水的电离和溶液的酸碱性知识点总结大全

时，pH＝6 为中性，pH<6 才显酸性，pH>6 显碱性，所以使用 pH 时需注明温度，若未注明温度，一般认
为是常温，就以 pH＝7 为中性。
2、溶液的 pH
对于稀溶液来说，化学上常采用 pH 来表示喜荣归也酸碱性的强弱。
⑴概念：表示方法
pH=-lgc(H+)
c(H+)=10-pH
⑵溶液的酸碱性与 pH 的关系(常温时)
nc pH＝－lgc(H＋)＝14＋lgnc。 ②已知 pH 求强酸强碱浓度 2.加水稀释计算 ①强酸 pH=a，加水稀释 10n 倍，则 pH=a+n。 ②弱酸 pH=a，加水稀释 10n 倍，则 pH<a+n。 ③强碱 pH=b，加水稀释 10n 倍，则 pH=b-n。 ④弱碱 pH=b，加水稀释 10n 倍，则 pH>b-n。 ⑤酸、碱溶液无限稀释时，pH 只能约等于或接近于 7，酸的 pH 不能大于 7，碱的 pH 不能小于 7。 ⑥对于浓度（或 pH）相同的强酸和弱酸，稀释相同倍数，强酸的 pH 变化幅度大。
a.酸式 玻璃活塞
盛酸性溶液、强氧化性试剂
碱式 橡皮管玻璃球 盛碱性溶液
b.零刻度在上方，最大刻度在下，最小刻度 0.1mL，精确度 0.01 mL
②规格：25ml 50ml 等
③用途：中和滴定（精确测定）；精确量取溶液的体积（两次读数差）
④使用注意：
a.先检查是否漏水，再用蒸馏水洗涤，最后用待盛溶液润洗。
注意：当二者 pH 差值≥2[c(OH-)]相差 100 倍以上时，等体积混合时可用近似规律计算，pH 混≈pH 小-0.3.
（3）强酸、强碱混合，
①强酸和强碱恰好完全反应，溶液呈中性，pH=7.
②酸过量：
先求 c(H＋)余＝c(H＋)·V(酸)－c(OH－)·V(碱)，再求 pH。 V(酸)＋V(碱)
①KW 只受温度影响，水的电离吸热过程，温度升高，水的电离程度增大，KW 增大。与 c(H+)、c(OH-)无关. 25℃时 KW=1×10-14，100℃时 KW 约为 1×10-12。
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②水的离子积不仅适用于纯水，也适用于其他稀溶液。不论是纯水还是稀酸、碱、盐溶液，只要温度不变，KW 就不变。
③碱过量：
先求
c(OH－)余＝c(OH－)·V(碱)－c(H＋)·V(酸)，再求 V(酸)＋V(碱)
c(H＋)＝c(OKHW－)，然后求
pH。
（4）酸碱中和反应后溶液 pH 的判断：
①当酸与碱 pH 之和为 14，等体积混合后（常温下）
若为强酸与强碱，混合后 pH=7
若为强酸与弱碱，混合后 pH>7
石蕊
紫色
红5 紫 8蓝
①强酸强碱间的滴定：酚酞溶液、甲基橙
②强酸滴定弱碱：酸性选用甲基橙作指示剂
③强碱滴定弱酸：碱性选用酚酞作指示剂
5、中和滴定仪器的特点和使用方法
⑴需用的仪器及用途
酸(碱)式滴定管：用来滴定和准确量取液体体积；锥形瓶：反应器。
铁架台、滴定管夹、烧杯、（白纸）
⑵酸(碱)式滴定管
①结构特点：
当 c(H+)≥1mol·L-1 或 c(OH-)≥1mol·L-1 时，用物质的量浓度直接表示更方便。
（4）物理意义：pH 越大，溶液的碱性越强；反之，溶液的酸性越强。pH 每增大一个单位 c（H+）减小至原来的 1/10，
c(OH-)变为原来的 10 倍。
3、溶液 pH 的测定方法
①酸碱指示剂法：只能测出 pH 的范围，一般不能准确测定 pH。
②加入活泼金属 向纯水中加入活泼金属，如金属钠，由于活泼金属可与水电离产生的 H＋直接发生置换反应，产生 H2，使
水的电离平衡向右移动。
③加入易水解的盐
由于盐的离子结合 H+或 OH-而促进水的电离，使水的电离程度增大。温度不变时，KW 不变。 ④电解
如用惰性电极电解 NaCl 溶液、CuSO4 溶液等。 （2）抑制水电离的因素：
①中性溶液：c(H+)=c(OH-)=1×10- 7mol·L-1，pH=7。
②酸性溶液：c(H+)>1×10-7mol·L-1>c(OH-), pH<7，酸性越强，pH 越小。
③碱性溶液：c(H+)<1×10-7mol·L-1>c(OH-), pH>7，碱性越强，pH 越大。
⑶pH 的适用范围
