水 的 电 离(一)水的电离1. 水是极弱的电解质.存在极弱的电离 H 2O ＋H 2O H 3O ＋＋OH － 简写为 H 2O H ＋＋OH －25℃ 1 L H 2O181000 ＝ 55.6(mol)中有10－7mol 发生电离 H 2O H ＋ ＋ OH － 起始(mol) 55.6 0 0 电离(mol) 10－7 10－7 10－7 平衡(mol)55.6－10－7 10－7 10－725℃.[H ＋]·[OH －]＝10－7·10－7＝10－14＝Kw 称作水的离子积常数.2.温度升高,Kw 增大.水的电离为吸热过程,所以当温度升高时,水的电离度增大,Kw 也增大.例如100℃,1 L H 2O 有10－6mol 电离.此时水的离子积常数为 Kw ＝10－6·10－6＝10－12.常温下,Kw ＝10－143. 在中性、酸性、碱性稀溶液中Kw 的讨论.凡是在水溶液中,都存在着水的电离平衡.H 2O H ＋＋OH －, H ＋和OH －总是同时存在的.(1)中性溶液中,Kw ＝[H ＋]·[OH －]＝10－7·10－7＝10－14(2)酸性溶液中, 由于[H ＋]增大, 水的电离平衡逆向移动, [OH －]减小, 但Kw ＝[H ＋]· [OH －]＝10－14.(3)碱性溶液中, 由于[OH －]增大, 水的电离平衡逆向移动.[H ＋]减小, 但Kw ＝[H ＋]· [OH －]＝10－14.结论:常温下,[H ＋]·[OH －]＝10－14＝Kw,适于纯水,中性、酸性、碱性稀溶液.4. 根据Kw 计算溶液中的[H ＋]或[OH －]由于水电离出来的H ＋或OH －很少,所以在酸(或碱)溶液中,一般就以酸(或碱)的浓度计算出[H ＋]或([OH －]),然后根据Kw 再计算溶液中的[OH －](或[H ＋])(1)酸溶液:强酸 [H ＋] 弱酸 [H ＋]＝C α (2)碱溶液 强碱 [OH －] 弱碱 －]＝C α(二)溶液的酸碱性和pH 值完全电离 部分电离 ]H [Kw + ＝[OH －] 完全电离 部分电离 ]OH [Kw - ＝[H ＋].1. 溶液的pH 值－lg[H ＋] ＝ pH. [H ＋] ＝ 10－pH2. 溶液的酸碱性与pH 值关系 (1)纯水和中性溶液 [H ＋] ＝ 10－7mol/l.pH ＝ －lg10－7 ＝ －(－7)＝ 7 (2)酸性溶液 例如 0.01mol/l 盐酸 [H ＋] ＝ 10－2mol/lpH ＝ －lg10－2 ＝ －(－2) ＝ 2(3)碱性溶液 例如 0.01mol/l 烧碱溶液 [OH －] ＝ 10－2mol/l[H ＋] ＝2141010-- ＝ 10－12mol/lpH ＝ －lg10－12 ＝123．pH 值取值围与[H ＋]对照关系[H ＋]:100 10－1 10－2 10－3 10－4 10－5 10－6 10－7 10－8 10－9 10－10 10－11 10－12 10－13 10－14pH 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14(1)pH ＜7 溶液酸性,pH ＝7 溶液中性,pH ＞7 溶液碱性.(2)pH 增大1,[H ＋]减小10倍,[OH －]增大10倍;pH 减小1,[H ＋]增大10倍,[OH －]减小10倍.(3)当[H ＋]＞1,pH ＜0或[H ＋]＜10－14,pH ＞14直接用物质的量浓度而不用PH 值表示.4. 