高中化学选修4专题水溶液的离子平衡汇总

1、高中化学选修4 第三章（水溶液中的离子平衡）专题 基础知识总结第1节 弱电解质的电离电解质：在水溶液或熔融状态下能导电的化合物。非电解质：在水溶液里和熔融状态下都不能导电的化合物。讨论条件：热稳性较差的电解质只讨论它们在水溶液中的电离，易与水反应的电解质只讨论它们在熔融状态下的电离。【注意】（1） 电解质和非电解质都是指化合物，认为除电解质外的物质均是非电解质的说法是错误的。 单质和混合物既不是电解质也不是非电解质。（2） 必须是在水分子的作用下或受热熔化后，本身直接电离出自由移动的离子的化合物才是电解质。 并不是溶于水能导电的化合物都是电解质。如SO3、NH3等溶于水都能导电，但SO3、NH

2、3是非电解质。（3） 只要具备在水溶液或熔融状态下能够导电其中一个条件的化合物即为电解质。（4） 某些离子型氧化物，如Na2O、CaO等，讨论时要注意讨论条件。 虽然溶于水后电离出来的自由离子不是自身电离的，但在熔化时却可以自身电离，且完全电离，故属于强电解质。（5） 电解质不一定在任何状态下都导电，导电物质不一定是电解质； 非电解质不导电，不导电的物质不一定是非电解质。本质：电解质本身电离出自由移动的离子。判断化合物是电解质还是非电解质的方法：主要看该化合物在溶于水或熔化时自身是否电离出阴阳离子：能电离的属电解质，不能电离的属非电解质。水溶液是否能导电，只能是判断是否是电解质的参考因素。酸、

3、碱、盐和离子化的氧化物一般属于电解质。电离方程式的书写规范：（1） 强电解质的电离用等号，弱电解质的电离用可逆号。（2） 多元弱酸分步电离，故需分步书写电离方程式，但第一步是主要的；应使用可逆号。（3） 多元弱碱分步电离，电离方程式不要求分步写；应使用可逆号。（4） 两性氢氧化物双向电离。（5） 在水溶液中，强酸的酸式盐完全电离，弱酸的酸式盐分步电离，第一步只电离出酸式根离子和阳离子。（6） 在熔融状态下，强酸的酸式盐只电离出酸式根离子和阳离子。典型电离方程式（参考化学2必修）：氯化钠：盐酸：氢氧化钠：硫酸钡（熔融态）：氢氧化钙（澄清溶液）：氢氧化钙（浊液、石灰乳）：氢氧化铝（酸式、碱式电离）

4、：氢氧化铁（部分电离）：一水合氨（部分电离）：醋酸（部分电离）：碳酸（分步电离）：磷酸（分步电离）：明矾（复盐）：硫酸氢钠（水溶液中）： 硫酸氢钠（熔融态）：碳酸氢钠（水溶液中）： 碳酸氢钠（熔融态）：强电解质：在水溶液里或熔融状态下能够全部电离的电解质叫强电解质。弱电解质：在水溶液里或熔融状态下不能够全部电离的电解质叫弱电解质。强电解质和弱电解质的根本区别：发生全部电离还是部分电离。强电解质、弱电解质比较表：强电解质弱电解质相同点分类和基本特性都是电解质；都能导电电离条件水溶液中反应焓变H>0不同点定义在水溶液里或熔融状态下能够全部电离的电解质叫强电解质。在水溶液里或熔融状态下不能够全

5、部电离的电解质叫弱电解质。化学键型离子键、强极性键极性键表示方法等号可逆号电离程度特点完全电离部分电离粒子存在的形式只存在电解质电离产生的阴阳离子，不存在电解质分子大量存在电解质分子，少量存在弱电解质电离产生的离子电离过程不可逆，不存在电离平衡可逆，存在电离平衡电解质在水溶液中存在形式水合离子分子、水合离子化合物类型离子化合物及具有强极性键的共价化合物具有非强极性键的共价化合物实例大多数盐（包括可溶性盐和难溶性盐）；强酸；强碱；金属离子化合物弱酸；弱碱；两性氢氧化物；水；极少数盐【注意】（1） 电解质的强弱由物质的内部结构决定，强弱电解质的主要区别是在水溶液中能否完全电离。（2） 电解质的强弱

