水的电离和溶液pH值计算
水的电离与PH值
水的电离和溶液的pH，有关pH的计算及判断教学重点：1、水的电离与水的离子积；2、溶液的酸碱性和pH；3、关于pH的简单计算。
重点讲解一、水的电离和水的离子积1、水的电离：水是极弱电解质，发生微弱电离，电离过程是吸热过程。
2、在纯水或水溶液中：（1）水的离子积Kw=c(H+)·c(OH-) 一定温度时，Kw是个常数，Kw只与温度有关，温度越高Kw越大，25℃时，Kw=1×10-14；100℃时，c(H+)=c(OH-)=1×10-6mol/L，Kw=c(H+)·c(OH-)=1×10-12。
（２）Kw不仅适用于纯水，也适用于酸、碱、盐的稀溶液。
（3）任何水溶液中，水所电离而生成的c(H+)=c(OH-)3、影响水的电离平衡的因素（1）温度：温度升高，水的电离程度增大，水的电离平衡向电离方向移动，离子浓度增大。
（2）浓度：改变溶液的酸、碱度均可使水的电离平衡发生移动。
在水中加入酸或碱，抑制水的电离，25℃，使水电离出的c(H+)<10-7mol/L，c(OH-)<10-7mol/L。
(3)其他因素：如向水中加入活泼的金属，由于与水电离出的H+直接作用，因而促进了水的电离平衡向电离的方向移动。
二、溶液的酸、碱性常温下：中性溶液：c(H+)=c(OH-)=1×10-7mol/L酸性溶液：c(H+)溶液>c(OH-)溶液以0.1mol/L HCl为例，由于酸电离出H+能使平衡向左移动，即抑制了水的电离，溶液中H+由两部分组成，一部分为酸提供，另一部分为H2O提供，水电离提供的c(H+)远小于酸提供的c(H+)，故可忽略，溶液中H+全部看作酸提供，故c(H+)溶液=0.1mol/L，但溶液中OH-全部为H2O电离产生，c(OH-)溶液=c(OH-)水，水电离产生c(H+)和c(OH-)始终相等，因此有c(OH-)溶液=c(OH-)水=c(H+)水==1×10-13mol/L。
水的电离和溶液的酸碱性
水的电离和溶液的酸碱性◎重难点1.pH的计算2.酸碱稀释的pH的计算3.酸碱混合的pH计算4.酸碱中和滴定实验◎本节知识网络知识点1水的电离平衡水是一种极弱的电解质，它能微弱地电离，生成H3O+和OH－：H2O+H23O++OH－通常简写为：H2++OH－，水总是电离出等量的H+和OH-，从实验可知，在25℃时，1 L 纯水中只有1×10－7 mol H2O电离，即纯水中 [H+ ]=[OH-]=1×10-7mol. L-1在酸碱溶液中，+-知识点2水的电离平衡影响因素1、温度对水电离的影响水的电离是个吸热过程，故温度升高，水的离子积增大。
25℃时，K W= 1×10－14 ；100℃时，K W= 1×10－12。
（水的离子积只随温度的改变而改变）2、外加试剂对水电离的影响水的离子积是水电离平衡时的性质，它不仅适用于纯水，也适用于任何酸、碱、盐稀溶液。
即任何物质的水溶液中，25℃时，K W= c(H+)·c(OH－) =1×10－143、直接增大[H+]在H2 O ++OH-平衡中，加入(酸或强酸的酸式盐或中强酸的酸式盐),增大[H+]，则平衡向左移动，α水减小，水的电离被抑制，由于水的电离平衡仍然存在，K w不变，则[OH-]必然会减小。
4、直接增大[OH-]在H2 O H+ +OH-平衡中，加入碱，增大[OH-] ，则平衡向左移动，α水减小，水的电离被抑制，由于水的电离平衡仍然存在，K w1×10－14，则[H+]必然会减小。
总结：（1）在纯水中分别加入等量的H+和OH-时，能同等程度地抑制水的电离，并使水电离出的[H+ ]和[OH-]均小于10-7mol .L-1。
（2）如果一个溶液中水的电离度小于纯水，即水的电离被抑制，表明既可以是加入酸或某些酸式盐，也可以是加入碱，则该溶液既可以显酸性也可以显碱性。
〖例1〗常温的某无色溶液中，由水的电离产生的C（H+）=1×10-12mol/l，则下列各组离子肯定能共存的是（）A、Cu2+NO3-SO42-Fe3+B、Cl- S2- Na+K+C、SO32-NH4+ K+ Mg2+D、Cl- Na+ NO3- SO42-〖变式训练1〗下列说法正确的是( )A 酸溶于水后能促进水的电离，碱溶于水后能抑制水的电离。
水的电离和pH值的计算
水的电离和pH值的计算水是生命的基本物质，也是化学反应中最常见的溶剂。
在水中，发生着水的电离反应，产生氢离子（H+）和氢氧根离子（OH-）。
这一过程可以通过pH值来进行量化。
本文将探讨水的电离和pH值的计算方法。
一、水的电离反应水的电离反应可以用如下方程式表示：H2O ⇌ H+ + OH-在纯净水中，水分子会偶尔发生这样的反应，一部分水分子会分解成氢离子和氢氧根离子。
这表明水是一个弱电解质。
二、pH值的定义pH值是用来表示溶液酸碱性的度量指标。
它的定义是负对数函数，通过测量氢离子的浓度来判断溶液的酸碱性。
pH值的计算公式如下：pH = -log[H+]其中[H+]表示溶液中氢离子的浓度。
三、pH值的计算1. 对于酸性溶液如果溶液为酸性，那么pH值一定小于7。
在酸性溶液中，氢离子的浓度高于氢氧根离子的浓度。
举例来说，如果一个溶液的氢离子浓度为10^-3 mol/L，那么pH值的计算公式为：pH = -log(10^-3) = 3因此，这个溶液的pH值为3，属于酸性溶液。
2. 对于碱性溶液如果溶液为碱性，那么pH值一定大于7。
在碱性溶液中，氢离子的浓度低于氢氧根离子的浓度。
举例来说，如果一个溶液的氢离子浓度为10^-10 mol/L，那么pH 值的计算公式为：pH = -log(10^-10) = 10因此，这个溶液的pH值为10，属于碱性溶液。
3. 对于中性溶液如果溶液为中性，那么pH值等于7。
在中性溶液中，氢离子的浓度等于氢氧根离子的浓度。
举例来说，如果一个溶液的氢离子浓度为10^-7 mol/L，那么pH值的计算公式为：pH = -log(10^-7) = 7因此，这个溶液的pH值为7，属于中性溶液。
四、pH值的应用pH值不仅可以用来表征溶液的酸碱性，还可以用来控制化学反应的进行。
许多化学实验和工业生产过程中，都需要在特定的pH值下进行反应。
例如，酶是生物体内的一种特殊催化剂，在特定的pH值下才能发挥最佳催化作用。
水的电离和溶液的酸碱性之PH值的计算(上课用)
练习:
1、下列关于盐酸与醋酸两种稀溶液的说法正确的 是( )
B
A.相同浓度的两溶液中c(H＋)相同
B.100mL0.1mol/L的两溶液能中和等物质的量的 氢氧化钠 C.pH＝3的两溶液稀释100倍，pH都为5
D.两溶液中分别加入少量对应的钠盐，c(H＋)均明 显减小
2、常温下，有pH=12的NaOH 溶液100 mL，若将 其pH变为11。（下列混合溶液体积变化不计，保 留1位小数。） ①若用水，应加入 900 mL； ②若用pH=10的NaOH 溶液，应加入 1000 mL ③若用pH=2的盐酸溶液，应加入 900／11 mL
= —lg (Kw) = —lg (1×10—14) = 14
1、简单计算:
例1、求25 ℃时 10-5mol/L、0.1mol/L、 1mol/L盐
