水溶液中的酸碱性.
溶液的酸碱性
1.溶液的酸碱性 (1)溶液酸碱性的判断标准是 (2)规律 ①中性溶液：c(H＋)＝c(OH－)
c(H＋)与c(OH－)
的相对大小。
25℃时，c(H＋)＝1×10－7mol/L，pH
②酸性溶液：c(H＋)
7。
c(OH－)
7。
＝ <
7。
> ，pH 25℃时，c(H＋)>1×10－7mol/L
[答案]D [方法点拨]溶液稀释后求pH (1) 对于强酸溶液，每稀释为 10 倍体积， pH 增大 1 个单 位；对于弱酸溶液，每稀释为10倍体积，pH增大不足1 个单位。无论稀释多少倍，酸溶液的 pH 不能等于或大 于7，只能趋近于7。 (2) 对于强碱溶液，每稀释为 10 倍体积， pH 减小 1 个单 位；对于弱碱溶液，每稀释为 10 倍体积， pH 减小不足 一个单位。无论稀释多少倍，碱溶液的 pH 不能等于或 小于7。只能趋近于7。
V(N
aOH 0.0 10. 18. 19. 19. 20. 20. 20. 22. 40. )/m 0 00 00 80 98 00 02 20 00 00 L 溶
(1)根据本题数据，确定pH的突变范围是________。 (2)下列指示剂中适合于本实验的是________(填字母)。 A．甲基橙 C．酚酞 B．石蕊 D．甲基橙或酚酞
(2008·全国Ⅱ卷，9)取浓度相同的NaOH和HCl溶液，以 3 ∶ 2 体积比相混合，所得溶液的 pH 等于 12 ，则原溶液 的浓度为
(
)
A．0.01 mol/L C．0.05 mol/L
B．0.07 mol/L D．0.50 mol/L
[解析]设NaOH和HCl溶液的浓度为c
溶液的酸碱性及pH值
溶液的酸碱性及pH值溶液的酸碱性及pH值是化学中重要的概念，它们与我们日常生活中的许多方面息息相关。
本文将详细介绍溶液的酸碱性及pH值的定义、测量方法、影响因素以及实际应用等内容，以便更好地了解这一重要概念。
一、酸碱性的定义和基本概念在化学中，酸和碱是指具有特定化学性质的物质，它们的性质和行为具有明显的差异。
酸通常呈酸性，而碱通常呈碱性。
溶液的酸碱性主要取决于其中所含酸和碱的性质及相对浓度。
溶液的酸碱性可以通过pH值来表示。
pH值是一个无量纲指标，用于表示溶液的酸碱程度。
pH值的范围是0至14，其中7表示中性，小于7的值表示酸性，大于7的值表示碱性。
pH值的计算公式为：pH =-log[H+]，其中[H+]为溶液中氢离子的浓度，单位为摩尔/升。
二、测量pH值的方法测量溶液的pH值是化学实验中十分常见的操作。
目前常用的测量pH值的方法有两种：酸碱指示剂法和pH计法。
1. 酸碱指示剂法：酸碱指示剂是一种能够根据溶液pH值变化而改变颜色的物质。
常见的酸碱指示剂有酚酞、溴酚蓝和甲基橙等。
通过观察溶液颜色的变化，可以大致推测出溶液的酸碱性。
2. pH计法：pH计是一种能够直接测量溶液pH值的电子仪器。
pH 计原理利用了电极与溶液中氢离子之间的相互作用关系。
通过将电极放入溶液中，pH计可以快速、准确地显示溶液的pH值。
三、影响溶液酸碱性的因素溶液的酸碱性受到多种因素的影响，下面将介绍最常见和重要的几个因素。
1. 酸碱物质的性质：具有酸性质的物质，在水中解离时会释放出氢离子（H+），从而使溶液呈酸性。
相反，具有碱性质的物质在水中释放氢氧根离子（OH-），从而使溶液呈碱性。
酸和碱之间的相对浓度也会影响溶液的酸碱性。
2. 温度：温度对溶液的酸碱性有一定的影响。
一般来说，在高温下溶液的酸性会增强，而在低温下溶液的碱性会增强。
3. 溶液的离子浓度：溶液中的离子浓度越高，酸碱性的表现也会相应增强。
离子浓度的改变可以通过溶解度、电解和化学反应等过程实现。
《水溶液的酸碱性》核心素养目标教学设计、教材分析与教学反思-2023-2024学年科学沪教版上海
《水溶液的酸碱性》教学分析一、引言《水溶液的酸碱性》是化学课程中的重要内容之一，涉及到酸碱中和反应、pH值的观点、酸碱指示剂等知识点。
本文将对该教材进行分析，探讨其教学内容、教学方法以及教学效果。
二、教学内容分析1. 酸碱中和反应酸碱中和反应是水溶液的酸碱性中的重要观点。
教材中应包括酸碱中和反应的定义、特点、方程式以及影响因素等内容。
学生通过进修酸碱中和反应，能够了解酸碱反应的本质，掌握酸碱溶液的性质。
2. pH值的观点pH值是衡量溶液酸碱性的指标，是化学课程中的重点内容。
教材应包括pH值的定义、计算方法、影响因素以及应用等内容。
学生通过进修pH值，能够了解不同溶液的酸碱性质，掌握pH值的测定方法。
3. 酸碱指示剂酸碱指示剂是用来检测溶液酸碱性质的重要工具。
教材应包括酸碱指示剂的定义、分类、原理以及应用等内容。
学生通过进修酸碱指示剂，能够了解不同指示剂的特点，掌握指示剂的选择和应用方法。
三、教学方法分析1. 理论教学与实验教学相结合教师可以通过讲解理论知识和进行实验操作相结合的方式，提高学生的进修兴趣和理解能力。
教师可以设计实验，让学生亲自操作，观察酸碱中和反应的现象，测定溶液的pH值，应用酸碱指示剂进行检测等，从而加深学生对酸碱性的理解。
2. 互动式教学教师可以采用互动式教学的方式，引导学生积极参与教室讨论和问题解答。
通过提问、讨论、小组合作等形式，激发学生的思维，培养学生的分析和解决问题的能力。
3. 多媒体辅助教学教师可以利用多媒体技术，展示动画、实验视频等形式，生动形象地展示酸碱中和反应的过程，pH值的计算方法，酸碱指示剂的应用等内容，提高学生的进修效果。
四、教学效果评判通过对《水溶液的酸碱性》教材的分析，可以看出该教材内容丰富、系统，涵盖了酸碱中和反应、pH值的观点、酸碱指示剂等知识点，有利于学生全面理解水溶液的酸碱性质。
教学方法方面，理论教学与实验教学相结合、互动式教学、多媒体辅助教学等方法的运用，有助于提高学生的进修兴趣和理解能力，培养学生的实验操作能力和解决问题的能力。
酸碱中的酸性与碱性
酸碱中的酸性与碱性酸碱是我们生活中常见的化学性质概念，它们在很多方面都发挥着重要的作用。
而酸性与碱性则是酸碱性质的基本特征，本文将深入探讨酸碱中的酸性与碱性，并探讨其在不同领域中的应用。
一、酸性的定义与特性酸性是指物质在溶液中释放出氢离子（H+），使溶液呈酸性的性质。
酸性物质通常呈现酸味、酸腐蚀性和酸性反应等特点。
根据酸性的强弱不同，可以分为强酸和弱酸两种。
强酸具有高度的离子化倾向，能够迅速释放出大量的氢离子，并且在水溶液中完全离解。
