电化学中溶液酸碱性的变化规律

电化学中溶液酸碱性的变化规律【题记】电化学学习过程中，一些学生对两极区和溶液的酸碱性判断不清，现总结如下，仅供参考：溶液酸碱性的产生无非是三种情况：①H+的产生或消耗②OH-的产生或消耗③H2O的产生或消耗：一、H+的产生或消耗：产生H+，溶液酸性增强，PH降低；消耗H+，溶液酸性减弱，PH升高。

二、OH-的产生或消耗：产生OH-，溶液酸性减弱，PH升高；消耗OH-，溶液酸性增强，PH降低。

三、H2O的产生或消耗：产生H2O，则使溶液浓度降低，原溶液如果是酸，则酸性降低，PH升高；原溶液如果是碱，则碱性降低，PH降低。

消耗H2O，则使溶液浓度升高，原溶液如果是酸，则酸性增强，PH降低；原溶液如果是碱，则碱性增强，PH升高。

【例1】：氢氧燃料电池（1）如果电解质是H2SO4，正极：O2+ 4e-+ 4H+= 2H2O，消耗H+，则正极区酸性减弱，PH升高；负极：2H2- 4e-= 4H+，产生H+，则负极区酸性增强，PH降低；反应产物是水，则原电池中H2SO4浓度降低，总溶液酸性减弱，PH升高。

（2）如果电解质是KOH，正极：O2+ 4e-+ 2H2O = 4OH-，产生OH-，则正极区碱性增强，PH升高；负极：2H2- 4e-+4OH-= 4H2O ，消耗OH-，则负极区碱性减弱，PH降低；反应产物是水，则原电池中KOH 浓度降低，总溶液碱性减弱，PH降低。

【例2】：电解H2O（1）如果电解质是H2SO4，阳极：4OH-- 4e-= 2H2O + O2，消耗OH-，则阳极区酸性增强，PH降低；阴极：4H++ 4e- = 2H2，消耗H+，则阴极区酸性减弱，PH升高；反应中消耗水，则电解池中H2SO4浓度增大，总溶液酸性增强，PH降低。

（2）如果电解质是KOH，阳极：4OH-- 4e-= 2H2O + O2，消耗OH-，则阳极区碱性减弱，PH降低；阴极：4H++ 4e- = 2H2，消耗H+，则阴极区碱性增强，PH升高；反应中消耗水，则电解池中KOH浓度增大，总溶液碱性增强，PH升高。

溶液的酸碱性跟[H+]、[OH-]、pH及pOH的相互关系H+是表示酸的特性，OH-是表示碱的特性。

由于水的电离平衡而得到的水的离子积公式：K w=[H+][OH-]=1×10-14表明了一个重要规律：任何物质的水溶液中[H+]和[OH-]的乘积在一定温度下总是一个常数。

这一规律同时表明了这两种离子的依存关系以及它们之间的数量关系。

既然H+是表示酸的特性，OH-是表示碱的特性，则这个公式也就表明了酸碱这对矛盾特殊性的对立统一规律。

在任何物质的水溶液中，中性是指[H+]=[OH-]，酸性是指[H+]＞[OH-]，碱性是指[H+]＜[OH-]。

所以在常温下溶液的酸碱性跟[H+]和[OH-]的关系是：酸性溶液[H+]＞[OH-]即[H+]＞1×10-7mol·L-1中性溶液[H+]=[OH-]即[H+]=1×10-7mol·L-1碱性溶液[H+]＜[OH-]即[H+]＜1×10-7mol·L-1然而，绝对不能认为在碱性溶液中无H+，在酸性溶液中无OH-。

水溶液的酸性、中性和碱性，均可以用[H+]或[OH-]表示。

不过，在强酸、强碱的稀溶液，弱酸、弱碱的溶液或其它酸碱性很弱的溶液中，[H+]或[OH-]很小时（即1mol·L-1以下的稀溶液），直接用[H+]或[OH-]表示溶液酸碱性的强弱是很不方便的。

为此化学上采用[H+]的负对数来表示溶液酸碱性的强弱，叫溶液的pH。

亦可用[OH-]的负对数表示溶液酸碱性的强弱，叫溶液的pOH，（不过通常是用pH表示的）。

pH= -lg[H+]同样pOH=-lg[OH-]因[H+][OH-]=1×10-14两边各取负对数，这样就得到另一个关系式：pH+pOH=14在教学中为了使学生系统的掌握溶液的酸碱性跟[H+]、[OH-]、pH与pOH的相互关系，可引用奥林教授曾作的相互关系图进行概括。