酸的pH分别为多少？
5、1、0
例2、求25 ℃时 10-5mol/L、0.1mol/L、1mol/LNaOH溶 液的pH分别为多少？
解法1: 解法2:
六、溶液PH值的计算
问 题 类 型
1、简单计算 2、酸碱混合计算问题 3、酸碱溶液稀释问题
【知识回顾】
pH值的计算方法：
pH= —lg c(H+) pOH= —lg c(OH )
— —
pOH + pH = —[lg c(OH )+ lg c(H+) ]
= —lg [c(OH )· c(H+) ]
—
稀释后所得溶液的PH 5 4 9 10 ≠8 约为7 ≠6 约为7
pH=5的稀盐酸加水稀释1000倍
pH=9的NaOH溶液加水稀释1000倍
(1)、强酸或强碱：在水中完全电离,加水稀释后不 会有溶质进一步电离,故仅仅是体积增大的因素导 致酸溶液中的C(H+)或碱溶液中的C(OH- )减小。
[高二理化生]水的电离和PH值计算
![[高二理化生]水的电离和PH值计算](https://img.taocdn.com/s3/m/6a3205be6bec0975f465e299.png)
A、一定有影响
B、偏大
C、偏小
D、不确定
使用方法：直接把待测液滴在干燥的pH试纸上，试纸上
显出颜色后马上跟标准比色卡相对比
3、溶液的pH计算 pH=-lgc（H+）
①强酸混合溶液求pH②强碱混合溶液求pH
③强酸与强碱混合后求pH
a若恰好完全反应。b若酸过量。c若碱过量
④未标明酸或碱的强弱，例pH =2 pH =12的 溶液等体积混合后，其pH值不一定， A、强酸与强碱混合后。pH =7
水的电离
高考要点
水的电离和水的离子积 影响水的电离平衡的因素 溶液的酸碱性 有#43;+OH-
2、水是极弱的电解质。只能 发生微弱的电离。
实验测得： 在25℃时，水电离出来的 [H+]=[OH—]=10—7mol/L
3、水的离子积常数
[H+][OH—]=Kw Kw叫做水的离子积常数，简称水的离子积。
★ 25℃时 ：KW
+ =C（H ）· C（OH ）
=1× 10-14
★ 100℃时：KW =C（H+）· C（OH-） =1× 10-12 请注意 1、Kw与温度有关，升高温度Kw变大。
2、Kw不仅适用于纯水，还适用于酸、碱
、盐的稀溶液中，但C（H+）， C（OH-） 是指溶液中总的C（H+ ）， C（OH-），不 单指水电离的。 即：无论是酸溶液中还是碱溶液中都同时 存在H+和OH—！而且在一定温度下是定值 ！常温下，溶液的酸碱性跟H+和OH—浓度 的关系 中性溶液[ H+]=[OH—] 酸性溶液[H+]＞[OH—] 碱性溶液[H+]＜[OH—]
关键：抓住氢氧根离子离子进行计算！
水的电离溶液的PH值.
3、常温下，某溶液中水电离出的c（H+）＝
1 × 10-11 mol/L时 ，则该溶液的pH可能( A D )
A、3
B、7
C、8
D、11
4、溶液酸碱性与pH的关系 常温下
溶液的酸碱性 c(H+) 和 c(OH-) 的关系
酸性 中性 碱性
c(H+) ＞ c(OH-) c(H+) = c(OH-) c(H+) ＜ c(OH-)
c(H+)增大，pH减小 酸性增强
c(H+)减小，pH增大 碱性增强
过关斩将
× 1、一定条件下 pH越大，溶液的酸性越强。 × 2、强酸溶液的pH一定小。 × 3、pH等于6的溶液，一定是一个弱酸体系。
√ 4、pH相同的强酸和弱酸中c(H+)相同。
× 5、在常温下，pH=0的溶液酸性最强，pH=14的溶液碱性最强
水的电离和溶液的PH
北票市高级中学 魏广友
温故知新
你在上节课学到了什么？
你了解pH值吗？说说看。
二、溶液的pH
1、意义： 表示溶液酸碱性的强弱。 2、表示： 用H+物质的量浓度的负对数来表示。
3、计算公式：pH=-lgC(H+) 如C(H+)=1×10-7mol/L的溶液 pH=7
小试牛刀
pH
＜7 =7 ＞7
pH=7的溶液一定是中性溶液吗？(以100℃ 为例）
答：不一定，只有在常温下才显中性。 100℃时显碱性
常温下
c(H+) 10-1 10-2 10-3 10-4 10-5 10-6 10-7 10-8 10-9 10-10 10-11 10-12 10-13 12 13 14
水电离及PH值计算
降低。
B．向水中加入少量固体硫酸氢钠，c(H＋)增大， KW不变。
C．向水中加入少量CH3COOH，平衡逆向移动，
c(H＋)降低。 D．将水加热，KW增大，c(H＋)不变。
结论：
温度不变时，不论是在酸性、中性还是碱性溶液中， Kw均为常数， 25℃时 Kw＝1×10－14 ； 其他温度下，Kw为其他常数
⑵.表示方法：pH=－lgc(H+)
⑶.意义：表示溶液酸碱性的强弱。pH越小，酸 性越强；pH越大，溶液碱性越强。
⑷.适用范围：1×10－14 mol/L≤c(H＋)≤1 mol/L
的溶液。
三、溶液酸碱性的测定方法 1.酸碱指示剂法
该法只能测其酸碱性，即pH的大致范围 常见指示剂变色范围
指示剂
变色范围
10-13mol/L
例2.0.1mol/L的NaOH由水电离的OH-浓 度是多少？由水电离的H+浓度又是多少？
10-13mol/L
结论：在酸、碱溶液中计算由水电离产生
的H+浓度和OH－浓度时：酸中看C(OH－)、
碱中看C(H+)、整体看Kw
思考题：在常温下，由水电离产生的C（H+） =1×10-9 mol/l的溶液，则该溶液的酸碱性如何？
(1)c(H＋)＞c(OH－)溶液呈酸性。 (2)c(H＋)＝c(OH－)溶液呈中性。 (3)c(H＋)＜c(OH－)溶液呈碱性。
〖结论〗：
①溶液的酸碱性取决于溶液中c(H＋)和c(OH－)的
相对大小。
②c(H＋)越大酸性越强； C(OH-)越大碱性越强。
2. 溶液的pH ⑴.定义：溶液中H+的物质的量浓度的负对数。
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
《化学反应原理》复习之《水的电离与溶液的PH 酸碱中和滴定 》知识要点
《水的电离与溶液的ＰＨ 酸碱中和滴定 》知识要点一、水的电离1。
水的电离方程式:H 2O Ｈ++ ＯH -2、 ①表达式:室温下纯水,K W ＝ｃ(Ｈ＋)·ｃ(OH —)=1×10—1４,pH=7,c(H +)=c(O Ｈ-)=10－7mol ·L－1②影响K ｗ大小的因素Ａ。
水的电离过程是个吸热的过程,故温度升高,Ｈ2O 的Ｋw 增大 。
Ｂ、水的离子积是水电离平衡时的性质,不仅适用于纯水,也适用于稀的电解质水溶液,只要温度不变,K w 就不变。
③影响水的电离平衡的因素 A 、酸、碱均可抑制水的电离; B 、升高温度可促进水的电离; C 、易水解的盐均可促进水的电离; Ｄ、活泼金属(Ｎa)可促进水的电离。
二、溶液的酸碱性与ｐH1、 溶液的酸碱性溶液的酸碱性决定于c (H ＋)与ｃ(OH –)的关系 (1)c (Ｈ＋)＝c (OH –),溶液呈中性、 (2)c (H ＋)〉c (O Ｈ –),溶液呈酸性 (３)ｃ(H +)<c (OH –),溶液呈碱性 2。
