二、选择题（每小题有1—2个正确答案）17．重水（D2O）离子积为1.6×10-5,可以由pH一样的定义来规定pD=-lgc(D+),下列叙述正确的是A．溶解0.01molDCl的D2O溶液1L，其pD=2.0；B．中性溶液的pD=7.0C. 含0.2mol的NaOD的D2O溶液2L，其pD=12.0D．向100mL 0.25mol/L的DCl重水溶液中，加入50mL 0.2mol/L的NaOD的重水溶液，其pD=1.018、已知酸式盐NaHB在水溶液中存在下列反应：①NaHB==Na++HB－，②HB－H＋＋B2－，③HB－＋H 2O H2B＋OH－且溶液中c（H＋）>c(OH－)，则下列说法一定正确的是（）A、NaHB为强电解质B、H2B为强酸C、H2B为弱电解质D、HB－的电离程度小于HB－的水解程度19. 某溶液在250C时由水电离产生的H+浓度为1.0×10-12 mol·L-1，下列说法正确的是（）A. 该溶液的pH可能为2；B. 向该溶液中加入铝片一定有氢气产生C. 若该溶液中的溶质只有一种,它一定是酸或碱D. HCO3-、HS-、HPO42-等离子在该溶液中不能大量共存20.常温时，pH=2.7的一元弱酸溶液加水稀释，若溶液体积扩大10倍,则溶液中的变化是（）A. [H+]增大B. [H+]、[OH－]都减小C. [OH－]增大D. [H+]×[OH－]不变21. 等体积混和0.10 mol/L盐酸和0.06 mol/L Ba(OH)2溶液后,溶液的pH值等于（）A. 2.0B. 12.3C. 1.7D. 12.022. 若将pH=2的酸溶液和pH=12的NaOH溶液等体积混和。

关于水的电离和溶液的pH值

关于水的电离和溶液的pH值

关于水的电离和溶液的pH值● 水是一种弱电解质，在水中存在着微弱的自偶电离（水分子与水分子之间相互作用而发生的电离）。

2H2O H3O＋＋OH－●上述电离方程式通常简写为：H2O H＋+OH－在一定温度下的纯水中（已经达到电离平衡）有: K= C(H+)C(OH-)/C(H2O) 因为水的电离极其微弱，发生电离以后的水仍然可以看做是纯水，所以C(H2O)=55.6mol/L 【此值是这样算出的：取1L水，质量是1000g，物质的量是1000g/18g·mol-1=55.6mol 套用C=n/V=55.6mol /1L=55.6mol/L。

】而在表达式的右侧，不应该出现常数，所以将K= C(H+)C(OH-)/C(H2O) 的两侧都乘以55.6（mol/L），就得到另一个K值，记作K w（w是water）这样就成了：K w= C(H+)C(OH-) 因为这个常数等于水中氢离子与氢氧根离子浓度的乘积，所以叫做水的离子积常数，简称为水的离子积。

因为在室温下，纯水中C(H+)=C(OH-)=10-7mol/L 所以，室温下K w= C(H+)C(OH-)=1.0×10-14●影响水的电离平衡的因素：1、同离子效应：向纯水中加入能够电离生成氢离子或氢氧根离子的物质（如酸和碱【以及NaHSO4】）时,水的电离平衡左移，水的电离度减小；（叫做水的电离平衡被抑制。