比如盐酸（HCl）和硫酸（H2SO4）就是常见的强酸。
弱酸则相对而言离子化较弱，释放出的氢离子较少，并且在水溶液中只部分离解。
例如乙酸（CH3COOH）和柠檬酸（C6H8O7）等都属于弱酸。
二、碱性的定义与特性碱性是指物质在溶液中释放出氢氧根离子（OH-），使溶液呈碱性的性质。
碱性物质通常呈现苦味、腐蚀性和碱性反应等特点。
同样地，碱性也可以分为强碱和弱碱两种。
强碱具有高度的离子化倾向，能够快速释放出大量的氢氧根离子，并且在水溶液中完全离解。
例如氢氧化钠（NaOH）和氢氧化钾（KOH）就是常见的强碱。
弱碱则相对而言离子化较弱，释放出的氢氧根离子较少，并且在水溶液中只部分离解。
比如氨水（NH3·H2O）和碳酸氢钠（NaHCO3）等属于弱碱。
三、酸碱中的应用1. 日常生活中的应用酸碱性质广泛应用于日常生活中，例如食物和饮料的制作过程中常常使用酸碱来调节味道。
柠檬汁中的柠檬酸就是酸味的来源，而面包中添加的小苏打则属于碱性物质，可以促进面包发酵。
此外，家庭清洁用品中常常含有酸碱性成分，用于去除污渍和杀菌消毒。
例如，洗衣粉中的偶氮二甲酰胺是碱性物质，有助于去除衣物上的油脂污渍。
2. 工业应用酸碱性质在工业生产中也有广泛应用。
例如，石油的提炼过程中需要使用酸碱来进行中和反应，以去除杂质和提取纯净的石油产品。
此外，电池的制造过程中也需要用到酸性和碱性电解质来增强电池的性能。
溶液的酸碱性
溶液的酸碱性溶液的酸碱性是指溶液中的氢离子（H+）和羟离子（OH-）的相对浓度。
酸性溶液中，氢离子的浓度高于羟离子的浓度；碱性溶液中，羟离子的浓度高于氢离子的浓度；中性溶液中，氢离子和羟离子的浓度相等。
溶液的酸碱性对生物体的生理功能、工业生产和环境保护等领域都有着重要影响。
酸碱性的度量常利用pH值来表示。
pH的定义是pH=-log[H+]，其中[H+]为溶液中氢离子的浓度。
pH值在0~14之间，数值越小表示酸性越强，0为最酸；数值越大表示碱性越强，14为最碱性。
中性溶液的pH值为7。
pH值的改变可能会造成化学反应、腐蚀、酶活性的改变等。
溶液酸碱性的调节与酸碱反应有关。
酸碱反应是发生在酸和碱之间的反应，其中酸和碱相互中和生成盐和水。
常见的酸碱反应有酸与碱反应、酸与金属反应、碱与金属反应等。
这些反应会导致令人感觉到的酸味、碱味和气味。
许多生物体利用酸碱反应进行生命活动。
比如，我们的胃酸能够帮助消化食物，维持胃内的酸性环境，抑制有害细菌的生长。
酸碱解离平衡是溶液酸碱性的重要因素。
酸和碱在水溶液中会发生解离，生成氢离子和羟离子。
酸的解离产生氢离子，而碱的解离产生羟离子。
强酸和弱酸的解离程度不同，会影响到溶液的酸碱性。
溶液中出现氢离子浓度的变化，会进一步影响pH值。
溶液酸碱性对生物体的影响很大。
细胞内的酸碱平衡对维持细胞的正常功能至关重要。
细胞内外的pH差异能够影响酶的活性，进而影响细胞的代谢功能。
酸碱平衡失调会导致酸中毒或碱中毒，严重时会危及生命。
在工业生产中，酸碱性也起到重要的作用。
许多化学反应需要在特定的酸碱条件下进行。
工业废水的酸碱性对环境保护也非常重要。
酸性废水对水体的生态环境会产生严重破坏，而碱性废水可能会引起水体的浑浊和大规模无菌。
为了调节溶液的酸碱性，人们常常采取一些方法。
最常用的方法是加入酸或碱物质来调节pH值。
例如，当溶液变得过酸性时，可以加入一些碱物质如氢氧化钠来中和溶液，提高pH值。
溶液的酸碱性与pH值
溶液的酸碱性与pH值溶液的酸碱性是指溶液中酸碱物质所占比例的多少，而pH值是衡量溶液酸碱性的指标。
在化学实验、生物学研究和日常生活中，了解溶液的酸碱性以及pH值的变化对我们有着重要意义。
1. pH值的定义和计算pH值是一种用于表示溶液酸碱程度的无量纲指标，其定义为负对数下10的氢离子（H+）浓度的活度。
pH值的计算公式为：pH = -log[H+]。
在纯水中，H+离子的浓度极小，约为10-7摩尔每升，因此pH值为7。
当溶液的pH小于7时，表示溶液为酸性溶液；当pH大于7时，表示溶液为碱性溶液。
2. 酸性溶液与碱性溶液酸性溶液指的是含有较多H+离子的溶液。
酸性溶液中的氢离子会与水分子中的氧离子（OH-）结合，生成水分子（H2O）。
典型的酸性溶液有盐酸溶液和硫酸溶液。
碱性溶液则是指含有较多OH-离子的溶液。
碱性溶液中的氢离子会与氢氧根离子结合，生成水分子。
典型的碱性溶液有氢氧化钠溶液和氢氧化钙溶液。
3. pH值的影响因素溶液的酸碱性和pH值受多种因素的影响。
(1) 酸碱物质的浓度：溶液中酸碱物质的浓度越高，其酸碱性也越强，因此pH值会相应下降或上升。
(2) 酸碱物质的强度：强酸和强碱的溶液具有较高或较低的pH值，而弱酸和弱碱的溶液则具有较接近中性的pH值。
(3) 温度：溶液的温度升高或降低都会对其pH值产生影响。
温度升高会导致少数酸性物质解离产生更多的H+离子，从而降低pH值；而温度降低则会减少H+离子的生成，使pH值升高。
4. 测定溶液的pH值测定溶液的pH值是一个常见的实验操作。
常用的测定方法包括：(1) 酸碱指示剂：酸碱指示剂可以根据其与溶液的颜色变化来判断溶液的酸碱性。
例如，酸性溶液中溴酚蓝指示剂呈黄色，而碱性溶液中呈蓝色。
(2) pH试纸：pH试纸是另一种常用的溶液酸碱性测定方法，它可以根据试纸颜色的变化来判断溶液的pH值范围。
(3) pH计：pH计是一种准确测定溶液pH值的仪器。
它使用玻璃电极来测量溶液中的氢离子浓度，并将其转换为pH值。
溶液的酸碱性与pH值
溶液的酸碱性与pH值简介：溶液的酸碱性是指溶液中所含酸性物质和碱性物质的相对含量及其对水溶液的影响程度。
而pH值则是用来表示溶液酸碱性强弱的指标。
本文将探讨溶液的酸碱性是如何与pH值相关联的。
1. 酸性溶液酸性溶液含有过量的酸性物质，它们以游离的H+离子存在于溶液中。
酸性物质会释放出H+离子，然后与水分子中的OH-离子结合形成水分子。
在酸性溶液中，pH值低于7。
酸性物质可以是无机酸，如硫酸、盐酸，或有机酸，如柠檬酸、醋酸。
2. 碱性溶液碱性溶液则相反，它们含有过量的碱性物质，以游离的OH-离子存在于溶液中。
碱性物质会释放出OH-离子，然后与水分子中的H+离子结合形成水分子。
在碱性溶液中，pH值高于7。
碱性物质主要指无机碱，如氢氧化钠、氢氧化钙，或有机碱，如胺类物质。
3. 中性溶液中性溶液中，酸性物质和碱性物质的相对含量相等，游离的H+离子和OH-离子的浓度相互抵消，导致pH值等于7。
其中，最常见的中性溶液是纯水。