pH(1)定义式: p Ｈ= -ｌg C(H +) (2)适用范围:0～1４(3)p Ｈ 与溶液中ｃ(H ＋)的关系、２５℃,纯水的p Ｈ为7,溶液显中性,pH ＜7的溶液为酸性,pH>7的溶液为碱性。
①pH 表示溶液酸碱性的强弱。
pH 越小,溶液酸性越强;反之,溶液的碱性越强。
②使用范围:1×１０—１4mol·L －1≤ｃ(H +)≤1mo ｌ·Ｌ—1、即:0≤p Ｈ≤1４ (填p Ｈ的取值范围)。
注意:ｐH为7的溶液不一定为中性。
100℃,K W＝１×１0—12,c(H+)＝c(OH–)＝1×10—6mol／Ｌ,此时p Ｈ为６,但溶液仍为中性。
判断溶液酸碱性的依据是比较溶液中c(H+)、c(ＯＨ–)的相对大小。
３。
pH试纸的使用(1)方法把小片试纸放在表面皿上,用玻璃棒蘸取待测液点在干燥的ｐＨ试纸上,试纸变色后,与标准比色卡对比即可确定溶液的pH、(2)注意试纸使用前不能用蒸馏水润湿,否则待测液因被稀释估计会产生误差。
水电离及PH值计算
水电离及PH值计算引言：水电离及PH值计算是化学中一个非常重要的概念。
水电离是指水分子在溶液中失去一个或多个质子的过程，形成氢离子和氢氧根离子。
PH值是用来表示溶液酸碱性强弱的一种指标，是与氢离子浓度相关的负对数。
本文将介绍水电离的原理和PH值的计算方法。
一、水电离的原理水分子是由氧原子和两个氢原子组成的分子，可以用化学式H2O表示。
当水分子处于溶液中时，水分子会发生电离反应，形成氢离子(H+)和氢氧根离子(OH-)。
这个反应可以用下面的方程式表示：H2O⇌H++OH-水分子在溶液中的电离程度由电离常数(Kw)来衡量，Kw为水的离子积，其值为1.0x10^-14、根据这个公式，任何时候水分子的H+和OH-的浓度乘积等于1.0x10^-14二、PH值的定义与计算PH值是表示溶液酸碱性强弱的一种指标，它是负对数的形式。
具体定义如下：PH = -log[H+]其中[H+]代表溶液中氢离子的浓度。
通过这个公式，我们可以根据溶液中氢离子的浓度来计算PH值。
三、PH值计算的例子假设我们有一个溶液，其中氢离子的浓度为1.0 x 10^-3 mol/L。
我们来计算这个溶液的PH值。
根据PH值的计算公式，我们可以得出：PH = -log(1.0 x 10^-3)通过计算。
四、PH值的酸碱性解释根据PH值的大小，我们可以判断溶液的酸碱性强弱。
当PH值小于7时，溶液被称为酸性溶液；当PH值大于7时，溶液被称为碱性溶液；当PH值等于7时，溶液被称为中性溶液。
五、影响PH值的因素PH值可以被许多因素所影响，包括温度、溶液的浓度、溶解度等。
例如，随着温度的升高，水分子电离的程度也会增加，从而导致溶液的PH值下降。
结论：水电离及PH值计算是化学中的重要概念。
水分子在溶液中发生电离反应，生成氢离子和氢氧根离子。
PH值是用来表示溶液酸碱强弱的指标，它是与氢离子浓度相关的负对数。
PH值的计算方法是根据溶液中氢离子的浓度来计算。
PH值小于7时为酸性溶液，大于7时为碱性溶液，等于7时为中性溶液。
有关PH的计算
有关PH的计算一、PH定义的运算PH=，c(H+) =；PH的适用范围。
拓展：POH=，常温下PH+ POH=。
1、常温下c(OH-) = 1×10-2mol/L的碱性溶液中，pH为；2、c(H+)=10-6mol/L的溶液在25℃100℃的pH=，c(OH-)=；100℃的pH=，c(OH-)=；3、常温下，溶液中水电离出的c(H+)＝1×10-13mol/L，溶液的pH=；4、25℃时，100mL0.05mol/LNaOH溶液的PH为。
经验小结：二、有关水电离出氢离子的运算1、25℃时，pH = 3的盐酸溶液中，水电离出的氢离子浓度为；2、25℃时，pH = 3的醋酸溶液中，水电离出的氢离子浓度为；3、25℃时，pH = 12的NaOH溶液中，水电离出的氢离子浓度为；4、25℃时，pH = 12的氨水中，水电离出的氢离子浓度为。
经验小结：三、酸、碱溶液稀释1、强酸、强碱溶液稀释例：25℃时，pH = 3的盐酸稀释100倍，pH变为；例：25℃时，pH = 12的Ba(OH)2溶液稀释100倍，pH变为；例：常温下，pH = 5的硫酸稀释500倍，求溶液的pH约为。
经验小结：2、弱酸、弱碱溶液稀释例：常温下，pH = 3的醋酸稀释100倍，pH变为；例：常温下，pH = 10的氨水稀释100倍，pH变为。
经验小结：练习（1）等物质的量浓度的强酸（强碱）和弱酸（弱碱）的比较：例如：物质的量浓度-1练习（2）等pH的强酸（强碱）和弱酸（弱碱）的比较：例如：pH均为2的HCl和CH3COOH四、酸- 酸混合或碱- 碱混合的计算前提：稀溶液密度近似为1g·cm-3，故稀溶液总体积等于分体积之和（体积差忽略不计）。
1、酸- 酸混合例：pH = 2和pH = 4的强酸等体积混合，求混合溶液的pH=；思路：H+的物质的量守恒,先求混合后溶液的c(H+)，再求pH。
经验小结：若两强酸等体积混合，当两溶液中c(H+) 相差102及其以上时，可忽略离子浓度小的溶液中溶质，混合后溶液pH=。
(完整word)水的电离和溶液pH值计算
水的电离与溶液pH 值的计算一、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 —实验测定：25℃ c（H +）=c （OH —）=1710-⨯mol/L100℃ c（H +）= c(OH -）= 1610-⨯mol/L二、水的离子积(K w ）实验测定：25℃ K w = c （H +)·c（OH —）=11410-⨯（定值）（省去单位）100℃ K w = c （H +）·c(OH —）=11210-⨯影响因素：1）温度：温度越高，K w 越大，水的电离度越大.对于中性水，尽管K w 温度升高，电离度增大，但仍是中性水，[H +]=［OH —]. 2）溶液酸碱性:中性溶液，c （H +）=c （OH -）=1710-⨯mol/L酸性溶液：c （H +）> c （OH —），c(H +)>1⨯10-7mol/L c （OH —）<1⨯10-7mol/L碱性溶液：c （H +）〈 c （OH -)，c （H +）<1⨯10-7mol/L c(OH -)〉1⨯10—7mol/Lc(H +）越大，酸性越强；c （OH -）越大，碱性越强。
三、溶液pH 值的计算 1.pH 的计算公式：（1）c(H +）=C 酸α酸（弱酸） c （H +）= nC 酸 c(OH —）=C 碱α碱（弱碱) c （OH —）= nC 碱 (2） K w = c （H +）c （OH -),c （H +）=）（OH K c wc （OH —）=）（+H Kw c(3） pH=—lgc(H +） pOH=—lgc （OH -） （4) pH + pOH = 14(25℃)2.酸或碱溶液及稀释后的p H 值的计算(25℃)1） 酸强碱溶液（单一溶液）p H 值的计算 例1．求0。
1mol/L 的H 2SO 4的pH 值。
水的电离和pH值