电化学腐蚀 ph值
电化学腐蚀是指金属在电化学条件下发生的腐蚀现象，而pH值
则是用来表示溶液酸碱度的指标。

这两者之间存在着密切的关联。

首先，pH值对电化学腐蚀有着重要的影响。

在许多情况下，金
属的腐蚀速率与介质的酸碱度密切相关。

一般来说，酸性环境会加
速金属的电化学腐蚀过程，而碱性环境则会减缓腐蚀速率。

这是因
为在酸性环境中，溶液中的氢离子能够促进金属的溶解，加速腐蚀
过程；而在碱性环境中，氢离子浓度较低，金属腐蚀受到抑制。

因此，控制介质的pH值可以对金属的电化学腐蚀起到一定的保护作用。

其次，pH值还与金属腐蚀的机理密切相关。

在不同的pH条件下，金属与溶液中的氧、水、离子等物质发生不同的电化学反应，
从而影响腐蚀的过程和速率。

例如，在酸性环境中，金属可能会发
生酸性溶液中的阳极反应产生金属离子，从而加速腐蚀过程；而在
碱性环境中，金属可能会与氢氧根离子发生反应，形成氢气从而减
缓腐蚀速率。

此外，pH值还与金属腐蚀的类型和形式有关。

不同的金属在不
同的pH条件下可能表现出不同的腐蚀特性，例如在碱性条件下铝金
属可能会发生碱腐蚀，而在酸性条件下不锈钢可能会发生酸蚀等。

综上所述，pH值在电化学腐蚀过程中扮演着重要的角色，通过控制介质的酸碱度可以有效地影响金属的腐蚀速率和机理，从而保护金属材料。

因此，在实际工程中，合理控制介质的pH值是防止金属电化学腐蚀的重要手段之一。

物理化学电化学知识点总结一、原电池的原理1．构成原电池的四个条件（以铜锌原电池为例）①活拨性不同的两个电极②电解质溶液③自发的氧化还原反应④形成闭合回路2．原电池正负极的确定①活拨性较强的金属作负极，活拨性弱的金属或非金属作正极。

②负极发生失电子的氧化反应，正极发生得电子的还原反应③外电路由金属等导电。

在外电路中电子由负极流入正极④内电路由电解液导电。

在内电路中阳离子移向正极，阴离子会移向负极区。

Cu－Zn原电池：负极: Zn-2e=Zn2+ 正极：2H+ +2e=H2↑总反应：Zn +2H+=Zn2+ +H2↑氢氧燃料电池，分别以OH和H2SO4作电解质的电极反应如下：碱作电解质：负极：H2—2e-+2OH-=2 H2O 正极：O2+4e-+2 H2O=4OH-酸作电解质：负极：H2—2e-=2H+ 正极：O2+4e-+4H+=2 H2O总反应都是：2H2+ O2=2 H2O二、电解池的原理1．构成电解池的四个条件（以NaCl的电解为例）①构成闭合回路②电解质溶液③两个电极④直流电源2．电解池阴阳极的确定①与电源负极相连的一极为阴极，与电源正极相连的一极为阳极②电子由电源负极→导线→电解池的阴极→电解液中的（被还原），电解池中阴离子（被氧化）→电解池的阳极→导线→电源正极③阳离子向负极移动；阴离子向阳极移动④阴极上发生阳离子得电子的还原反应，阳极上发生阴离子失电子的氧化反应。

注意：在惰性电极上，各种离子的放电顺序三．原电池与电解池的比较原电池电解池（1）定义化学能转变成电能的装置电能转变成化学能的装置（2）形成条件合适的电极、合适的电解质溶液、形成回路电极、电解质溶液（或熔融的电解质）、外接电源、形成回路（3）电极名称负极正极阳极阴极（4）反应类型氧化还原氧化还原（5）外电路电子流向负极流出、正极流入阳极流出、阴极流入四、在惰性电极上，各种离子的放电顺序：1、放电顺序：如果阳极是惰性电极（Pt、Au、石墨），则应是电解质溶液中的离子放电，应根据离子的放电顺序进行书写书写电极反应式。

