水的电离和溶液的pH解析

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第十三讲水的电离和溶液的PH

第十三讲水的电离和溶液的PH一.水的电离1.只要是纯水，C(H+) C(OH-)，PH 7（大于，等于，不一定为），常温下纯水中水的电离程度为.2.水的离子积K W只与有关，如100℃时, K W= .3.外界条件对水的电离平衡的影响①.温度越高,水的电离程度越②.酸和碱对水的电离起作用。

常温下，若PH=2的H2SO4和PH=12的NaOH溶液，水受到的抑制程度大。

由水电离出的C(H+)= ，若分别加水稀释10倍，水受到的抑制程度大，由水电离出的C(OH-)= 若PH=2的CH3COOH和PH=12的NaOH溶液，水受到的抑制程度大，由水电离出的C(H+)= ，若分别加水稀释10倍，水受到的抑制程度大。

若0.1mol/L CH3COOH和0.1mol/L NaOH比较，水受到的抑制程度大，若分别加水稀释10倍，水受到的抑制程度大。

③.能水解的盐对水的电离起作用.。

④．与水能反应的某些物质，如。

4.由H2O电离出C(H+)的计算PH=2的H2SO4由H2O电离出C(H+)= PH=2的CH3COOH由H2O电离出C(H+)= PH=12的NaOH由H2O电离出C(OH-)= PH=12的氨水由H2O电离出C(OH-)=PH=2的NH4Cl由H2O电离出C(H+)=PH=12的CH3COONa由H2O电离出C(OH-)=常温下，若由水电离出的C(H+)=10-a mol/L,溶液的PH可为：当a=7，PH= ，溶质可能为当a>7，PH= ，溶质可能为当a<7，PH= ，溶质可能为二．V a L PH=a酸和V b L PH=b碱混合1.已知酸和碱的物质的量浓度①.0.1mol/LHCl和0.1mol/LNaOH等体积混合, PH 7②.0.1mol/LHCl和0.1mol/LBa(OH)2等体积混合, PH 7③.0.1mol/LCH3COOH和0.1mol/LNaOH等体积混合, PH 7④.0.1mol/LHCl和0.1mol/LNH3等体积混合, PH 72.已知酸和碱溶液的PH①.PH=2的HCl溶液和PH=12的NaOH溶液等体积混合，PH 7②.PH=2的HCl溶液和PH=12的Ba(OH)2溶液等体积混合，PH 7③.PH=1的HCl溶液和PH=12的NaOH溶液等体积混合，PH 7④.PH=2的HCl溶液和PH=13的NaOH溶液等体积混合，PH 7⑤.PH=2的HCl溶液和PH=12的NaOH溶液2：1体积混合，PH 7⑥.PH=2的HCl溶液和PH=12的氨水等体积混合，PH 7⑦.PH=2的CH3COOH溶液和PH=12的NaOH溶液等体积混合，PH 7小结:V a L PH=a强酸和V b LPH=b强碱混合①.V a =V b 时,若a+ b=14,PH 7; 若a+ b>14,PH 7; 若a+ b<14,PH 7.②.若PH=7, a+ b=13, V a = 若PH=7, a+ b=15, V a =③.若PH=7, V a/ V b= (用a和b表示)三．溶液的PH1．表达式：PH=2．PH的测定方法：3．一定记住常用酸碱指示剂及其变色范围。

高考化学讲义水的电离和溶液的酸碱性(含解析)

目夺市安危阳光实验学校第二节水的电离和溶液的酸碱性1.了解水的电离、离子积常数。

(中频)2.了解溶液pH的定义，能进行pH的简单计算。

(中频)3.了解测定溶液pH的方法。

4.掌握酸碱中和滴定的原理及操作方法。

(中频)水的电离1．电离方程式水是一种极弱的电解质，其电离方程式为2H2O H3O＋＋OH－，可简写为H2O OH－＋H＋。

2．几个重要数据3．外界因素对水的电离平衡的影响(1)温度：温度升高，促进水的电离，Kw增大；温度降低，抑制水的电离，Kw 减小。

(2)酸、碱：抑制水的电离，Kw不变。

(3)能水解的盐：促进水的电离，Kw不变。

溶液的酸碱性与pH1．溶液的酸碱性溶液的酸碱性取决于溶液中c(H＋)和c(OH－)的相对大小。

c(H＋)>c(OH－)，溶液呈酸性c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈中性c(H＋)<c(OH－)，溶液呈碱性2．pH(1)定义式：pH＝－lg_c(H＋)。

(2)pH与溶液c(H＋)的关系①由图示关系知，pH越小，溶液的酸性越强。

②pH一般表示c(H＋)<1 mol/L的稀溶液。

(3)pH测定①用pH试纸测定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，与比色卡对比即可确定溶液的pH。

②pH计测定：可精确测定溶液的pH。

酸碱中和滴定1．实验原理(1)用已知浓度的酸(或碱)滴定未知浓度的碱(或酸)，根据中和反应的等量关系来测定酸(或碱)的浓度。

(2)利用酸碱指示剂明显的颜色变化表示反应已完全，即反应到达终点。

指示剂变色范围的pH石蕊<5.0红色 5.0～8.0紫色>8.0蓝色甲基橙<3.1红色 3.1～4.4橙色>4.4黄色酚酞<8.2无色8.2～10.0粉红色>10.0红色2.实验用品(1)仪器：酸式滴定管(如图A)、碱式滴定管(如图B)、滴定管夹、铁架台、锥形瓶。

