水的离子积和溶液的ph值
水的电离、水的离子积常数Kw和溶液pH的计算
水的电离、水的离子积常数K w和溶液pH的计算1.水的电离方程式为：____________________，水电离时要破坏______________，因此水的电离是_______（填“吸热”或“放热”）过程。
2.根据水的电离方程式，该反应的平衡常数的表达式K=______________。
我们把水的电离平衡常数称为水的离子积常数，记为K w。
（1）K w的大小只与________有关，温度越高，水的离子积常数K w越大。
（2）常温下（25℃），水的离子积常数为K w= c(H+)·c(OH—)=10-14。
3.影响水的电离的因素：（1）温度：温度升高，促进（填“促进”或“抑制”）水的电离，K w增大（填“变大”或“变小”）；（2）外加的酸或碱：抑制（填“促进”或“抑制”）水的电离。
4.溶液pH的计算：pH=-lg c(H+)=-lg (K w/c(OH—))规律：溶液的酸性越强，溶液的pH越_______；溶液的碱性越强，溶液的pH越_______。
5.大量实验证明：常温下，任何水溶液中，c(H+)·c(OH—)为定值，其大小等于水的离子积常数K w。
即常温下，在酸溶液、碱溶液、中性溶液中，同时存在H+和OH—，且c(H+)·c(OH—)=10-14。
6.pH的测定方法：（1）pH试纸法：用干燥的玻璃棒蘸取待测液点在pH试纸中央，试纸变色后，与标准比色卡对比即可确定溶液的pH。
注意：①pH试纸不能事先润湿，也不能伸入待测液中。
②用pH试纸测出溶液的pH是1～14的整数，只能粗略测定溶液的pH值。
（2）pH计法：常用pH计精确测量溶液的pH，读数时应保留两位小数。
7.酸碱指示剂的颜色变化：（1）无色酚酞试液遇酸不变色，遇碱变红；（2）紫色石蕊试液遇酸变红，遇碱变蓝；例1.（影响水电离平衡的因素分析）1.1.常温下，水的电离达到平衡：H2O H＋＋OH－，下列叙述正确的是（B）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，K w不变C.向水中加入少量固体醋酸钠，平衡逆向移动，c(H＋)降低D.将水加热，K w增大，pH不变B[向水中加入稀氨水，增大了c(OH－)，平衡逆向移动；加入固体NaHSO4，NaHSO4溶于水后电离生成H＋，c(H＋)增大，K w不变；加入醋酸钠，CH3COO－结合水电离出的H＋，使平衡正向移动，c(H＋)降低；将水加热，K w增大，pH减小。
第二节 水的离子积和溶液pH值
第二节水的离子积和溶液pH值[基础知识精析]复习目标：1．水的电离平衡和离子积的概念；2．影响水的电离平衡的因素；3．溶液的酸碱性和pH的关系；4．酸碱指示剂及变色范围和变色原理。
5．掌握水的离子积常数及溶液pH值表示的意义；6．掌握C(H+)、pH值与溶液酸碱性的关系；7．了解指示剂的变色范围，学会pH值的使用方法；8．掌握溶液pH值的有关计算。
一、水的离子积是指水达到电离平衡时的离子浓度的乘积。
通常把K w叫做水的离子积常数，简称水的离子积，K w只与温度有关。
已知在25℃时，水中的H＋浓度与OH－浓度均为1×10－7 mol·L-1，所以在25℃时，K w= c(H＋)·c(OH－)=1×10－7×1×10－7=1×10－14。
二、影响水的电离的因素页：11．加入酸或碱，抑制水的电离，K w不变；2．加入某些盐，促进水的电离，K w不变；3．电离过程是一个吸热过程，升高温度，促进水的电离，水的离子积增大。