6、与其溶解度无关。 电解质的强弱与其水溶液的导电能力没有必然联系。强电解质溶液的导电能力不一定强。 溶液导电能力决定因素：自由移动离子浓度的多少（受电解质离子浓度、溶解度影响）、所带电荷的多少 在物质的量浓度相同的情况下，强电解质溶液的导电能力比弱电解质溶液的导电能力强。（3） 电解质的强弱与化学键没有必然联系。含有强极性键的化合物不一定都是强电解质（如HF）。 一般的，强电解质含有离子键或强极性键。 （4） 电解质的强弱与其溶解度无关，对难溶或微溶于水的盐要正确看待，如BaSO4、MgCO3、Ca(OH)2等盐和碱。 虽然溶解度很小，但其溶于水的部分完全电离，因此为强电解质。 某些能溶于水的盐

7、，溶于水的部分只能部分电离，因此为弱电解质。（5） 电解质的电离与有无外加电场无关。中学化学里常见的离子化合物：1. 绝大多数盐：NaCl、Na2S、CaCO3、AgCl2. 强碱：LiOH、NaOH、KOH、Ca(OH)2、Ba(OH)23. 部分金属氧化物、过氧化物：Na2O、Na2O2、K2O、MgO、CaO、BaO、Al2O3判断电解质是弱电解质的实验方法：（1） 从弱电解质的电离特点分析1. 测定浓度与pH的关系例1：配制0.1mol/L的醋酸溶液，测定pH>1。例2：配置相同浓度的盐酸和醋酸，测定两溶液的pH，盐酸的pH小，醋酸的pH大。2. 在相同浓度温度下，与强电解质做导

8、电对比试验。例：配置相同浓度的盐酸和醋酸，取相同体积分别加入烧杯中并并联，接通电源，观察灯泡亮度，插在盐酸中的灯泡亮度大，插在醋酸中的灯泡亮度小。3. 在相同浓度温度下，与同一物质反应比较速率的大小。例：配置浓度相同的盐酸和醋酸溶液，加入纯度、质量都相同的同种锌粉。两溶液与锌反应产生氢气的速率：盐酸醋酸。（2） 从影响弱电解质电离的外界因素分析，利用实验证明其存在电离平衡1. 比较稀释前后溶液pH与稀释倍数的变化关系例：配制pH相同的盐酸和醋酸溶液，取1mL上述盐酸和醋酸溶液分别用蒸馏水稀释相同倍数（如100倍），在测定稀释后溶液的pH，盐酸pH变化大，醋酸pH变化小。2. 加热后测定酸溶液的

9、pH，观察是否变化（加入指示剂，观察颜色变化）,pH基本不变的是强酸，pH变化的是弱酸。3. 加入其对应的可溶性盐固体的方法例：把一定浓度的醋酸溶液分成两等分，其中一份加入醋酸钠固体，然后分别测其pH，加入醋酸钠固体的醋酸溶液pH变大，另一份pH无明显变化。【注意】只要能证明该物质不完全电离，存在电离平衡，既有离子又有分子，则可说明为弱电解质。弱电解质的电离：电离平衡状态的建立： 在一定条件（温度，浓度）下，当溶解的电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合成分子的速率相等时，电离过程就达到平衡状态，称为电离平衡。电离平衡状态的特征：（1）弱：存在于弱电解质的溶液里。（2）等：分子电离成离子的速

10、率等于离子结合成分子的速率。（3）定：达到平衡时，溶液中离子浓度和分子浓度都保持不变（不随时间变化，但不一定相等）。（4）动：电离平衡属于动态平衡：v（离子化）v（分子化）0（5）变：外界条件（温度、浓度、外加试剂等）发生变化时，电离平衡发生移动，在新的条件下重新建立新的平衡。（6）吸：电离平衡一般是吸热的。（7）同：电离平衡建立与反应从哪个方向（正向、逆向、双向）开始进行无关。（参见等效平衡）【注意】电离平衡遵循化学平衡的一般规律，勒夏特列原理同样适用于电离平衡。电离平衡和化学平衡比较：电离平衡化学平衡适用范围弱电解质在水溶液中的平衡可逆反应的平衡举例CH3COOH CH3COO-+H+SO