）2、水解盐效应：（这是我自己杜撰的，不是专业术语“盐效应”。

）向纯水中加入能够发生水解的盐时，由于它会减小C(H+)或者C(OH-)，会使得水的电离平衡右移，水的电离度增大；（叫做水的电离平衡被促进。

）【参见盐类的水解】3、温度：水的电离和弱酸、弱碱的电离一样，升高温度时，会使得水的电离平衡右移，但是影响不大。

所以温度变化不大时，可以忽略不计。

综上所述，结合关于平衡常数的知识，可以知道：只要温度在室温上下，只要水中加入的物质不太多（即形成的是稀溶液----常见的溶液都认为是稀溶液），水仍然可以看成是纯液体时，K w= C(H+)C(OH-)=1.0×10-14就是成立的！！！也就是说，不仅是在纯水中，就是在一般溶液中，K w= C(H+)C(OH-)=1.0×10-14也是成立的！！！【当温度升高到100℃时，纯水中C(H+)=C(OH-)增大到10-6mol/L 所以，100℃时K w= C(H+)C(OH-)=1.0×10-12】●溶液的酸碱度：为了表示溶液的酸性的程度和碱性的程度，人们采取了用氢离子浓度或者氢氧根离子浓度来表示，比如某种盐酸溶液，C(H+)=5mol/L；再比如某种烧碱溶液，C(OH-)=6mol/L。

水的电离和溶液的pH值

水的电离和溶液的pH值

常温下：c (H+)= 10-7 mol/L 所以，溶液的酸碱性，取决于溶液中[H＋]与பைடு நூலகம்OH－] 的相对 大小关系。
讨论：纯水中溶液c(H＋)、c(OH－)浓度的计算方法： c（H＋）=c（OH－）=
问题解决
Kw
例1、25℃时,某溶液中,c(H＋)=1×10-6 mol/L，问c(OH－)是多少 ? 1×10-8 mol/L
分析：c=n/V=
=55.6mol/L
问题：从上面的数据中你能得出什么结论？水的电离和其它弱 电解质的电离有什么相同或不同点？写出水的电离方程式。
1、水的电离方程式
+ H2 O + H2O
+ H3O+ + OH-演示：水的电离
H2 O
H+ + OH--
2、水电离的特点 (1)可逆、微弱→与其它弱电解质相似
－lg c (H+)+[--lgc (OH－)]= 14
pH + pOH =14 即 pH=14－pOH
0 溶液的pH值 1 2 酸 3 性 4 增 5 强 6 7 8 碱 9 性 10 增 11 强 12 13 14
100 10—1 10—2 10—3 10—4 10—5 10—6 10—7 10—8 10—9 10—10 10—11 10—12 10—13 10—14
例2﹑25℃时,某溶液中, c(OH－)=1×10-9 mol/L，问c(H＋)是多 少? 1×10-5 mol/L
例3﹑常温下，0.1mol/L的NaOH溶液中水电离出的c(H＋)和c(OH－ )各是多少? 1×10-13 mol/L 1×10-13 mol/L 例4﹑常温下，0.1mol/L的盐酸溶液中水电离出的c(H＋)和c(OH －)各是多少? 1×10-13 mol/L 1×10-13 mol/L

关于水的电离及有关计算

关于水的电离及有关计算

关于水的电离及有关计算只有深入理解水的电离，才能对PH 的计算和盐类的水解有一个本质的认识，本文对水的电离及有关计算作一探讨。

一．水的电离1．水的离子积常数人们通常认为水是不导电的，但用精密仪器测定时，发现水有微弱地导电性，表明水是极弱的电解质，能电离出极少量的H +和OH -，其电离方程式为：H 2O+H 2OH 3O + + OH -,简写为H 20H ++OH -。

水的电离是水分子与水分子之间的相互作用而引起的，因此极难发生。

实验测得，25℃时1L 纯水中只有1×10-7mol 的水分子发生电离。

由水分子电离出的H +和OH -数目在任何情况下总相等，电离前后H2O 的物质的量几乎不变，因此c （H +)×c(OH -)=K 电离×c （H 2O) =Kw, Kw 是一个新的常数，叫做水的离子积常数，简称水的离子积。