电解后溶液pH的变化电解后溶液pH的变化之一1．只放H2(H+放电)，破坏水的电离平衡，导致溶液中[OH－]＞[H+]，溶液pH 增大。

关系：H2——2OH－(增加)2．只放氧气(OH－放电)，破坏水的电离平衡，导致溶液中[H+]＞[OH－]，溶液的pH值减小。

关系：O2——4H+(增加)3．电解含氧酸、强碱和含氧酸的碱金属盐溶液，既在阳极放氧气(4OH－-4e==2H2O+O2↑)，又在阴极放氢气(4H++4e==2H2↑)，实质是电解水(总反应2H2O==2H2↑+O2↑)。

将导致电解质溶液浓度增大。

则电解含氧酸稀溶液(如H2SO4)，溶液浓度增大，[H+]增大，pH减小。

电解强碱溶液(如NaOH)，溶液浓度增大，[OH－］增大，pH增大。

电解含氧酸的碱金属盐溶液(如Na2SO4)，溶液浓度增大，但pH不变(=7)。

电解后溶液pH的变化之二电解质溶液电解后，溶液pH的变化的探讨在选择题和计算题中很多见。

我们不妨用下面简单的口诀代替规律，以便既正确又迅速地解题。

简单的口诀是：“有氢无氧放，pH增大；有氧无氢放，pH值减小；若遇放氢又放氧如是酸则pH减小，如是碱则pH增大，如是强酸强碱盐则pH不变。

”1．有氢无氧放，pH增大。

电解NaCl溶液，生成NaOH，pH增大。

电解CaBr2溶液，也生成Ca(OH)2，pH增大，电解盐酸溶液，浓度变稀，pH增大，2．有氧无氢放，pH减小。

电解AgNO3溶液电解CuSO4溶液生成相应的酸，溶液pH减小。

3．放氢又放氧，如是酸则pH减小。

电解HNO3溶液、H2SO4溶液就是电解水，使酸的浓度变大，pH减小。

放氢又放氧，如是碱则pH增大。

电解NaOH溶液，KOH溶液就是电解水，使碱的浓度变大，pH增大。

放氢又放氧如是强酸强碱盐则pH不变。

电解K2SO4溶液、NaNO3溶液就是电解水而盐类不水解，因此pH不变。

电解KNO3：如果电解的是会水解的盐，则情况较复杂，浓度会影响水解，一般不作讨论。

原电池ph变化规律
嘿，咱今天就来聊聊原电池 ph 变化规律这档子事儿哈。

你说这原电池啊，就像个小魔术盒。

里面的化学反应就像一群小精灵在那蹦跶。

那 ph 变化呢，就像是小精灵们跳舞的节奏。

比如说哈，有些原电池反应会让溶液变得酸性更强，就好像小精灵们在那疯狂地制造酸味。

哎呀呀，那 ph 值就“唰”地降下去啦。

而有些呢，会让溶液慢慢向碱性发展，就像是小精灵们在调制一杯神奇的碱性饮料。

咱就想象一下，那些离子啊，电子啊，在电池里面跑来跑去，它们的活动可就决定了 ph 的变化呢。

有时候它们跑得欢快，ph 就变化得明显；有时候它们慢悠悠的，ph 变化就不那么突出啦。

还记得我有次做实验，那原电池反应起来，我就盯着那 ph 试纸，眼睛都不眨一下，就等着看它怎么变。

嘿，还真有意思，眼看着它颜色一点点地变化，就像看着一场奇妙的魔术表演。