11、2+O2 SO3平衡状态特点逆弱电解质的可逆电离过程一定条件下的可逆反应等v（离子化）v（分子化）0正反应速率=逆反应速率0定溶液中离子浓度和分子浓度保持不变反应混合物中各组分的浓度保持不变动动态平衡，达到平衡状态时，正过程和逆过程仍在继续。变外界条件发生变化时，平衡发生移动，在新的条件下重新建立新的平衡。同平衡建立与反应从哪个方向开始进行无关。影响电离平衡的因素：（1）内因：由电解质本身的结构决定。共价键极性越弱，电解质越弱，电离程度越小。 常温下绝大多数0.1mol/L弱电解质电离的分子数不超过10。（2）外因： 温度：温度升高，电离平衡向右移动，平衡常数增大，电离程度增大。 原因：电离是

12、吸热的。升高温度，电离平衡向电离方向移动。一般的，加热时不考虑电解质挥发、分解等。 浓度：浓度越大，电离程度越小。 注意：在任何电离平衡中，加水稀释溶液促进电离，电离平衡向电离方向移动，离子浓度减小。 原因：加水时溶液体积的增大程度大于电解质电离出离子的增大程度。 同离子效应：加入含有弱电解质对应离子的物质，电离被抑制，弱电解质的电离平衡向逆反应方向移动。 能反应的物质：加入能与弱电解质电离出的离子反应的物质，弱电解质的电离平衡向正反应方向移动。 酸碱度一般结论：在弱酸的电离平衡中，加碱促进电离，加酸抑制电离。 在弱碱的电离平衡中，加酸促进电离，加碱抑制电离。例：0.1 mol/L CH3CO

13、OH溶液中加入下列物质后的变化 （见专题附表1）电离平衡常数：概念：在一定条件下，弱电解质的达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积与溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数，称为电离平衡常数，简称电离常数。符号：K（弱酸：Ka 弱碱：Kb）表达式：【注意】弱电解质电离常数表达式中的浓度（生成离子的浓度；未电离分子的浓度）均为达到电离平衡后各粒子在溶液中的浓度值。纯液体的浓度是定值，不列入表达式。意义：从电离平衡常数的表达式可以看出，分子越大分母越小，则电离平衡常数越大，即弱电解质的电离程度越大。 因此，电离平衡常数可以衡量弱电解质的相对强弱。 K值越大，电离程度绝大，弱酸的酸性/弱碱

14、的碱性越强。影响因素：（1） 内因：弱电解质的本性：同温度下不同的弱电解质K值相同。（2） 外因： A.是温度的单值函数。电离平衡是一个吸热过程，升高温度电离平衡常数增大。【注意】K随温度而变化，但由于电离过程中热效应较小，温度改变对电离常数影响不大，其数量级一般不变，所以室温范围内可忽略温度对电离常数的影响。 B.其他：与浓度、酸碱度均无关。多元弱酸的电离平衡常数：多元弱酸各级电离平衡常数大小关系：Ka1>>Ka2>>Ka3 ，所以其酸性主要决定于第一步电离。原因：（1） 一级电离出氢离子后，剩下的酸根离子带负电，增加对氢离子的吸引力，使第二个氢离子电离困难。（2）

15、一级电离出的氢离子抑制了二级电离过程。相同条件下弱酸的酸性强弱：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO【注意】H3PO4 > H2PO3- > H2CO3 > HCO3- > HPO3- > CO32- > PO33- 结合质子能力由弱到强，酸性由强到弱应用：计算弱酸溶液中的氢离子浓度；比较弱酸酸性的强弱。弱电解质的电离度：计算式：以一元弱酸HA为例：影响因素：（1） 电离度的大小主要是由弱电解质本身性质决定。在同一条件下，电离度大的弱电解质的电离程度就越大。故电离度可以表示弱电解质的相

16、对强弱。（2） 同一弱电解质的电离度既受温度影响也受浓度影响。 弱电解质浓度越大，电离程度越小。 因此在使用电离度时必须指明温度和浓度，若不指明温度通常认为是25。第2节 水溶液的酸碱性水的电离：基本特点：水是极弱电解质，水分子与水分子之间相互作用引起水的微弱电离，通常只有少数水分子电离。 水的电离是吸热的、可逆的，属于自偶电离。水的电离方程式：精确的实验表明，水是一种极弱的电解质，能够微弱的电离，生成H3O+和OH-H2O+H2O=H3O+OH-通常把上式简写为： H2O=H+OH-【注意】（1） 在25时，纯水中H+浓度和OH-浓度都等于1×10-7mol/L。（2） 由水电离出