溶液的酸、碱性、PH 值与离子积常数小结. (三)pH 值的计算1. 基本计算公式C: 一元酸(碱)的物质的量浓度[H ＋]、[OH －]: 溶液中的H ＋浓度、OH －的浓度 α: 弱酸或弱碱的电离度强酸: C [H ＋] pH全部电离 －lg[H ＋] 10－PH溶液酸碱性 酸性增强 中性 碱性增强C [OH －] [H ＋] pHC [H ＋] pH弱碱 C [OH －] [H ＋] pH(四)酸碱指示剂2. pH 试纸的使用把待测试液滴在pH 试纸上,试纸所显示的颜色与标准比色板(pH 值1～14)相比,确定溶液的pH 值.3. pH 计可精确测定溶液的pH 值三、重点、难点剖析有关pH 值及其计算是本节难点 (一)有关pH 值的问与答1. 为什么要引进pH 值概念?答:当[H ＋]很小时,用物质的量浓度表示溶液的酸碱性很不方便. 2. 什么是溶液的pH 值?答:采用[H ＋]的负对数表示溶液酸碱性的强弱,叫做溶液的pH 值.pH ＝－lg[H ＋] 3. 溶液的酸碱性与PH 值有什么关系?答:常温下纯水和中性溶液中[H ＋]＝10－7mol/l,因此,当pH ＝7为中性;pH ＜7为酸性,pH 值越小,溶液酸性越强;pH ＞7为碱性,pH 值越大,溶液碱性越强.4. 是否对任意浓度的[H ＋]或[OH －]用pH 值表示溶液的酸碱性均方便?答:pH 值一般是用来表示稀的酸性、碱性和中性溶液的酸碱性的.当pH 值小于0时,一般直接用H ＋物质的量浓度表示酸性强弱较为方便;当pH 值大于14时,一般直接用OH －物质的量浓度表示其碱性强弱较为方便.5. pH 值小于7,溶液一定为酸性吗?答:由于水的电离受到温度的影响,故不能简单地认为pH ＜7时,溶液一定是酸性.例如100℃时,Kw ＝10－12,pH ＝6为中性.则pH ＜6才是酸性.全部电离 部分电离 ]OH[Kw - αC部分电离 αC]OH [Kw- α+]H [ α-]OH [强碱 弱酸若不注明温度,一般认为是常温(25℃)就以pH ＜6溶液为酸性.6. 用试纸检验气体的酸碱性必须先将试纸湿润,那么检验溶液的pH 值是否也须将PH 试纸湿润呢?答:用pH 试纸来测定溶液的pH 值是定量测定其酸碱度.可用洁净的干玻璃棒直接蘸取少许待测液,滴在pH 试纸上,将试纸显示的颜色随即与标准比色板对照.注意不能将试纸先用水湿润或用湿玻璃棒,这样相当于将溶液稀释了,导致测定的pH 值不准确.(二)有关pH 值的计算1. 强碱、强碱溶液的pH 值: (1)酸:先求出[H ＋],pH ＝－lg[H ＋]碱:必先求出[OH －],再利用Kw 求出[H ＋],即[H ＋]＝]OH [Kw-,再求其PH 值.(2)对于碱性溶液求pH 值,可先求出POH,即POH ＝－lg[OH －], ∵ 常温下[H ＋]·[OH －]＝10－14,∴ －lg[H ＋]－lg[OH －]＝14. ∴ pH ＝14－POH,这样计算pH 值较为简便.例1 0℃ Ca(OH)2溶解度为0.185g,假设饱和溶液ρ＝1g/cm 3,水的离子积Kw ＝10－14,求此溶液pH 值.解 C 2)OH (Ca ＝100010074185.0＝0.025 mol/L[OH －]＝0.025×2＝0.05 mol/LPOH ＝－lg0.05＝2－lg5＝2－0.7＝1.3 pH ＝14－1.3＝12.7.2. 弱酸、弱碱溶液的PH 值:利用电离度求出弱酸的[H ＋] 即[H ＋]＝C α或弱碱的[OH －].