三、溶液的酸碱性和pH值页：11．常温时，由于水的电离平衡的存在，不仅纯水，而且在酸性或碱性的稀溶液中，均存在H＋、OH－，且c（H＋）·c（OH－）=1×10－14。
中性溶液中，c（H＋）=c（OH－）=1×10－7 mol·L-1；酸性溶液中，c（H＋）＞c（OH－），c（H＋）＞1×10－7 mol·L-1；碱性溶液中，c（H＋）＜c（OH－），c（H＋）＜1×10－7 mol·L-1。
强调：①含水的稀溶液中，H＋与OH－共存，H＋与OH－的相对多少决定溶液的酸碱性，但二者浓度的积必为常数；②碱性溶液中的c(H＋)= K w/c（OH－）；同理，酸性溶液中的c(OH－)= K w/ c（H＋）。
说明：当我们表示很稀的溶液时，如，c（H＋）=1×10－7 mol·L-1，用c（H＋）或c（OH－）表示溶液的酸碱性很不方便。
36、何为水的离子积、溶液的pH值
何为水的离子积、溶液的pH值
（1）水的离子积：
纯水是一种很弱的电解质，其电离式如下：
H2O H+ + OH—
在一定温度下，当电离达到平衡时，水中的H+离子和OH—离子浓度的乘积是一个常数，这个常数叫做水的离子积，用Kw表示：
K w = [H+][OH—]
（2）溶液中酸碱性与[H+]和[OH—]的关系：
当溶液中[H+] > [OH—]时，则溶液为酸性；
当溶液中[H+] = [OH—]时，则溶液为中性；
当溶液中[H+] < [OH—]时，则溶液为碱性。
（3）溶液的pH值：
溶液中的酸碱性主要决定于[H+]和[OH—]的相对变化，这种变化可以统一用[H+]来表示。
但是，用[H+]来表示溶液的酸碱度，由于数值太小，运用不便，因此，在化学中通常用pH 值来表示溶液的酸碱度。
pH值就是溶液中氢离子浓度的负对数，即
pH = - lg[H+]
例如，[H+]=10-2mol／L，则pH = - lg-2 = 2。
同理，溶液中的OH—离子的浓度也可以用pOH表示，即，
pOH = - lg[OH—]
在22℃时，纯水中[H+] = [OH—] = 10-7mol/L，因此，pH + pOH = - lgl0-7 + (-lg-7) = 14 pH = 14—pOH。
例如，溶液中[OH—] = 10-2mol/L，则该溶液中：
pOH = -lg[OH—] = - lgl0-2 = 2
p0H = 14—pOH = 14—2 = 12。
水的离子积和溶液的PH值
水的离子积和溶液的PH值一、教学目标知识与技能1、水的电离平衡和水的离子积。
2、水的电离平衡的特点以及影响因素的讨论3、溶液的酸碱性和pH的关系。
4、各种溶液PH的计算，以及有关溶液混合时PH的计算。
过程与方法培养学生的归纳思维能力及知识的综合应用能力。
通过酸、碱对水的电离平衡的影响的讨论，培养学生运用所学的电离理论，独立分析问题、解决问题的能力。
通过pH的教学，培养学生的计算能力，并对学生进行科学方法教育。
情感、态度、价值观对学生进行对立统一及事物间相互联系与相互制约的辩证唯物主义观点的教育。
二、教材分析本节的第一部分重点介绍水的电离和水的离子积常数，是对上一节电离平衡的具体应用，同时又为接下来学习溶液酸碱性作必要的准备。
一开始，教材根据水有微弱导电性的实验结论，说明水是极弱的电解质，突出了化学研究以实验事实为依据的原则。
然后，应用电离平衡理论，用电离平衡常数推导出水的离子积常数，使水的离子积常数的概念有了充分的理论依据，也反映了两个常数之间的内在联系，便于学生理解温度、浓度等外界条件对水的离子积常数的影响。
本节的第二部分为溶液的酸碱性和pH。