17、的H+OH-数目相等。水的电离相关常数：水的电离平衡常数：在一定温度下，K=c(H+)×c(OH-)/c(H2O) 在室温下，1L水的物质的量为55.6mol，这与发生电离的水的物质的量1×10-7mol相比，水的电离部分可以忽略不计。所以电离前后，水的物质的量浓度几乎不变，可以视为常数。因此上式可以写为：K×c(H2O)=c(H+)×c(OH-)=Kw水的离子积：水的电离常数与水的物质的量的积为一新的常数，称为水的离子积常数，简称水的离子积。符号：Kw 单位：mol2/L2性质：（1） 一定温度下是常数，只与温度呈正相关。（2） 升高温度，水的电离程度

18、增大，水的电离平衡向右移动，离子积增大。 降低温度，水的电离程度减小，水的电离平衡向左移动，离子积减小。意义：反映了一定温度下的水和c(H+)和c(OH-)的关系。水的离子积常数揭示了在任何水溶液中均存在水的电离平衡，都有H+和OH-共存，只是相对含量不同而已。并且在稀酸和稀碱溶液中，温度为25时，Kw=1×10-14仍为同一常数。影响因素：水的离子积随温度的变化而变化，不随溶液中离子浓度的改变而改变。 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，水的离子积增大。适用范围：常温下Kw=1×10-14，不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质溶液。【注意】1.

19、 c(H+)和c(OH-)均表示溶液中H+和OH-的总物质的量浓度。2. 离子积常用于c(H+)和c(OH-)的相互换算。影响水电离平衡的因素：（1） 温度：由于水的电离吸热， 升温促进水的电离。水的电离平衡向右移动，电离常数增大，电离度增大，离子浓度增大，离子积增大； 降温抑制水的电离。水的电离平衡向左移动，电离常数减小，电离度减小，离子浓度减小，离子积减小。 但c(H+)和c(OH-)保持相等，因此溶液呈中性。（2） 加入酸或碱：在水中加入酸或碱，即增大c(H+)或c(OH-)，抑制水的电离，平衡向左移动，电离度减小，离子积不变。 水本身电离出的c(H+)或c(OH-)减小，但两者总量仍相

20、等。 加入酸：直接增大c(H+)，可以在水中通入HCl气体，离子积不变，c(OH-)减小。 加入碱：直接增大c(OH-)，可以在水中加入NaOH固体，离子积不变，c(H+)减小。（3） 加入活泼金属：活泼金属与氢离子反应，使水的电离平衡正向移动，水电离的c(OH-)增大。（4） 加入某些盐：存进水的电离，离子积不变。（5） 加入某些氧化物：加入酸性氧化物：溶于水生成酸，酸电离出H+，增大了c(H+)，使水的电离平衡向左移动。 加入碱性氧化物：溶于水生成酸，酸电离出OH-，增大了c(OH-)，使水的电离平衡向左移动。（6） 特殊化合物：某些化合物与水发生反应，如氢化钠，氢负离子与水中的氢离子发生

21、反应，因此平衡向右移动。【结论】（1） 水中加酸或碱抑制水的电离，离子积不变。（2） 升温会促进水的电离，水电离出的c(H+)c(OH-)。常温下水电离出的c(H)、c(OH-)的计算：（1）中性溶液：c(H)c(OH-)1.0×10-7mol/L（2）溶质为酸的溶液：H+来源于酸电离和水电离，而OH-只来源于水。（3）溶质为碱的溶液：OH-来源于酸电离和水电离，H+而只来源于水。（4）水解呈酸性或碱性的盐溶液：H+、OH-均由水电离产生。【说明】（1）离子积不仅适用于纯水，还适用于酸性或碱性溶液。不管哪种溶液均有c(H)水c(OH-)水，Kw=c(H+)×c(OH-)（2