纯水在25摄氏度下，它自己的离子生成的浓度是10的负7次方，所以它的pH值是7。
4. pH值的计算pH值是用来表示溶液酸碱性强弱的无量纲指标。
它的计算公式为pH = -log[H+]，其中[H+]为溶液中H+离子的浓度。
若已知溶液中H+离子的浓度，则可以通过计算-log[H+]来得到溶液的pH值。
例如溶液中H+离子浓度为0.001mol/L，则-pH = -log(0.001) = 3，所以该溶液的pH值为3。
5. pH值的重要性pH值对生物体和环境起着重要的影响。
人体内部的许多生化反应都对酸碱度非常敏感，特定的生理功能只在适宜的pH值下才能正常进行。
许多生物体的内部环境都是弱碱性的，维持在适宜的pH范围内有助于细胞的正常运作。
此外，环境中的水体、土壤等的pH值也对其中的微生物生态和植物生长产生重要影响。
总结：溶液的酸碱性与pH值是密切相关的。
酸性溶液含有过量的H+离子，pH值低于7；碱性溶液含有过量的OH-离子，pH值高于7；中性溶液中H+离子和OH-离子的浓度相等，pH值为7。
溶液的酸碱性跟[H+]、[OH-]、pH及pOH的相互关系
![溶液的酸碱性跟[H+]、[OH-]、pH及pOH的相互关系](https://img.taocdn.com/s3/m/43f5440002020740be1e9bdd.png)
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。
酸碱性物质的中和反应与能量转化
酸碱性物质的中和反应与能量转化酸碱性物质是化学中常见的两类物质，它们在碰撞或混合时会发生中和反应。
中和反应的特点是通过转移质子（氢离子H+）或氢氧根离子（OH-）来达到酸碱中性的状态。
在中和反应中，能量也会发生转化，从一种形式转变为另一种形式。
本文将探讨酸碱性物质的中和反应及其能量转化的过程。
1. 酸碱性物质的特点酸碱性物质是指在溶液或固态中，能够释放出氢离子或氢氧根离子的物质。
酸性物质释放出氢离子，而碱性物质释放出氢氧根离子。
在水溶液中，酸碱性物质呈现特定的pH值，pH＜7为酸性，pH＝7为中性，pH＞7为碱性。
2. 酸碱中和反应的基本原理酸碱中和反应是指酸性物质与碱性物质反应生成水和盐的化学反应。
在中和反应中，酸性物质中的氢离子与碱性物质中的氢氧根离子结合形成水分子（H+ + OH- → H2O）。
同时，酸性物质中的阴离子与碱性物质中的阳离子结合形成盐（酸性物质的阴离子 + 碱性物质的阳离子→ 盐）。
例如，硫酸（H2SO4）与氢氧化钠（NaOH）的中和反应如下：H2SO4 + 2NaOH → Na2SO4 + 2H2O在反应中，硫酸中的2个氢离子与氢氧化钠中的2个氢氧根离子结合形成水分子，同时硫酸的阴离子与氢氧化钠的阳离子结合形成盐（硫酸钠）。
这个反应是一个典型的中和反应。
3. 能量转化的过程在酸碱中和反应中，能量也会发生转化。
反应前后能量的变化包括两个方面：热能的转化和化学能的转化。
3.1 热能的转化酸碱中和反应通常是放热反应，即反应会释放热能。
这是因为酸性物质和碱性物质之间的反应是一个放热的过程。
例如，盐酸（HCl）与氢氧化钠（NaOH）的中和反应：HCl + NaOH → NaCl + H2O在这个反应中，酸性物质和碱性物质反应后生成了水和盐，同时也释放出了热能。
当反应处于外界温度低于室温时，反应过程会感觉到明显的放热现象。
因此，酸碱中和反应常常被用作制热的原理，例如热水器中的酸碱中和反应。
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
溶液的酸碱度和pH值的计算
溶液的酸碱度和pH值的计算
4. 两性物质溶液pH值的计算
在水溶液中，既可得质子又可失去质子的物质称为两性物质。 常见的两性物质一般为多元酸的酸式盐和弱酸弱碱盐，如NaHCO3、 NH4Ac等。
以NaHCO3为例，设H2CO3的解离度分别为Ka1、Ka2，溶液中 的质子平衡式为
溶液的酸碱度和pH值的计算
分析化学
溶液的酸碱度和pH值的计算
一、 溶液的酸碱度
溶液的酸碱度是指溶液中氢离子、氢氧根离子的活度，常用 pH、pOH表示。它与溶液的浓度在概念上是不相同的，但当溶 液浓度不太大时，可用浓度近似地代替活度。溶液酸碱度的表达 式为
（4-3） 当温度为25 ℃时，水溶液Kw=［H+］·［OH-］=10-14，所 以 pH+pOH=pKw=14。 由此可见，pH值越小，酸度越大，溶液的酸性越强；pH越 大，酸度越小越小，溶液的酸性越强。
将 代入PBE式并整理得
如果cKa2≥10Kw，c/Ka1≥10，即［HCO3-］≈cHCO3-，则水解 离的H+忽略，Ka1与［HCO3-］相加时可忽略，则上式可简化为
（4-7）
溶液的酸碱度和pH值的计算
【例4-5】
计算0.10 mol·L-1 NaHCO3溶液的pH值。 解：已知H2CO3的Ka1=4.12×10-7，Ka2=5.62×10-11，符合cKa2≥10Kw， c/Ka1≥10。 根据式（4-7）得
由于c/Kb≥105，cKb≥10Kw，则可根据式（4-6）得 所以
溶液的酸碱度和pH值的计算
3. 多元弱酸（碱）溶液pH值的计算
多元弱酸（碱）是分步解离的，一般多元弱酸的各 级解离常数Ka1> Ka2>…> Kan，若Ka1/ Ka2＞101.6，可认 为溶液中H+主要由弱酸的第一级解离产生，其他各级解 离忽略不计，按一元弱酸处理。多元弱碱的处理方式同 多元弱酸。
酸性碱性和中性物质的鉴别
酸性碱性和中性物质的鉴别酸性、碱性和中性是化学中常用的三种性质描述，用来鉴别物质的酸碱性质。
本文将介绍如何准确地鉴别酸性、碱性和中性物质，并提供一些实例来帮助读者更好地理解。
一、酸性物质的鉴别酸性物质是指在水溶液中产生氢离子（H+）的物质。
一般情况下，酸性物质具有以下特征：1. 酸味：酸性物质通常具有酸味，比如柠檬、醋等。
2. 酸腐蚀性：酸性物质对金属、石灰石等物质具有腐蚀性，能够产生气体或溶解其中。
3. 酸性pH值：酸性物质在水溶液中的pH值小于7，越接近0表示酸性越强。
举例来说，柠檬汁是一种常见的酸性物质。
它具有明显的酸味，对于金属如锌或铁，柠檬汁可以使其腐蚀产生气体。
此外，将柠檬汁与酸性碱性指示剂如酚酞溶液混合，溶液颜色会显示为红色，从而鉴别出柠檬汁的酸性。
二、碱性物质的鉴别碱性物质是指在水溶液中产生氢氧根离子（OH-）的物质。
一般情况下，碱性物质具有以下特征：1. 苦味：碱性物质通常具有苦味，比如肥皂等。