教材首先指出常温下即便是在稀溶液中，水的离子积仍然是一个常数，由此进一步说明c(H+)和c(OH－)的相对大小是决定溶液的酸碱性的根本原因。
在具体分析了溶液的酸碱性和c(H+)、c(OH－)的关系之后，结合实际说明了引入pH的必要性，这也为后面讨论pH 的范围埋下了伏笔。
在给出了pH的表达式之后，教材随即介绍了pH的简单计算，并在分析计算结果的基础上讨论了溶液的酸碱性和pH的关系，最后强调了pH的应用范围。
从教材编排的看，整节内容环环相扣、层层递进，成为一个前后紧密联系的整体。
教材还安排了“资料”和“阅读”，这不仅可以丰富学生的知识，更有利于培养学生理论联系实际的良好学习习惯。
还应注意的是，根据新的国家标准，教材将“pH值”改称为“pH”。
教学中要以教材为准，不可读错。
《主题三 第二节 水的离子积和溶液的pH》教学设计
《水的离子积和溶液的pH》教学设计方案（第一课时）一、教学目标1. 知识与技能：理解水的离子积和溶液pH的观点，掌握pH 的测定方法。
2. 过程与方法：通过实验操作和观察，培养学生的观察力和分析能力。
3. 情感态度与价值观：理解酸碱平衡的重要性，树立环保认识。
二、教学重难点1. 教学重点：水的离子积和溶液pH的观点，pH的测定方法。
2. 教学难点：理解水的离子积的意义，辨析溶液酸碱性的微观本质。
三、教学准备1. 实验器械：滴定管、烧杯、试纸、pH计等。
2. 实验试剂：蒸馏水、氢氧化钠、盐酸、酚酞指示剂等。
3. 教学PPT、相关视频、图片资料。
4. 安置学生预习课实情关章节，了解基础知识。
四、教学过程：1. 引入课题(1)回顾初中化学知识，引入离子和酸碱性的观点。
(2)通过生活实例，如水的净化、盐类水解等，引出水离子的平衡和变化。
(3)展示实验仪器和试剂，介绍实验操作和观察要点。
2. 实验探究(1)实验一：水的pH测定。
介绍试纸的应用方法和注意事项，让学生自己动手测定自来水的pH，并记录结果。
(2)实验二：水的酸碱度变化。
通过改变溶液中的氢离子浓度，观察溶液的pH变化，引导学生理解水的离子积观点。
(3)实验三：盐类水解。
通过实验观察盐类水解的规律和现象，加深对离子积和pH的理解。
3. 知识拓展(1)介绍水的离子积的应用，如污水处理、酸碱废水处理等。
(2)讨论酸雨的形成和风险，以及如何防治酸雨。
4. 教室小结(1)回顾本节课的主要内容，包括水的离子积、pH、溶液酸碱性等观点。
(2)强调离子积和pH在生活中的应用和意义。
5. 作业安置(1)要求学生自己设计实验，测定不同条件（如温度、浓度等）下水的离子积和pH。
(2)查阅资料，了解离子积在化工生产中的应用。
6. 课后反思(1)反思本节课的教学效果，总结优点和不足。
(2)征求学生意见，不息改进教学方法和内容。
教学设计方案（第二课时）一、教学目标1. 知识与技能：学生能理解水的离子积和pH的含义，能掌握水的离子积常数的计算方法，了解影响水的离子积的因素。
《主题三第三节水的离子积和溶液的pH》学历案-中职化学高教版21医药卫生类
《水的离子积和溶液的pH》学历案（第一课时）一、学习主题本课学习主题为“水的离子积和溶液的pH”，是中职化学课程中关于溶液酸碱性的重要内容。
通过本课学习，学生将掌握水的离子积常数的基本概念及其计算方法，理解溶液pH值的定义及测定方法，并能够运用这些知识分析常见溶液的酸碱性。
二、学习目标1. 掌握水的离子积常数（Kw）的概念及计算方法，了解其与温度的关系。
2. 理解溶液pH值的定义及测定方法，掌握pH试纸和pH计的使用。
3. 能够根据水的离子积常数和溶液中氢离子浓度计算溶液的pH值。
4. 培养学生的实验操作能力和分析问题的能力，提高其科学素养。