不过呢，可别小瞧了这 ph 变化规律哦，它可重要着呢！就像我们生活中的小细节，看似不起眼，却能影响很多事情。

要是不搞清楚它，说不定实验就会出岔子，那可就闹笑话啦。

总之呢，原电池 ph 变化规律虽然听起来有点专业，但其实也没那么难理解啦。

只要我们多观察，多思考，就像和那些小精灵交朋友一样，就能慢慢搞清楚它们的小脾气。

哎呀呀，说了这么多，还是觉得这原电池 ph 变化规律挺神奇的呢。

就像生活中的许多小秘密，等待我们去发现和探索。

下次再碰到原电池，我肯定会更加留意它的 ph 变化，看看这些小精灵又在玩什么新花样咯！。

pH计的工作原理pH计是一种用于测量溶液酸碱度的仪器，它能够快速准确地测量溶液的pH值。

pH值是用来表示溶液酸碱性强弱的指标，它的取值范围从0到14，其中7表示中性溶液，小于7表示酸性溶液，大于7表示碱性溶液。

pH计的工作原理基于电化学原理，主要包括玻璃电极和参比电极两部分。

1. 玻璃电极玻璃电极是pH计的核心部分，它由一根特殊的玻璃管制成，内部充满了一种称为玻璃膜的物质。

玻璃膜具有选择性地与氢离子（H+）反应的特性。

当玻璃电极浸泡在溶液中时，溶液中的氢离子会与玻璃膜发生反应，导致电荷的变化。

这种电荷变化会引起玻璃电极内部的电势差，从而产生一个电压信号。

2. 参比电极参比电极是pH计中的另一个重要组成部分，它通常由一根银-氯化银电极构成。

参比电极的作用是提供一个稳定的参考电位，用于与玻璃电极的电势差进行比较。

这样可以消除外部环境对测量结果的影响，提高测量的准确性。

当玻璃电极和参比电极同时浸泡在溶液中时，它们之间会产生一个电势差。

这个电势差与溶液中的氢离子浓度成正比，而氢离子浓度又与溶液的酸碱度（pH值）相关。

因此，通过测量这个电势差，就可以间接地得到溶液的pH值。

为了准确测量pH值，pH计通常需要进行校准。

校准过程中，将pH计依次放入标准的酸性和碱性溶液中，根据这些溶液的已知pH值，调整pH计的读数，使其与标准值相符。

这样，在后续的测量中，pH计就能够准确地显示溶液的pH值。

总结起来，pH计的工作原理是基于玻璃电极和参比电极之间的电势差，通过测量这个电势差来间接测量溶液的pH值。

玻璃电极通过与溶液中的氢离子反应产生电荷变化，而参比电极提供一个稳定的参考电位。

通过校准，pH计能够提供准确的pH值测量结果，广泛应用于实验室、工业生产和环境监测等领域。

电解后溶液pH的变化电解后溶液pH的变化之一1．只放H2(H+放电)，破坏水的电离平衡，导致溶液中[OH－]＞[H+]，溶液pH 增大。

关系：H2——2OH－(增加)2．只放氧气(OH－放电)，破坏水的电离平衡，导致溶液中[H+]＞[OH－]，溶液的pH值减小。

关系：O2——4H+(增加)3．电解含氧酸、强碱和含氧酸的碱金属盐溶液，既在阳极放氧气(4OH－-4e==2H2O+O2↑)，又在阴极放氢气(4H++4e==2H2↑)，实质是电解水(总反应2H2O==2H2↑+O2↑)。