(2)试剂：液、待测液、指示剂、蒸馏水。

水的电离和溶液的ph知识点总结

水的电离和溶液的ph知识点总结水的电离和溶液的pH水的电离是指在水中发生的自发的电离过程，即水分子自身发生解离产生氢离子（H+)和氢氧根离子（OH-)的过程。

水的电离常数（Kw）是描述水的电离程度的一个重要物理量。

水的电离常数等于氢离子浓度（[H+])和氢氧根离子浓度（[OH-])的乘积，即Kw=[H+][OH-]。

在纯净水中，[H+]和[OH-]的浓度相等，因此Kw=[H+]^2。

在25℃下，水的电离常数的值为1×10^-14。

由此可知，当[H+]浓度增加时，[OH-]浓度减小；当[OH-]浓度增加时，[H+]浓度减小。

这表明，水中[H+]和[OH-]的浓度总是相互关联的。

溶液的pH是描述溶液酸碱性强弱的一个指标。

pH的定义是负以10为底的[ H+]的对数，即pH=-log[H+]。

pH值越小，表示溶液越酸；pH值越大，表示溶液越碱；pH值为7表示溶液是中性的。

水的pH值是7，表示水是中性的，即[H+]的浓度等于[OH-]的浓度。

当[H+]的浓度大于[OH-]的浓度时，溶液呈酸性；当[OH-]的浓度大于[H+]的浓度时，溶液呈碱性。

pH值的范围是从0到14，其中pH值小于7的溶液称为酸性溶液，pH值大于7的溶液称为碱性溶液。

溶液的pH值可以通过测定[H+]的浓度来确定。

常用的测定pH值的方法有酸碱指示剂法、玻璃电极法和pH计。

酸碱指示剂法是利用酸碱指示剂对溶液的颜色变化进行判断的方法。

酸碱指示剂是一种能够随着溶液酸碱性的变化而改变颜色的物质。

常用的酸碱指示剂有酚酞、溴蓝等。

通过观察溶液的颜色变化，可以确定溶液的pH值大致在哪个范围内。

玻璃电极法是利用玻璃电极对溶液的电势进行测量的方法。

玻璃电极是一种特殊的电极，它对[H+]的浓度非常敏感。

通过测量玻璃电极的电势，可以计算出溶液的pH值。

pH计是一种专门用于测定溶液pH值的仪器。

pH计通过测量溶液中的电位差来确定溶液的pH值。

pH计的测量结果准确可靠，广泛应用于实验室和工业生产中。

3.2.1水的电离溶液的酸碱性与pH-2024-2025学年高中化学选择性必修1教学课件

Kw只与温度有关（与浓度无关），
温度升高， Kw值增大
如： 25 ℃时， Kw =1.0× 10-14 ；
100 ℃时， Kw = 1.0×10-12
3. 外界条件对水的电离平衡及Kw 的影响
⑴水的电离为吸热过程，升高温度，水的电离平衡
向电离方向移动， KW增大。
⑵温度不变，加入酸或碱，电离产生H+或OH-，能抑
⑵25 ℃ 时，纯水中c(H+) = c(OH-) =1.0×10-7 mol/L
2.水的离子积常数
K 电离＝
c(H+) •c(OH-）
c(H2O）
c(H+)•c(OH-)= K电离.c(H2O)=
Kw
Kw=c(H+)•c(OH-)
KW 叫做水的离子积常数，简称水的离子积。
25 ℃ 时，纯水的KW = c(H+) . c(OH-) =1.0×10-14
碱性溶中：
c(H+)
Kw
= c(OH-)
练习. 常温下 ①在0.01 mol/L HCl溶液中,
c (H+)= 0.01 mol/L ，c (OH-)=1.0×10-12 mol/L，
由水电离出的OH-浓度= 1.0×10-12 mol/L，由水电离出的
H+ 浓度= 1.0×10-12 mol/L 。,
不移动
不变
不变
不变
升高30 ℃
正向
增大
增大
增大
c(H+)
变化
二. 溶液的酸碱性与pH
任何水溶液中都是H+、OH-共存的。
任何水溶液中都存在Kw=c(H+).c(OH-)
（ 25℃ 时， Kw=1.0 × 10-14 ）

水的电离和溶液的酸碱性

3、 pH的测定方法
(1) 酸碱指示剂（定性测量范围） (2) pH试纸(定量粗略测量) (3) pH计(定量精确测量)(小数位)
4、酸碱中和滴定属性：化学分析中的定量分析
特点：简便、快捷、准确
应用：广泛用于科研和工农业生产定义：用已知物质的量浓度的酸（或碱）来测定未知物质的量浓度的碱（或酸）的方法叫做酸碱中和滴定。
水的电离
影响因素酸：碱：注意：
温度： T ↑， KW ↑ 抑制水的电离， KW不变
抑制水的电离， KW 不变
H2O
H+ + OH-
1、在任何水溶液中，均存在水的电离平衡，
Kw=c(H+)· c(OH-)均成立。（25℃时Kw =10-14 ）
2、水电离出的H+、OH-永远相等 3、无论是酸溶液还是碱溶液中都同时存在H+和OH ！
水的电离吸热
平衡向右移动, c(H＋ ) 增大 ,c(OH-) 增大 , Kw 增大
（1）升高温度，促进水的电离，Kw增大注意：水的离子积只随温度的改变而改变 Kw适用于一定温度下任何稀的电解质溶液
H2O
条件酸碱性中性酸性碱性
H+ + OH水的电离平衡移动方向
正方向逆方向逆方向增大增大减小
H++OH－=H2O 3）、酸碱中和反应的实质：————————————
已知浓度 4）、酸碱中和滴定的实验原理：通过测定 —————— 体积计量系数的溶液————，根据中和反应的———————— 来计算 — — — —溶液未知浓度的浓度的定的溶液叫待测液
H2O
K 电离＝
H+ + OHc(H+)×c(OH-）