水的电离和pH值水是地球上最常见的物质之一，它是一种无色、无味、透明的液体。
然而，水并不是一种简单的化合物，它具有一些特殊的性质和变化过程。
其中一个重要的性质是水的电离能力，以及由此引发的pH值的测定。
本文将探讨水的电离原理和pH值的相关知识。
一、水的电离水的电离是指水分子在自然情况下，自发地分解成带正电荷的氢离子（H+）和带负电荷的氢氧根离子（OH-）。
这个过程可以用以下化学方程式来表示：H2O ↔ H+ + OH-在普通的水溶液中，水的电离程度非常小，即水分子只经过极少部分的电离。
换句话说，水溶液中大部分分子仍然是以水分子的形态存在，而只有极少部分分解为离子。
这是因为水分子本身是一个非常稳定的分子，水中的电离仅仅是一种微弱的动态平衡过程。
水的电离程度可以通过酸碱指示剂来观察和测定。
酸碱指示剂是能够根据电离程度的不同而呈现颜色变化的化合物。
例如，酚酞是一种常用的酸碱指示剂，它在酸性溶液中呈现红色，而在碱性溶液中则呈现无色或黄色。
通过酸碱指示剂的颜色变化，我们可以判断水溶液的酸碱性质。
二、pH值的测定pH值是用来衡量溶液酸碱性质的一个指标。
pH值的取值范围是0-14，其中7表示中性。
小于7的pH值表示酸性溶液，而大于7的pH值表示碱性溶液。
pH值的计算是通过负对数函数来实现的。
具体而言，pH值等于溶液中氢离子浓度的负对数。
即：pH = -log[H+]其中[H+]代表溶液中氢离子的浓度。
对于纯净水来说，由于电离程度非常小，所以[H+]会非常小，因此pH值约等于7，接近中性。
通过使用pH试纸、pH计或其他酸碱指示剂，我们可以测定溶液的pH值。
这帮助我们判断溶液的酸碱性，并据此进行相应的调节和应用。
三、水的电离与生活中的应用水的电离和pH值在生活中有着广泛的应用。
以下是一些例子：1. 水质监测：在环境保护和水资源管理中，了解水的pH值能够帮助我们评估水的酸碱性，从而判断水的适用性和处理方法。
2. 酸碱度调节：在许多化工和实验室操作中，需要控制溶液的酸碱度。
水的电离、溶液的pH值
10
练习
2、常温下，浓度为1×10-5mol/L的盐酸溶液中，由水 电离产生的c(H+)是多少？ 解：c（H+）水=c（OH-）水 =c（OH-）溶液 1×10-14 -9 mol/L = = 1 × 10 1×10-5 mol/L 3、常温下，浓度为1×10-5mol/L的NaOH溶液中，由 水电离产生的c(OH-)是多少？ 解：c（OH-）水=c（H+）水 =c（H+）溶液 1×10-14 = = -5 1×10 mol/L 1×10-9 mol/L
2014-11-8
14
1、溶液酸碱性与pH
本质原因
三、溶液酸碱性与pH
常温下c(H+)与 c(OH-) pH（25℃） 大小 c(H+)＞10-7mol/L pH＜7 c(OH-) ＜ 10-7mol/L c(H+)=10-7mol/L c(OH-) = 10-7mol/L c(H+) ＜10-7mol/L c(OH-) ＞10-7mol/L pH=7 pH＞7
2014-11-8 18
溶液稀释有关计算
例 3 、 pH=5 的 H2SO4 溶 液 稀 释 500 倍 后 ， 溶 液 中 的 cH+ 与 cSO42-之比为______。 A.1：1 B.1：2 C.1：10 D.10：1 错解：pH=5的H2SO4溶液中cH+=10-5mol/L， cSO42-= 510-6mol/L， 稀释500倍后，cH+=10-5mol/L/500=210-8mol/L， cSO42-=510-6mol/L/500=10-8mol/L，则：cH+:cSO42-=2:1。 分析：pH=5的H2SO4溶液稀释500倍后，硫酸和水电离的cH+ 相差无几，计算溶液中的cH+不能忽略水的电离。 正解：pH=5的H2SO4溶液中，cH+=10-5mol/L， cSO42-= 510-6mol/L，稀释500倍后，溶液中接近中性， cH+≈10-7mol/L，cSO42-= 510-6mol/L/500= 10-8mol/L， 则cH+:cSO42-=10:1。
水的电离与溶液的pH值
水的电离和溶液的pH值一、酸、碱、盐溶液中水电离的定量计算二、溶液中PH的有关计算错误!a+b-14（三、关于酸、碱混合时溶液的酸碱性和PH的定性判断（常温）1、物质的量浓度相同的一元酸和一元碱等体积混合则显强者性（弱根水解显强者性）。
2、已知酸和碱溶液的pH之和，判断等体积混合后的溶液的p H(1)若强酸与强碱溶液的pH之和大于14，则混合后显碱性，pH大于7。
(2)若强酸与强碱溶液的pH之和等于14，则混合后显中性，pH等于7。
(3)若强酸与强碱溶液的pH之和小于14，则混合后显酸性，pH小于7。
(4)若酸与碱溶液的pH之和等于14，强、碱中有一强、一弱，则酸、碱溶液混合后，谁弱谁过量（浓度大），故谁弱显谁性。
这是因为酸和碱已电离的H+ 和OH- 恰好中和，而弱的在中和后能继续电离出H+ 或OH-，使溶液显出酸性或碱性来。
习题训练一、选择题（每小题只有1个正确答案）1、（2010全国卷1）下列叙述正确的是（）A．在醋酸溶液的PH=a，将此溶液稀释1倍后，溶液的PH=b，则a﹥bB．在滴有酚酞溶液的氨水里，加入NH4C1至溶液恰好无色，则此时溶液的P H﹤7C．1.0×10-3mol/L盐酸的PH=3.0，1.0×10-8mol/L盐酸的PH=8.0D．若1mLPH=1的盐酸与100mL NaOH溶液混合后，溶液的PH=7则NaOH溶液的PH=11 2、（2010天津卷，4）下列液体均处于25℃，有关叙述正确的是（）A．某物质的溶液pH < 7，则该物质一定是酸或强酸弱碱盐B．pH ＝4.5的番茄汁中c(H+)是pH ＝6.5的牛奶中c(H+)的100倍C．AgCl在同浓度的CaCl2和NaCl溶液中的溶解度相同D．pH ＝5.6的CH3COOH与CH3COONa混合溶液中，c(Na+) > c(CH3COO－)3、下列说法正确的是（）A. 纯水的pH值一定等于7；B. [H+]大于10-7mol/L的溶液一定是酸性溶液C. pH=2的溶液中[H+]是pH=1的溶液的两倍；D. [H+]=2×10-7mol/L的溶液可能是中性溶液4、有甲乙两种溶液，甲溶液的pH是乙溶液的两倍，则甲溶液中的[H+]与乙溶液中的[H+]的关系是A. 2∶1B. 100∶1C. 1∶100D. 无法确定5、25℃时，在0.01mol/L的稀硫酸中，水电离出的[H+]是（）A. 5×10-13mol/LB. 0．02mol/LC. 1×10-7mol/LD. 1×10-12mol/L6、已达电离平衡的0．1mol/L的醋酸溶液中，为提高醋酸的电离程度，同时使溶液的pH值降低，应采取的措施是（）A. 加一定量水B.加热C. 加入盐酸D. 加入冰醋酸7、pH=13的强碱溶液与pH=2的强酸溶液混合，所得混合液的pH=11，则强碱与强酸的体积比是A. 11:1B. 9:1C. 1:9D. 1:118. pH相同的醋酸溶液和盐酸，分别用蒸馏水稀释至原体积的m倍和n倍，稀释后两溶液的pH仍相同，则m和n的关系是（）A. m = nB. m＞nC. m＜nD. 