2. 碱腐蚀性：碱性物质对油脂、蛋白质等物质具有腐蚀性。
3. 碱性pH值：碱性物质在水溶液中的pH值大于7，越接近14表示碱性越强。
举例来说，氢氧化钠（NaOH）是一种常见的碱性物质。
它具有苦味，有较强的碱性腐蚀性，能够与油脂反应，起到清洁作用。
将氢氧化钠与碱性指示剂如酚酞溶液混合，溶液颜色会变成粉红色，从而鉴别出氢氧化钠的碱性。
三、中性物质的鉴别中性物质是指在水溶液中既不产生氢离子也不产生氢氧根离子的物质。
一般情况下，中性物质具有以下特征：1. 无味：中性物质通常没有明显的酸味或苦味。
2. 无腐蚀性：中性物质不会对金属、油脂等产生腐蚀作用。
3. 中性pH值：中性物质在水溶液中的pH值约为7。
举例来说，纯净水是一种常见的中性物质。
它没有味道，对金属和油脂没有腐蚀作用。
将纯净水与中性指示剂如酚酞溶液混合，溶液仍然保持无色，从而鉴别出纯净水的中性。
总结起来，酸性物质通过酸味、腐蚀性和低pH值鉴别；碱性物质通过苦味、腐蚀性和高pH值鉴别；中性物质则是通过无味、无腐蚀性和中性pH值鉴别。
溶液的酸碱性和pH值
溶液的酸碱性和pH值溶液的酸碱性和pH 值结合下表，利⽤平衡移动原理分析酸或碱对⽔的电离有何影响？在纯⽔中溶⼊下列物质后，分析各项变化情况：交流研讨：下表给出了室温下⼀些⽔溶液的[H +]或[OH -],请填上空缺的数据。
1、溶液的酸碱性在酸性溶液中也存在OH -，只是H +的浓度⽐OH -的浓度；在碱性溶液中也存在H +，只是OH - 的浓度⽐H +的浓度。
⽔溶液的酸碱性与[H +]与[OH -] 的相对⼤⼩的关系：常温（25℃）中性溶液：[H +] [OH -] [H +] 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/L2、溶液的pH ：⼈们常⽤来表⽰溶液的酸碱性。
pH=范围：⼴泛pH 的范围为。
注意：①当溶液中[H +]或[OH -]⼤于1mol/L 时，不⽤pH 表⽰溶液的酸碱性。
3、归纳：pH 与溶液酸碱性的关系(25℃时)4、溶液pH 的测定⽅法（1）酸碱指⽰剂法说明：常⽤的酸碱指⽰剂有⽯蕊、甲基橙、酚酞试液。
常⽤酸碱指⽰剂的ｐＨ变⾊范围（2）pH试纸法使⽤⽅法：（3）pH计法（了解）5、有关pH的简单计算例1、分别求0.05mol/LH2SO4溶液和0.05mol/L Ba(OH)2溶液的PH值。
例2、求PH=2的H2SO4溶液中H2SO4的浓度；求PH=10的NaOH溶液中NaOH的浓度。
[巩固练习]1、pH=2的强酸溶液，加⽔稀释，若溶液体积扩⼤10倍，则C(H+)或C(OH-)的变化（）A、C(H+)和C(OH-)都减少B、C(H+)增⼤C、C(OH-)增⼤D、C(H+)减⼩2、向纯⽔中加⼊少量的KHSO4固体（温度不变），则溶液的（）A、pH值升⾼B、C(H+)和C(OH-)的乘积增⼤C、酸性增强D、OH-离⼦浓度减⼩3、100℃时，Kw=1×10-12mol-2?L-2，对纯⽔的叙述正确的是（）A、pH=6显弱酸性B、C(H+)=10-6mol/L，溶液为中性C、Kw是常温时的10-2倍D、温度不变冲稀10倍pH=74、在pH=1的硫酸溶液中，由⽔电离出来的H+浓度为（）A 、0 B、0.1 mol.L-1 C、10-7 mol.L-1 D、10-13 mol.L-15、将pH=5的盐酸溶液稀释1000倍后，溶液的pH为（）A、等于8B、等于7C、接近7⼜⼩于7D、⼤于7⽽⼩于86、将纯⽔加热⾄较⾼的温度，下列叙述正确的是（）A、⽔的离⼦积变⼤、pH变⼤、呈酸性B、⽔的离⼦积不变、pH不变、呈中性C、⽔的离⼦积变⼩、pH变⼤、呈碱性D、⽔的离⼦积变⼤、pH变⼩、呈中性7、给蒸馏⽔中滴⼊少量盐酸后，下列说法中错误的是（）A、[H+ ][OH- ]乘积不变B、pH增⼤了C、[OH- ]降低了D、⽔电离出的[H+ ]增加了8、常温下，下列溶液中酸性最弱的是（）A、pH=4B、[H+ ]=1×10-3mol·L-1C、[OH- ]=1×10-11mol·L-1D、[H+] ·[OH- ]= 1×10-14 mol-2?L-29、下列试纸使⽤时, 不宜先⽤⽔润湿的是（）。
高中化学 过关(中) 溶液的酸碱性与pH计算
考点过关(中）考点8 溶液的酸碱性与pH计算溶液的酸碱性是物质的一种重要化学性质，高中化学中关于溶液酸碱性是用溶液pH值来衡量的，溶液的酸碱性与pH计算是中学化学的重要知识点,其考查的主要内容有溶液中离子浓度间的关系；酸、碱、盐对水电离平衡的影响；酸、碱、盐或酸与碱溶液混合后pH的计算；稀释酸与碱溶液后pH的变化等。
在水溶液中,无论是酸性，中性，还是碱性溶液，H+和OH－始终同时存在．．．．，二者相互依存,缺一不可，共同组成水的电离平衡体系，同时二者又相互矛盾，此消彼涨，一个增大时，另一个必然减小，使得二者的乘积始终不变，恒等于Kw.溶液的酸碱性决定于c（H＋）和c（OH－)的相对大小，如果c(H+）>c(OH—),溶液显酸性;如果c(H+）<c（OH—)，溶液显碱性；如果c(H+)=c(OH-）,溶液显中性。
pH决定于c(H＋）的大小，pH=7的溶液不一定呈中性,因为水的电离受温度的影响，只有在室温时，K w=1。
0×10-14，pH=7的溶液才显中性。
PH相同的酸，酸越弱,酸物质的量浓度越大,pH相同的碱，碱越弱，碱物质的量浓度越大;酸与碱的PH之和为14且等体积混合时，强酸与强碱混合后溶液PH=7，强酸与弱碱混合后溶液PH＞7，强碱与弱酸混合后溶液PH＜7;等物质的量浓度的一元酸、碱等体积混合后,强酸和强碱混合后溶液PH=7;强酸和弱碱混合后溶液PH〈7，弱酸和强碱混合后溶液PH>7,弱酸和弱碱混合后溶液PH由强者决定，未注明酸、碱强弱时后溶液PH无法判断；等体积强酸（PH1）和强碱（PH2）混合时，若溶液呈中性，二者PH之和为14；若溶液呈碱性，二者PH之和大于14；若溶液呈酸性,二者PH之和小于14。
【例题1】(1）25 ℃时，pH＝3的盐酸中由水电离出的c（H＋)是pH＝5的盐酸中由水电离的c（H＋）的倍。
(2)25 ℃时，某溶液由水电离出的c(H＋)＝1×10－12mol·L－1，则该溶液的pH可能为.(3)99 ℃时,向pH＝6的蒸馏水中加入NaHSO4晶体，保持温度不变,测得溶液的pH＝2。
水溶液的酸碱性与pH值
水溶液的酸碱性与pH值水溶液的酸碱性是指溶液中酸碱物质的浓度和性质所致。
酸碱性的浓度和性质可以通过pH值来表示。
