最新高中化学-高三化学强弱电解质溶液的pH 精品
高中化学知识点-化学反应原理-电解质溶液-溶液pH的定义
pH的含义pH是表示水溶液的酸碱度大小的数值，它是以水溶液中氢离子浓度的数量级作为标度的。
pH的应用范围在0——14之间。
水是最常用的溶剂，用精密仪器测定，纯水也有极其微弱的导电能力。
这是由于水发生了自偶电离H2O+H2OH3O++OH-可以简写成H2OH++OH-在纯水中，H+和OH-的数目相等，所以纯水不显酸性或碱性而呈中性。
但不能说中性的纯水中并不含有H+和OH-。
按质量作用定律，水中的H+和OH-在浓度之间存在下列关系：由于水的电离极其微弱，可把达到平衡时的[H2O]看作常数[H+][OH-]=[H2O]K=K wK w称为水的离子积常数，它表明在一定温度下水中H+和OH-的浓度关系。
经测定，在22℃时，K w=×10-14；50℃时，K w=×10-14；100℃时，K w=×10-13。
可以看出K w值随温度的升高而增大。
这是因为水在电离时要吸收一定的能量，温度高时比较容易电离的缘故。
一般为了便于计算，在常温下可以认为K w=1×10-14。
如果在水中加入了其它电解质，有时会引起水的电离平衡的移动，H+和OH-的浓度发生改变，即一个增大另一个减小，但达到新的平衡时，仍保持[H+][OH-] =10-14。
根据水的离子积，就可以定量地说明水溶液的酸碱性：在纯水或中性溶液中[H+]=[OH-]=10-7mol·L-1在酸性溶液中[H+]＞[OH-] [H+]＞10-7mol·L-1在碱性溶液中[H+]＜[OH-] [H+]＜10-7mol·L-1总之，水的离子积说明，无论是纯水还是水溶液，无论是酸性溶液还是碱性溶液，只要有水存在就同时存在着H+和OH-，[H+]及[OH-]两者的乘积始终保持常数。
因此，知道了H+浓度就可以知道OH-浓度。
为统一起见，一般常用H+的浓度来表示溶液的酸碱度，H+浓度越大，溶液的酸性越强，而OH-浓度越小。
强弱电解质和溶液PH的归纳与拓展
强弱电解质和溶液PH的归纳与拓展东莞中学松山湖学校童建军知识要点一强电解质与弱电解质1强、弱电解质：一定温度和浓度的电解质，根据它们在水溶液中电离程度大小分为强电解质和弱电解质，其区别如下：2•溶液的导电性：导电性的强弱是由溶液中离子浓度大小决定的。
如果某强电解质溶液浓度很小，那么它的导电性可以很弱；而某弱电解质虽然电离程度小，但浓度较大时，该溶液的导电能力也可以较强。
因此，强电解质溶液的导电能力不一定强，弱电解质溶液的导电能力也不一定弱。
【典型例题1】下列事实可证明氨水是弱碱的是( )A •氨水能跟氯化亚铁溶液反应生成氢氧化铁 B.铵盐受热易分解C. 0.1 mol/L氯化铵溶液的 PH约为5 D • 0.1 mol/L氨水可使酚酞试液变红解析：本题考查弱电解质的概念。
证明氨水是弱电解质的原理有两个：一是证明氨水不能完全电离，溶液中存在电离平衡；二是证明氨水与强酸反应生成的盐具有弱酸性。
C就是利用了第二个原理。
答案：C【方法归纳1】强弱电解质的判断方法(1 )在同浓度、同温度下，对电解质做导电性对比实验，导电能力强者为强电解质，反之，为弱电解质。
(2 )在同浓度、同温度下，比较反应速率的快慢，反应速率快者为强电解质，反之，为弱电解质。
(3)浓度与pH的关系，如O.lmol L-1醋酸，其pH > 7,即可证明其是弱电解质。
(4)测定对应盐的酸碱性，如CH s COONa溶液呈碱性，则证明CH3COOH是弱酸。
(5)稀释前后的pH与稀释倍数的关系，如将 pH=2的酸溶液稀释100倍，若pH V4,则该酸是弱酸，若pH=4，则该酸是强酸。
