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

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1．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

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1．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。

2．溶液的pH

pH=-lg｛c（H＋）｝

强调：①c（H＋）=m×10－n mol·L-1，PH=n－lgm。

pH只适用于C(H+)≤1 mol/L或C(OH－)≤1 mol/L的稀溶液，即pH取值范围为0 ~ 14，当C(H+)> 1 mol/L或C(OH－)> 1 mol/L 反而不如直接用C(H+)或C(OH－)表示酸碱度方便。

常温下溶液酸碱性与pH的关系

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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。

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 3.1-4.4； 石蕊 5-8； 酚酞 8.0-10.0

五、pH 的计算

（1）[H +]=C 酸α酸（弱酸） [H +]=nC 酸

[OH -]=C 碱α碱（弱碱） [OH -]=nC 碱 （2）Kw = [H +][OH -] ; [H +]=][-OH Kw [OH -] =]

[+H Kw (3) pH=-lg[H +]

pOH=-lg[OH -]

(4)pH + pOH = 14（25℃）

例1求0.1mol/L 醋酸溶液中的[OH -]？（25℃、α＝1.32%）

[解析] [H +]=C 酸α酸=0.1mol/L ⨯1.32%=1.32⨯10-3mol/L

[OH -] =]

[+H Kw =7.58⨯10-12mol/L [点评] 由水的离子积可知，在水溶液中，H +和OH -离子共同存在，无论溶液呈酸性或碱性。

由此我们可以进行有关[H +]、[OH -]的简单计算

例2中学常用的酸碱指示剂有_ __、 和__ _，测定溶液pH 值较简便的方法操

作是__ _ 。

[解析] 页：1

石蕊、酚酞、甲基橙；用玻璃棒沾少量被测液滴到PH 试纸上，与标准比色卡比较

[点评] 掌握酸碱指示剂及变色范围和变色原理及pH 的测定方法、注意事项。

[思路方法拓展]

一、溶液的酸碱性和PH （[H +]和[OH －

]的相对大小）

1．负号可理解为PH 值和[H +]变化的趋势是相反的，PH 值越大，[H +]越小；

2．PH 值只适用于物质的量浓度小于1mol ·L －1的稀溶液。PH ＝7时溶液呈中性只适用于

25℃时。

①酸溶液逐渐稀释时，PH 值逐渐增大，但只能无限接近于7，不能大于7。（一般来说，强

酸溶液稀释体积增大为原来的10倍时，PH 值增加1；而弱酸溶液体积增大为原来的10

倍时，PH 值增大不到1。

②PH 值和溶液的物质的量浓度是两个不同的概念。PH 值相同时，不论什么溶液[H +]均相同，

但溶液的物质的量浓度不一定相同。一般来说，PH 值相同时，酸（碱）越弱，其物质的

量浓度越大；物质的量浓度相同时，酸越弱，其PH 值越大，碱越弱，其PH 值越小。

③体积相同，PH 值相同的不同酸（不考虑多元弱酸）与金属反应时，酸越弱，放出H 2

越多；都为强酸时，放出H 2量相同，与酸是几元酸无关。体积相同，物质的量浓度相

同的不同酸与金属反应时，多元酸放出的H 2多，与酸的强弱无关。

小结：酸溶液和金属反应时，反应速率决定于溶液中[H +]的大小，放出H 2的量决定于酸最

多能提供的H +的物质的量（决定于酸的浓度以及酸是几元酸）。

二、关于溶液pH 的计算

1．强酸、强碱自相或互相混合（体积变化忽略不计）

（1）酸I+酸II [H +] = II

I II I V V H n H n ++++)()( (2)碱I+碱II [OH -] = II I II I V V OH n OH n ++--)()( （3）酸I+碱II

完全中和：[H +] = [OH -] = 17

10-⨯mol/L 酸过量： [H +]= II I II I V V OH n H n +--+)()( 碱过量：[OH -] = II I II I V V H n OH n +-+-)()( 关于混和溶液pH 值的大小分析与计算试题的思考基点是混和溶液中c(H +)、c(OH -)的大小

分析与计算。若酸碱溶液混合，如过量，应以过量一方分析与计算；如恰好完全反应，以生

成的盐的性质分析溶液的pH 值。若酸酸、碱碱混合，应以H +或OH -分析或计算。

2．酸碱稀溶液pH 值计算途径

n 元强酸 n 元弱酸 n 元强碱 n 元弱碱

[H +]=nC 酸 [H +]=C 酸α酸 [OH -]=nC 碱 [OH -]=C 碱α碱

[H +] [OH -]

pH pOH

3．溶液酸碱性pH 计算方法

（1） 两强酸等体积混合

pH=2 [H +

] = 2101042--+ = 2102

-mol/L