水的电离和溶液的ph

学科：化学教学内容：水的电离和溶液的PH【基础知识精讲】要点1:水是一种极弱的电解质：H 2O H ++OH -在一定温度下，c(H +)与c(OH -)的乘积是一个常数，即K W =c(H +)·c(OH -)，K W 叫水的离子积常数，简称水的离子积.要点2:水的电离是吸热过程，所以，升高温度，可使水的电离平衡向电离的方向移动，因此c(H +)和c(OH -)都增大，故K W 也会增大.如100℃的纯水中：K W =c(H +)·c(OH -)=1×10-6·1×10-6=1×10-12，若没有指定温定，则可认为是在常温下，即25℃时K W =1×10-14要点3:水的离子积(K W )揭示了任何溶液中都存在的水的电离平衡.因此K W 只受温度影响，不受溶液的浓度的影响.不管是在酸性，碱性，还是中性溶液中，只要是在常温下，K W都可认为是1×10-14.要点4:对于c(H +)很小的稀溶液，用c(H +)的数值来表示溶液的酸碱性强弱很不方便.为此采用c(H +)的负对数来表示，称为溶液的PH ，即PH=-lg ｛c(H +)｝.由此式可知PH 每增大1个单位，c(H +)就减为原为原来的101；PH 每减小1个单位，c(H +)就增大为原来的10倍. 要点5：本节知识网要点6:方法引导本节可用电离平衡理论来研究水的电离(因为水是一种极弱的电解质)；也可用归纳小结来学习PH 的有关计算2H +-2.有关PH 的简单计算(1)强酸：PH=-lg ｛c(H +)｝ (2)强碱：PH=-lg ｛)(1014--OH c ｝ (3)两强酸相混合：c(H +)=212211)()(V V V H C V H C ++++ (4)两强碱相混合：c(OH -)=212211)()(V V V OH C V OH C ++-- (5)强酸强碱混合：若恰好反应则：C 1(H +)V 1=C 2(OH -)V 2若酸过量则：c(H +)=212211)()(V V V OH C V H C +--+ 若碱过量则：c(OH -)=211122)()(V V V H C V OH C +-+-【重点难点解析】重点：①水的电离、水的离子积；②C(H +)：PH 与溶液酸碱性的关系难点：①水的离子积的概念；②有关PH 值的计算.1.酸性溶液中只有H +，碱性溶液中只有OH -.这句话对吗?为什么?解析：不对，因为任何水溶液中都存在水的电离平衡，故不管是酸性、碱性，还是中性溶液，H +和OH -都存在，它们作为矛盾的双方，既互相依存，又互相制约，共同决定了溶液的酸碱性，在酸性溶液中不是没有OH -，只是c(H +)＞c(OH -)；在碱性溶液中也不是没有H +，而是c(OH -)＞c(H +)；在中性溶液中c(OH -)=c(H +).2.在计算PH=11的NaOH 和PH=13的NaOH 溶液等体积混合时，以下算法为什么不对?c(H +)=V V V 210101311--+ PH=-lg ｛c(H +)｝解释：因为在碱溶液中，溶质是OH -离子，而不是H +离子，因此要抓住矛盾的主要方面，即溶液中的溶质来计算物质的量浓度，因此正确的计算方法是：先计算混合后溶液中OH -的浓度 c(OH -)=V V V 2101013--+ 再由水的离子积求c(H +)，最后求PH c(H +)=)(1014--OH c ，PH=-lg ｛)(1014--OH c ｝【难题巧解点拨】例1：常温下，某溶液中由水电离产生的c(H +)=1×10-11mol/L ，则该溶液的PH 可能是( )A.3B.7C.8D.11解析：根据水的电离平衡 H 2O H ++OH -知：由水电离产生的c(H +)=c(OH -)=1×10-11mol/L ，抑制水电离的原因是溶液中H +浓度或OH -浓度增大，若由于H +的浓度增大，则该溶液中c(H +)=1114101101--⨯⨯=1×10-3mol/L ，即PH=3；若是由于OH -浓度增大，则该溶液中c(OH -)=1114101101--⨯⨯=1×10-3mol/L ，即PH=11，故选A 、D 答案：A ，D例2 在80℃时，纯水的PH 小于7，其原因是什么?分析：已知室温时，纯水的c(H +)=c(OH -)=10-7mol/L ，又因水的电离：H 2O H ++OH -是吸热反应，故温度升高到80℃，水的电离平衡右移，致使c(H +)=c(OH -)＞10-7mol/L ，即PH＜7.例3：将PH 为3和PH 为5的稀盐酸等体积相混合，所得溶液的PH 为( )A.3.7B.3.3C.4.7D.5.3分析：PH=3的盐酸 c(H +)=10-3mol/LPH=5的盐酸中c(H +)=10-5mol/L ，等体积混合后c(H +)=21221)()(V V V H C H C +⋅++ =VV V 2101053--+=5.05×10-4mol/l PH=-lg5.05×10-4=4-0.7=3.3此题也可用经验公式验算：(1)若两强酸PH 之差≥2，则等体积混合后溶液的PH=PH 较小的+0.3.(2)若两强碱PH 之差≥2，则等体积混合后溶液的PH=PH 较大的-0.3.答案：B【典型热点考题】例1：有一学生在实验室测某溶液的PH ，实验时，他先用蒸馏水润湿PH 试纸，然后用洁净干燥的玻璃棒蘸取试样进行检测.(1)该生的操作方法是否正确?(2)如不正确请说明理由，同时请分析是否一定有误差产生.(3)若用此法分别测定c(H +)相等的H 3PO 4和H 2SO 4溶液的PH ，结果会怎样?分析：(1)不正确.(2)若溶液不显中性，则H +或OH -被稀释，测出的不为溶液中H +或OH -对应的PH ；当溶液为中性时则不会产生误差.(3)测得的H 3PO 4的PH 较H 2SO 4小，因为在稀释过程中，H 3PO 4继续电离产生H +，使得该溶液中c(H+)较H2SO4溶液中c(H+)大.