c(H+)的大小范围为：1.0×10-14mol·L-1<c(H+)<1mol·L-1。即 pH 范围通常是 0～14。
知识点一 水的电离和水的离子积
一、水的电离
1.电离平衡和电离程度
①水是极弱的电解质，能微弱电离：
H2O+H2O
H3O++OH-，通常简写为 H2O
H++OH-；ΔH>0
② 实 验 测 得 ： 室 温 下 1LH2O （ 即 55.6mol ） 中 只 有 1×10-7mol 发 生 电 离 ， 故 25℃ 时 ， 纯 水 中
指示剂
甲基橙
石蕊
酚酞
变色范围 pH
3.1～4.4
5.0～8.0
8.2～10.0
溶液颜色
红→橙→黄 红→紫→蓝 无色→浅红→红
②pH 试纸法：粗略测定溶液的 pH。 pH 试纸的使用方法：取一小块 pH 试纸放在玻璃片(或表面皿)上，用洁净的玻璃棒蘸取待测液滴在试纸的中部， 随即(30s 内)与标准比色卡比色对照，确定溶液的 pH。
若为弱酸与强碱，混合后 pH<7
规律：谁弱谁过量，谁弱显谁性。
2 等体积强酸（pH1）和强碱（pH2）混合呈中性时，二者的体积关系有如下规律： a. 若 pH1+pH2=14，则 V 酸=V 碱
b. 若 pH1+pH2≠14，则 V酸 10pH1pH2-14 V碱
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知识点四 pH 的应用酸碱中和滴定
3.酸碱混合计算
（1）两种强酸混合
c(H+)混=
c(H )1V1 c(H )2 V2 V1 V2
注意：当二者 pH 差值≥2[c(H+)]相差 100 倍以上时，等体积混合时可用近似规律计算，pH 混≈pH 小+0.3.
（2）两种强碱混合
c(OH-)混=
c(OH )1V1 c(OH )2 V2 V1 V2
c(H+)=c(OH-)=1×10-7mol/L
，平衡常数 K电离

c(H ) c(OH - ) c(H 2O)
2.影响水的电离平衡的因素
（1）促进水电离的因素：
①升高温度：因为水电离是吸热的，所以温度越高 K 电离越大。 c(H+)和 c(OH-)同时增大，KW 增大，但 c(H+)和 c(OH-)始终保持相等，仍显中性。 纯水由 25℃升到 100℃，c(H+)和 c(OH-)从 1×10-7mol/L 增大到 1×10-6mol/L(pH 变为 6)。
②洗涤：滴定管先用水洗净后，再用少量待装液润洗 2－3 次；
锥形瓶：只用蒸馏水洗，也不必干燥
③装液：用倾倒法将盐酸、氢氧化钠溶液注入酸、碱滴定管中，
使液面高于刻度 2-3cm
4
④赶气泡：酸式：快速放液 碱式：橡皮管向上翘起
⑤调液面：调节滴定管中液面在 0 或 0 刻度以下 ⑵滴定： ①往锥形瓶中加入 2～3 滴指示剂。 ②操作要求：左手控制滴定管的活塞，右手振荡锥形瓶，眼睛
①降低温度。
②加入酸、碱、强酸酸式盐。
向纯水中加酸和强酸酸式盐（NaHSO4）能电离出 H+、碱能电离出 OH-，平衡向左移动，水的电离程度变小，
但 KW 不变。 练习：影响水的电离平衡的因素可归纳如下：
H2O
H++OH-
变化 平衡移
电离
c(H+)与 c(OH-)
溶液的
离子积
条件
动方向
程度
的相对大小
2
测定溶液 pH 时，pH 试剂不能用蒸馏水润湿(否则相当于将溶液稀ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ，使非中性溶液的 pH 测定产生误差)；不能 将 pH 试纸伸入待测试液中，以免污染试剂。pH 一般为整数。
标准比色卡的颜色按 pH 从小到大依次是：红 (酸性)，蓝 (碱性)。 ③pH 计法：通过仪器 pH 计（也叫酸度计）精确测定溶液 pH。 知识点三 有关溶液 pH 的计算 有关 pH 的计算 基本原则：
注意观察锥形瓶中的溶液颜色的变化。
③终点：指示剂变色，且在半分钟内不恢复。 滴定操作：左手：控制活塞
右手：振荡锥形瓶 眼看：锥形瓶中溶液颜色变化 滴定终点：当滴入最后一滴时，指示剂的颜色突然改变，且 30 秒内不立即褪去或反滴一滴待测液 颜色又复原,再读数。重复滴淀操作 2 到 3 次,取平均值。 ⑶读数： 视线应液面凹面最低点水平相切。 滴定管读数时，要精确到 0.01mL。按上述要求重复滴定 2～3 次。 ⑷计算： 求平均值