将导致电解质溶液浓度增大。

则电解含氧酸稀溶液(如H2SO4)，溶液浓度增大，[H+]增大，pH减小。

电解强碱溶液(如NaOH)，溶液浓度增大，[OH－］增大，pH增大。

电解含氧酸的碱金属盐溶液(如Na2SO4)，溶液浓度增大，但pH不变(=7)。

电解后溶液pH的变化之二电解质溶液电解后，溶液pH的变化的探讨在选择题和计算题中很多见。

我们不妨用下面简单的口诀代替规律，以便既正确又迅速地解题。

简单的口诀是：“有氢无氧放，pH增大；有氧无氢放，pH值减小；若遇放氢又放氧如是酸则pH减小，如是碱则pH增大，如是强酸强碱盐则pH不变。

”1．有氢无氧放，pH增大。

电解NaCl溶液，生成NaOH，pH增大。

电解CaBr2溶液，也生成Ca(OH)2，pH增大，电解盐酸溶液，浓度变稀，pH增大，2．有氧无氢放，pH减小。

电解AgNO3溶液电解CuSO4溶液生成相应的酸，溶液pH减小。

3．放氢又放氧，如是酸则pH减小。

电解HNO3溶液、H2SO4溶液就是电解水，使酸的浓度变大，pH减小。

放氢又放氧，如是碱则pH增大。

电解NaOH溶液，KOH溶液就是电解水，使碱的浓度变大，pH增大。

放氢又放氧如是强酸强碱盐则pH不变。

电解K2SO4溶液、NaNO3溶液就是电解水而盐类不水解，因此pH不变。

电解KNO3：如果电解的是会水解的盐，则情况较复杂，浓度会影响水解，一般不作讨论。

电解规律及溶液的pH变化在电解过程中电解质电离出的阴、阳离子和水电离出的H+，OH-均有可能在阴、阳两极放电。

根据放电顺序，由于电解质的种类不同，因而电极产物也不同，同时电解质溶液在电解过程中的pH变化也不同。

①电解无氧酸（HCl，HI，HBr）或电解不活泼金属无氧酸盐。

如通过电解HCl或CuCl2的实验，在阴极分别得到H2，Cu，在阳极得到Cl2。

在整个电解过程中，实际是电解质本身参与反应，而水在电解过程中不参与反应，所以电解HCl或CuCl2等于是电解电解质本身：2HCl H2↑+Cl2↑CuCl2Cu+Cl2电解后的溶液pH明显减小或增大。

电解无氧酸只是电解电解质本身而水不发生变化，由于H+物质的量不断减小，所以[H+]不断增大，pH不断减小。

电解不活泼金属无氧酸盐，其中不活泼金属阳离子水解产生较多的H+，随着电解质CuCl2的减少，水解出H+减少，[H+]减少，所以pH增大。

②电解活泼金属的无氧酸盐或不活泼金属含氧酸盐。

如通过电解CuSO4或电解NaCl溶液的实验，在阴极得到不活泼金属单质或氢气，在阳极得到氧气或卤单质。

在整个过程中，电解电解质溶液，其电解质与水均参与了反应，实际上是电解质电离的两种离子和水电离出的H+，OH-比较，按其放电趋势的大小而放电：2NaCl+2H2O2NaOH+H2↑+Cl2↑2CuSO4+2H2O2Cu↓+O2↑+2H2SO4电解无氧酸的活泼金属盐由于产物中生成碱，所以pH明显增大；电解含氧酸的不活泼金属盐由于产物中生成含氧酸，所以pH明显减小。

③电解含氧酸、强碱、强酸强碱盐、活泼金属弱含氧酸盐。

如通过电解H2SO4，NaOH，Na2SO4，Na2CO3等溶液，在阴、阳两极均得到H2和O2。

实际上电解这4种盐的溶液是电解水，与电解质本身无关。

由于是电解水，等于电解后的溶液溶剂减少，溶液的浓度增大：电解含氧酸的pH减小；电解强碱溶液的pH增大；电解强碱强酸溶液的pH不变；电解强碱强酸酸式盐，pH减小；电解活泼金属弱含氧酸盐溶液pH增大，溶剂减少，溶液浓度增大，水解增大。

考点45 溶液的酸碱性及pH一、溶液的酸碱性与pH1．溶液的酸碱性(25 ℃时)溶液的酸碱性c(H+)与c(OH－) 比较c(H+)大小pH酸性溶液c(H+)>c(OH－) c(H+)>1×10－7mol·L－1<7中性溶液c(H+)=c(OH－) c(H+)=1×10－7mol·L－1=7碱性溶液c(H+)<c(OH－) c(H+)<1×10－7mol·L－1>7 提醒：pH＝7或c(H＋)＝10－7mol·L－1的溶液不一定呈中性，因水的电离与温度有关，常温时，pH＝7或c(H＋)＝10－7 mol·L－1溶液呈中性，100 ℃时pH＝6或c(H＋)＝1×10－6 mol·L－1呈中性。

2．溶液的pH（1）定义：pH=−lg c(H+)。

（2）pH 与溶液的酸碱性的关系①25 ℃，纯水的pH=7，溶液呈中性；pH<7的溶液呈酸性；pH>7的溶液呈碱性。

②pH表示溶液的酸碱性及其强弱：25 ℃时，pH(<7)越小，溶液的酸性越强；pH(>7)越大，溶液的碱性越强。

（3）pH的适用范围常温下，当溶液的酸碱性用pH表示时，一般情况下，1×10−14 mol·L−1<c(H+)<1 mol·L−1，即14>pH>0。

pH=0的溶液中并非无H+，而是c(H+)=1 mol·L−1；pH=14的溶液中并非无OH−，而是c(OH−)=1 mol·L−1。

当c(H+)>1 mol·L−1时，一般不用pH表示溶液的酸碱性，用c(H+)或c(OH−)直接表示溶液的酸碱性更方便。

注意：（1）未指明温度时，pH=7不代表溶液呈中性，如100 ℃时，pH=6为中性溶液。

（2）溶液的酸碱性也可以用pOH表示：pOH=−lg c(OH−)。