(6 )利用实验证明电离平衡，有电离平衡者为弱电解质。
如向醋酸溶液中滴加石蕊试液变红，再加CH3COONH4,颜色变浅，说明醋酸为弱酸。
(7)利用较强酸制备较弱酸判断电解质强弱。
如将CO2通入苯酚钠溶液中，出现浑浊，说明酸性：碳酸〉苯酚。
知识要点二弱电解质的电离平衡1 •弱电解质的电离平衡：同化学平衡。
高三化学 一. 强弱电解质 二. 水的电离 三. 溶液的pH值 知识精讲
高三化学一. 强弱电解质二. 水的电离三. 溶液的pH值知识精讲一. 强弱电解质单质强电解质（完全电离）1. 纯净物电解质化合物弱电解质（不完全电离）非电解质2. 弱电解质在水溶液中会形成电离平衡。
3. 影响弱电解质电离平衡的因素浓度温度（温度升高，电离程度增大）二. 水的电离1. 水是一种弱电解质，水中存在水的电离平衡。
2. 离子积常数（Kw = [H+][OH-]）温度不变，水溶液中Kw不变。
25℃时，Kw = 10-14，与溶液的酸碱性无关。
Kw [H+] （mol/L）[OH-] （mol/L）蒸馏水10-14 10-710-70.1 mol/L的盐酸10-14 10-110-130.1mol/L氢氧化钠10-14 10-1310-13. 温度升高，水的电离平衡正向移动，Kw 增大，比如，100℃时，Kw = 10-12三. 溶液的pH值pH = - lg [H+]25℃时，Kw [H+] （mol/L）PH 蒸馏水10-14 10-7=70.1 mol/L的盐酸10-14 10-1〈70.1mol/L氢氧化钠10-14 10-13〉7酸性越强，PH值越小；碱性越强，PH值越大。
例1.下列强弱电解质的叙述错误的是[ ]A强电解质在溶液中完全电离，不存在电离平衡B在溶液中导电能力强的电解质是强电解质，导电能力弱的电解质是弱电解质C同一弱电解质的溶液，当温度浓度不同时，其导电能力也不相同D纯净的强电解质在液态时，有的导电，有的不导电[解析]本题考察强弱电解质的概念。
在溶液中能完全电离的是强电解质，A正确；而决定溶液的导电能力的主要因素是阴阳离子总的浓度，而不是是否完全电离，B错；同一弱电解质的溶液，当温度浓度不同时，溶液中离子浓度可能不同，故导电能力也可能不相同，C对；纯净的强电解质在液态时，有的导电（如：NaCl），有的不导电(如：HCl)，所以，D也对。
答案：B例2.PH=13的强碱溶液和PH=2的强酸溶液混合，所得溶液的PH=11，则强碱溶液和强酸溶液的体积之比为[ ]A 11:1B 9:1C 1:11D 1:9[解析]溶液混合一定先考虑相互之间的化学反应。
化学反应中的电解质酸碱度
化学反应中的电解质酸碱度酸碱度是化学反应中一个重要的性质，它决定了反应的进行和速率。
在化学反应过程中，电解质的存在和酸碱性质的改变会对反应的平衡和速率产生显著的影响。
本文将探讨化学反应中电解质的酸碱度，并讨论其在不同反应中的应用。
一、电解质的酸碱性质电解质是能在溶液中析出离子的化合物，可以分为酸性电解质和碱性电解质两类。
酸性电解质在水中溶解时会释放出H+离子，而碱性电解质则会释放出OH-离子。
电解质的酸碱性质主要取决于其中的离子种类及其浓度。
酸性电解质的酸碱度通常由酸度（酸解离常数）来衡量，酸度越大，其产生的H+离子浓度越高，酸性也就越强。
例如，HCl是一种强酸，其酸度非常大，水中的HCl几乎完全解离成H+和Cl-离子。
而弱酸如乙酸在水中只发生少量解离，其酸度相对较小。
碱性电解质的碱度（碱解离常数）表示其产生OH-离子的能力，碱度越大，产生的OH-离子浓度越高，碱性也就越强。
例如，NaOH是强碱，完全溶解后能够产生大量的OH-离子。