三、评价任务1. 评价学生对水的离子积常数概念的理解程度，能否正确计算不同温度下的Kw值。
2. 评价学生对溶液pH值概念的理解，能否正确使用pH试纸或pH计进行测量。
3. 评价学生运用水的离子积常数和氢离子浓度计算pH值的能力。
4. 通过实验操作和实验报告的评价，了解学生的实验操作能力和分析问题的能力。
四、学习过程1. 导入新课：通过回顾之前学习的溶液电离的知识，引出水的离子积常数的概念，并介绍其重要性。
2. 理论学习：讲解水的离子积常数的定义、计算方法及其与温度的关系；介绍溶液pH值的定义、测定方法和pH试纸、pH 计的使用。
3. 实验演示：教师进行实验演示，展示如何使用pH试纸和pH计测量溶液的pH值。
4. 学生实验：学生分组进行实验操作，测量不同浓度酸碱溶液的pH值，并记录实验数据。
5. 讨论交流：学生分享实验结果，讨论实验中遇到的问题及解决方法，加深对理论知识的理解。
6. 总结归纳：教师总结本课学习内容，强调重点难点，帮助学生巩固记忆。
五、检测与作业1. 课堂检测：通过课堂小测验，检测学生对水的离子积常数和溶液pH值概念的理解程度及计算能力。
2. 作业布置：布置相关练习题和实验报告，要求学生完成练习题并撰写实验报告，总结实验过程和结果。
六、学后反思1. 学生反思：学生应反思自己在本次学习过程中的收获与不足，如对理论知识理解是否透彻、实验操作是否规范等。
水的离子积和溶液的PH值
常温下溶液酸碱性与pH的关系
中性溶液中 c（H＋）=1×10－7 mol· L-1，PH=7； 酸性溶液中 c（H＋）＞1×10－7 mol· L-1，溶液酸性越强，溶液的PH值越小； 碱性溶液中 c（H＋）＜1×10－7 mol· L-1，PH＞7，溶液碱性越强，溶液的PH值越大
PH的计算
PH=—lg【H+】
四、酸碱指示剂及变色范围和变色原理； pH的测定方法
1．常用的试液和试纸，PH试纸的使用，酸碱指示剂的变色范围和变色 原理。
中和滴定时指示剂的选择：强酸和强碱中和滴定时，可选用酚酞或甲基 橙作指示剂；强酸和弱碱中和滴定时，当酸碱反应达到等当点时，溶液 的PH值小于7，一般选用甲基橙作指示剂，而不选用酚酞作指示剂；弱 酸和强碱中和滴定时，当酸碱反应达到等当点时，溶液的PH值大于7， 一般选用酚酞作指示剂，而不选用甲基橙作指示剂。 2．常用指示剂的变色范围： 甲基橙 ； 石蕊 ；
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生活中的酸和碱---能力提升
• 下列各组物质按单质、氧化物、酸、碱的 顺序排列的是（ ） A、H2、MgO、H2SO4、Na2O B、N2、H3PO4、H2SO4、Ca（OH）2 C、O2、MnO2、HNO3、NaOH D、He、Fe2O3、H2CO3、NaCl
26
生活中的酸和碱---能力提升
16
识别酸和碱
选出所列 物质中的酸 和碱（填序 号）
酸：①⑤ 碱： ③⑥
①HNO3 ②Na2SO4 ③Ca(OH)2
17
④NH4Cl ⑤H2CO3 ⑥Ba(OH)2
生活中的酸和碱---酸
[交流与共享]
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盐酸溶液中，氢离子、氯离子、水分子，到底 是哪种微粒在作怪，使指示剂变色得呢？ 为什么食醋中的醋酸、盐酸、硫酸等不同的酸 都能使石蕊试液变红呢？ HCl=H++Clˉ H2SO4=2H++SO42ˉ
溶液PH值的计算
第二节水的电离和溶液的酸碱性 第二节水的电离和溶液的酸碱性