无法判断9、在室温下等体积的酸和碱的溶液,混合后pH值一定小于7的是( )A．pH=3的硝酸跟pH=11的氢氧化钾溶液B．pH=3的盐酸跟pH=11的氨水C．pH=3的硫酸跟pH=11的氢氧化钠溶液D．pH=3的醋酸跟pH=11的氢氧化钡溶液10、若1体积硫酸恰好与10体积pH=11的氢氧化钠溶液完全反应，则二者物质的量浓度之比应为A．10:1 B．5:1 C．1:1 D．1:1011、下列有关pH变化的判断中，正确的是（）A．随着温度的升高，碳酸钠溶液的pH减小B．随着温度的升高，纯水的pH增大C．新氯水制经光照一段时间后，pH减小D．氢氧化钠溶液久置于空气中，pH增大12．下列说法正确的是（）A．pH<7的溶液一定是酸溶液；B．碱性溶液中滴入酚酞必定显红色C．pH=5的溶液和pH=13的溶液相比，前者C(OH-)是后者的100倍D．在1mol/L的氨水中，改变外界条件使C(NH4+)增大，则溶液的pH一定增大13．等量的苛性钠溶液分别用pH=2和pH=3的醋酸溶液中和，设消耗醋酸溶液的体积依次为Va、Vb，则两者的关系正确的是（）A.Va>10VbB.Vb=10VaC.Vb<10VaD.Vb>10Va14．下列四种溶液中，由水电离生成的氢离子浓度之比①∶②∶③∶④是（）①pH=0的盐酸，②0.1mol/L的盐酸③0.01mol/L的NaOH溶液④pH=11的NaOH溶液A. 1∶10∶100∶1000B.0∶1∶12∶11C.14∶13∶12∶11D.14∶13∶2∶315．常温下，0.1mol/L的一元酸HA溶液的pH=2.0，0.1mol/L的一元碱BOH的溶液中c(OH-)/c(H+)=1012，将此两种溶液等体积混合后，所得溶液中离子浓度大小关系正确的是（）A.c(OH-)>c(H+)>c(B+)>c(A-)B.c(OH-)<c(H+)<c(A-)<c(B+)C.c(H+)<c(OH-)<c(A-)<c(B+)D.c(B+)=c(A-)>c(H+)=c(OH-)16．在平衡体系：H2S H++HS-，HS-H++S2-中，当减小溶液pH时，则硫离子浓度会（）A.可能增大，也可能减小B.增大C.减小D.无变化二、选择题（每小题有1—2个正确答案）17．重水（D2O）离子积为1.6×10-5,可以由pH一样的定义来规定pD=-lgc(D+),下列叙述正确的是A．溶解0.01molDCl的D2O溶液1L，其pD=2.0；B．中性溶液的pD=7.0C. 含0.2mol的NaOD的D2O溶液2L，其pD=12.0D．向100mL 0.25mol/L的DCl重水溶液中，加入50mL 0.2mol/L的NaOD的重水溶液，其pD=1.018、已知酸式盐NaHB在水溶液中存在下列反应：①NaHB==Na++HB－，②HB－H＋＋B2－，③HB－＋H 2O H2B＋OH－且溶液中c（H＋）>c(OH－)，则下列说法一定正确的是（）A、NaHB为强电解质B、H2B为强酸C、H2B为弱电解质D、HB－的电离程度小于HB－的水解程度19. 某溶液在250C时由水电离产生的H+浓度为1.0×10-12 mol·L-1，下列说法正确的是（）A. 该溶液的pH可能为2；B. 向该溶液中加入铝片一定有氢气产生C. 若该溶液中的溶质只有一种,它一定是酸或碱D. HCO3-、HS-、HPO42-等离子在该溶液中不能大量共存20.常温时，pH=2.7的一元弱酸溶液加水稀释，若溶液体积扩大10倍,则溶液中的变化是（）A. [H+]增大B. [H+]、[OH－]都减小C. [OH－]增大D. [H+]×[OH－]不变21. 等体积混和0.10 mol/L盐酸和0.06 mol/L Ba(OH)2溶液后,溶液的pH值等于（）A. 2.0B. 12.3C. 1.7D. 12.022. 若将pH=2的酸溶液和pH=12的NaOH溶液等体积混和。
关于水的电离和溶液的pH值
关于水的电离和溶液的pH值● 水是一种弱电解质，在水中存在着微弱的自偶电离（水分子与水分子之间相互作用而发生的电离）。
2H2O H3O＋＋OH－●上述电离方程式通常简写为：H2O H＋+OH－在一定温度下的纯水中（已经达到电离平衡）有: K= C(H+)C(OH-)/C(H2O) 因为水的电离极其微弱，发生电离以后的水仍然可以看做是纯水，所以C(H2O)=55.6mol/L 【此值是这样算出的：取1L水，质量是1000g，物质的量是1000g/18g·mol-1=55.6mol 套用C=n/V=55.6mol /1L=55.6mol/L。
】而在表达式的右侧，不应该出现常数，所以将K= C(H+)C(OH-)/C(H2O) 的两侧都乘以55.6（mol/L），就得到另一个K值，记作K w（w是water）这样就成了：K w= C(H+)C(OH-) 因为这个常数等于水中氢离子与氢氧根离子浓度的乘积，所以叫做水的离子积常数，简称为水的离子积。
因为在室温下，纯水中C(H+)=C(OH-)=10-7mol/L 所以，室温下K w= C(H+)C(OH-)=1.0×10-14●影响水的电离平衡的因素：1、同离子效应：向纯水中加入能够电离生成氢离子或氢氧根离子的物质（如酸和碱【以及NaHSO4】）时,水的电离平衡左移，水的电离度减小；（叫做水的电离平衡被抑制。
）2、水解盐效应：（这是我自己杜撰的，不是专业术语“盐效应”。
）向纯水中加入能够发生水解的盐时，由于它会减小C(H+)或者C(OH-)，会使得水的电离平衡右移，水的电离度增大；（叫做水的电离平衡被促进。
）【参见盐类的水解】3、温度：水的电离和弱酸、弱碱的电离一样，升高温度时，会使得水的电离平衡右移，但是影响不大。
所以温度变化不大时，可以忽略不计。
综上所述，结合关于平衡常数的知识，可以知道：只要温度在室温上下，只要水中加入的物质不太多（即形成的是稀溶液----常见的溶液都认为是稀溶液），水仍然可以看成是纯液体时，K w= C(H+)C(OH-)=1.0×10-14就是成立的！！！也就是说，不仅是在纯水中，就是在一般溶液中，K w= C(H+)C(OH-)=1.0×10-14也是成立的！！！【当温度升高到100℃时，纯水中C(H+)=C(OH-)增大到10-6mol/L 所以，100℃时K w= C(H+)C(OH-)=1.0×10-12】●溶液的酸碱度：为了表示溶液的酸性的程度和碱性的程度，人们采取了用氢离子浓度或者氢氧根离子浓度来表示，比如某种盐酸溶液，C(H+)=5mol/L；再比如某种烧碱溶液，C(OH-)=6mol/L。
水的电离和溶液PH值
【考试说明】１．了解水的电离和水的离子积常数。
了解溶液pH 的定义，能进行pH 的简单计算。
２．了解有关酸碱中和滴定的简单计算 【考点1】、水的电离及其影响因素水是一种 的电解质，能发生微弱的电离，其电离方程式为 ，可简写为 2、水的离子积⑴表达式：25℃时，Kw = = ，25℃时，纯水中c(H +) = c (OH －) = ⑵水的离子积不仅适用于纯水，也适用于稀的 水溶液，如25℃时酸、碱、盐稀溶液中Kw 都是⑶影响因素：由化学平衡知Kw 只与 有关。