二、电解质酸碱度在酸碱反应中的应用1. 酸中和反应酸中和反应是一种重要的化学反应，其涉及酸性物质和碱性物质的反应。
在酸中和反应中，酸和碱发生中和反应产生盐和水。
酸中和反应的进行与反应物的酸碱度有关。
当酸的酸度与碱的碱度相等时，称为等克分子中和。
此时，酸和碱中的H+和OH-离子完全中和，产生水。
例如，HCl（酸）与NaOH （碱）的中和反应为HCl + NaOH → NaCl + H2O。
2. 酸碱指示剂酸碱指示剂是一类能够根据溶液的酸碱度发生颜色变化的物质。
它们常用于酸碱滴定中的终点检测。
不同酸碱指示剂的变色范围与不同的pH值相关。
常见的酸碱指示剂如酚酞、溴酚蓝和甲基橙等具有不同的变色范围。
例如，酚酞在pH值为8.2-10之间呈现红色，而在pH值低于7时呈现无色。
通过选择适当的酸碱指示剂，可以准确地确定滴定终点，从而实现对物质酸碱度的测定。
3. 酸碱催化剂酸碱催化剂是一种能够促进化学反应进行的物质。
溶液的酸碱性及强弱程度
在水溶液中能解离出氢氧根离子（OH-）的化合物， 具有苦味和滑腻感，也能使指示剂变色。
酸碱反应
酸和碱在水溶液中发生中和反应，生成盐和水，同时 放出热量。
溶液酸碱度表示方法
pH值
酸碱度与浓度关系
表示溶液酸碱度的数值，范围通常在014之间。pH=7时溶液呈中性，pH<7 时溶液呈酸性，pH>7时溶液呈碱性。
结果解释
根据实验数据和相关知 识，对实验结果进行解 释，如解释为何某种溶 液的pH值会随着浓度的 变化而变化。
异常情况分析和处理建议
异常数据
01
对于实验过程中出现的异常数据，应进行分析并找出可能的原
因，如测量误差、仪器故障等。
处理建议
02
针对异常情况提出相应的处理建议，如重新测量、更换仪器等，
以确保实验结果的准确性和可靠性。
性。
pH值测量原理
利用玻璃电极和参比电极组成的 pH计，测量溶液中的氢离子活度， 并转换为pH值。
测量方法
将pH计浸入待测溶液中，等待电极 响应稳定后，读取显示的pH值。
酸碱滴定法原理及应用
酸碱滴定法原理
利用已知浓度的酸或碱溶液，通过滴定管逐滴加入待测溶 液中，直到反应完全，根据滴定剂的用量和浓度计算待测 溶液的酸碱性。
根据需要配制不同浓度的酸碱 溶液。
酸碱指示剂使用
在待测溶液中加入适量的酸碱 指示剂，观察颜色变化。
pH值测量
用pH试纸或pH计测量溶液的 pH值，并记录数据。
重复实验
为确保结果准确性，建议重复 实验2-3次。
安全防护和废弃物处理
实验室安全规则
遵守实验室安全规则， 注意个人防护措施。
酸碱溅出处理
如遇酸碱溅出，应立即 用大量清水冲洗，并寻
高三化学电解前后溶液ph变化规律专题辅导
电解前后溶液pH变化规律电解质溶液在电解过程中，有时溶液pH会发生变化。
判断电解质溶液的pH变化，可以从电解产物去分析。
1.若电解时阴极上产生H2，阳极上无O2产生，电解后溶液pH增大；2.若阴极上无H2，阳极上产生O2，则电解后溶液pH减小；3.若阴极上产生H2，阳极上产生O2，且V（H2）=2V（O2），则有三种情况：①如果原溶液为中性溶液，则电解后pH不变；②如果原溶液是酸性溶液，则pH变小；③如果原溶液为碱性溶液，则pH变大。
4.若阴极上无H2产生，阳极上无O2产生，电解后溶液的pH可能也会发生变化。
如电解CuC12溶液（CuC12溶液由于Cu2+水解而显酸性），一旦CuC12全部电解，pH则会变大，溶液呈中性。
例题（2006·北京）铝和氢氧化钾都是重要的工业产品。
请回答：（1）工业冶炼铝的化学方程式是_______________。
（2）铝与氢氧化钾反应的离子方程式是__________________。
