水的电离和溶液的pH.doc

水的电离和溶液的pH研究电解质溶液时往往涉及溶液的酸碱性。电解质溶液的酸碱性跟水的电离有着密切的关系。为了从本质上认识溶液的酸碱性就要了解水的电离情况。一、水的电离精确的实验证明水是一种极弱的电解质它能微弱地电离生成H3O+和OH－：H2O+H2OH3O++OH－通常上式也可简写为：H2OH++OH－从纯水的导电实验测得在25℃时1L纯水中只有1×10－7molH2O电离因此纯水中H+浓度和OH－浓度各等于1×10－7mol／L。在一定温度时水跟其他弱电解质一样也有一个电离常数：c（H+）·c（OH－）=K·c（H2O）1LH2O的物质的量为55.6mol这与发生电离的H2O的物质的量1×10－7mol相比水的已电离部分可以忽略不计。所以电离前后H2O的物质的量几乎不变可以看做是个常数。常数乘常数必然为一个新的常数通常我们把它写作Kw因而上式也可写为：c（H+）·c（OH－）=KwKw叫做水的离子积常数简称水的离子积。水的离子积是一个很重要的常数它反映了一定温度下的水中H+浓度和OH－浓度之间的关系。在25℃时水中H+浓度和OH－浓度都是1×10－7mol／L所以Kw=c（H+）·c（OH－）=1×10－7×1×10－7=1×10－14因为水的电离过程是一个吸热过程所以当温度升高时有利于水的电离即水的离子积增大。例如25℃时Kw为1×10－14100℃时Kw约为1×10－12两者相差约100倍。二、溶液的酸碱性和pH在常温时由于水的电离平衡的存在不仅是纯水就是在酸性或碱性的稀溶液里H+浓度和OH－浓度的乘积总是一个常数——1×10－14。在中性溶液里H+浓度和OH－浓度相等都是1×10－7mol／L；在酸性溶液里不是没有OH－而是其中的H+浓度比OH－浓度大；在碱性溶液里也不是没有H+而是其中的OH－浓度比H+浓度大。常温时溶液的酸碱性与c（H+）和c（OH－）的关系可以表示如下：中性溶液c（H+）=c（OH－）=1×10－7mol／L酸性溶液c（H+）＞c（OH－）c（H+）＞1×10－7mol／L碱性溶液c（H+）＜c（OH－）c（H+）＜1×10－7mol／Lc（H+）越大溶液的酸性越强；c（H+）越小溶液的酸性越弱。我们经常要用到一些c（H+）很小的溶液如c（H+）=10－7mol／Lc（H+）=1.34×10－3mol／L等等。用这样的量来表示溶液的酸碱性的强弱很不方便。为此化学上常采用pH来表示溶液酸碱性的强弱：pH=－lg｛c（H+）｝例如纯水的c（H+）=1×10－7mol／L纯水的pH为：pH=－lg｛c（H+）｝=－lg10－7=710－2mol／LHCl溶液中c（H+）=10－2mol／L其pH为：pH=－lg｛c（H+）｝＝－lg10－2=210－2mol／LNaOH溶液中c（OH－）=10－2mol／L其pH为：pH=－lg｛c（H+）｝＝－lg10－12=12在中性溶液中c（H+）=10－7mol／LpH=7；在酸性溶液中c（H+）＞10－7mol／LpH＜7；在碱性溶液中c（H+）＜10－7mol／LpH＞7。溶液的酸性越强其pH越小；溶液的碱性越强其pH越大。c（H+）、pH与溶液酸碱性的关系如图4－8所示。当溶液的c（H+）或c（OH－）大于1mol／L时用pH表示溶液的酸碱性并不简便。例如一些溶液的c（H+）与pH的关系如表4－1所示。表4－1一些溶液的c（H+）与pHc（H+）1mol／L2mol／L4mol／L6mol／LpH0－0.3－0.6－0.78所以当溶液的c（H+）大于1mol／L时一般不用pH来表示溶液的酸碱性而是直接用H+浓度来表示。资料一些食物的近似pH食物pH食物pH食物pH醋2.4～3.4啤酒4.0～5.0卷心菜5.2～5.4李、梅2.8～3.0番茄4.0～4.4白薯5.3～5.6苹果2.9～3.3香蕉4.5～4.7面粉、小麦5.5～6.5草莓3.0～3.5辣椒4.6～5.2马铃薯5.6～6.0柑橘3.0～4.0南瓜4.8～5.2豌豆5.8～6.4桃3.4～3.6甜菜4.9～5.5谷物6.0～6.5杏3.6～4.0胡萝卜4.9～5.3牡蛎6.1～6.6梨3.6～4.0蚕豆5.0～6.0牛奶6.3～6.6葡萄3.5～4.5菠菜5.1～5.7饮用水6.5～8.0果酱3.5～4.0萝卜5.2～5.6虾6.8～7.0资料测定溶液pH的实际意义测定溶液的pH有重要的实际意义。例如在化工生产中许多反应必须在一定pH的溶液中才能进行。对一些氧化还原反应在酸性介质中进行或在碱性介质中进行其产物往往不同。在农业生产中农作物一般适宜在pH等于7或接近7的土壤里生长。在pH小于4的酸性土壤或pH大于8的碱性土壤里农作物一般都难于生长因此需要定期测量土壤的酸碱性。有关部门也需要