例2：能使水的电离平衡：H2O+H2O H3O++OH-发生向电离的方向移动，且使溶液呈酸性的是( )A.在水中加KHCO3B.在水中加HClC.在水中加CuCl2D.将水加热至100℃分析：根据题意的要求进行判断A不符合题意.因为加入KHCO3后，会发生反应HCO-3+H+H2CO3，消耗H+，使水的电离平衡向电离的方向移动.但c(H+)不断减小，c(OH-)不断增大，使得c(OH-)＞c(H+)，故溶液显碱性，不显酸性.B不符合题意，因为加入HCl后，增大了c(H+)平衡左移，不符合题意.Cu(OH)，消耗了OH-，使水的电C符合题意，加入CuCl2后，会发生反应Cu2++2OH-=2离平衡右移且c(OH-)不断减小，c(H+)则不断增大，结果c(H+)＞c(OH-)溶液呈酸性，符合题意.D不符合题意，温度升高、水的电离平衡虽然右移，但水中c(H+)和c(OH-)都同时增大，且始终相等不能呈酸性.答案：C例3：25℃时，将某强酸或某强碱溶液按1∶10的体积比混合后溶液恰好呈现中性，则混合前此强碱与强酸溶液的PH之和是.分析：混合前强酸PH=a，强碱PH=b，则C酸(H+)=10-a mol/L C碱(H+)=10-b mol/LC碱(OH-)=10b-14mol/L 依题意：n(H+)=n(OH-)则有：10-a×1=10b-14×10 化简得：a+b=13答案：13【同步达纲练习】1.往纯水中加入下列物质，能使水的电离平衡发生移动的是( )A.NaClB.NaOHC.酒精D.CH3COOH2.在25℃时，0.1mol/L的硫酸中，水的K W值为( )A.大于1×10-14B.小于1×10-14C.等于1×10-14D.无法确定3.下列各溶液中的PH相同时，物质的量浓度最大的是：( )A.NH3·H2OB.NaOHC.KOHD.Ba(OH)24.在下列的各种叙述中，正确的是( )A.在任何条件下，纯水的PH=7B.在任何条件下，纯水都呈中性C.在100℃时，纯水的PH＜7D.在100℃时，纯水中c(H+)＜10-7mol/L5.在25℃的纯水中通入一定量的氯化氢，当溶液的PH=1时，则由水电离出的c(H+)是( )A.1×10-1mol/LB.1×10-6mol/LC.1×10-3mol/LD.1×10-13mol/L6.根据25℃时，水的离子积常数K W =1×10-14，100℃时，K W =10-12，这说明( )A.水的电离过程是一个吸热的过程B.100℃时，水的电离常数(K)较大C.K W 和K 无直接关系D.25℃时的c(H +)比100℃时的c(H +)大7.下列说法中，错误的是( )A.将某种稀酸溶液，用蒸馏水稀释10倍，其PH 不一定增大一个单位B.100℃时的NaCl 溶液，PH 约为6时呈中性.C.PH 相同的醋酸和H 2SO 4分别能恰好中和等物质量的NaOHD.将0.1mol/LCH 3COOH 溶液加水稀释10倍，溶液中所有离子的浓度均减小8.把1mlPH=5盐酸溶液稀释至1L ，此时溶液的PH 是( )A.6～7之间B.7～8之间C.8D.79.将PH=9和PH=11的KOH 溶液以等体积相混合，则混合后溶液的PH 约为( )A.10B.10.7C.9.3D.10.310.在20ml0.1mol/l 的醋酸溶液中，能使溶液的PH 增大，而且使醋酸的电离平衡向逆反应方向移动，可加入的试剂是( )A.20mlH 2OB.NaOH 溶液C.醋酸钠固体D.浓盐酸11.向纯水中加少量NaHSO 4(溶液温度不变)，则溶液的( )A.PH 升高B.酸性增强C.K W 增大D.c(OH -)减少12.有甲、乙两种溶液，甲溶液的PH 是乙溶液的2倍，则甲溶液中c(H +)与乙溶液中c(H +)的关系是( )A.1∶2B.100∶1C.1∶100D.无法确定13.PH 定义为PH=-lg ｛c(H +)｝，PH 定义为POH=-lg ｛c(OH -)｝，K W (K W =10-14)表示25℃时水的离子积，则弱酸性溶液中的c(H +)可表示为( )A.K W /POH mol/LB.10(POH-14)mol/LC.10(14-POH)mol/LD.10-POH mol/L14.将PH 相同的醋酸和硫酸，分别用蒸馏水稀释至原溶液体积的a 倍和b 倍，稀释后两溶液的PH 仍相等，则a 和b 的关系是( )A.a ＞bB.a=bC.a ＜bD.无法确定15.90℃时，水的离子积K W =3.8×10-13，则此温度时纯水的PH 是( )A.等于7B.大于7C.小于7D.等于816.水是一种极弱的电解质，在室温下每n 个水分子中只有1个分子发生电离，则n 值是( )A.107B.55.6×107C.1×10-14D.55.617.常温下，A 溶液的PH=4，B 溶液中的c(OH -)=1×10-12mol/L ，C 溶液中的c(H +)=1×10-3mol/L ，D 溶液中)()(-+OH c H c =1×104，则此四种溶液的酸性由强到弱的顺序为( ) A.DACB B.BCAD C.CADB D.ABCD18.与纯水的电离相似，液氨中存在着微弱的电离，2NH 3NH +4+NH -2，据此在以下叙述中错误的是( )A.液氨中含有NH 3、NH +4、NH -2等微粒B.一定温度下c(NH +4)与c(NH -2)的乘积为一定值C.液氨的电离达平衡时，液氨中c(NH +4)=c(NH -2)D.不加入其它物质，液氨中c(NH +4)=c(NH 2-)19.在室温下，某溶液中由水电离出的c(H +)为1×10-13mol/L ，则此溶液中一定不可能大量存在的离子组是( )A.Fe 3+、--3NO 、Cl -、Na + B.Ca 2+、--3HClO 、--24SO 、--3NO C. 4NH 、Fe 2+、--24SO 、--3NO D.Cl -、--24SO 、K +、Na +20.