（3）工业品氢氧化钾的溶液中含有某些含氧酸根杂质，可用离子交换膜法电解提纯。
电解槽内装有阳离子交换膜（只允许阳离子通过），其工作原理如图所示。
①该电解槽的阳极反应式是___________________。
②通电开始后，阴极附近溶液pH会增大，请简述原因_______________。
③除去杂质后氢氧化钾溶液从液体出口_______（填写“A”或“B”）导出。
解析第（1）、（2）小题的化学方程式（或离子方程式）可直接写出。
第（3）小题用阳离子交换膜电解法除去工业品氢氧化钾溶液中的杂质（含氧酸根），相当于电解水，故电解时的电极反应为：阳极：4O H－－4 e－=2HO2+O2↑，阴极：4H++4 e－=2H2↑。
其中阴极区H+放电，H+浓度减小，使水的电离平衡向右移动促进水的电离，O H－浓度增大。
在阴极和阳极之间有阳离子交换膜，只允许阳离子K+和H+通过，这样就在阴极区聚集了大量的K+和O H－，从而产生氢氧化钾溶液。
最新高中化学高考电解质溶液专题复习精品PPT多媒体课件
方法 取1 mL pH相同的盐酸和醋酸， 用蒸馏水稀释相同倍数，再测 定两溶液的pH 测定相同浓度的盐酸和醋酸的 pH 浓度相同的盐酸和醋酸溶液， 加入纯度、质量都相同的同种 锌粉 同体积pH＝1的盐酸和醋酸， 加入足量的锌，用排水法收集 生成的氢气 滴定相同pH的等体积盐酸和醋 酸
现象
盐酸pH变化大，醋酸 的pH变化小
离子浓度大小比较
(2009 年高考江苏卷改编题 )下列溶液中 微粒的物质的量浓度关系正确的是( ) － A．室温下，向 0.01 mol· L 1NH4HSO4 溶液中滴加 NaOH 溶液至中性： ＋ ＋ － － ＋ c(Na )>c(NH4 )>c(SO2 )> c (OH ) ＝ c (H ) 4 － B．0.1 mol· L 1NaHCO3 溶液： － c(Na＋)>c(OH－)>c(HCO3 )>c(H＋) C ． Na2CO3 溶液： c(OH － ) － c(H ＋ ) ＝ c(HCO － 3 )＋ 2c(H2CO3) － D．25 ℃时，pH＝4.75、浓度均为 0.1 mol· L 1的 CH3COOH、CH3COONa 混合溶液： － － ＋ c(CH3COO )＋c(OH )<c(CH3COOH)＋c(H )
方法点拨 方法 现象 醋酸钠溶液中加入几滴 溶液为浅红色 酚酞溶液 测定0.1 mol/L的醋酸的 测出的pH>1 pH 在烧杯里加入浓醋酸， 接通电源，然后缓缓加 电流强度先逐渐变大， 入蒸馏水并不断搅拌， 然后逐渐变小 观察电流表中电流强度 的变化 取相同体积相同浓度的 盐酸和醋酸，测其导电 电流强度：盐酸>醋酸 性
(2)物料守恒规律 电解质溶液中，由于某些离子能水解或电离， 离子种类增多，但某些关键性的原子总是守恒 － 的， 如在 Na2CO3 溶液中 CO2 故碳元 3 能水解， － － 素以 CO2 、 HCO H2CO3 三种形式存在，它 3 3、 们之间的守恒关系为 ＋ － － c(Na )＝2{c(CO2 ) ＋ c (HCO 3 3 )＋c(H2CO3)}。 (3)水电离出的氢离子和氢氧根离子相等 如 K2S 溶液中：c(OH－)＝c(HS－)＋2c(H2S)＋ ＋ c(H )。
高中化学详解 pH及强酸强碱溶液有关的pH计算
（1）a值可否等于3（， 填“可”或“否”） ，
其理由是：若a=3,b=6 不符合题意
；
（2）a值可否等于5（填“可”或“否”） ，
其理由是由：a=5,b=10，求出Va/Vb=10,不合题意；
（3）a的取值范围是 3.5<a<14/3
