33水的电离溶液的pH值.doc

233水的电离溶液的pH值一、水的离子积：水是一种极弱的电解质常温下（25℃下同）1L水（55.56mol）约电离10-7mol即达电离平衡因而电离出的氢离子和氢氧根离子浓度的乘积为一常数即水的离子积Kw=c(H+)·c(OH―)。由于电离为吸热过程因此升温水的电离平衡破坏平衡正向移动Kw变大常温下Kw=1×10-7×1×10-7=1×10-14当温度升高到100℃时1L水电离10-6molKw=1×10-6×1×10-6=1×10-12一般情况下若不注明温度可认为Kw为1×10-14。二、影响水的电离平衡的因素：1、酸、碱：在纯水中加入酸或碱均使水的电离平衡左移此时若温度不变则Kw不变水电离程度变小[H+]发生改变pH也随之改变。若向水中加入酸则[H+]增大[OH―]变小pH变小；若向水中加入碱则[H+]变小[OH―]变大pH变大。2、温度：若升温由于水电离吸热升温将促进水的电离故平衡右移[H+]、[OH―]同时增大pH变小。但由于[H+]和[OH―]保持相等所以仍然显中性。3、易水解的盐：在纯水中加入能水解的盐不论水解后溶液显什么性均促进水的电离使水的电离度增大但只要温度不变Kw不变。4、其它因素：如向水中加入活泼金属由于与水电离出的H直接作用因而促进了水的电离。三、酸碱盐溶液的pH：1、任何酸、碱、盐溶液中都存在水的电离平衡即都同时存在H+和OH―只是H+和OH―两种的含量相对不同而已但其乘积仍为Kw。一般情况下我们用pH来表示溶液的酸碱性。2、pH的适用范围：pH表示的是c(H)或c(OH)为1mol/L以内的稀溶液（包括1mol/L）。所以pH的使用范围是0—14之间。如图示。pH值越小c(H)越大酸性越强；pH越大c(OH)越大碱性越强。3、酸碱指示剂：酸碱指示剂一般是弱的有机酸或弱有机碱酸碱指示剂通常可在不同的pH溶液中显示不同的颜色。化学上把指示剂发生颜色变化的pH范围叫做指示剂的变色范围。常见酸碱指示剂的变化范围：指示剂pH(1—14)的变色范围甲基橙0红色3.1橙色4.4黄色14无色酚酞0无色8.2淡红色10红色14紫色石蕊0红色5.0紫色8.0蓝色144、pH的测定方法（指示剂法、试纸法、pH法）；①酸碱指示剂是测定溶液的pH值范围。常用指示剂有：甲基橙、石蕊、酚酞并熟记它们的变色范围。②pH试纸是粗确测定溶液的pH值应掌握其操作步骤。③测定溶液pH值最精确的方法是用pH计。5、酸碱基本规律：①、强碱弱酸型中和：浓度相同时显碱性；pH相同时溶液显酸性。②、强酸弱碱型中和：浓度相同时显酸性；pH相同时溶液显碱性。③、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。④、酸与碱的pH之和为14且等体积混合时强酸与强碱混合pH=7；强酸与弱碱混合pH＞7；强碱与弱酸混合pH＜7。⑤、稀释后溶液pH的变化规律a、对于强酸溶液每稀释10n倍pH增大n个单位（增大后不超过7）。b、对于强碱溶液每稀释10n倍pH减小n个单位（减小后不小于7）。c、对于pH相同的强酸与弱酸（或强碱与弱碱）稀释相同倍数时pH变化不同其结果是强酸或强碱的变化的程度大。d、对于物质的量浓度相同的强酸和弱酸稀释相同倍数pH变化不同其结果是强酸稀释后pH增大得比弱酸快（强碱、弱碱类似）。四、酸碱混合pH的计算及规律1、求解方法（酸：C→CH+→pH；碱：C→COH—→CH+→pH）；2、酸碱混合的计算（思路同1注意何者为主）；3、水的电离程度与溶液酸碱性关系（酸？碱？水解呈酸？碱？）4、巧解：a、若强酸稀释a倍则pH新=pH原+lga≤7；若是弱酸则pH新<pH原+lgab、若强碱稀释a倍则pH新=pH原-lga≥7；若是弱碱则pH新>pH原-lgac、若强的酸酸等体积混和且pH相差2及以上则pH新=pH小+0.3d、若强的碱碱等体积混和且pH相差2及以上则pH新=pH大-0.3e、常温下pH之和为14的酸碱溶液中水的电离程度相同；pH之和为14水解产生酸碱性的溶液中水的电离程度也相同。五、总结１、解答水电离的相关试题时应注意：①运用平衡移动原理来分析水的电离平衡移动—定性判断；②运用溶液中［H+］·［OH-］＝Kw和水电离出的[H+]＝[OH-]掌握相关运算—定量计算。③正确处理矛盾的主要方面与次要方面的关系比如在处理溶液的稀释、电离与水解等关系时一定要抓住主要矛盾。总之分析此类试题时要“定性与定量”、“动态与静态”“主要与次要”相结合掌握好水的电离平衡移动过程的分析和结果的影响。２、关于溶液pH值大小比较的试题解答要素是：①[H+]或[OH-]的大小及其变化趋势的相对大小。一般说来同浓度溶液的pH值大小顺序