化合物HIn 在水溶液中因存在以下电离平衡，故可用作酸碱指示剂HIn (溶液) H +(溶液)+ In -(溶液)红色黄色浓度为0.02mol/L 的下列各溶液：(1)盐酸， (2)石灰水 (3)NaCl 溶液 (4)NaHCO 3溶液 (5)氨水其中能使指示剂显红色的A.(1)(4)(5)B.(2)(5)(6)C.(1)(4)D.(2)(3)(6)21.由重水D 2O 组成的水，D 2O 的离子积为1.6×10-15，可用PH 一样定义规定PD=-lg｛c(D +)｝，下列关于PD 的叙述，正确的是( )A.D 2O 呈中性，PD=7B.1LD 2O 溶液中含0.01molNaOD ，PD=12C.用D 2O 溶解0.1molDCl 成1L 溶液，PD=2D.在100ml0.25mol/LDCl 溶液中加入50ml0.2mol/L 的NaOD 的D 2O 溶液，PD=122.将PH 为5的H 2SO 4溶液稀释500倍，稀释后溶液中c(--24SO )和c(H +)之比约为( ) A.1∶1 B.1∶2 C.1∶10 D.10∶123.向VmlBaCl 2溶液中加入一定体积的0.05mol/LH 2SO 4溶液，两者恰好完全反应，且反应后溶液的PH 为3.0，原BaCl 2的物质的量浓度为( )A.5.05×10-4mol/LB.5.05×10-3mol/LC.1.01×10-4mol/LD.1.01×10-3mol/L24.水是极弱的电解质，其电离方程式为，25℃时K W = ，K W与浓度无关，25℃时水，稀的酸溶液，碱溶液及盐溶液中c(H +)·c(OH -)均为 .因为水的电离为吸热过程，所以K W 随温度的升高而 .25.常温下在酸性溶液中c(H +) ，c(OH -)，PH 7；在碱性溶液中c(H +) ，c(OH -)，PH 7；在中性溶液中 c(H +) ，c(OH -)，PH 7.26.将100ml 0.1mol/L 的盐酸稀释到1L ，则稀释后溶液的PH 为 .27.某温度下，纯水的c(H +)=2×10-7mol/L,则此时c(OH -)为 .若温度不变，滴入稀盐酸使c(H +)=5×10-6mol/L ，则c(OH -)为 .28.在标准状况下，11.2LH 2跟11.2LCl 2完全反应，将所生成的气体全部被水吸收，制得1L 溶液，则此溶液的物质的量浓度是，PH 为 .29.把80ml NaOH 溶液加入到120ml 盐酸中，所得溶液的PH=2，若混合前NaOH 溶液和盐酸的物质的量浓度相同，则它们的浓度是 .30.现有PH=12的NaOH溶液100ml，要使它的PH降为11(1)如果加入蒸馏水，应加 ml(2)如果加入PH=10的NaOH溶液，应加 ml(3)如果加入0.01mol/L的盐酸，应加入 ml31.在PH=1的硫酸溶液中加入等体积的氢氧化钠溶液，使溶液的PH增加到7.假设混合SO)是 mol/L，CN(Na+)溶液的体积等于两溶液的体积之和，则此混合溶液中c(--24是 mol/l,c(H+)是 mol/L.32.常温下，将m体积PH=a的强酸和n体积PH=b的强碱溶液混合后，溶液呈中性，则a,b两者间的关系为 .33.在25℃时，若10体积的某强酸溶液跟1体积的某强碱溶液混合后，溶液呈中性，则混合之前，该强酸的PH与强碱的PH之间应满足的关系是 .34.某工厂排放出的废水，经测定含有0.001mol/L的游离氯(Cl2)和0.008mol/L的H+，现采用Na2SO3除去其中的游离氯，有关反应如下：Na2SO3+Cl2+H2O=Na2SO4+2HCl若要处理5L这样的废水.(1)需加入0.5mol/LNa2SO3溶液多少ml，才能将Cl2全部除去?(2)处理后的废水的PH是多少?35.氢氧化镁难溶于水，但它所溶解的那一部分则在溶液中完全电离，t℃时，饱和氢氧化镁溶液的PH=11，若不考虑K W值的变化，则该温度下氢氧化镁的溶解度是多少?(设溶液的密度等于1.0g/cm3)【素质优化训练】1.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∶32.酸雨是过度燃烧煤和石油，生成硫、氮的氧化物，溶于水生成硫酸和硝酸的缘故，某SO)=2.6×10-5mol/L，c(Cl-)=8.0×10-6mol/L,c(NH+4)=3.0×次雨水分析数据如下：c(--2410-6mol/L,c(Na+)=1.0×10-6mol/L,c(NO-3)=2.4×10-5mol/L，则此次酸雨的PH接近于(lg8=0.9)( )A.6.5B.5C.4D.4.53.已知100℃时，水的离子积常数为1×10-12.在此温度下，将PH=8的NaOH溶液与PH=4的H2SO4溶液混合，得到PH=7的混合溶液，则NaOH溶液与H2SO4溶液的体积比约为( )A.9∶11B.9∶1C.1∶9D.11∶94.实验室中，某学生先用蒸馏水润湿PH试纸(每次使用时润湿程度相同)，然后用洁净干燥的玻璃棒蘸取试液进行测定试液的PH，下列说法正确的是( )A.该生的测定一定有误差产生B.当溶液为中性时，该生的测定值不会有误差C.用此方法检测c(H+)相等的盐酸和醋酸两溶液时，盐酸的PH比醋酸小D.用此方法检测c(H+)相等的盐酸和醋酸两溶液时醋酸的PH比盐酸小5.PH 和体积都相同的醋酸和硫酸溶液，将它们分别跟足量的碳酸钠溶液反应，在相同条件下，放出CO 2气体的体积( )A.一样多B.醋酸比硫酸多C.硫酸比醋酸多D.无法比较6.将K 2SO 4、KAl(SO 4)2、Al 2(SO 4)3三种盐混合于硫酸酸化物的水中，测得c(--24SO )=0.105mol/L c(Al 3+)=0.005mol/L ，溶液的PH=2.0(假设溶液中H 2SO 4完全电离为H +和--24SO ，则c(K +)为( ) A.0.045mol/L B.0.035mol/LC.0.005mol/LD.0.040mol/L7.