。
解：c(OH-)=0.001mol/L
c(H+)=Kw/c(OH-)=10-14/10-3=10-11 pH=-lgc(H+)=-lg 10-11=11
答：该溶液的pH为11。
总结： 酸性溶液：直接代入求解 碱性溶液：通过Kw求c(H+)
练习1—2：柠檬水溶液的pH是3，其中的
c(H+)是多少？
大小关系
(mol/L)
酸性
c(H+)>c(OH-) c(H+)>1.0×10-7
中性
c(H+)=c(OH-) c(H+)=1.0×10-7
碱性
c(H+)<c(OH-) c(H+)<1.0×10-7
问题1：我们在初中接触过pH，你能利用 上表（或另作图）清楚地表达出pH与溶液 酸碱性的关系吗？
溶液酸碱性 c(H+)、c(OH-) c(H+)取值范围
c(H )
Kw c(OH )
1.0 1014 0.1
1.0 1013
pH lg c(H ) lg1.01013 13
答： 所得溶液的pH为13。
总结： 酸酸混合，先求H+ 碱碱混合，先求OH酸碱混合，求剩余
练习3—1：将 pH 为8的NaOH溶液与 pH 为10的NaOH 溶液等体积混合：
最新高中化学《电解质在水溶液中的反应》精品教案精品版
2020年高中化学《电解质在水溶液中的反应》精品教案精品版
第二节电解质（第二课时）（教案）
鲁科版高中化学《电解质在水溶液中的反应》精品教案
{教学目标}
知识与技能：
1、了解离子反应和离子方程式的含义。
2、认识离子交换引起的离子反应发生的条件。
3、掌握一些简单离子方程式的书写。
过程与方法：
学习运用观察、实验等多种手段获取信息，并运用比较、分类、迁移等探究等方法对信息进行加工升华。
情感态度与价值观：
发展学生学习化学的兴趣，乐于探究离子反应的条件实质，感受化学世界的奇妙与和谐。
{教学重点与难点}：离子方程式的书写。
高三化学电解质溶液电解后的ph变化规律
电解质溶液电解后的pH变化规律
（1）电解电解质本身（水不参与反应）
①电解无氧酸：电解无氧酸溶液，只是电解电解质本身，电解质溶液中的水不参与反应。
如电解盐酸，就是电解HCl
由于电解质不断减少，溶剂不发生变化，则浓度变小，所以[H+]比原酸溶液小，pH 升高
②电解不活泼金属无氧酸盐：只是电解电解质本身，水不参与。
如电解CuCl2溶液，就是电解CuCl2本身
CuCl2为强酸弱碱盐，Cu2+水解，使溶液[H+]＞[OH-]，在电解时由于Cu2+转化成Cu，[Cu2+]不断减少，pH增大。
（2）电解电解质和水
①电解活泼金属无氧酸盐：电解质和水均参与反应。
如电解NaCl溶液
由于生成物中生成强碱，故溶液的pH升高。
②电解不活泼金属含氧酸盐：电解质和水均参与了反应。
如电解CuSO4溶液
由于生成物中生成强酸，故溶液的pH减小。
（3）电解水
①电解含氧酸：只是电解水。
如电解稀H2SO4
由于溶质不发生变化，而水（溶剂）不断减少，则[H+]不断增大，pH减小。
②电解可溶性强碱：只是电解水。
如电解NaOH溶液
（溶剂）不断减少，则[OH-]不断增大，pH升高。
③电解强碱含氧强酸盐：只是电解水。
如电解Na2SO4溶液
由于溶质不发生变化，水（溶剂）不断减少，溶液浓度增大，但由于该物为强酸强碱盐不发生水解，无论反应前或反应后，pH均为7，不会发生变化。
化学反应中的电解质溶液酸碱度
化学反应中的电解质溶液酸碱度在化学反应中，溶液的酸碱度是一个重要的概念。
酸碱度指的是溶液中酸性离子和碱性离子的浓度，常用pH值来表示。
本文将介绍电解质溶液的酸碱度及其相关概念。
1. 电解质溶液的酸碱度电解质溶液中的酸碱度是由其中的酸性离子和碱性离子的浓度决定的。