22、）酸溶液中，c(H)水+c(H)酸×c(OH-)水Kw 通常忽略c(H)水 碱溶液中，c(OH-)水+c(OH-)酸×c(H+)水Kw 通常忽略c(OH-)水（4）常温下，c(H)水c(OH-)水1.0×10-7mol/L，水的电离受到了抑制，加酸加碱均有可能； c(H)水c(OH-)水1.0×10-7mol/L，水的电离受到了促进，加活泼金属加能水解的盐均有可能。溶液的酸碱性：取决于溶液中c(H+)和c(OH-)的相对大小。通用方法：中性溶液：c(H+)c(OH-)酸性溶液：c(H+)c(OH-)碱性溶液：c(H+)c(OH-)由于在25的温度下，Kw

23、1×10-14，因此：中性溶液：c(H+)c(OH-)1×10-7 pH7酸性溶液：c(H+)c(OH-) c(H+)1×10-7 pH7碱性溶液：c(H+)c(OH-) c(H+)1×10-7 pH7【注意】（1）溶液的酸碱性是由c(H+)和c(OH-)的相对大小决定的，而不在于c(H+)或c(OH-)绝对数值的大小。（2）溶液中c(H+)越小，c(OH-)越大，溶液酸性越弱，碱性越强； 溶液中c(OH-)越小，c(H+)越大，溶液碱性越弱，酸性越强。（3）用c(H+)和c(OH-)与1×10-14相比较，只适用于25的情况，而c(H+)和c

24、(OH-)相对大小的比较在任何情况下都适用。（4）在酸碱的水溶液中，水电离出的c(H+)和c(OH-)始终相等，有时某一种需要忽略。 但酸中c(OH-)很小，但这完全是由水电离而来，不能忽略； 同样，碱中的c(H+)也不能忽略。升温中性溶液酸性溶液碱性溶液离子浓度相对大小相等相等c(H+)c(OH-)c(H+)c(OH-)c(H+)来源水电离水电离水电离、酸电离水电离c(OH-)来源水电离水电离水电离水电离、碱电离离子积具体算法Kw=c(H+)水×c(OH-)水Kw=c(H+)水×c(OH-)水c(H)水+c(H)酸×c(OH-)水通常忽略c(H)水c(OH-)水

25、+c(OH-)酸×c(H+)水通常忽略c(OH-)水例：水中加入下列物质后相关参数的变化 （见专题附表2）溶液酸碱性的表示方法：pH概念：溶液中氢离子浓度的负对数。定义式：pH=-lgc(H+)意义：pH大小能反映出溶液中氢离子浓度的大小，可以表示溶液酸碱性的强弱。.改变溶液pH的常用方法：pH变化采取的措施pH增大溶解碱性物质碱性溶液中：蒸发溶剂pH减小溶解酸性物质酸性溶液中：蒸发溶剂pH和溶液酸碱性的关系：pH与溶液的酸碱性笔交易及变化趋势：pH溶液的酸碱性pH7溶液呈酸性，pH越小，酸性越强pH7溶液呈中性pH7溶液呈碱性，pH越大，碱性越强判断溶液酸碱性的三种方法：一般252

26、5中性溶液c(H+)c(OH-)c(H+)1×10-7pH7酸性溶液c(H+)c(OH-)c(H+)1×10-7pH7碱性溶液c(H+)c(OH-)c(H+)1×10-7pH7溶液酸碱性与pH值的关系：c(H+)越大，pH值越小，溶液的酸性越强；c(OH-)越大，pH值越大，溶液的碱性越强。【注意】在25时1. pH7，表示溶液呈碱性，pH每增加一个单位，c(OH-)增大10倍。2. pH7，表示溶液呈酸性，pH每减小一个单位，c(H+)增大10倍。pH值的测定方法：（1） 酸碱指示剂（定性测量范围）：只能测溶液的酸碱性，即pH的大致范围，不能测出具体数值。常用的