温度不变，Kw ；温度升高，Kw3、已知 H 2O H + + OH －ΔH ＞0 请结合平衡移动原理分析影响水电离平衡的因素有条件 水的电离平衡的移动方向 c (H ＋) 变化 pH 的变化 K W 的变化 溶液的酸碱性 加少量浓盐酸 加少量固体NaOH 加入NH 4Cl(s) 加热【例1】⑴① 在0.01mol/LHCl 溶液中, C(H )= ， C(OH )= ，由水电离出的H +浓度= ，由水电离出的OH -浓度= 。
, ② 在0.01mol/LNaOH 溶液中，C(OH -)= ，C(H +)= ， 由水电离出的H +浓度= ，由水电离出的OH -浓度= 。
③ 在0.01mol/LNaCl 溶液中， C(OH -)= C(H +)= ， 由水电离出的H +浓度= ，由水电离出的OH -浓度=⑵25℃时，某溶液中由水电离的c(H +)=1×10-12mol/L ，则该溶液的pH 为该溶液可以是 ①CH 3COOH ②NaHSO 4 ③CH 3COONa ④NaOH ⑤NH 4Cl（3）25℃时，在pH=12的某溶液中由水电离的c (OH －)可能为【变式1】有下列水溶液：①pH ＝0的盐酸 ②0.5 mol·L －1盐酸③0.1 mol·L －1的NH 4Cl 溶液 ④0.1 mol·L －1的NaOH 溶液 ⑤0.5 mol·L －1的NH 4Cl 溶液，以上溶液中，水电离的c (H ＋)由大到小的顺序是____________ 【变式2】(2011·四川高考)25°C 时，在等体积的①pH ＝0的 H 2SO 4溶液、②0.05 mol/L 的Ba(OH)2溶液、③pH ＝10的Na 2S 溶液、④pH ＝5的NH 4NO 3溶液中，发生电离的水的物质的量之比是 ( )A ．1∶10∶1010∶109B ．1∶5∶（5×109）∶（5×108）C ．1∶20∶1010∶109D ．1∶10∶104∶109考点13 水的电离与pH 计算 编辑：李 勇 审核 高三化学组 使用时间：11月20日化学导学案【例2】某温度下纯水中c(H+) = 2×10-7 mol/L，则此时溶液中的c(OH－)= ___________若温度不变，滴入稀盐酸使c(H+) = 5×10-6 mol/L，则此时溶液中的c(OH－)= ___________ 【变式3】、能促进水的电离，并使溶液中c(H+)>c(OH－)的操作有①将水加热煮沸②向水中投入一小块金属钠③向水中通CO2④向水中通NH3⑤向水中加入明矾晶体⑥向水中加入NaHCO3固体⑦向水中加NaHSO4固体【变式4】以下离子：①H＋②Cl－③Al3＋④K＋⑤SO2－4⑥OH－⑦NO－3⑧NH＋4中，基本上不影响水的电离平衡的是() A．①③⑤⑦⑧B．②④⑥⑦C．②④⑤⑦D．②④⑥⑧【变式5】、下列各溶液中能大量共存的离子组是()A．室温下，由水电离出的c(H＋)＝1×10－13 mol/L的溶液中，Na＋、Ca2＋、Cl－、HCO－3B．使pH＝1的溶液中：Fe2＋、I－、NO－3、Cl－C．c(H＋)＝1.0×10－14mol·L－1的溶液中：Na＋、AlO－2、S2－、SO2－3D．水电离出的c(H＋)与c(OH－)乘积为10－28的溶液中：K＋、Na＋、HCO－3、Ca2＋小结：常温下，水电离c(H＋)或c(OH－)的计算方法：(1)中性溶液：(2)溶质为酸的溶液：(3)溶质为碱的溶液：(4)水解呈酸性或碱性的盐溶液：【考点2】溶液的酸碱性与pH1、判断溶液酸碱性的依据是思考：若某溶液的pH =7 ，该溶液是否一定为中性？【例4】．下列溶液一定呈中性的是()A．c(H＋)＝c(OH－)＝10－6 mol·L－1的溶液B．pH＝7的溶液C．使石蕊试液呈紫色的溶液D．酸与碱恰好完全反应生成正盐的溶液【变式5】室温下，下列溶液等体积混合后，所得溶液的pH一定大于7的是A.0.1mol/L的盐酸和0.1mol/L的氢氧化钠溶液B.0.1mol/L的盐酸和0.1mol/L的氢氧化钡溶液C.pH=4的醋酸溶液和pH=10的氢氧化钠溶液D.pH=4的盐酸和pH=10的氨水【变式６】为更好表示溶液的酸碱性，有人提出了酸度（AG）的概念，AG＝lg（[H＋]/[OH－]）则下列叙述正确的是（）A.在25℃时，若溶液呈中性，则pH＝7，AG＝1B.在25℃时，若溶液呈酸性，则pH＜7，AG＜0C.在25℃时，若溶液呈碱性，则pH＞7，AG＞0D.在25℃时，溶液的pH与AG的换算公式为AG＝2(7－pH)2、请写出pH的定义式pH = 反过来c(H+) = mol/L由上知pH 越小，溶液的酸性，pH 一般表示c(H+) < 的稀溶液。
水的电离和溶液的pH值
常温下：c (H+)= 10-7 mol/L 所以，溶液的酸碱性，取决于溶液中[H＋]与பைடு நூலகம்OH－] 的相对 大小关系。
讨论：纯水中溶液c(H＋)、c(OH－)浓度的计算方法： c（H＋）=c（OH－）=
问题解决
Kw
例1、25℃时,某溶液中,c(H＋)=1×10-6 mol/L，问c(OH－)是多少 ? 1×10-8 mol/L
分析：c=n/V=
=55.6mol/L
问题：从上面的数据中你能得出什么结论？水的电离和其它弱 电解质的电离有什么相同或不同点？写出水的电离方程式。
1、水的电离方程式
+ H2 O + H2O
+ H3O+ + OH-演示：水的电离
H2 O
H+ + OH--
2、水电离的特点 (1)可逆、微弱→与其它弱电解质相似
－lg c (H+)+[--lgc (OH－)]= 14
pH + pOH =14 即 pH=14－pOH
0 溶液的pH值 1 2 酸 3 性 4 增 5 强 6 7 8 碱 9 性 10 增 11 强 12 13 14
100 10—1 10—2 10—3 10—4 10—5 10—6 10—7 10—8 10—9 10—10 10—11 10—12 10—13 10—14
例2﹑25℃时,某溶液中, c(OH－)=1×10-9 mol/L，问c(H＋)是多 少? 1×10-5 mol/L
例3﹑常温下，0.1mol/L的NaOH溶液中水电离出的c(H＋)和c(OH－ )各是多少? 1×10-13 mol/L 1×10-13 mol/L 例4﹑常温下，0.1mol/L的盐酸溶液中水电离出的c(H＋)和c(OH －)各是多少? 1×10-13 mol/L 1×10-13 mol/L
溶液PH值的计算
pH值计算5—— 强酸与强碱混合
练习：在25℃时，100mlO.4mol/L的盐酸与等 体积0.6mol/L的氢氧化钠溶液混合后,溶液的pH 值等于多少？ 解： NaOH+HCl=NaCl+H2O 0.06 0.04 C(OH-)剩=0.02/(0.1+0.1)=0.1mol/L C(H+)=1×10-14/0.1=1×10-13mol/L pH=-lgc(H+) =13
10.7
C(OH-)1V1 + C(OH-)2V2 两强碱混合:先求C(OH-)混= V1+V2 再用KW求C(H+),最后求PH .