当溶液中酸性离子的浓度高于碱性离子时，溶液呈酸性；而当碱性离子的浓度高于酸性离子时，溶液呈碱性。
当两者的浓度相等时，溶液是中性的。
2. pH值的概念pH值是表示溶液酸碱度的指标，它是对数尺度下酸碱溶液浓度的负对数。
pH值越低，表示溶液越酸性；而pH值越高，表示溶液越碱性。
中性溶液的pH值为7。
3. 酸碱度的测试方法常用的测试酸碱度的方法是使用pH试纸或酸碱指示剂。
pH试纸可以通过改变颜色来反映溶液的酸碱度，一般分为酸性、中性和碱性三个范围。
酸碱指示剂则根据溶液的酸碱度的不同，会出现不同的颜色变化，用于快速判断溶液的酸碱性。
4. 影响电解质溶液酸碱度的因素电解质溶液的酸碱度受到多种因素的影响。
其中，浓度是影响溶液酸碱度的主要因素之一。
当酸性离子或碱性离子的浓度增加时，溶液的酸碱度也会增加。
此外，温度、溶液的离子强度和相关的化学物质等因素也会对酸碱度产生影响。
5. 酸碱反应和电解质溶液酸碱度酸碱反应是指酸性溶液和碱性溶液之间发生的化学反应。
在酸碱反应中，酸性溶液会和碱性溶液发生中和反应，生成盐和水。
在此过程中，酸性离子和碱性离子的浓度会发生变化，导致溶液的酸碱度发生变化。
总结：化学反应中的电解质溶液酸碱度是通过酸性离子和碱性离子的浓度来表示的。
pH值是常用的衡量溶液酸碱度的指标，根据浓度的不同可以分为酸性、中性和碱性溶液。
酸碱度的测试常用pH试纸或酸碱指示剂。
而影响电解质溶液酸碱度的因素包括浓度、温度、离子强度和化学物质等。
在酸碱反应中，溶液的酸碱度会发生变化，通过中和反应生成盐和水。
以上就是关于化学反应中的电解质溶液酸碱度的相关内容。
准确理解和把握溶液的酸碱度对于化学实验和工业生产中的溶液处理具有重要意义。
电解质溶液的pH值实验研究
电解质溶液的pH值实验研究一、引言电解质溶液的pH值是描述其酸碱性质的重要指标之一。
通过实验研究电解质溶液的pH值，可以深入了解溶液中离子浓度和酸碱平衡的相关特性。
本文将进行电解质溶液的pH值实验研究，探究不同条件下溶液pH值的变化规律。
二、实验目的本实验旨在研究不同电解质溶液的pH值，并通过调节浓度、温度等条件，探究其对pH值的影响。
三、实验原理1. pH值的定义：pH值是用来表示溶液酸碱性的指标，其数值范围从0到14，数值越小表示酸性越强，越大表示碱性越强，7表示中性。
2. pH值的计算公式：pH = -log[H+]，其中[H+]代表溶液中的氢离子浓度。
四、实验步骤1. 准备工作：a. 清洗实验仪器，确保无任何杂质；b. 准备所需的电解质溶液和浓度计量器具。
2. 实验一：不同浓度溶液的pH值测定a. 分别取一定量的电解质溶液，并分别稀释成不同浓度的溶液，如0.1 mol/L、0.05 mol/L、0.01 mol/L等；b. 使用pH计测定每个溶液的pH值，并记录数据；c. 绘制浓度与pH值的关系曲线。
3. 实验二：温度对溶液pH值的影响a. 取一种电解质溶液，如NaCl溶液；b. 在不同温度下，测定该溶液的pH值，并记录数据；c. 分析温度变化对pH值的影响规律。
五、实验结果与分析1. 实验一的结果：根据实验数据绘制的浓度与pH值的关系曲线，我们可以看出溶液浓度越低，pH值越接近中性，表明溶液的酸性或碱性较弱。
随着溶液浓度的增加，pH值逐渐偏向酸性或碱性方向。
2. 实验二的结果：实验结果显示，随着温度的升高，溶液的pH值呈现出不同的变化规律。
具体而言，一些电解质溶液的pH值随着温度的升高而减小，而另一些电解质溶液则呈相反趋势。
这是因为在不同溶剂和温度下，电解质溶液的酸碱性质可能发生改变。