有五瓶溶液分别是①10ml0.60mol/LNaOH 水碱 ②20ml0.05mol/LH 2SO 4水溶液 ③30ml0.04mol/L HCl 水溶液 ④40ml0.30mol/L 水溶液 ⑤50ml0.02mol/L 蔗糖水溶液.以上各瓶溶液所含离子、分子总数的大小顺序是( )A.①＞②＞③＞④＞⑤B.②＞①＞③＞④＞⑤C.②＞③＞④＞①＞⑤D.⑤＞④＞③＞②＞①8.某地有甲、乙两工厂排放污水，污水中各含有下列8种离子中的4种(两厂不含相同离子)：Ag +、Ba 2+、Fe 3+、Na +、Cl -、--24SO 、--3NO 、OH -.若两厂单独排放都会造成严重的水污染.如将两厂的污水按一定比例混合，沉淀后污水便变成无色澄清，只含硝酸钠而排放，污染程度会大大降低.关于污染的分析，你认为正确的是( )A.--24SO 和--3NO 可能来自同一工厂 B.Cl -和--3NO 一定在不同工厂 C.Ag +和Na +可能在同一工厂D.Na +和--3NO 来自同一工厂 9.实验表明，液态时，纯硫酸的电离能力强于硝酸，纯硫酸的导电性也显著强于纯水.已知液态纯酸都能像水那样进行自身电离H 2O+H 2O H 3O ++OH -而建立平衡，且在一定温度下都有各自的离子积常数，据此回答：(1)纯硫酸在液态时自身电离的方程式是(2)在25℃时，液态纯H 2SO 4的离子积常数K(H 2SO 4)比1×10-14 (填“大”、“小”或“相等”)(3)在纯硫酸和纯硝酸的液态混合酸中，存在的阴离子主要是，这是因为混合酸中不仅存在硫酸和硝酸各自电离的两个电离平衡，而且还因硫酸的酸性大于硝酸，又在无水条件下，混酸中必然发生(写离子方程式) 反应而造成的.10.设水的电离平衡曲线如图所示(1)若以A点表示水在电离平衡时的离子浓度，当温度上升到100℃时，水的电离平衡状态到B点，则此时水的离子积从增加到 .(2)将PH=8的Ba(OH)2溶液与PH=5的稀盐酸相混合，并保持100℃的恒温，欲使混合溶液的PH=7，则Ba(OH)2与盐酸的体积比为 .11.已知AnBm的离子积=［A m+］n［B n-］m，式中的［A m+］和［B n-］表示离子的物质的量浓度.在某温度下，Ca(OH)2的溶解度为0.74g，其饱和溶液密度设为1g/ml，其离子积为 .12.NaOH和Ba(OH)2混合溶液的PH=14，取100ml该混合溶液，缓缓通入CO2，当通入的CO2的体积为0.56L时生成的沉淀最多(设CO2被完全吸收均为标准状况下的气体体积；溶液体积不发生改变)(1)求原混合溶液中NaOH和Ba(OH)2的物质的量浓度各是多少?(2)求当通入CO2的总体积为2.24L时，溶液中各离子的物质的量浓度各是多少?(除H+和OH-外)【生活实际运用】1.已知人的胃液PH在0.9～1.5左右为正常，当病人胃酸过多时，医生会让其服用NaHCO3中和掉部分H+.设病人胃液共AL，开始PH为a(a＜0.9)服用NaHCO3后调至PH为b(0.9＜b ＜1.5＝.若服用药纯度为80％，求需服多少克小苏打?2.如图所示是某教师运用现代教育技术进行复习时放映的一个人体气体交换示意图，据图回答：(1)甲图表示的过程称为.(2)健康人血液PH的范围是.A.8～9之间B.7～8之间C.9～10之间D.等于7(3)血管B内血液的PH 血管D内血液的PH(填“＞”、“＜”、“=”＝，其原因是(用反应式说明) .3.“纯净水”、“太空水”、“蒸馏水”等商品作为日常饮用水，因缺少某些成分而不利于少年儿童身体健康，你认为在制备上述商品饮用水时至少还需要添加的微量物质是( )A.钙和镁的碳酸氢盐B.含碘酸盐的食盐C.漂白粉等消毒剂D.小苏打4.下列液体中，PH 大于7的是( )A.A 血液B.胃液C.柠檬汁D.橙汁参考答案：【同步达纲练习】1.BD2.C3.A4.BC5.D6.AB7.CD8.A9.B 10.C 11.BD 12.D 13.B14.A 15.C 16.B 17.B 18.C 19.BC 20.C 21.D 22.C 23.A24.H 2O H ++OH - 10-14 10-14 增大25.＞、＜；＜、＞；=、=26.2 27.2×10-7mol/L 8×10-9mol/L 28.1mol/L ，0 29.0.05mol/L 30.(1)900(2)1000 (3)81.8 31.0.025，0.05，1×10-7 32.a+b=14+lg nm 33.PH a +PH b =15 34.(1)需加入Na 2CO 3溶液10ml (2)处理后的废水的PH=2 35.2.9×10-3g【素质优化训练】一、1.A 2.C 3.D 4.BD 5.B 6.B 7.D 8.B9.(1)2H 2SO 4+43SO H +-4HSO (2)大 (3)-4HSO ；H ++-3NO =HNO 3 10.(1) 10-14;10-12 (2)2∶9 11.0.00412.(1)0.50mol/L 0.25mol/L(2)c(Na +)=0.50mol/L c(Ba 2+)=0.25mol/L c(-3HCO )=1.0mol/L 【生活实际运用】1.开始胃液中含H +为10-a ·Amol ，服药后胃液中含H +为10-b Amol,则反应中和掉(10-a -10-b )Amol ，由方程式 NaHCO 3+HCl=NaCl+H 2O+CO 2↑，故M(NaHCO 3)=(10-a -10-b )×A ×84÷80%=105A(10-a -10-b )g ，因此，需服用105A(10-a -10-b )g 小苏打.2.(1)肺泡内的气体交换 (2)B (3)＞ CO 2+H 2O H 2CO 3H ++HCO -33.A4.A。