27、酸碱指示剂及变色范围：指示剂酸碱指示剂的变化范围（pH）及颜色石蕊5.0 红色5.08.0 紫色8.0 蓝色甲基红5.0 红色5.08.0 橙色8.0 黄色甲基橙5.0 红色5.08.0 橙色8.0 黄色酚酞5.0 无色5.08.0 紫色8.0 蓝色（2） pH计（酸度计）（定量精确测量）：精确测量，读数到0.01。（3） pH试纸（定量粗略测量）：pH试纸是由多种有机弱酸和有机弱碱浸泡而成的，本身为姜黄色。遇到酸碱度不同的溶液，可显示14种颜色。可以定性测定气态物质的酸碱性，也可定量测定溶液的酸碱度。pH试纸有广范pH试纸（114之间，间隔为1个pH单位）和精密pH试纸（114之间，间隔为0

28、.5个pH单位）。中学实验测定某种溶液的pH，一般用广范pH试纸，考试以广范pH试纸作答。操作方法：用镊子取一块pH试纸放在干燥的表面皿或干燥的玻璃片中央，用洁净的玻璃棒蘸取待测溶液，滴在pH试纸中央，将变色的试纸与标准比色卡对照，读出pH。读数：若试纸变红则pH7，若试纸变蓝则pH7。 标准比色卡比较确定的c(H+)的大小范围1×10-14，1，pH的大小范围：0,14 当c(H+)不在大小范围内时，pH表示溶液的酸碱性并不简便，应当用AG来表示。测定时主要情况分析：(一)定性测定气态物质的酸碱性气态物质显酸性(或碱性)是说其溶于水后产生，要求使用pH试纸定性测定其酸碱性之前必须将

29、其润湿。如试纸呈红色，则所测气体显酸性，且红色愈深，酸性愈强；如试纸显蓝色，则所测气体显碱性，且蓝色愈深，碱性愈强。(二)定量测定溶液的酸碱度注意1：pH试纸绝不能预先润湿，否则，相当于把待测液稀释，这样测出的pH就有可能产生误差。（1）如待测液是中性溶液，不管其浓度是否相同，pH均为7，则不管pH试纸是否预先润湿，均不会产生误差。（2）如待测液是酸性溶液，pH试纸预先润湿，相当于将原溶液稀释，c(H+)降低，测得pH偏高； 如待测液是碱性溶液，pH试纸预先润湿，相当于将原溶液稀释，c(OH-)降低，测得pH偏低。（3） 对酸溶液或碱溶液而言，pH试纸预先润湿所造成的误差还须从酸或碱的强弱角度

30、去进一步考虑。 现以用预先润湿的pH试纸测溶液的pH为例加以分析。假定所用pH试纸等大，润湿程度一致，测定时向试纸上加酸体积相等，则相当于把两种待测溶液稀释相同倍数，此时强酸升高的幅度大于弱酸 pH升高幅度，最终强酸的pH大于弱酸的pH。即用预先润湿的pH试纸测c(H+)相同的强酸和弱酸的pH，强酸的误差更大。这是因为强酸和强碱是强电解质，在水中完全电离，稀释到原体积的n倍，c(H+)或c(OH-)就降为原来的1/n；弱酸和弱碱是弱电解质，在水中部分电离，稀释促进其电离。稀释到原体积的n倍，c(H+)就降到比原来1/n大的某值。注意2：测定溶液的pH时，不能把pH试纸浸到待测液中。如果测定几种

31、未知溶液的pH，应该用几根洁净的玻璃棒分别蘸取不同的溶液，分别点在小块pH试纸上。如果只用一根玻璃棒，每蘸取一种溶液后，必须将玻璃棒洗净、擦干后再蘸取另一种溶液。注意3：玻璃棒应洁净、干燥。注意4：应在半分钟内观察，时间过长，试纸显示的颜色会改变。有关溶液pH的计算方法：【思路】求溶液的pH，关键是求出c(H+)。【注意】（1） 判断溶液是酸性还是碱性。 如果是酸性溶液，直接求c(H+)；如果是碱性溶液，先求出c(OH-)，再换算为c(H+)进行计算。（2） 判断酸碱溶液是稀还是较浓。 如果是极稀的溶液，水的电离不能忽视；如果是较浓的酸、碱溶液，可忽略水的电离。 pHlgc(H+) pOHlg