两强碱等体积混合：速算
pH混= pH大-0.3
pH值计算5—— 强酸与强碱混合
例题：在25℃时，100ml O.6mol/L的盐酸与 100ml 0.4mol/L的 氢氧化钠溶液混合 溶液的pH值等于多少？ 解： NaOH+HCl=NaCl+H2O 0.04 0.06 n(H+)剩=0.02mol C(H+)剩=0.02/ （0.1+0.1）=0.1mol/L pH=-lgC(H+) =-lg0.1 =1
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pH值计算5—— 强酸与强碱混合 例题：在25℃时,100mlO.5mol/L的盐酸与等体积 0.5mol/L的氢氧化钠溶液混合后,溶液的pH值等于多 少？
①若恰好中和，PH=7 ②若剩余酸，先求剩余C(H+),再求PH. ③若剩余碱，先求中和后剩余的C(OH-),再通 过Kw求C(H+),最后求PH.
无论稀释多少倍，溶液的PH只能接近7，酸的PH 永远小于7,碱的PH永远大于7
弱酸碱的稀释
< 1.PH=2的醋酸稀释到原来的10倍,其PH____3
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水的电离与溶液pH 值的计算一、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 -实验测定：25℃ c （H +）=c （OH -）=1710-⨯mol/L 100℃ c （H +）= c （OH -）= 1610-⨯mol/L 二、水的离子积（K w ）实验测定：25℃ K w = c （H +）·c （OH -）=11410-⨯（定值）（省去单位） 100℃ K w = c （H +）·c （OH -）=11210-⨯影响因素：1）温度：温度越高，K w 越大，水的电离度越大。
对于中性水，尽管K w 温度升高，电离度增大，但仍是中性水，[H +]=[OH -]. 2）溶液酸碱性：中性溶液，c （H +）=c （OH -）=1710-⨯mol/L酸性溶液：c （H +）> c （OH -），c （H +）>1⨯10-7mol/L c （OH -）<1⨯10-7mol/L 碱性溶液：c （H +）< c （OH -），c （H +）<1⨯10-7mol/L c （OH -）>1⨯10-7mol/L c （H +）越大，酸性越强；c （OH -）越大，碱性越强。
三、溶液pH 值的计算 1.pH 的计算公式：（1）c （H +）=C 酸α酸（弱酸） c （H +）= nC 酸 c （OH -）=C 碱α碱（弱碱） c （OH -）= nC 碱(2) K w = c （H +）c （OH -），c （H +）=）（OH K c w c （OH -）=）（+H Kwc(3) pH=-lgc （H +） pOH=-lgc （OH -） (4) pH + pOH = 14（25℃）2.酸或碱溶液及稀释后的p H 值的计算(25℃) 1） 酸强碱溶液(单一溶液)p H 值的计算 例1．求0.1mol/L 的H 2SO 4的pH 值。
例2. 0.1mol/L 醋酸溶液中的c （OH -）？（25℃，已知该醋酸的电离度为1.32%）解：2）强酸或强碱溶液稀释后的pH值的计算(25℃)[例题1]求将10m L pH＝5的盐酸稀释到100m L，10000m L后溶液的p H值。
【练习1】求将100m L 0.2 mol/L的硫酸稀释到10000m L后溶液的p H值[练习2]求将10m L pH＝12的氢氧化钠溶液稀释到100m L，10000m L后溶液的p H值。
[小结2]强酸、强碱在稀释时，当其浓度大于10－5mol/L时，不考虑水的电离。
且：①强酸溶液，pH（稀释）=pH（原来）+ lg n (n为稀释的倍数)②强碱溶液，pH（稀释）= pH（原来）- lg n (n为稀释的倍数)3.强酸溶液混合后溶液的pH计算[例题] p H=1的盐酸与p H＝5的盐酸等体积混合后溶液的p H值为多少？[练习] p H=2的盐酸与p H＝4的盐酸按体积比2：1混合后溶液的p H值为多少？[小结3]两强酸溶液混合时，设酸1中H+浓度为C1,体积为V1;设酸2中H+浓度为C2,体积为V2则：C(H＋)(混)＝；p H（混）＝4.强碱溶液混合的p H计算[练习]p H=13 NaOH溶液与p H＝10的NaOH溶液等体积混合后的p H值为多少？[小结4]两强碱溶液混合时，设碱1中OH－浓度为C1,体积为V1;设碱2中OH－浓度为C2,体积为V2则：C(OH－)＝C(H＋)(混)＝；p H（混）＝(注意：在计算碱混合时，不可直接用H＋，求混合后溶液的C(H＋)，因为在碱溶液混合过程中，水的电离平衡会被破坏，而建立新的电离平衡，且其H＋浓度的变化对碱溶液中H＋的浓度影响较大。
)5.强酸与强碱溶液的混合[例题]50m L0.6mol/L NaOH溶液和50m L0.4mol./L硫酸相混合后，溶液的p H约为多少？[练习]50m L0.6mol/L NaOH溶液和50m L0.4mol./L盐酸相混合后，溶液的p H约为多少？[小结5] 在酸碱反应中应先求出酸或碱哪者过量，如：再求溶液的p H6.弱酸或弱碱溶液的稀释[例题]将体积都为10m L，p H都等于3的醋酸和盐酸，加水稀释至amL和bmL，测得稀释溶液的p H均为4，则稀释后溶液体积（）A.a=b=100m LB.a=b=1000m LC.a<bD.a>b[小结7]：对于弱酸或弱碱在稀释时，p H的变化值较强酸强碱小。
【经典例题】考点一：电离平衡的移动例1：已知0.1 mol/L的醋酸溶液中存在电离平衡：CH3COOH CH3COO－＋H＋，要使溶液中c(H＋)/c(CH3COOH)值增大，可以采取的措施是( )A.加少量烧碱溶液B.升高温度C.加少量冰醋酸D.加水【变式训练1】欲使0.1 mol·L -1的NaHCO 3溶液中c (H +)、c (CO 32-)、c (HCO 3-)都减少，其方法是 （ ）A ．通入二氧化碳气体 B ．加入氢氧化钠固体C ．通入氯化氢气体 D ．加入饱和石灰水溶液【变式训练2】把足量熟石灰放入蒸馏水中，一段时间后达到平衡：C a (O H )2(s)C a 2+(a q)+2O H －(a q),下列叙述正确的是 （ ） A. 给溶液加热，溶液的pH 升高 B. 恒温下向溶液中加入CaO ，溶液的pH 升高C. 向溶液中加入Na 2CO 3溶液，则其中的C a (O H )2的固体增多 D . 向溶液中加入少量的NaOH 固体，则其中的C a (O H )2的固体增多解析：注意，对于氢氧化钙来说，升高温度会降低其在溶液中的溶解度，导致溶质减少，pH 值会降低；而加入氧化钙也是同样的道理，因为原溶液是个饱和溶液；而加碳酸钠会形成碳酸钙沉淀，溶液中的氢氧根减少，平衡像右移动，氢氧化钙固体会减少；而加氢氧化钠会是平衡左移，固体增多。