即[OH －]＝C α,再求其pH 值例2 25℃时,0.1mol/L 某弱酸电离度为1％,求此溶液的PH 值. 解 [H ＋]＝C α＝0.1×1％＝10－3mol/L pH ＝－lg10－3＝－(－3)＝33. 强酸、强碱溶液稀释后的PH 值. (1)酸:以稀释后[H ＋]变化计算碱:以稀释后[OH －]变化计算,再求[H ＋].(2)强酸稀释10n 倍,pH 值增大n 个单位,强碱稀释10n 倍,pH 值减少n 个单位. (3)高度稀释以酸溶液为例:溶液中H ＋不仅来自酸的电离,还来自水的电离平衡.一般情况下,酸电离出的[H ＋]要比水电离出的[H ＋]大得多,水的电离可忽略不计.但是,当稀释的倍数很大,酸电离出的[H ＋]或碱电离出的[OH －]接近或小于水电离出的[H ＋]或[OH －]时,就应当考虑水的电离.由此得如下结论:酸:pH 值接近于7但小于7.碱:pH 值接近于7但大于7.例3 ① pH ＝13的NaOH 溶液稀释100倍后.pH ＝_____. 解 POH ＝－lg[OH －]稀释＝－lg10－1·10－2＝－lg10－3＝3 pH ＝14－3＝11 常见错误：pH ＝－lg[H ＋]稀释＝－lg10－13·10－2＝15分析 越稀释，碱溶液的pH 值越大，显然不合理.在强碱溶液中，[OH －]随稀释时体积的变化而变化是决定pH 值的主要因素.而[H ＋]是水电离产生，其电离平衡在稀释时发生移动.②将pH ＝5的盐酸溶液稀释1000倍后，溶液的pH 值接近但小于7. 见3③关于高度稀释问题的分析. 常见错误:[H ＋]＝1×10－5·10－3＝10－8mol/L pH ＝－lg10－8＝8照此结果,酸溶液稀释成了碱溶液,不可能.例4 100 mol 水PH 值由7变为4,应加入0.1mol 盐酸多少ml?(精确至0.1)解析 本题实为盐酸的稀释,应有稀释前后盐酸中H ＋物质的量不变.(稀溶液ρ≈1g/cm 3).设:应加0.1mol 盐酸xml. 0.1x ·1＝(100＋x)·1·10－4x ＝0.1mL4. 两强酸稀溶液混合后及两强碱稀溶液混合后溶液的PH 值 ① 混合后总体积可近似看作两者体积之和.酸:先算出混合后溶液的[H ＋].再求PH 值. 碱:先算出混合后溶液的[OH －]② 混和前后酸溶液的H ＋物质的量不变 [H ＋]1V 1＋[H ＋]2V 2＝[H ＋]混合·(V 1＋V 2) 混和前后碱溶液的OH －物质的量不变[OH －]1V 1＋[OH －]2V 2＝[OH －]混和·(V 1＋V 2) 注意不可以:pH 1＋pH 2＝pH 3例5 计算下列混合溶液的PH 值① pH ＝2和pH ＝5的两盐酸等体积混合.② pH ＝8和pH ＝13的两氢氧化钠溶液等体积混合. 解① 设两溶液体积均为vL.[H ＋]混合＝V2V 10V 1052⋅+⋅--＝5×10－3mol/L.pH ＝－lg[H ＋]混合＝－lg(5×10－3)＝2.3解② pH ＝8的碱溶液中[OH －]＝10－6mol/L.pH ＝13的碱溶液中[OH －]＝10－1mol/L..[OH －]混合＝V2V10V 1016⋅+⋅--＝5×10－2mol/L.POH ＝－lg[OH －]混合＝－lg(5×10－2)＝1.3pH ＝14－POH ＝14－1.3＝12.7 常见错误:[H ＋]混合＝V2V10V 10138--+＝21×10－8mol/L.pH ＝－lg(－21×10－8)＝8.3. 再次提醒:两强碱溶液混合,应先计算[OH －]混合. 由例5得如下小结:若碱有剩余,应先计算剩余的[OH －],再求pH 值.