水的电离与溶液的pH

第2讲水的电离和溶液的pH考点一水的电离1．水的电离水是极弱的电解质，水的电离方程式为H2O＋H2O≒H3O＋＋OH－或H2O≒H＋＋OH－。

2．水的离子积常数K w＝c(H＋)·c(OH－)。

(1)室温下：K w＝1×10－14。

(2)影响因素；只与温度有关，升高温度，K w增大。

(3)适用范围：K w不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质水溶液。

(4)K w揭示了在任何水溶液中均存在H＋和OH－，只要温度不变，K w不变。

3．影响水电离平衡的因素(1)升高温度，水的电离程度增大，K w增大。

(2)加入酸或碱，水的电离程度减小，K w不变。

(3)加入可水解的盐(如FeCl3、Na2CO3)，水的电离程度增大，K w不变。

4．外界条件对水的电离平衡的影响深度思考1．在pH＝2的盐酸溶液中由水电离出来的c(H＋)与c(OH－)之间的关系是什么？_____________________________________________________________________。

2．甲同学认为，在水中加入H2SO4，水的电离平衡向左移动，解释是加入H2SO4后c(H＋)增大，平衡左移。

乙同学认为，加入H2SO4后，水的电离平衡向右移动，解释为加入H2SO4后，c(H ＋)浓度增大，H＋与OH－中和，平衡右移。

你认为哪种说法正确？说明原因。

水的电离平衡移动后，溶液中c(H＋)·c(OH－)增大还是减小？_____________________________________________________________________________ _____________________________________________________________________________。

反思归纳(1)水的离子积常数K w＝c(H＋)·c(OH－)，其实质是水溶液中的H＋和OH－浓度的乘积，不一定是水电离出的H＋和OH－浓度的乘积，所以与其说K w是水的离子积常数，不如说是水溶液中的H＋和OH－的离子积常数。

水的电离与溶液的pH值.

把弱电解质的活度系数也视为 1。
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

水的电离溶液的酸碱性与pH

水的电离是化学中的基本过程，对于理解溶液的酸碱性和pH值具有重要意义。
中性溶液中，H+和OH-浓度相等，且等于Kw的平方根。
水的电离平衡常数是描述水分子电离程度的定量参数，其值受温度影响。
酸碱性和pH值是描述溶液中H+和 OH-浓度的参数，对于判断溶液酸碱性以及进行滴定分析具有实际应用价值。
pH值的范围
总结词
pH值的范围是0-14，其中7为中性，小于7为酸性，大于7为碱性。
详细描述
根据pH值的定义，其取值范围在0-14之间。当pH值为7时，表示溶液呈中性；当pH值小于7时，表示溶液呈酸性；当pH 值大于7时，表示溶ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ呈碱性。因此，根据不同的pH值，可以判断出溶液的酸碱性质。
pH值的影响因素
酸碱性与pH值的应用
工业生产
在工业生产中，酸碱度是控制化学反应的重要参数，如印染、制
药、食品加工等行业。
环境保护
酸雨是环境污染的一种表现，其形成与大气中二氧化硫等酸性气体增多有关。酸碱度对土壤、水
体等环境因素也有重要影响。
人体健康
人体血液的酸碱度必须维持在一定范围内，过酸或过碱都会影响人体正常生理功能。因此，饮食中酸碱性食物的平衡对保持身体
酸碱指示剂
酸碱指示剂的原理
酸碱指示剂是一种可以随溶液酸碱性变化而改变颜色的化学物质。它们通常含有对酸或碱敏感的化学物质，当与酸或碱反应时，会改变颜色。
常见的酸碱指示剂
酚酞、甲基橙、溴酚蓝等。
酸碱性的分类
01
02
03
弱酸弱碱
弱酸和弱碱在水溶液中只能部分电离，因此它们的酸性或碱性较弱。
强酸强碱
详细描述
温度是影响水电离的重要因素，温度升高会使水电离程度增大。压力对水电离的影响较小，但水的电离会随着压力的增大而略有增大。酸碱度对水电离有直接影响，酸性溶液中氢离子浓度增大，碱性溶液中氢氧根离子浓度增大，都会抑制水的电离。此外，电解质也会影响水电离，因为电解质在水中会电离出带电粒子，这些粒子会影响水分子的电离平衡。

水的电离与溶液的酸碱性

水的电离与溶液的酸碱性水是生命之源，无论是在地球上还是在人体内，水都扮演着至关重要的角色。

然而，水并不是一个单纯的物质，它具有一定的电离性，从而使得水成为了一种溶剂，能够溶解许多物质。

同时，水的电离也与溶液的酸碱性息息相关。

水的电离是指水分子在一定条件下发生自身分解的过程，产生氢离子（H+）和氢氧根离子（OH-）。

这个过程可以用化学方程式表示为：H2O ⇌ H+ + OH-。

在纯净水中，水的电离程度非常低，只有极少数的水分子发生电离。

这是因为水分子是由一个氧原子和两个氢原子组成的，氧原子带有负电荷，而氢原子带有正电荷，因此水分子是一个极性分子。

这种极性使得水分子能够相互吸引，并形成氢键，从而稳定了水分子的结构。

当溶质溶解到水中时，它们与水分子发生相互作用，导致水的电离程度发生改变。

溶质可以是酸、碱或其他化合物。

酸是一种能够释放氢离子的物质，而碱是一种能够释放氢氧根离子的物质。

当酸溶解到水中时，它会释放出氢离子，增加了水中的H+浓度，使得水的电离程度增加。

相反，当碱溶解到水中时，它会释放出氢氧根离子，增加了水中的OH-浓度，同样也使得水的电离程度增加。

这种改变水的电离程度的能力被称为酸碱性。

溶液的酸碱性可以通过pH值来描述。

pH值是一个反映溶液酸碱性强弱的指标，其数值范围从0到14。

pH值小于7的溶液被称为酸性溶液，pH值大于7的溶液被称为碱性溶液，而pH值等于7的溶液被称为中性溶液。

pH值的计算公式为：pH= -log[H+]，其中[H+]表示溶液中的氢离子浓度。

由于pH值是对数尺度，所以每个单位的pH值之间相差10倍。

溶液的酸碱性不仅仅与溶质的性质有关，还与溶液中的浓度有关。

当酸或碱的浓度增加时，溶液的酸碱性也会增强。

这是因为溶液中的酸碱物质的数量增加，增加了水的电离程度。

同样地，当酸或碱的浓度减少时，溶液的酸碱性也会减弱。

溶液的酸碱性对生命体系有着重要的影响。

在人体内，许多生物过程都需要在特定的酸碱环境下进行。

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。

高考化学知识点讲解考点水的电离和溶液的PH

目夺市安危阳光实验学校考点32水的电离和溶液的PH1．复习重点1．通过对水的电离、离子积、pH定义等重要知识和方法迁移应用的练习，提高认知能力；2．灵活解答水的电离平衡的相关问题；3．掌握混合溶液pH计算的方法，并能运用数学工具解决一些有关pH计算的综合问题4．培养学习过程中探究、总结的习惯。