本文将探讨水溶液的酸碱性和pH值之间的关系，以及pH值在日常生活中的应用。
一、酸碱性的定义和测定酸碱性是指溶液中氢离子（H+）和氢氧根离子（OH-）的浓度，溶液中存在较多H+离子则为酸性，存在较多OH-离子则为碱性。
酸碱性可以通过pH值来进行测定。
pH值是指溶液中H+离子浓度的负对数值，公式为：pH = -log[H+]。
pH值的范围从0到14，7为中性。
当pH值小于7时，溶液呈酸性；当pH值大于7时，溶液呈碱性。
pH值的具体数值越小，溶液越酸性；数值越大，溶液越碱性。
二、酸碱指示剂的应用酸碱指示剂是一种可以通过颜色变化来判断溶液酸碱性的化学物质。
常用的酸碱指示剂有酚酞、甲基橙、溴蓝等。
这些指示剂在不同pH值下会显示不同的颜色。
例如，酚酞指示剂在酸性溶液中呈现红色，在碱性溶液中呈现黄色。
我们可以利用这种颜色变化来判断溶液的酸碱性。
三、水溶液的酸碱性对环境和生物的影响水溶液的酸碱性对环境和生物都有一定的影响。
在工业生产中，一些废水或废气会产生酸性物质，如果排放到自然环境中会对土壤、水源和生态系统造成严重的污染。
另外，在生物体内也存在一些对酸碱度敏感的生物酶和催化剂。
一些酶只能在特定的pH条件下发挥作用，偏离其适宜的pH范围会导致酶的活性下降甚至失活。
因此，维持生物体内恒定的酸碱平衡对于生物体的正常功能至关重要。
四、调节水溶液的酸碱性为了维持水溶液的酸碱平衡，我们可以通过一些方法来调节溶液的酸碱性。
一种常用的方法是添加酸碱缓冲剂。
酸碱缓冲剂是一种能够抵抗溶液pH值变化的物质。
它们能够吸收或释放H+离子，阻止pH值的剧烈变化。
常见的酸碱缓冲剂有碳酸氢盐和磷酸盐等。
另外，我们也可以通过稀释、溶液的配制和反应条件的调整来改变溶液的酸碱性。
五、pH值在日常生活中的应用pH值在日常生活中有许多应用。
水溶液的酸碱性
水溶液的酸碱性水溶液的酸碱性是描述溶液中氢离子（H+）和氢氧根离子（OH-）的浓度的一个指标。
酸性溶液含有较多的H+离子，而碱性溶液则含有较多的OH-离子。
酸碱性对于许多化学和生物过程都至关重要，因此我们需要了解和掌握水溶液的酸碱性。
在化学中，酸碱性可以使用pH值来表示。
pH值是一个0-14的数值范围，表示了溶液中的酸碱程度。
pH值为7的溶液被称为中性溶液，表示其中H+离子和OH-离子的浓度相等。
低于7的pH值表示酸性溶液，其中H+离子的浓度较高。
高于7的pH值表示碱性溶液，其中OH-离子的浓度较高。
溶液的酸碱性主要由其中的溶质决定。
在酸性溶液中，溶质释放H+离子，而在碱性溶液中，溶质释放OH-离子。
酸和碱是两个常见的溶质。
酸是能够提供H+离子的物质，而碱是能够提供OH-离子的物质。
常见的酸包括盐酸、硫酸和醋酸，常见的碱包括氢氧化钠和氢氧化钾。
在实际生活中，我们经常接触到酸碱性。
例如，柠檬汁和醋是常见的酸性物质，它们味道酸酸的。
而肥皂水和洗衣粉是常见的碱性物质，它们味道苦涩。
另外，我们还可以通过一些常见的指示剂来判断溶液的酸碱性。
指示剂是一种能够根据溶液的酸碱性改变颜色的物质。
例如，酚酞和甲基橙可以用于检测酸性和碱性溶液。
了解和掌握水溶液的酸碱性对于许多方面的实际应用都非常重要。
例如，在农业中，我们需要调节土壤的酸碱性，以便提供适合植物生长的环境。
通过测试土壤的pH值，我们可以知道是否需要添加酸性或碱性的物质来改变土壤的性质。
水溶液的酸碱性还对环境保护和工业制造等领域具有重要影响。
许多废水和工业废料都具有酸性或碱性，如果不经过处理直接排放到环境中，将对生态系统造成很大的危害。
因此，处理和中和这些废液是非常重要的。
此外，酸碱中和反应也在化学合成中扮演着重要的角色。
许多化学反应需要特定的酸碱条件才能进行。
通过调节溶液的酸碱性，我们可以促进或控制这些反应的进行。
例如，在制药工业中，酸碱中和反应是合成许多药物和药品的重要步骤。
有关酸碱溶液的酸碱性强弱的讨论
有关酸碱溶液的酸碱性强弱的讨论一、强酸水溶液的酸性为什么也有强弱之分我们知道酸的水溶液的酸性强弱与成酸元素的得电子能力有关,元素的得电子能力越强,其最高价氧化物对应水化物的酸性越强。
例如:得电子能力:ClSPSi水溶液酸性:HClO4H2*****4H2SiO3HClO4、H2SO4为强酸,在水溶液中全部电离,H3PO4部分电离,为中强酸。
硅酸为弱酸,不溶于水,电离度极小。
所以在相同条件下,HClO4、H2SO4溶液中的H+浓度大于H3PO4,而H3PO4溶于水中的H+浓度大于H2SiO3。
因此HClO4、H2SO4的酸性大于H3PO4,,而H3PO4,水溶液的酸性又大于H2SiO3,这是很容易理解的。
但是HClO4和H2SO4均为强酸,均为强电解质,就是说在水溶液中是完全电离的,从这个意义出发,在相同条件下强酸水溶液的酸性就不应该有强弱之别。
但是在中学化学中提到:高氯酸是已知酸中最强的一种酸。
这说明强酸也是有强弱之别的。
这是为什么呢?这可以用强电解质的表观电离度来解释。
强电解质在溶液中是全部电离的,其电离度是100%。
但根据溶液导电性的实验所测得的强电解质在溶液中的电离度都小于100%。
这是什么原因?首先肯定强电解质在水溶液中是完全电离的,但由于带电离子间的相互作用,每个离子都被带异号的离子包围,形成离子氛,这样离子在溶液中不完全自由。
假如我们让电流通过电解质溶液,这时阳离子向阴极移动,而它周围的阴离子却要向阳极移动。
这样离子的运动速度显然要比毫无牵挂的离子慢些,因此溶液的导电性就比理论低一些,产生一种电离不完全的假象。
强电解质的这种电离度,我们称它为表观电离度,它仅仅反映了溶液中离子间相互牵制作用的强弱程度。
它和弱电解质的电离度在意义上不同(弱电解质的电离度表示了已电离分子占总分子数的百分数)强酸尽管都是强电解质,但由于它们电离所得到的质子和酸根离子之间的相互牵制作用的强弱不同,使它们实际表现出来的电离度大小不同,从而使它们表现出来的酸性强弱是有差别的。
溶液的酸碱性酸碱的离子产生与溶液pH值的变化
溶液的酸碱性酸碱的离子产生与溶液pH值的变化溶液的酸碱性是指溶液中含有酸性或碱性物质的程度，是衡量溶液中酸性或碱性的重要指标。
溶液中的酸碱性主要由其中的酸、碱溶解或离解所产生的酸碱离子确定，并通过溶液的pH值表示。
本文将探讨溶液酸碱性的原理、酸碱离子的产生以及它们与溶液pH值的变化之间的关系。
一、溶液的酸碱性原理溶液的酸碱性主要是由其中的酸、碱物质所致。
酸是指能够释放出氢离子（H+）的物质，而碱是指能够释放出氢氧根离子（OH-）的物质。