例6 pH ＝1的盐酸50ml 和pH ＝13的NaOH 溶液49mL 混合后.求PH 值. 解 pH ＝1 [H ＋]＝0.1mol/L,pH ＝13 [OH －]＝0.1mol/L H ＋ ＋ OH － ＝ H 2O50×0.1 49×0.1 酸过量 [H ＋]余＝4950)4950(1.0+-＝10－3mol/L.pH ＝3例7 pH ＝3的强酸与pH ＝12的强碱溶液混和后,溶液pH ＝10,则强酸与强碱溶液的体积比为______解 设酸、碱溶液体积各为x 、y,已知pH ＝10,碱过量.[OH －]余＝10－4＝yx y 10x 1032+⋅-⋅--10－2y －10－4y ＝10－3x ＋10－4x. y x＝ 434210101010------＝33101.1109.9--⨯⨯9. ＝1四、典型例题例8 (1)有A 、B 两种溶液,PH 值各为1.8与4.8,则A 的[H ＋]是B 的[H ＋]的_______倍.解析BA ]H []H [++＝8.48.11010--＝103＝1000(2)某温度下,纯水中的[H ＋]＝2×10－7mol/l,则此时[OH －]＝2×10－7mol/L.若温度不变, 滴入稀硫酸使[H ＋]＝5×10－6mol/L, 则[OH －]＝8×10－9mol/L, 由水电离出[H ＋]为8×10－9mol/L.该纯水的PH 值 ＜ 7.(填＞、＜、＝)解析纯水中 H 2O H ＋ ＋ OH － mol/L 2×10－7 2×10－7加酸后,水的电离平衡逆向移动,使[OH －]减小,可由Kw 、[H ＋]求出[OH －],此温度下Kw 值为2×10－7×2×10－7＝4×10－14[OH －]＝614105104--⨯⨯＝8×10－9mol/L.由水电离出的[H ＋]＝[OH －]＝8×10－9mol/L 该温度下,pH ＝－lg2×10－7＝7－lg2＜7.例9 25℃时,等体积H 2SO 4溶液和NaOH 溶液混合后,溶液呈碱性.则混合前H 2SO 4溶液的pH 值和NaOH 溶液的pH 值之间应满足的关系是A. pH 酸＋pH 碱＞14B. pH 酸＋pH 碱＜13C. pH 酸＋pH 碱＝14D. pH 酸＋pH 碱＝13 解析 本题选项A.假定H 2SO 4与NaOH 恰好中和,溶液呈中性,设H 2SO 4溶液PH ＝x,NaOH 溶液PH ＝y.体积均为V,则酸溶液的[H ＋]＝10－x mol/L,碱溶液的[OH －]＝10－(14－y).[H ＋]酸·V ＝[OH －]碱·V 10－x ＝10－(14－y) －x ＝－14＋y x ＋y ＝14.但溶液呈碱性,即pH 碱＞y ∴ pH 酸＋pH 碱＞14.例10 某地酸雨经检测除H ＋和OH －外, 还有[Na ＋]＝7×10－6、 [Cl －]＝3.5×10－5、[NH 4＋]＝2.3×10－5、[SO 42－]＝2.5×10－6(单位均mol/L).则该酸雨的PH 值是A. 3B. 4C. 5D. 6 解析 本题选项C.在电解质溶液中,阳离子所带正电荷总和一定等于阴离子所带负电荷总和.即电荷平衡原理,则有阳离子物质的量×阴离子的电荷数＝阴离子物质的量×阴离子的电荷数.由题意,得 [Na ＋]＋[NH 4＋]＋[H ＋]＝[Cl －]＋2[SO 42－]＋[OH －]将题中数据代入 得 7×10－6＋2.3×10－5＋[H ＋]＝3.5×10－5＋2×2.5×10－6＋[OH －] [H ＋]＝1×10－5＋[OH －]∵ 酸雨中,[OH －]＜10－7mol/L,[OH －]忽略不计. ∴ [H ＋]＝10－5mol/l. pH ＝5例11 氢氧化钠溶液和氨水的PH 值均为12,且体积相同.