33水的电离溶液的pH值VIP免费

33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10-6mol，Kw=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）。1c、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-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...