当酸和碱溶解在水中时，它们会产生相应的离子，而这些离子的存在与溶液的酸碱性密切相关。
二、酸碱离子的产生1. 酸离子的产生当酸溶解在水中时，酸分子会释放出氢离子（H+）。
例如，盐酸（HCl）溶解在水中时，分解成氢离子（H+）和氯离子（Cl-）。
这些氢离子会与水分子结合形成氢氧根离子（H3O+），这也是为什么酸溶液呈酸性的原因之一。
2. 碱离子的产生当碱溶解在水中时，碱分子会释放出氢氧根离子（OH-）。
例如，氢氧化钠（NaOH）溶解在水中时，分解成氢氧根离子（OH-）和钠离子（Na+）。
氢氧根离子的存在使得碱溶液呈碱性。
三、酸碱离子的浓度与溶液pH值的变化酸碱离子的浓度决定了溶液的酸碱程度，而溶液的酸碱程度则通过pH值来表示。
pH值是一个指示溶液酸碱程度的数值，它的范围是0至14。
当溶液的pH值小于7时，说明溶液为酸性；当pH值大于7时，说明溶液为碱性；而pH值等于7时，说明溶液为中性。
1. 酸性溶液的pH值酸性溶液的pH值小于7，这意味着其中含有较多的氢离子（H+）或氢氧根离子（OH-）浓度较低。
当酸溶液的浓度增加时，溶液中氢离子的浓度也随之增加，从而引起溶液的酸度提高，pH值下降。
2. 碱性溶液的pH值碱性溶液的pH值大于7，说明其中含有较多的氢氧根离子（OH-）或氢离子（H+）浓度较低。
当碱溶液的浓度增加时，溶液中氢氧根离子的浓度也随之增加，从而引起溶液的碱度增加，pH值升高。
高中化学溶液的酸碱性及酸碱中和滴定
(3)强酸、强碱等体积混合(常温下) ①pH 之和等于 14 呈中性； ②pH 之和小于 14 呈酸性； ③pH 之和大于 14 呈碱性。
【夯基础·小题】
1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)
(2)俯视和仰视(如图 b 和图 c) 俯视和仰视的误差，要结合具体仪器进行分析，不同量器的 刻度顺序不同，如量筒刻度从下到上逐渐增大，滴定管刻度从下 到上逐渐减小。 ①如图 b，当用量筒测量液体的体积时，由于俯视视线向下 倾斜，寻找切点的位置在凹液面的上侧，读数高于正确的刻度线 位置，即读数偏大。 ②如图 c，当用滴定管测量液体的体积时，由于仰视视线向 上倾斜，寻找切点的位置在液面的下侧，因滴定管刻度顺序与量 筒不同，仰视读数偏大。
[名师点拨] (1)pH试纸使用前不能用蒸馏水润湿，否 则待测液因被稀释可能产生误差。
(2)广泛pH试纸只能测出整数值，使用范围为0～14。
3．溶液pH的计算方法 (1)单一溶液pH的计算 强酸溶液：如HnA，设浓度为c mol·L－1，c(H＋)＝ nc mol·L－1，pH＝－lg c(H＋)＝－lg(nc)。 强碱溶液(25 ℃)：如B(OH)n，设浓度为c mol·L－1， c(H＋)＝10n－c14 mol·L－1，pH＝－lg c(H＋)＝14＋lg(nc)。
溶液pH＝(a＋1)的措施是 A．将溶液稀释到原体积的10倍
( B)
B．加入适量的醋酸钠固体
C．加入等体积0.2 mol·L－1盐酸
D．升高溶液的温度
考点三 滴定实验的拓展 与应用
5．酸碱中和滴定中常见误差分析
以标准盐酸溶液滴定未知浓度的 NaOH 溶液(酚酞作指示剂)
溶液的酸碱性和pH值
溶液的酸碱性和pH值溶液的酸碱性和pH值是化学中重要的概念，用于描述溶液中的酸碱程度。
本文将介绍溶液的酸碱性的定义、影响因素以及pH值的计算方法和意义。
一、酸碱性的定义酸碱性是描述溶液中氢离子（H+）和氢氧根离子（OH-）浓度的概念。
当溶液中氢离子浓度高于氢氧根离子浓度时，溶液具有酸性；当氢氧根离子浓度高于氢离子浓度时，溶液具有碱性；当氢离子浓度等于氢氧根离子浓度时，溶液为中性。
二、影响酸碱性的因素1. 酸碱溶液的离子产生：当酸性物质（如盐酸）溶解在水中时，会释放出氢离子（H+）；而碱性物质（如氢氧化钠）溶解在水中会释放出氢氧根离子（OH-）。
2. 溶液的离子强度：溶液中离子的浓度越高，酸性或碱性越强。
浓度大的酸性物质或碱性物质在水中溶解后会生成更多的氢离子或氢氧根离子。
3. 酸碱物质的强度：酸性或碱性物质的强度也会影响溶液的酸碱性。
具有较强酸性或碱性的物质在水中溶解后，释放的氢离子或氢氧根离子的浓度会更高。
三、pH值的计算方法pH值是用来表示溶液酸碱性强弱的指标，它的取值范围是0到14。
pH值越低，表明溶液越酸性；pH值越高，表明溶液越碱性；pH值为7则表示溶液为中性。
pH值的计算公式为：pH = -log[H+]其中[H+]为溶液中的氢离子浓度，以“mol/L”表示。
四、pH值的意义pH值的测定对许多领域具有重要意义：1. 生物体内pH值的稳定：生物体内维持适宜的pH值对细胞活动至关重要。
例如，人体血液的pH值维持在7.35至7.45之间，细小的pH值变化都可能引起严重的生理问题。
2. 工业生产的调控：许多工业过程需要控制溶液的pH值，以保证反应的顺利进行。
比如酿造啤酒时，需要控制发酵液的pH值在适宜范围内，以确保酵母菌能够正常进行发酵作用。
3. 环境监测和保护：水体和土壤的pH值对环境生态影响巨大。
pH值的测定可以帮助监测环境的酸碱性，及时采取相应的措施保护生态系统的平衡。
总结：溶液的酸碱性和pH值是描述溶液中酸碱程度的重要概念。
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班級: 座號: 姓名:7—1 水溶液中的酸鹼性01、pH值：又叫＿＿＿＿＿，用以表示水溶液之酸鹼度。
(1)定義：pH值為＿＿＿＿＿＿的對數負值，即pH＝＿＿＿＿＿＿＿＿。
(2)若﹝H＋﹞＝a×10－b M，則pH＝＿＿＿＿＿。
(3)若pH＝C，則﹝H＋﹞＝＿＿＿＿＿＿。
(4)﹝H＋﹞愈大，pH值＿＿＿＿＿。
02、水的解離：H2O(l)→←H＋(aq)＋OH－(aq)(1)1公升純水在25℃時可解離出＿＿＿＿mol的H＋和＿＿＿＿mol的OH－，所以﹝H＋﹞＝＿＿＿＿M，﹝OH－﹞＝＿＿＿＿M，﹝H2O﹞＝＿＿＿＿＿＿M。
(2)純水的解離度α＝＿＿＿＿＿＿。
(3)水的離子積常數(K w)＝＿＿＿＿＿＿＝＿＿＿＿＿＿＝＿＿＿＿＿＿………25℃時。
(4)純水的pH值：a.﹝H＋﹞＝﹝OH－﹞＝＿＿＿＿＿＿M。
b.pH＝pOH＝＿＿＿＿＿＿。
c.pH＋pOH＝＿＿＿＿＿……………25℃。
d.溫度上升，則K w值＿＿＿＿＿，pH＋pOH值＿＿＿＿＿。