知识要点H 20H ++OH -(正反应吸热），25°C 时C （H +）=C （OH -）=10-7mol/L ，水的离子积为10-14mol/L 。

理解水的离子积要注意三个方面：①水的离子积与温度有关，因水的电离过程吸热，升温有利于水的电离，水的离子积增大。

如：100°C 时，水的离子积为10-12mol/L 。

②水的离子积揭示了在任何水溶液中都存在水的电离平衡，都有H +和OH -共存，只是相对含量不同。

③水的离子积不仅适用于纯水，还适用于酸性溶液或是碱性溶液。

且都有C （H +）水=C （OH -）水。

如：酸性溶液中：｛C （H +）酸+C （H +）水｝•C（OH -）水=Kw碱性溶液中：｛C （OH -）碱+C （OH -）水｝•C（H +）水=Kw2：影响水电离的因素（1）温度因为水的电离是一个吸热反应，所以升温总是促进水的电离，故温度越高，Kw 越大。

Kw 只有温度有关。

25℃ Kw= c （H +)×c(OH -)=10-14100℃ Kw= c （H +)×c(OH -)=10-12（2）外加酸、碱加酸，增加c （H +)，水的电离左移加碱，增加c(OH -)，水的电离左移小结：往水中加酸或加碱，总是抑制水的电离。