六、实验结论通过本次实验研究，我们得出以下结论：1. 电解质溶液的pH值与溶液浓度呈正相关关系，浓度越高，pH值越偏离中性。
整理版电解质溶液的酸碱性电解质量溶液的酸碱性的表示方法
五、电解质溶液旳酸碱性1、电解质量溶液旳酸碱性旳表达措施（1）溶液旳pH在纯水和电解质旳稀溶液里都存在水旳电离平衡及水旳离子积(Kw)。
Kw指明了H+离子和OH－离子旳依存关系及其数量关系。
[H+]和[OH－]可以互相换算，因此可以用[H+]统一表达水溶液旳酸碱性。
但在稀溶液里[H+]很小，计算时很不以便。
若取[H+]旳负对数，计算时就很以便。
因此pH是表达溶液酸碱性旳一种措施。
即pH = lg[H+]或[H+] = 10－pH。
在常温下：[H+]>10－7，则pH < 7，溶液呈酸性，[H+]越大，pH越小，酸性越强；[H+]= 10－7，则pH = 7，溶液呈中性；[H+] < 10－7，则pH > 7，溶液呈碱性，[H+]越小，pH越大，碱性越强。
（2）酸碱批示剂借助于颜色旳变化来表达溶液pH旳物质叫做酸碱批示剂。
例如甲基橙，它是一种有机弱酸，以HIn表达，电离方程式为：HIn H+ + In－(红色) (黄色)当黄色物（In－）和红色旳（HIn）各占50%时，溶液显橙色；若[H+]增大到pH为3.1时，红色旳HIn占90%，黄色旳In－占10%，溶液显红色，[H+]再增大，即pH < 3.1，肉眼已看不出颜色旳变化；若[H+]减小到pH为4.4时，约有90%旳黄色离子、10%旳红色分子，溶液显黄色，[H+]再减小，即pH > 4.4，肉眼也看不出颜色旳变化。
肉眼能观测到旳颜色变化旳pH范畴叫做该酸碱批示剂旳变化范畴。
变化范畴中pH较小旳一侧旳颜色称为批示剂旳酸色，pH较大旳一侧旳颜色称为批示剂旳碱色。
下表中是几种常用酸碱批示剂旳变色状况：批示剂名称变色范畴pH及颜色颜色酸色碱色甲基橙酚酞石蕊3.1—4.4（橙色）8.0—10.0（浅红色）5.0—8.0（紫色）红无色红黄红蓝2、酸、碱可以克制水旳电离酸溶液或碱溶液里都存在水旳电离平衡及水旳离子积，但由于酸溶液里[H +]较大，碱溶液里[OH －]较大，因此其中水旳电离平衡均向逆方向移动，克制了水旳电离。
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高三化学强弱电解质
★
☆巧思巧解：
1、电解质与非电解质、强电解质与弱电解质的比较：
电解质溶液
其中：
①电解质和非电解质的研究对象均为化合物，单质和混合物即不是电解质，也不是非电
解质。
②“水溶液或熔化状态”是电解质电离的外部条件，且两个条件具备其中一个即可。
如
液态HCl不导电，而HCl的水溶液能导电(即其发生了电离),所以HCl是电解质；而作为非电解质则必须是两个条件下均不能电离。
③“能导电”是因为电解质电离(在水溶液或熔化状态下)产生了自由移动的离子。
电解质
溶液的导电能力强弱主要取决于溶液中自由移动的离子的浓度大小；离子浓度越大，导电能力越强，与溶液中自由移动的离子数目无关，与电解质的强弱无关。
2、电离平衡与水解平衡的比较
3、影响水电离的因素
水的电离是电离平衡的一种具体表现形式，所以可以上承下延，从电离平衡的影响因素来思考和理解具体的水的电离平衡的影响因素。
（1）温度：由于水的电离过程吸热，故升温使水的电离平衡右移，即加热能促进水的电离，c(H＋)、c(OH―)同时增大,K w增大,pH值变小,但c(H＋)与c(OH―)仍相等,故体系仍显中性。
（2）酸、碱性：在纯水中加入酸或碱，酸电离出的H＋或碱电离出OH―均能使水的电离平衡左移，即酸、碱的加入抑制水的电离。
若此时温度不变，则K w不变，c(H＋)、c(OH―)此增彼减。