03、溶液的酸鹼性(25℃)：(1)加酸於水中時，則﹝H＋﹞＿＿＿﹝OH－﹞，﹝H＋﹞＿＿＿10－7M，pH＿＿＿7，水溶液呈＿＿＿性。
(2)加鹼於水中時，則﹝H＋﹞＿＿＿﹝OH－﹞，﹝OH－﹞＿＿＿10－7M，pH＿＿＿7，水溶液呈＿＿＿性。
例：求下列溶液的pH值？(1)0.01M HCl(2)0.01M H2 SO4(3)0.01M Ca(OH)2(4)0.01M KOH例：求下列溶液的﹝H＋﹞？(1)pH＝4.7(2)pH＝5.5(3)pH＝7.4(4)pH＝11.2例：求下列溶液的pOH值？(1)﹝H＋﹞＝8×10－4 M(2)﹝H＋﹞＝9×10－5 M(3)﹝OH－﹞＝6×10－3 M(4)﹝OH－﹞＝3×10－4 M例：若水溶液中﹝OH－﹞＝10－2M，則pH＝？例：血液的pH＝7.40，則﹝H＋﹞＝？例：求在100℃時水的pH＝？(水的離子積常數K w ＝10－12)例：在25℃時﹝NaOH﹞＝2×10－3M，則溶液中﹝H ＋﹞＝？例：0.05M Ba(OH)2溶液中，﹝H＋﹞＝？例：0.2M NaOH溶液中﹝OH－﹞為純水之多少倍？例：甲溶液之pH＝4，乙溶液之pH＝10，則甲乙兩溶液中﹝H＋﹞濃度比為多少？7—2 酸鹼學說01、酸的通性：(1)使石蕊試紙由＿＿＿＿＿＿。
(2)具有＿＿＿味。
(3)與活潑金屬反應放出＿＿＿＿氣。
班級: 座號: 姓名:(4)與鹼中和反應生成＿＿＿＿＿＿。
(5)溶於水可＿＿＿＿＿＿。
02、鹼的通性：(1)使石蕊試紙由＿＿＿＿＿＿。
(2)具有＿＿＿味。
(3)具有＿＿＿＿感。
(4)與酸中和反應生成＿＿＿＿＿＿。
(5)溶於水可＿＿＿＿＿＿。
(6)可溶解＿＿＿＿＿＿。
03、阿瑞尼士學說：(1)定義：a.酸：在水中游離或與水作用產生＿＿＿＿＿＿的物質。
如＿＿＿＿＿＿。
b.鹼：在水中游離或與水作用產生＿＿＿＿＿＿的物質。
如＿＿＿＿＿＿。
(2)阿瑞尼士的酸鹼學說僅限於＿＿＿＿＿＿之討論。
04、布忍斯特——羅瑞學說：(1)定義：a.酸：＿＿＿＿＿＿＿＿。
b.鹼：＿＿＿＿＿＿＿＿。
如：＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿。
(2)布忍斯特——羅瑞學說除通用於＿＿＿＿＿＿＿＿外，亦適用於＿＿＿＿＿＿。
(3)此學說提供了＿＿＿＿＿＿＿＿的觀念。
如：＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿。
(4)由此學說得知水屬＿＿＿，亦屬＿＿＿，為一＿＿＿＿物質。
05、路易士學說：(1)定義：a.酸：＿＿＿＿＿＿＿＿。
b.鹼：＿＿＿＿＿＿＿＿。
如：＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿。
(2)路易士的酸鹼學說不限＿＿＿＿＿，但以在＿＿＿＿＿中較為適用。
06、酸的分類：(1)依酸所能釋出的＿＿＿＿＿分為：a.單質子酸：＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿。
b.二質子酸：＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿。
c.三質子酸：＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿。
(2)依酸所含＿＿＿＿＿分：a.含氧酸：＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿。
b.非含氧酸：＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿。
07、酸的命名：(1)非含氧酸：a.氣體：某化氫。
如H2S(g)＿＿＿＿，HCN(g)＿＿＿＿。
b.水溶液：氫某酸。
如H2S(aq)＿＿＿＿，HCN(aq)＿＿＿＿。
(2)含氧酸：a.依照所含元素命名：如：H2 SO4＿＿＿＿，H3 PO4＿＿＿＿，H2CO3＿＿＿＿，HClO3＿＿＿＿，HNO3＿＿＿＿。
b.依照所含元素之氧化態命名：HClO＿＿＿＿，HClO2＿＿＿＿，HClO3＿＿＿＿，HClO4＿＿＿＿。
H3 PO2＿＿＿＿，H3 PO3＿＿＿＿，H3 PO4＿＿＿＿。
H2 SO3＿＿＿＿，H2 SO4＿＿＿＿。
HNO2＿＿＿＿，HNO3＿＿＿＿。
08、鹼的分類：依鹼所能釋出的＿＿＿＿＿分為：(1)單鹽基：＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿。
(2)二鹽基：＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿。
(3)三鹽基：＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿。
09、鹼的命名：金屬的氫氧化物，稱為氫氧化某。
如：NaOH＿＿＿＿，KOH＿＿＿＿，Mg(OH)2＿＿＿＿，Ca(OH)2＿＿＿＿，Al(OH)3＿＿＿＿，Fe(OH)3＿＿＿＿。
例：寫出下列各物質的共軛酸及共軛鹼(1)HS－＿＿＿＿，＿＿＿＿。
(2)HCO3－＿＿＿＿，＿＿＿＿。
(3)H2O＿＿＿＿，＿＿＿＿。
(4)NH3＿＿＿＿，＿＿＿＿。
例：寫出下列各物質的名稱(1)HCl(aq)＿＿＿＿，HCl(g)＿＿＿＿。
(2)H2 SO4(aq)＿＿＿＿，H2 SO4(g)＿＿＿＿。
(3)Fe(OH)2＿＿＿＿。
(4)Sn(OH)2＿＿＿＿，例：寫出下列各物質的化學式(1)次磷酸＿＿＿＿，亞磷酸＿＿＿＿。
(2)過氯酸＿＿＿＿，次氯酸＿＿＿＿。
班級: 座號: 姓名:(3)碳酸＿＿＿＿。
(4)過錳酸＿＿＿＿。
7—3 酸鹼強度01、強酸的酸性大小比較：＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿。
02、氫化物的酸性：(1)同週期：愈往＿＿＿，酸性愈強。
如：＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿。
(2)同族：愈往＿＿＿，酸性愈強。
如：＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿。
03、氫氧化物的酸性：(1)同週期：愈往＿＿＿，酸性愈強。
如：＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿。