考点二：水的电离和水的离子积例1：25 ℃时，水的电离达到平衡：H 2O +H ＋-OH ；∆H ＞0，下列叙述正确的是( )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CH 3COONa ，平衡逆向移动，c (H ＋)降低 D ．将水加热，K W 增大，pH 不变解析：向水中加入稀氨水，抑制了水的电离但c (-OH )增大，加入少量固体CH 3COONa 促进水的电离但c (+H ) 降低，将水加热K W 增大，pH 将减小。
【变式训练3】在－50℃液氨中有2NH 3(液)NH 4＋+NH 2－的电离平衡关系，两离子的平衡浓度均为1×10—15mol/L ，下列对－50℃时液氨的离子积的表达中正确的是 （ ）A ．离子积是1×10－15B ．不加入其他物质，液氨中C(+4NH )=C(-2NH )C ．若液氨中放人NaNH 2，其离子积不变D ．此液氨中放人NH 4C1，其离子积数值增加解析：本题就是要理解离子积的概念，以及电离过程中各离子之间的关系，明白离子浓度和由某物电离出的离子浓度之间的区别。
考点三：影响水的电离平衡的因素例3水的电离过程为H2O H++OH-,在不同温度下其平衡常数为K(25℃)=1.0×10-14，K(35℃)=2.1×10-14。
则下列叙述正确的是（）OH）A．C(H+)随着温度升高而降低B．35℃时，C(H+)>C（-C．水的电离程度（25℃）>（35℃）D．水的电离是吸热的解析：注意科学计数法和规律，以及pH值的定义，明白温度对K w的影响。
【变式训练7】下列物质溶解于水时，使水的电离平衡向右移动，且是由于电离出的阴离子的原因的是（）Ａ．CH3COONa Ｂ．Na2SO4Ｃ．NH4Cl Ｄ．HCOOHOH)的操作是（）【变式训练8】能促进水的电离，并使溶液中C(H+)>C(-A．将水加热煮沸B．向水中投入一小块金属钠C．向水中通CO2 D．向水中通NH3E．向水中加入明矾晶体F．向水中加入NaHCO3固体G．向水中加NaHSO4固体解析：注意酸和碱或溶于水能电离出氢离子的物质都能抑制水的电离，强酸弱碱盐和强碱弱酸盐都能促进水的电离。
OH) 的计算考点四：水电离产生的c (H+) 、c(-OH) = 例4：某温度下纯水中C(H+) = 2×10－7 mol/L，则此时溶液中的C(-OH) =若温度不变，滴入稀盐酸使C(H+) = 5×10－6 mol/L，则此时溶液中的C(-OH) =此溶液中水电离产生的c (H+)＝，水电离产生的C(-答案：2×10－7 mol/L 8×10－9mol/L 8×10－9mol/L 8×10－9mol/LOH)为( ) 【变式训练9】室温下，在pH=12的某溶液中，由水电离的c(-A．1.0×10－7 mol/L B．1.0×10－6 mol/L C．1.0×10－2 mol/L D．1.0×10－12 mol/L 【变式训练10】以下对常温时pH为9的KOH溶液与pH为9的Na2CO3溶液中由水电离出的C(H+)的比较中，正确的是（）A．两者相等B．前者是后者的5倍C．后者是前者的104倍D．无法比较考点五：溶液pH的计算例5：室温时下列混合溶液的pH一定小于7的是A.pH=3的盐酸和pH＝11的氨水等体积混合B.pH=3的盐酸和pH＝11的氢氧化钡等体积混合C.pH=3的醋酸和pH＝11的氢氧化钡等体积混合D.pH=3的硫酸和pH＝11的氨水等体积混合解析：pH=3的盐酸和pH＝11的氨水等体积混合或pH=3的硫酸和pH＝11的氨水等体积混合时，氨水都是过量的。
混合溶液的pH都大于7；pH=3的盐酸和pH＝11的氢氧化钡等体积混合时，酸碱恰好完全反应，混合溶液的pH等于7；pH=3的醋酸和pH＝11的氢氧化钡等体积混合时酸过量，混合液的pH一定小于7【变式训练11】下列关于盐酸与醋酸两种稀溶液的说法正确的是( )A. 相同浓度的两溶液中c(H＋)相同B. 100 mL 0.1 mol/L的两溶液能中和等物质的量的氢氧化钠C. pH＝3的两溶液稀释100倍，pH都为5D. 两溶液中分别加入少量对应的钠盐，c(H＋)均明显减小【变式训练12】下列叙述正确的是（）A. 95 ℃纯水的pH＜7，说明加热可导致水呈酸性B. pH = 3的醋酸溶液，稀释至10倍后pH = 4C. 0.2 mol·L－1的盐酸，与等体积水混合后pH = 1D. pH = 3的醋酸溶液，与pH = 11的氢氧化钠溶液等体积混合后pH = 7[规律的小结]：1．强酸、强碱每稀释10倍，pH值改变1个单位；弱酸、弱碱每稀释10倍，pH值改变不到1个单位；2．两强酸等体积混合，且它们的氢离子浓度相差100倍以上（或pH值相差2个单位以上）则pH混= pH小+0.3；两强碱等体积混合，且它们的氢氧根离子浓度相差100倍以上（或pH值相差2个单位以上）则pH混= pH大-0.3；3．水电离出的c（H+）和c（OH-）的算法：①强酸溶液，水电离出的c（H+）可由其pOH值来计算；②强碱溶液，水电离出的c（H+）可由其pH值直接计算；③强碱弱酸盐溶液，水电离出的c（H+）可由其pOH值来计算；④强酸弱碱盐溶液，水电离出的c（H+）可由其pH值直接计算；【提高练习】1.将纯水加热至较高温度，下列叙述正确的是（）A．水的离子积变大、pH变小、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2. 室温下，在pH＝12的某溶液中，由水电离的c(OH－)为（）A．1.0×10－7 mol·Ｌ－1B．1.0×10－6 mol·Ｌ－1C．1.0×10－2 mol·Ｌ－1D．1.0×10－12 mol·Ｌ－13. 水的电离过程为H2O H＋+OH－，在不同温度下水的离子积常数为：K(25℃)＝1.0×10－14，K(35℃)＝2.1×10－14。