下列叙述正确的是 A. 温度升高10℃,两者的PH 值仍相等.B. 温度不变,分别加水稀释100倍,PH 值都变为10C. 各加入同浓度的盐酸,使酸碱恰好中和,两者消耗的盐酸体积相同.D. 分别加入足量的FeCl 3溶液,前者产生的沉淀比后者少. 解析 本题选项D. A. NaOH 是强电解质、NH 3·H 2O 是弱电解质,温度升高.NH 3·H 2O 电离度增大,其[OH －]＝C α也增大,故氨水PH 值较大.B. 均加水稀释100倍,使[OH －]减小,但随着溶液变稀,NH 3·H 2O 电离度增大.故氨水PH 值虽减小,但大于10.C. NaOH 和NH 3·H 2O 与HCl 的中和能力是比较它们物质的量的大小.因为C OH NH 23⋅＝α-]OH [,α＜1.可知同PH 值、同体积的两种碱溶液中,NH 3·H 2O 物质的量大于NaOH 物质的量,故氨水消耗的盐酸体积大.D. 同C 项,由于NaOH 物质的量小于NH 3·H 2O 物质的量.所以NaOH 与FeCl 3生成的Fe(OH)3沉淀少.例12 某溶液中若滴入甲基橙变为黄色,若滴入石蕊显红色.若滴入酚酞不变色,求该溶液PH 值围.练习一、选择题(每小题有1至2个正确选项)1. 将pH＝10和pH＝13的两强碱溶液等体积混合,混合溶液的PH值是( )A. 10.3B. 11.5C. 12.7D. 13.32. 把99.5ml 0.2mol/L NaOH溶液加到100.5mL 0.1mol/L H2SO4溶液中,所得溶液pH值是( )A. 3B. 3.3C. 4D. 2.73. 将pH＝3的某未知酸溶液稀释100倍,所得溶液的pH值( )A. 等于5B. 大于5C. 小于5D. 等于5或小于54. 将pH值为8的NaOH溶液与pH值为10的NaOH溶液等体积混合后,溶液中[H ＋]最接近于( )A. (10－8＋10－10)/2 mol/LB. 2×10－10 mol/LC. (10－8＋10－10) mol/LD. (1×10－14－5×10－5) mol/L5. 健康的人的血液pH值为7.35～7.45,患某种疾病的人血液的pH值可暂降至6.0,则此时血液中氢离子溶度为健康人的( )A. 1.35～1.45倍B. 101.35～101.45倍C. 106倍D. 100倍6. 下列溶液中酸性最强的是( )＝10－141(V)的关系是( )＋]的( )D. 1010倍2溶液混合,再加水稀释至1升,取10mL滴入甲基橙试剂,溶液所呈的颜色是( )A. 蓝色B. 红色C. 橙色D. 黄色10.重水(D2O)在某温度时的离子积常数Kw＝1.6×10－15,下列有关POD(即－lg[D＋])叙述正确的是( )A. 该温度下D2O的PD是7.0B. 该温度下1L D2O中溶解0.01mol NaOD时,PD是12C. 将50ml 0.2mol/l的NaOD重水溶液加到100ml 0.25mol/l DCl重水溶液中,反应后PD＝1.0.D. 该温度下1升D2O中溶解0.01mol DCl时,PD＝2.011.中和相同体积,相同pH值的H2SO4、HCl、CH3COOH三种稀溶液时,用去同种浓度的NaOH溶液的体积依次为V1、V2、V3,则V1、V2、V3的大小关系正确的是( )A. V1＝V2＝V3B. V1＝V2＜V3C. V1＝V2＞V3D. V1＜V2＜V312.