一、单一液体PH值的计算 单一液体PH值的计算 PH 0.1mol/L的HCl溶液中 溶液中, 1. 0.1mol/L的HCl溶液中,C(H+)=1×10-1 × PH= ___ 1 求酸PH, 直接求 直接求C(H+). 求酸 溶液中, 2、0.05mol/L的Ｂa(OH)2溶液中, 0.05mol/L的
பைடு நூலகம்
1 .将PH相同的盐酸和醋酸分别稀释到原来的 将 相同的盐酸和醋酸分别稀释到原来的 m倍和 倍,已知稀释后两溶液的 相同，m 倍和n倍 已知稀释后两溶液的 相同， 已知稀释后两溶液的PH相同 倍和 和n的关系为：（ C ） 的关系为：（ 的关系为 A m=n B m>n C m<n D 无法确定 2 .将物质的量浓度相同的盐酸和醋酸分别稀释 将物质的量浓度相同的盐酸和醋酸分别稀释 到原来的m倍和 倍和n倍 已知稀释后两溶液的 已知稀释后两溶液的PH相 到原来的 倍和 倍,已知稀释后两溶液的 相 的关系为：（ 同，m和n的关系为：（ B ） 和 的关系为 A m=n B m>n C m<n D 无法确定
pH值计算1 pH值计算1—— 强酸的稀释 值计算 例题： 值等于5的盐酸溶液 例题：在25℃时，pH值等于 的盐酸溶液 ℃ 值等于 (1)稀释到原来的 倍，pH 值等于多少？ 6 稀释到原来的10倍 值等于多少？ 稀释到原来的 (2)稀释到 稀释到1000倍后， pH值等于多少？ 7 倍后， 值等于多少？ 稀释到 倍后 值等于多少 强酸溶液的稀释 直接求稀释后C(H+), 再求 . 溶液的稀释， 再求PH. 强酸溶液的稀释，直接求稀释后 pH值计算 值计算2 pH值计算2—— 强碱的稀释 例题： 25℃ pH值等于 值等于9的强碱溶液 例题：在25℃时，pH值等于9的强碱溶液 稀释到原来的10倍 值等于多少？ （1) 稀释到原来的 倍，pH 值等于多少？ 8 (2) 稀释到 稀释到1000倍后， pH值等于多少？ 7 倍后， 值等于多少？ 倍后 值等于多少 强碱溶液的稀释 先求稀释后C(OH-),然后用KW求 溶液的稀释， 然后用K 强碱溶液的稀释，先求稀释后 然后用 再求PH. C(H+),再求 . 再求 无论稀释多少倍，溶液的PH只能接近7 酸的PH 无论稀释多少倍，溶液的PH只能接近7，酸的PH PH只能接近 永远小于7,碱的PH永远大于7 7,碱的PH永远大于 永远小于7,碱的PH永远大于7
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_______
水的离子积
水的离子积和溶液的pH值2（1）从水的电离平衡去理解水的离子积和溶液pH值的含义，掌握溶液pH值跟氢离子浓度和溶液酸碱性的关系。
（2）了解指示剂的变色范围，学会用pH试纸测定溶液的pH值。
（3）初步学会计算酸碱的pH值以及氢离子浓度和pH值的互算。
（4）通过水的离子积和溶液酸碱性等内容的教学，对学生进行矛盾的对立统一、事物间的相互关系和相互制约等辨证唯物主义观点的教育。
教学重点：溶液酸碱性和溶液pH值的关系教学难点：溶液酸碱性和溶液pH值的关系讲授一、水的电离H 2O === H + + OH -二、水的离子积（Kw ）25℃ [H +][OH -]=11410-⨯（定值）（省去单位） 100℃ [H +][OH -]=11210-⨯ 25℃ [H +]=[OH -]=1710-⨯mol/L100℃ [H +] = [OH -] = 1610-⨯mol/L 三、溶液的酸碱性与PH 值常温下：中性溶液：[H +]=OH -]=1⨯10-7mol/L酸性溶液：[H +]>[OH -],[H +]>1⨯10-7mol/L碱性溶液：[H +]<[OH -],[H +]<1⨯10-7mol/L [OH -]>1⨯10-7mol/L[H +]越大，酸性越强。