判据 2 在 25℃时的溶液中：
pH<7 溶液呈酸性
pH＝7 溶液呈中性
pH>7 溶液呈碱性
判据 3 在任意温度下的溶液中：
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
注意 用 pH 判断溶液酸碱性时，要注意条件，即温度。不能简单地认为 pH 等于 7 的溶液一定为中性，如 100℃
酸性
不变
1. 水的离子积
（1）概念：因为水的电离极其微弱，在室温下电离前后 n(H2O)几乎不变，因此 c（H2O）可视为常数，则在一定温 度时，c(H+)与 c(OH-)=K 电离 c(H2O)的乘积是一个常数，称为水的离子积常数，简称水的离子积。
KW=c(H+)·c(OH-)，25℃时，KW=1×10-14(无单位)。 注意：
③在任何水溶液中，均存在水的电离平衡，也就是任何水溶液中都是 H+、OH-共存的。由水电离产生的 c(H+)、 c(OH-)总是相等的。 任何水溶液中都存在 Kw=c(H+) . c(OH-)
4.水电离的离子浓度计算 酸：C(OH—) 溶液= C(OH—)水 碱：C(H+)溶液= C(H+)水 盐：酸性 C(H+)溶液= C(H+)水 碱性 C(OH—) 溶液= C(OH—)水
1.概念：用已知物质的量的浓度的酸或碱（标准溶液）来测定未知物质的量浓度的碱或酸（待测溶液或未知溶液）
的方法叫做酸碱中和滴定。 2.原理：根据酸碱中和反应的实质是：
H++OH-=H2O
在滴定达到终点(即酸碱恰好反应)时：
有 n(H+)=n(OH-) 即 c 酸 V 酸=c 碱 V 碱
例：用 0.1230mol/L 的 NaOH 溶液滴定 25.00mL 未知浓度的硫酸溶液，滴定完成时用去 NaOH 溶液 27.84mL。计算待测硫酸溶液的物质的量浓度。
酸碱性
KW
加热
向右
增大
c(H+)=c(OH-)
中性
增大
降温
向左
减小
c(H+)=c(OH-)
中性
减小
加酸
向左
减小
c(H+)>c(OH-)
酸性
不变
加碱
向左
减小
c(H+)<c(OH-)
碱性
不变
加能结合 H+的物质
向右
增大
c(H+)<c(OH-)
碱性
不变
加能结合 OH-的物质
向右
增大
c(H+)>c(OH-)
一看常温，二看强弱（无强无弱，无法判断），三看浓度（pH or c） 酸性先算 c(H+)，碱性先算 c(OH—) 1.单一溶液的 pH 计算 ①由强酸强碱浓度求 pH。在 25℃ 强酸溶液(HnA)，其物质的量浓度为 c mol/L，则：c(H＋)＝nc mol/L，pH＝－lgc(H＋)＝－lgnc； 强碱溶液[B(OH)n]，其物质的量浓度为 c mol/L，则 c(OH－)＝nc mol/L，c(H＋)＝1.0×10－14 mol/L，
b.酸式滴定管：中指内扣，防活塞拉出
c.碱式滴定管：拇指和食指挤压玻璃球上部的橡皮
4、中和滴定的基本操作和步骤
操作过程：
（1） 查漏
（2） 洗涤
（3） 润洗
（4） 灌液
（5） 赶气泡 （6） 调节液面
（7） 滴定
（8）数据记录
（9） 复滴
（10） 计算
⑴准备
①查漏：检查两滴定管是否漏水、堵塞和 活塞转动是否灵活；
3.滴定的关键
①准确测定参加反应的两种溶液的体积
②准确判断完全中和反应终点
4、酸碱中和滴定指示剂的选择
⑴原则：①终点时，指示剂的颜色变化明显、灵敏②变色范围与终点 pH 接近
⑵酸碱指示剂：
常用指示剂及变色范围
指示剂
对应溶液的颜色
变色范围：
甲基橙
橙色
红 3.1 橙 4.4 黄
酚酞
无色
无 8 浅红 10 红
知识点二溶液的酸碱性与 pH
1、溶液酸碱性的判断 溶液呈酸性、碱性还是中性，应看 c(H＋)和 c(OH－)的相对大小，判断溶液酸碱性的依据主要有三点：
判据 1 在 25℃时的溶液中： c(H＋)>1×10－7 mol/L 溶液呈酸性 c(H＋)＝1×10－7 mol/L 溶液呈中性 c(H＋)<1×10－7 mol/L 溶液呈碱性 常温下，c(H＋)>10－7 mol/L 时，溶液呈酸性，且 c(H＋)越大，酸性越强；c(OH－)越大，碱性越强。