2．难点聚焦（一）溶液的酸碱性及pH的值溶液呈的酸碱性何性，取决于溶液中[H+]、[OH—]的相对大小：pH值的大小取决于溶液中的[H+]大小pH=－lg[H+]，pOH=－lgKw=pKw（1）酸性越强，pH值越小，碱性越强，pH值越大，pH值减小一个单位，[H+]就增大到原来的10倍，pH值减小n个单位，[H+]的增大到原来的10n倍.（2）任意水溶液中[H+]≠0，但pH可为0，此时[H+]=1mol/L，一般[H+]＞1mol/L时，pH＜0，故直接用[H+]表示.（3）判断溶液呈中性的依据为：[H0]= [OH—]或pH=pOH=21pKw 只有当室温时，Kw=1×10—14[H+]=[OH—]=10—7mol/L溶液呈中性pH=pOH=21pKw=7分析原因：H2O H++OH－Q由于水的电离是吸热的，湿度越高，电离程度越大，kw越大.中性：pH=pOH=21pKwT↗→Kw↗→pH+pOH↘T↘→Kw↘→pH=pOH↗如：100℃，KW=1×10—12.. pKw=12.1pH+pOH=pKw两个关系或考虑，并注意湿度不同时Kw的影响。

）（4）溶液pH的测定方法：①酸碱指示剂②pH试纸③pH计其中①只传判定pH范围②pH试纸也只能确定在某个值左右（对照比色卡），无法精确到小数点后1倍。

另外使用时不能预先润湿试纸。

否则相当于又稀释了待测液，测定结果误差大。

③pH 计测定较精确.（二）酸碱溶液的稀释前后pH 值的变化。

由于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[H +]或碱溶液中的[OH —]减小.弱酸或弱碱由于在水中不完全电离，加水稀释同时，能促使其分子进一步电离，故导致相应[H +]或[OH —]减小的幅度降低。

水的电离和溶液的pH值

水的电离和溶液的pH值水是一种极度重要的物质，在化学中有着重要的地位。

因为水是一种极好的溶剂，它能够将各种物质溶解其中。

但是水是一种分子性物质，因此在一定程度上它也会发生电离反应。

在本文中我们将会讨论关于水的电离和溶液pH值相关的内容。

水的电离水分子（H2O）的化学式表明，每个水分子包含两个氢原子和一个氧原子。

由于氧原子的电负性较高，因此其与氢原子间存在极性结构，形成了一个带正电荷的氢离子(H+)与一个带负电荷的氧离子(OH-)。

水能发生电离反应，产生氢离子和氧离子。

纯水具有稳定的离子积（离子的乘积），即[H+][OH-] = 10^(-14) mol2/L2。

因为[H+]和[OH-]离子浓度相等，所以它们的浓度均为10^(-7) mol/L。

这种情况被称作中性溶液。

当水中存在溶质时，情况就会有所不同。

这些溶质可能是酸或碱，它们会影响水的电离，并且改变水的pH值。

溶质对水的电离的影响及溶液的pH酸如果将一种酸加入到水中，其中的氢离子(H+)就会与水中的氢离子结合，从而增加水中的负离子浓度。

同时，酸的存在会减少水中的氢离子浓度，从而增加水中的阳离子浓度。

酸有强酸和弱酸之分，其中强酸会以完全电离的方式将氢离子释放到水中。

而弱酸仅以部分电离的方式释放氢离子。

酸能够增加水中的氢离子浓度，因此它们会引起pH值的下降。

当浓度增加到一定程度时，协同效应会导致pH值的下降更为迅速。

pH值是衡量溶液中酸碱程度的指标，它表示了溶液中氢离子的浓度。

pH值从0到14，数值越小，说明溶液越酸。

当pH值为7时，说明溶液为中性，而当pH值大于7时，说明溶液为碱性的。

碱与酸类似，碱也会将氢离子从水中移开，同时将氢氧根离子（OH-）释放到水中。

在碱存在的情况下，水中氢离子浓度将减少，氢氧根离子浓度将增加。

碱也有强碱和弱碱的区别。

强碱以完全电离的方式释放氢氧根离子，而弱碱则以部分电离的方式释放离子。

与酸不同的是，碱的存在会降低水中的阳离子浓度，从而使溶液的pH值上升。

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

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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
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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
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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。

水的电离和溶液的PH.ppt

中性溶液 C(H+)=C(OH-)=1×10-7mol/L 酸性溶液 C(H+)＞C(OH-)＞1×10-7mol/L 碱性溶液 C(H+)＜C(OH-)＜1×10-7mol/L
➢溶液的酸碱性---正误判断 1、如果C(H+)不等于C(OH-)则溶液一定呈现酸碱性。 2、在水中加酸会抑制水的电离，电离度减小。 3、如果C(H+)/C(OH-)的值越大则酸性越强。 4、任何水溶液中都有C(H+)和C(OH-)。 5、C(H+)等于10-6mol/L的溶液一定呈现酸性。 6、电离度越大的酸溶液则酸性越强。 7、对水升高温度电离度增大，酸性增强。
PH 0
100 C(H+)
1
10-1
2
10-2
溶
3
10-3
酸
4
10-4
液的
pH 值
性
5
10-5
增碱强性增
6 7 8 9 10 11
10-6 10-7 10-8 10-9 10-10 10-11
强 12
10-12
13
10-13
14
10-14
➢溶液的pH值--正误判断 1、一定条件下 pH值越大，溶液的酸性越强。 2、用pH值表示任何溶液的酸碱性都很方便。 3、强酸溶液的pH值一定大。 4、pH值等于6是一个弱酸体系。 5、pH值有可能等于负值。 6、pH值相同的强酸和弱酸中C(H+)相同摩尔浓度相同。
D、10：1
例5、常温下，某溶液中由水电离的c（H+）=1×10-13
mol/L，该溶液可能是( B )
①二氧化硫水溶液 ②氯化钠水溶液
③硝酸钠水溶液 ④氢氧化钠水溶液