[OH -]越大，碱性越强。
1. pH=-lg[H +](pOH=-lg[OH -])第一课时复习：强弱电解质水的电离平衡新课引入 水是不是电解质？只有通过实验才能测定，但是由于纯水不容易得到，对于纯水的导电性无法在现有的条件下进行，好在有精确的实验结果告诉我们，水是一种极弱的电解质，他能微弱的电离（几乎不导电）。
板书一．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 -常温下K 极小，1升水约为55.5摩，仅有10－7摩水分子电离，相当于十亿个水分子仅有一、二个水分子电离水的电离常数Ki ＝二．水的离子积（Kw ）实验测定： 25℃ [H +][OH -]=11410-⨯（定值）（省去单位）100℃ [H +][OH -]=11210-⨯ 实验测定：25℃ [H +]=[OH -]=1710-⨯mol/L 100℃ [H +] = [OH -] = 1610-⨯mol/L影响因素：温度越高，Kw 越大，水的电离度越大。
水的电离与溶液的pH值.
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
酸碱的解离理论
盐类水解程度的大小，首先决定于盐中参与水解的离子本性，水解
离子对H+离子或OH-离子的亲和性越强，则水解程度越大，这种倾
向可用 或
来度量，此外还有外部因素：
A 盐浓度对水解的影响： 此式说明盐的水解度与盐的浓度c盐的平
方根成正比，即盐的浓度越小，水解度就越大。
B 温度对水解的影响：盐的水解反应实际上是中和反应的逆反应，
缓冲溶液组成举例：
4.3 同离子效应和缓冲溶液
例：1 溶液中， [HCN] = 0.10 ，[NaCN] = 0.10 ，组成缓冲溶 液，求其[ H+] 和 pH 值。当分别向其中加入 0.01 mol 盐酸和 氢氧化钠时， pH 值各变成多少。已知 HCN 的 Ka = 4.0 , 且 忽略体积的微小变化 。
同上可推导出：
4.4.3 弱酸弱碱盐 弱酸弱碱盐的水解反应中，在溶液中实际上同时存在水、弱酸、弱 碱三个解离平衡，水解反应是这三个平衡的结果。以 NH4Ac 为例
由于分母中的 水解倾向通常较大， 的相对大小。
均是较小的数， 由此可知：弱酸弱碱盐的 弱酸弱碱盐溶液的酸碱性取决于
4.4 盐类的水解
4.4.4 影响盐类水解的因素
4.2 水溶液中酸或碱的解离平衡
4.2.2 一元弱酸、弱碱的解离平衡 1.解离常数:
将醋酸的分子式简写成 HAc, 用 Ac- 代表醋酸根, 则醋酸的解 离平衡可以表示成:HAc H+ + Ac-
称为弱酸的解离平衡常数，简称酸常数。
同理，一元弱碱氨水的解离过程是： NH3·H2O NH4+ + OH-
中和反应是放热反应，盐的水解是吸热反应，故升高温度，平衡会
向水解度增大的方向移动。
水的离子积和溶液PH课件
05
总结与展望
总结
水的离子积是指水分子在一定温度下解离成氢离子和氢氧根离子的平衡常数，与温 度有关。
溶液pH是衡量溶液酸碱性的指标，与氢离子浓度有关。
水的离子积和溶液pH在生物、化学、环境等许多领域都有广泛的应用。
展望
随着科技的发展，对水的离子积 和溶液pH的测量技术将更加精
确和便捷。
对于水的离子积和溶液pH的理论 研究将更加深入，有助于揭示更
还可用于计算和比较不同溶液中的氢离 子或氢氧根离子的浓度。