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(假设混合后溶液体积为混合前两溶液体积之和) ①两强酸混合：
＋ ＋ c H V ＋ c H 2V2 1 1 ＋ c(H )混＝ ―→pH V1＋V2
②两强碱混合：
－ － c OH V ＋ c OH 2V2 KW 1 1 － ＋ c(OH )混＝ ――→c(H )混―→pH V1＋V2
例13. pH=12 氨水加水稀释到原来10倍，溶液的pH 11＜pH＜12 。 范围___________
弱酸、弱碱溶液稀释pH变化规律：
⑴弱酸溶液：pH＝a，加水稀释10n倍，则a<pH<a＋n。 弱碱溶液：pH＝b，加水稀释10n倍，则b－n<pH<b。 ⑵弱酸、弱碱溶液无限稀释，pH只能接近于7，酸溶液
3. 填空
某温度下，纯水电离出的c(H+)=2.0×10-7mol/L, -7mol/L 2.0 × 10 ⑴此温度下,纯水电离出的c(OH )= ___________ , 中性 纯水显 _________ 性;
> ⑵此温度__________ 25℃(填>、<、=)；
（3）若温度不变，滴入稀盐酸使c(H+)=5.0×107mol/L,则c(OH-)为多少? -8
KW
c(H＋)混―→pH
例5：在25℃时，100mlO.6mol/L的盐酸与0.4mol/L 的氢氧化钠溶液等体积混合,混合后溶液的pH为多少
pH=1
例6：在25℃时，100mlO.4mol/L的盐酸与0.6mol/L 的氢氧化钠溶液等体积混合,混合后溶液的pH为多少
pH=13
例7.常温下，将pH＝2盐酸和pH＝11的氢氧化钠溶 液以体积比1∶9混合，溶液的pH是多少？ pH=4
５、取PH均等于2的盐酸和醋酸分别稀释2倍后，再 分别加入0.03g锌粉，在相同条件下充分反应，有关 叙述正确的是（ ） A、醋酸和锌反应放出的氢气多 B、盐酸和醋酸分别与锌反应放出的氢气一样多 C、醋酸和锌反应速率较大 D、盐酸和醋酸分别与锌反应速率一样大
Ｃ
H＋＋OH
A．向水中加入稀氨水，平衡逆向移动，c(OH－) 降低。 B．向水中加入少量固体硫酸氢钠，c(H＋)增大， KW不变。 C．向水中加入少量CH3COOH，平衡逆向移动， c(H＋)降低。 D．将水加热，KW增大，c(H＋)不变。
结论：
温度不变时，不论是在酸性、中性还是碱性溶液中， Kw均为常数， 25℃时 Kw＝1×10－14 ； 其他温度下，Kw为其他常数
操作：将一小块pH试纸放在洁净的玻璃片上， 用玻璃棒沾取未知液点在试纸中央，变色后与标 准比色卡对比，即可确定溶液的pH。 注意：①不能用水湿润PH试纸，否则待测液因 被稀释可能产生误差．②只能读取整数值或范围
3.pH计法——最精确的方法
【思考与交流】 pH试纸使用前能否用蒸馏水湿润，若湿润 是否一定产生误差？ 答案：使用pH试纸前不能用蒸馏水湿润，湿润
①溶液的酸碱性取决于溶液中c(H＋)和c(OH－)的 相对大小。
②c(H＋)越大酸性越强；
C(OH )越大碱性越强。
-
2. 溶液的pH
⑴.定义：溶液中H+的物质的量浓度的负对数。 ⑵.表示方法：pH=－lgc(H+)
⑶.意义：表示溶液酸碱性的强弱。pH越小，酸 性越强；pH越大，溶液碱性越强。 ⑷.适用范围：1×10－14 mol/L≤c(H＋)≤1 mol/L 的溶液。
三、溶液酸碱性的测定方法
1.酸碱指示剂法
该法只能测其酸碱性，即pH的大致范围 常见指示剂变色范围
指示剂 石蕊 酚酞 pH＜5 红色 变色范围 5～8紫色 ＞8 蓝色
pH＜8.2无色 8.2～10浅红色 ＞10 红色 ＞4.4 黄色
甲基橙 pH＜3.1红色 3.1～4.4 橙色
2.pH试纸法 ——测定pH最简单的方法
的pH不可能大于7，碱溶液的pH不可能小于7。
4、酸HA、HB两溶液的PH值为3，且体积相同， 加水稀释两溶液，PH值与加入水的体积关系如图 所示，则两者酸性较强的是（ HB ）
PH
HB HA
加水体积
3、同体积的PH为3 的盐酸、硫酸、醋酸和硝酸 四种溶液，分别加入足量的锌粉，叙述正确的是 （ BD ） A、 硫酸溶液中放出的氢气的量最多 B、 醋酸溶液中放出的氢气的量最多 C、 盐酸和硝酸中放出的氢气的量相等 D、盐酸比硝酸放出的氢气的量多
【影响因素】 对常温下的纯水进行下列操作，完成下表：
水的电离平衡：H2O H＋＋OH－ ΔH＞0
影响因素
升温 加酸 加碱 加活泼金属
移动方向
向右移动 向左移动 向左移动 向右移动
c(H＋)
增大
c(OH－) 增大 减小 增大
增大
KW
增大 不变
增大 减小
减小
不变
不变
(如Na)
例.25℃时，水的电离达到平衡：H2O － Δ H＞0，下列叙述正确的是( B )
=2+lg2 =2.3