即：加酸，c(H＋)增大，c(OH―)减小，pH变小。
加碱，c(OH―)增大，c(H＋)减小，pH变大。
（3）能水解的盐：在纯水中加入能水解的盐，由于水解的实质是盐电离出的弱酸根或弱碱阳离子结合水电离出的H＋或OH―，所以水解必破坏水的电离平衡，使水的电离平衡右移。
即盐类的水解促进水的电离。
（4）其它因素：向水中加入活泼金属，由于与水电离出的H＋直接作用，因而同样能促进水的电离。
4、关于溶液pH值的计算
（1） 总思路：根据pH 的定义：pH=－lg ｛c(H +)｝，溶液pH 计算的核心是确定溶液中c(H +)
的相对大小。
具体地，酸性溶液必先确定溶液中c(H +)，碱性溶液必先确定c(OH ―
)，
再由c(H +)·c(OH －
)= Kw 换算成c(H +),然后进行pH 的计算。
即：c(H +) pH
(2)溶液混合后的pH 计算
①两强酸混合,先求混合后的c(H +
)混,再直接求pH 值：c(H +
)混=
2
12
211)()(V V V H c V H c +∙+∙++
②两强碱混合：先求混合后c(OH ―
)混，再间接求pH 值：
c(OH ―
)混=2
12
211)()(V V V OH c V OH c +∙+∙--
③强酸与强碱溶液混合：根据n(H +)与n （OH ―
）的相对大小先判断酸、碱的过量情况 a 、若酸过量n(H +)＞n （OH ―），c(H ＋)混=［n(H +)-n （OH ―）］/V 总
b 、若碱过量n(OH ― ) ＞n(H ＋ )，c(OH ―
)混=［n(OH ― )-n(H ＋ )］/V 总
c 、若酸碱恰好完全反应n(H +)=n （OH ―
），混合后溶液呈中性。
④未标明酸碱的强弱，混合后溶液pH 值不定。
应分析讨论。
（3）总结论：酸按酸，碱按碱，同强混合在之间，异强混合看过量。
5、溶液的稀释规律
（1） 强酸：pH=a ，稀释10n 倍则pH=a+n(a+n ＜7)；(弱酸：则pH ＜a+n)
强碱：pH=b ，稀释10n 倍则pH=b-n(b-n ＞7)；弱碱：则pH ＞b-n)
(2)酸或碱 无限稀释时(即当c(H ＋ )或c(OH ―
) ＜10-6mol/L 时)，应考虑水电离出来的 H ＋ 或OH ―
的影响。
切记：“无限稀释7为限” 6、关于中和滴定的误差判断 根据计算关系式：C 待=
待
待标
标标n V n V C ∙∙∙，判断溶液浓度误差的宗旨是待测溶液的浓度与消
耗标准液的体积成正比。
任何操作的误差最终均可归结到对所用标准液的体积的影响．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．。
※ 例题精析
【例1】下列四种溶液中，由水电离生成的H ＋
浓度之比①∶②∶③∶④是（ ）
① pH=0的盐酸；②0.1mol/l 的盐酸
② 0.01mol/L 的NaOH 溶液；④pH=14的NaOH 溶液
A 、1∶10∶100∶1
B 、0∶1∶12∶0
C 、14∶13∶12∶14
D 、14∶13∶2∶1
【例2】下列各组溶液的c(H ＋ ) 一定等于1×10－
7mol/L 的是（ ） A 、pH=2和pH =12的两种溶液以等体积混合
B 、0.18mol/L 的硫酸与0.10mol/L 的NaOH 溶液以等体积混合
C 、将pH=5的CH 3COOH 溶液稀释100倍
D 、pH=1的H 2SO 4 与0.10mol/L 的B a (O H )2 溶液以等体积混合
c(H ＋ )=10－
pH pH=－lg ｛c(H +)｝
答案：1、A 2、B。