当溶液中氢离子或氢氧根离子的浓度发 生变化时，水的离子积可用来判断溶液 的酸碱性。
在生物化学和环境科学领域，水的离子 积也具有重要意义。
02
溶液pH
溶液pH定义
01
氢离子浓度
02
酸碱度
溶液中的氢离子浓度是决定其pH值的关键因素。当氢离子浓度越高 ，pH值越低；反之，氢离子浓度越低，pH值越高。
pH值可以用来表示溶液的酸碱度。纯水的pH值为7，代表中性。pH 值小于7表示酸性，而pH值大于7则表示碱性。
pH值的计算方法
使用pH试纸
通过将试纸浸入待测溶液中，与 标准色卡进行对比，可以大致确 定溶液的pH值。
使用pH计
pH计是一种精密的测量仪器，可 以更准确测量溶液的pH值。
溶液pH的应用
01
工业生产
在化工、医药、食品等工业生 产中，常常需要控制溶液的pH 值以获得所需的化学反应效果
。
02
环境保护
通过检测水体的pH值，可以评 估水体的健康程度和是否适合
人类使用。
03
医学诊断
在医学上，尿液和血液的pH值 是诊断疾病的重要参考指标。
03
溶液的PH值
课堂训练
能影响水的电离平衡， 能影响水的电离平衡，并使溶液中的 的操作是（ C(H+) ＞C(OH-)的操作是（ ） A.向水中投入一小块金属钠 A.向水中投入一小块金属钠 B.将水加热煮沸 B.将水加热煮沸 C.向水中通入二氧化碳气体 C.向水中通入二氧化碳气体 D.向水中加入食盐晶体 D.向水中加入食盐晶体
下列五种溶液中C(H 下列五种溶液中C(H+)由大到小的排 列顺序为——————————。 。
BADEC
mol·L 的盐酸； A.0. 1 mol L-1的盐酸； mol·L 的硫酸； B.0.1 mol L-1的硫酸； mol·L C. 0.1 mol L-1的NaOH;
0.1mol/L 0.2mol/L 1×10-13mol/L ×
pH值测定方法 值测定方法
测定方法：酸碱指示剂法、 试纸法 试纸法、 计法等 计法等。 测定方法：酸碱指示剂法、pH试纸法、pH计法等。 酸碱指示剂一般是弱的有机酸或弱的有机碱， 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 值范围内发生的。 们的颜色变化是在一定的 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 们把指示剂发生颜色变化的 值范围叫做指示剂 的变色范围。 的变色范围。
结论：弱酸（碱）每稀释10倍，pH 结论：弱酸（ 每稀释10倍 10
值向7靠拢不到一个单位。 值向7靠拢不到一个单位。
思考
的某酸溶液稀释100 将pH=3的某酸溶液稀释100 pH=3的某酸溶液稀释 所得溶液的pH pH一定近似 倍，所得溶液的pH一定近似 等于5 这种说法对吗？ 等于5，这种说法对吗？为 什么？ 什么？
类型3 弱酸、 类型3：弱酸、弱碱的稀释 例三: 例三 （ 1） pH=3的 CH3COOH加水稀释到原来 ） 的 加水稀释到原来 10倍，溶液的 值范围 值范围________ ; 倍 溶液的pH值范围 氨水加水稀释到原来10倍 （ 2） pH=12氨水加水稀释到原来 倍 ， ） 氨水加水稀释到原来 溶液的pH值范围 值范围__________ 。 溶液的 值范围
水的电离和溶液的酸碱性
水的电离和溶液的酸碱性一.水的电离及离子积常数1.水的电离平衡：水是极弱的电解质，能发生自电离：H2O H++OH－〔正反响为吸热反响〕2.水的离子积常数：Kw= c(H+)c(OH－)250C 时Kw =1.0×10-14 mol2·L-2，水的离子积与温度有关，温度升高Kw增大。
