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电化学基础 备课人：afafa
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Kw叫做水的离子积常数，简称水的离子积，Kw只与温度有关。
＋－－
已知在25℃时，水中的H浓度与OH浓度均为1×107 mol·L-1，
＋－－－－
所以在25℃时，Kw= c(H)·c(OH)=1×107×1×107=1×1014。
二、影响水的电离的因素 页：1
1．加入酸或碱，抑制水的电离，Kw不变； 2．加入某些盐，促进水的电离，Kw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 页：1
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）=1×1014。
＋－－
中性溶液中，c（H）=c（OH）=1×107 mol·L-1；
＋－＋－
酸性溶液中，c（H）＞c（OH），c（H）＞1×107 mol·L-1；
＋－＋－
碱性溶液中，c（H）＜c（OH），c（H）＜1×107 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)= Kw/c（OH） ；同理，酸性溶液中的c(OH)= Kw/ c（H）。
＋－＋－
说明：当我们表示很稀的溶液时，如，c（H）=1×107 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×10n 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 页：1
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中性溶液中，c（H）=1×107 mol·L-1，PH=7；
＋－
酸性溶液中， c（H）＞1×107 mol·L-1，溶液酸性越强，溶液的PH值越小；
＋－
碱性溶液中， c（H）＜1×107 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+]=
KwKw- [OH] = [OH?][H?] (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-] =
Kw=7.58?10-12mol/L ?[H][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·L1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
+
－
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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H2越多；都为强酸时，放出H2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H2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H2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）
??n(H)?n(H)II（1）酸I+酸II [H+] = I
VI?VIInI(OH?)?nII(OH?)(2)碱I+碱II [OH] =
VI?VII-
（3）酸I+碱II
完全中和：[H+] = [OH-] = 1?10mol/L
?7nI(H?)?nII(OH?)酸过量： [H]=
VI?VII+
nI(OH?)?nII(H?)碱过量：[OH] =
VI?VII-
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
10?2?10?410?2pH=2 [H] = = mol/L
22+
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pH=4
(2) 两强碱等体积混合
pH=10
10?2?10?410?2pH=12 [OH] = = mol/L
22-
[H+] = 5?10?12mol/L
pH = 14 – pOH = 11.7
(3) 强酸、强碱等体积混合：
10?2?10?410?2pH = 2 酸过量： [H] = = mol/L
22+
pH=10
10?3?10?510?3 pH = 5 碱过量 [OH] = = mol/L
22-
pH = 11 pH = 14 - pOH = 10.7
4．溶液酸碱性、pH值计算经验规律
（1）当按所给反应物质的量之比计算时，酸碱不论强弱，谁大谁过剩，溶液呈谁性。 （2）酸碱等体积混合 pH = 2 某酸
pH难定 pH = 12 某碱 pH = 4 某酸
pH<=7 pH = 10 NaOH pH = 4 H2SO4
pH>=7 pH = 10 某碱
0.01mol/L pH = 2 一元酸
pH = 7 0.01mol/L pH = 12一元碱
1(3) pH 减小一个单位，[H+]扩大为原来的10倍。 PH增大2个单位，[H+]减为原来的100
例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-1的盐酸，③0.01mol·L-1NaOH溶液，④pH=11的NaOH溶液。 A.1∶10∶100∶1000 B.0∶1∶12∶11
C.14∶13∶12∶11 D.14∶13∶2∶3
[分析] 分别计算出四种溶液的由水电离的c（H+）H2O：
－－－
①中c（H+）H2O = c(OH) H2O = Kw/ c（H+）= 1014/1= 1014；
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②中c（H+）H2O= c (OH) H2O = Kw/ c（H+）= 1014/101= 1013；
③中c（H+）H2O = Kw/ c (OH)= 1014/102 =1012；
－－－－
④中c（H+）H2O = Kw/ c (OH)= 1014/103 =1011。所以，四种溶液中由水电离生成的
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