有两瓶pH＝2的酸溶液,一瓶是强酸、一瓶是弱酸,可用于鉴别的一组试剂是( )A. 石蕊试液和水B. 酚酞试液和水C. pH试纸和水D. 石蕊试液和酚酞试液13.向稀硫酸溶液中逐渐通入氨气,当溶液中[NH4＋]＝2[SO42－]时,溶液的pH值( )A. 大于7B. 小于7C. 等于7D. 无法判断14.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. 14:13:2:315.25℃时一某溶液中由水电离出的[H＋]＝1×10－12mol/L,向该溶液中滴入几滴甲基橙试液后,溶液的颜色可能变为( )A. 橙色B. 红色C. 蓝色D. 黄色16.在一定温度下,某酸溶液中水的电离度与某碱溶液中水的电离度相等.两者等体积混合后,溶液的pH值( )A. 大于7B. 小于7C. 等于7D. 无法确定17.pH值相同的醋酸和盐酸溶液,分别用蒸馏水稀释至原体积的m倍和n倍.稀释后两溶液的pH值仍相同.则m和n的关系是( )A. m＝nB. m＞nC. m＜nD. 无法确定18.在25℃时,若10体积的某强酸溶液与1体积的某强碱溶液混合后呈中性,则混合之前,该强酸的pH值x与强碱的pH值y之间应满足的关系是( )A. x＋y＝14B. x＋y＝15C. x＋y＝10－14D. x＋y＝13二、计算19.有硫酸和盐酸的混合液20毫升,在这溶液中加入0.025摩/升的Ba(OH)2溶液时,生成硫酸钡的量和溶液的pH值得到如图所示结果,问:(1)最初混合溶液中硫酸和盐酸的摩尔浓度各为多少?(2)在A点溶液的pH值是多少?(3)在B点溶液的pH值是多少?答案与提示一、1. C 2. A 3. D 4. B 5. B 6. B 7. B 8. D 9. C10.CD 11.B 12.C 13.C 14.A 15.BD 16.D 17.B18.B二、19.(1)C 42SO H ＝0.025mol/l C HCl ＝0.1mol/l(2)1.3 (3)1.8[提示]一、13.本题中(NH 4)2SO 4发生了水解,但据题意只需从电荷平衡出发∵ [NH 4＋]＋[H ＋]＝2[SO 42－]＋[OH －] 又知 [NH 4＋]＝2[SO 42－]∴ [H ＋]＝[OH －] 也就是PH ＝715.水电离的[H ＋]＝10－12mol/L,溶液可能为酸式碱.酸[H ＋]＝10－2mol/L,使甲基橙试液变红色,碱[OH －]＝10－2mol/L,使甲基橙试液变黄色.二、19.解 (1)加Ba(OH)2 20ml 时,H 2SO 4与Ba(OH)2恰好完全反应 0.025×20＝C 42SO H ·20.C 42SO H ＝0.025mol/l当加入Ba(OH)2 60ml 时,H ＋与OH －恰好中和.20×0.025×2＋20·C HCl ＝0.025×60×2.C HCl ＝0.1mol/l(2)A 点:加Ba(OH)2 20ml,此时酸过量,且恰好Ba(OH)2＋H 2SO 4＝BaSO 4↓＋2H 2O,溶液中只有HCl.[H ＋]＝2020201.0+⨯＝0.05. PH ＝1.3 B 点加Ba(OH)2 40ml.H ＋过量.可看作Ba(OH)2 20ml 已与H 2SO 4反应,另20ml 与HCl 反应.[H ＋]＝40202025.0)2040(1.020+⨯⨯--⨯＝601,PH ＝－lg 601≈1.8.。