如1000C 时Kw =1.0×10-12 mol2·L-2 .3.无论是纯水还是酸、碱，盐等电解质的稀溶液，水的离子积为该温度下的Kw。
1、25 ℃时，水中存在电离平衡：H2O H＋＋OH－ΔH>0。
以下表达正确的选项是〔 B 〕A．将水加热，K w增大，pH不变B．向水中参加少量NaHSO4固体，c(H＋)增大，K w不变C．向水中参加少量NaOH固体，平衡逆向移动，c(OH－)降低D．向水中参加少量NH4Cl固体，平衡正向移动，c(OH－)增大2、25 ℃时，一样物质的量浓度的以下溶液：①NaCl②NaOH ③H2SO4④(NH4)2SO4，其中水的电离程度按由大到小顺序排列的一组是〔 C 〕A．④>③>②>① B．②>③>①>④C．④>①>②>③ D．③>②>①>④3、由水电离出的c(OH－)＝1×10－13mol/L的无色溶液中，一定能大量共存的离子组是〔 C 〕A．Cl－、AlO－2、Na＋、K＋B．Fe3＋、NO－3、K＋、H＋C．NO－3、Ba2＋、K＋、Cl－D．Al3＋、SO2－4、NH＋4、Cl－4、95 ℃时水的离子积K W＝1×10－12,25 ℃时K W＝1×10－14，答复以下问题：〔1〕95 ℃时水的电离常数K(95 ℃)________25 ℃时水的电离常数(填“>〞、“＝〞或“<〞)。
〔2〕95 ℃纯水中c(H＋)________c(OH－)(填“>〞、“＝〞或“<〞)。
两溶液混合ph计算技巧(一)
两溶液混合ph计算技巧(一)两溶液混合ph计算在化学实验中，我们经常需要将两种或多种溶液混合使用，例如，用氢氧化钠溶液调节酸性溶液的pH值。
那么，如何计算两种溶液混合后的pH值呢？接下来，我们将介绍几种计算pH值的技巧。
1. 弱酸和弱碱的混合溶液pH值计算如果将弱酸和弱碱混合，我们可以使用以下公式计算pH值：pH = 1/2(pKa - log(CH/CA))其中，pKa为弱酸的pKa值，CH为弱酸的摩尔浓度，CA为弱碱的摩尔浓度。
2. 强酸和弱碱的混合溶液pH值计算如果将强酸和弱碱混合，我们可以使用以下公式计算pH值：pH = 1/2(-log(Kw/CA) - pKa)其中，Kw为水的离子积（1.0 x 10^-14），pKa为弱酸的pKa值，CA为弱碱的摩尔浓度。
3. 弱酸和强碱的混合溶液pH值计算如果将弱酸和强碱混合，我们可以使用以下公式计算pH值：pH = 1/2(pKw + pKa - log(CH/KA))其中，pKw为水的离子积（1.0 x 10^-14），pKa为弱酸的pKa值，CH为弱酸的摩尔浓度，KA为强碱的摩尔浓度。
4. 强酸和强碱的混合溶液pH值计算如果将强酸和强碱混合，我们可以使用以下公式计算pH值：pH = 1/2(pKw - log(CH/CA))其中，pKw为水的离子积（1.0 x 10^-14），CH为强酸的摩尔浓度，CA为强碱的摩尔浓度。
总结在化学实验中，计算两种溶液混合后的pH值是非常重要的。
对于不同类型的混合溶液，我们需要使用不同的计算公式。
通过掌握这些计算公式，我们可以更加准确地控制实验结果，保证实验的成功。
注意事项在使用以上公式计算pH值时，需要注意以下几点：1.摩尔浓度的单位需要保持一致，通常为mol/L。
2.以上公式只适用于混合后的溶液中，弱酸或弱碱（或两者皆有）的浓度远小于强酸或强碱的情况。
如果两者浓度相当，则需要考虑弱酸或弱碱部分的离子华平衡。
水的离子积及PH值计算
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。