9．将pH=8的氢氧化钠溶液与pH=10的氢氧化钠溶液
等体积混合后，溶液中氢离子浓度最接近于（ D）
A. (10-8＋10-10)/2mol· L-1 B. (10-8＋10-10)mol· L-1
C. (10-6＋10-4) /2mol· L-1
D. 2×10-10 mol· L-1
后相当于稀释了溶液，若是酸性溶液，则湿润
后测得pH偏大，若为碱性溶液，湿润后测得pH 偏小，若为中性溶液，无影响。
四、溶液pH的计算
1.基本思路： ①若溶液为酸性，先求c(H+)，再求pH； ②若溶液为碱性，先求c(OH-)，再求c(H+)= 最后求pH。 2.基本类型： ⑴单一溶液pH的计算 ①强酸溶液：c(酸)
例10: 0.001 mol/L盐酸的pH = 3 ；加水稀释到原来的 10倍，pH= 4 ；加水到原来的103倍，pH= 6 ；加水到 原来的104 倍 , pH约为7；加水到原来的106倍，pH 约为7 。 例11：将pH=10的NaOH溶液加水稀释到原来的10倍，则溶 液的pH=___ 9 ；加水稀释到原来的102倍，则溶液的pH=___ 8 ；加水稀释到原来的103倍，则溶液的pH 约为7 ，加水稀 释到原来的105倍，则溶液的pH 约为7 。
练习:
1.有PH=12的KOH溶液10mL,要使它的PH降 为11 (1)如果加入蒸馏水,应加90 ___ mL. 100 (2)若加入pH=10的NaOH溶液应加入 ___mL. 30 mL (3)若加入0.001mol/LH2SO4,应加___
2.在25℃时,有PH=a的盐酸和PH=b的NaOH溶 液,取VaL盐酸溶液与NaOH溶液中和,需 VbLNaOH溶液,问:
酸中
C (OH－)＝ C (OH－)水
碱中
C(OH－)＝C(OH-)碱+C(OH－)水 C(H+) ＝C(H+)水
酸中的OH-是水电离出来的，碱中的H+是 水电离出来的。 KW不仅适用于纯水，也适用于酸、碱、盐 的稀溶液。
例1.0.1mol/L的盐酸中由水电离的H+浓度 是多少？由水电离的OH-浓度又是多少？ 例2.0.1mol/L的NaOH由水电离的OH-浓 度是多少？由水电离的H+浓度又是多少？
pH=1
Kw c(OH-)
c(H+)
pH＝－lgc(H＋)
例1：常温下，0.05mol/L的H2SO4溶液的pH为多少？
②强碱溶液:c(碱) c(OH-) mol·L-1 pH＝－lgc(H+)
-14 10 c(H+)＝ c(OH-)
例2：常温下，0.05mol/L的Ba(OH)2溶液的pH为多 少？ pH=13 ⑵混合溶液pH的计算
强调：
1 .在任何情况的水溶液中， C(H+)和C(OH－) 均不等于零
2.溶液中C(H+)和C(OH－)可不相等， 但由水电离产生的C(H+)和C(OH－)在酸性、中 性、 碱性溶液中均恒等
ห้องสมุดไป่ตู้
③在Kw= C (H+) ·C (OH－) 中， C (H+) 和 C (OH－) 指溶液中H+ 和OH－的总浓度即： C (H+) ＝ C (H+) 酸＋ C (H+)水
例8.将PH=3的强酸溶液和PH=12强碱溶液混合,当 混合溶液的PH等于11时,强酸与强碱溶液的体积 比是（ A ） A 9:2 B 9:1 C 1:10 D 2:5 例9.常温下，将某强酸溶液和某强碱溶液按体积 比1∶10混和，所得溶液的pH=7，混合前强酸溶液 和强碱溶液的pH值关系正确的( C ) A．pH酸+pH碱=15 B．pH酸>pH碱 C．pH酸+pH碱=13 D．pH酸=10pH碱
c(OH-)=(1×10－6 +1×10－4) / (1+1) = 5×10-5 mol/L， c(H+) = KW / c(OH-)=2×10-10 mol· L-1
关键：抓住OH- 进行计算！再转化为H+
③强酸与强碱混合： Ⅰ.恰好完全反应，溶液呈中性，pH＝7。
＋ － n H － n OH ＋ Ⅱ.酸过量：c(H )混＝ ―→pH V1＋V2 － ＋ n OH － n H － Ⅲ.碱过量：c(OH )混＝ V1＋V2
本章的学习以化学平衡理论为基础，进一 步探讨酸、碱、盐在水中的离子反应，深入了 解离子反应的本质；探究化学平衡、电离程度 和溶解度之间的关系及其应用。
一、水的的电离：
⑴水的离子积KW与温度有关，温度越高，KW越大，温度 不变， KW不变。 ⑵任何水溶液中H+和OH－总是同时存在的, 在一定温度下 是定值，而且不论是在中性溶液还是在酸碱性溶液，水 电离出的C(H+)＝C(OH－)。 ⑶KW＝c(H＋)·c(OH－)表达式中，c(H＋)、c(OH－)均表示 整个溶液中总物质的量浓度。但是一般情况下有： ①酸溶液中KW＝c(H＋)酸·c(OH－)水(忽略水电离出的H＋ 的浓度)。 ②碱溶液中KW＝c(H＋)水·c(OH－)碱(忽略水电离出的OH－ 的浓度)。