(2)同族：愈往＿＿＿，酸性愈強。
如：＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿。
04、含氧酸中，氧原子數愈＿＿＿，酸性愈強。
如：＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿。
例外：＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿。
05、同物種的不同氧化物，其氧化數愈＿＿＿，酸性愈強。
如：＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿。
06、同週期金屬元素的氫化物﹑氧化物﹑氫氧化物，愈往＿＿＿，鹼性愈強。
如：＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿。
或＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿。
07、同族金屬元素的氫化物﹑氧化物﹑氫氧化物，愈往＿＿＿，鹼性愈強。
如：＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿。
或＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿。
08、愈弱酸之共軛鹼為愈強的鹼。
如：酸性大小：＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿。
鹼性大小：＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿。
09、同物種的根，其所帶電荷愈＿＿＿，鹼性愈強。
如：＿＿＿＿＿＿＿或＿＿＿＿＿＿＿。
10、同元素的不同氧化物，其氧化數愈＿＿＿，鹼性愈強。
如：＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿。
例：試比較下列各組酸性強弱之順序(1)H2 SO4，H2CO3，HNO3＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿。
(2)HCl，HBr，HI＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿。
(3)HOCl，HOBr，HOI＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿。
(4)HClO2，HClO3，HClO4＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿。
(5)NH3，H2O，HF ＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿。
(6)H2O，H2S，H2Se ＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿。
7—4 弱酸、弱鹼之電離常數及其計算01、弱酸酸性排列：＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿。
02、弱酸的電離常數(K a)：(1)定義：HA(aq)→←H＋(aq)＋A－(aq)則K a＝＿＿＿＿＿＿。
(2)特性：a.K a值愈大，酸的相對強度＿＿＿＿。
b.溫度升高時，K a值＿＿＿＿。
(3)HA(aq)→←H＋(aq)＋A－(aq)初 C平衡C－CαCαCα∴K a＝＿＿＿＿＿＿＝＿＿＿＿＿＿。
若K a＜10－4，則﹝H＋﹞＝＿＿＿＿＝＿＿＿＿＿。
α＝＿＿＿＿＿。
例：已知HCN的K a＝2.1×10－9，求0.1M HCN溶液中﹝H＋﹞＝？例：1.0M醋酸的pH＝2.38，求醋酸的K a＝？例：0.100M的二氯乙酸Cl2CHCOOH溶液中﹝H＋﹞＝0.007M，則其K a＝？班級: 座號: 姓名:例：0.2M甲酸HCOOH有3.2％電離，求其解離常數？例：0.1M醋酸水溶液，測得其﹝H＋﹞＝1.34×10－3M，則其解離度為？03、弱鹼的電離常數(K b)：(1)定義：BOH(aq)→←B＋(aq)＋OH－(aq)，則K b＝＿＿＿＿＿＿。
(2)特性：a.K b值愈大，鹼的相對強度＿＿＿＿。
b.溫度升高時，K b值＿＿＿＿。
c.共軛酸之K a乘以共軛鹼之K b等於K w，即＿＿＿＿＿＿＿＿。
d.若K b＜10－4，則﹝OH－﹞＝＿＿＿＿＿。
α＝＿＿＿＿＿。
例：在25℃時0.1M氨水的解離度為1.32％，求氨水的解離常數？例：試計算0.20M氨水溶液的﹝OH－﹞和pH＝？04、緩衝溶液：(1)定義：＿＿＿＿＿＿＿或＿＿＿＿＿＿＿之溶液。
如：＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿。
(2)特性：溶液之＿＿＿＿不易受少量酸或鹼之加入而大量改變。
(3)酸性緩衝溶液：﹝H＋﹞＝＿＿＿＿＿＿＿。
(4)鹼性緩衝溶液：﹝OH－﹞＝＿＿＿＿＿＿。
(5)＿＿＿＿＿＿＿或＿＿＿＿＿＿＿亦可形成緩衝溶液。
例：試比較0.10M醋酸水溶液，和此溶液在含0.10M 醋酸鈉溶液中的﹝H＋﹞？(醋酸的K a＝1.8×10－5) 例：在1升溶液中含有2mol醋酸及1mol醋酸鈉，求pH＝？(醋酸的K a＝10－5)例：1升溶液中含有0.5mol醋酸，須加入多少克的醋酸鈉，才能使pH＝5.7。
(醋酸的K a＝1.8×10－5)例：由0.10M NH3(aq)及0.10M NH4NO3(aq)所構成的緩衝溶液，其pH＝？(氨水的K a＝2×10－5)7—5 酸鹼中和與滴定01、酸鹼中和：(1)當酸與鹼在水溶液中起反應時，酸的＿＿＿與鹼的＿＿＿結合成＿＿＿，此反應稱為中和反應。
如：＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿。
(2)通常酸與鹼作用生成＿＿＿＿＿＿。
如：＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿。
(3)中和反應屬於＿＿＿＿反應。
02、酸鹼滴定：利用一已知濃度的＿＿＿＿＿(或＿＿＿＿＿)溶液，去滴定另一未知鹼(或未知酸)溶液濃度之方法。