32、c(OH-)记忆公式： 酸性：求c(H+)pH 碱性：求c(OH-)c(H+)pH c(H+)×c(OH-)1×10-14（常温） pH+pOH14题型1：单一强酸或强碱pH的计算：溶液类型相关计算强酸（HnA）溶液设c(HnA)=c mol/L，则c(H+)=nc mol/L，pH=-lgc(H+)=-lg(nc)强碱（B(OH)n）溶液设c(B(OH)n)=c mol/L，则c(OH-)=nc mol/L，c(H+)=1.0×10-14 /nc mol/L，pH=-lgc(H+)=14+lg(nc)设c(B(OH)n)=c mol/L，则c(OH-)=nc m

33、ol/L，pOH=-lgc(OH-)，pH=14-pOH题型2：强酸强碱混合后溶液pH的计算：溶液类型相关计算两种强酸混合强酸：c(H)1 c(H)混=(V1×c(H)1+V2×c(H)2)/(V1+V2)强酸：c(H)2 pHpH差2的两种强酸等体积混合，pH=pH小+0.3两种强碱混合强酸：c(OH-)1 c(OH-)混=(V1×c(OH-)1+V2×c(OH-)2)/(V1+V2)强酸：c(OH-)2 c(H)混=Kw/(c(OH-)混)pHpH差2的两种强碱等体积混合，pH=pH大-0.3【注意】应该先利用两种强碱的pH计算出各自的c(OH-)，

34、利用离子积公式计算出c(H)，再求pH；不能直接用两种强碱的pH计算出各自的c(H)再按照混合强酸处理，会发生忽略的对象错误。强酸强碱混合恰好完全反应呈中性pH=7酸过量c(H)混=(V酸×c(H)酸-V碱×c(OH-)碱)/(V酸+V碱)pH碱过量c(OH-)混=(V碱×c(OH-)碱-V酸×c(H+)酸)/(V酸+V碱)c(H)混=Kw/(c(OH-)混)pH【说明】计算时应判断溶液的酸碱性，若为酸性，按c(H+)计算，若为碱性，按c(OH-)计算。原因是在酸性溶液中，OH-来自于水的电离，而稀释或混合过程中，水的电离被破坏，OH-的量不再守恒。H+

35、则考虑酸的电离而忽略水的电离。碱性溶液同理，只能首先计算OH-的变化。酸碱发生中和反应后溶液pH的判断技巧：（1） 酸与碱的pH之和为14，等体积混合 若为强酸与强碱，pH7 常温时 若为强酸与弱碱，pH7 若为弱酸与强碱，pH7规律：pH相当（pH之和为14）谁弱谁过量，谁弱显谁性。原因：酸与碱已电离的H+与OH-恰好中和，谁弱谁的H+或OH-有储备（即物质过量），中和后还能继续电离。（2） 等体积强酸（pH1）与强碱（pH2）混合 若pH1+pH214，则溶液呈中性，pH7 常温时 若pH1+pH214，则溶液呈碱性，pH7 若pH1+pH214，则溶液呈酸性，pH7（3） 强碱（pH1）

36、与强酸（pH2）混合呈中性时，二者的体积关系有如下规律：1. 若pH1+pH214，则V（酸）=V（碱）。2. 若pH1+pH214，则V（酸）：V（碱）=10pH1+pH2-14题型3：酸碱溶液稀释后pH变化：强酸 pH=a弱酸 pH=a强碱 pH=b弱碱 pH=b稀释10n倍pH=a+napHa+npH=b-nb-npHb【说明】（1） 无限稀释7为限度：无论稀释多大倍数，酸溶液不显碱性，碱溶液不显酸性，无限稀释时，溶液pH接近于7。（2） 当酸提供的c(H)很小时，不能忽略水电离出的c(H)。（3） 碱的稀释先求c(OH-)，再转换成c(H)。当碱提供的c(OH-)很小时，不能忽略水电离

37、出的c(OH-)。酸碱稀释图像：酸碱稀释pH轴区间图：pH在生产生活中的应用：生产生活方面应用医疗人体内各种液体都有一定的pH，人体内血液pH：7.357.45，如果超过该范围属于病理现象。当体内的酸碱平衡失调时，血液的pH是诊断疾病的一个重要参数。生活人们洗发时使用的护发素，其主要功能是调节头发的pH，使之达到适合的酸碱度。环保领域酸性和碱性废水处理常常利用酸碱中和反应。农业生产土壤的pH影响植物对不同形态养分的吸收及养分的有效利用，各种作物的生长对土壤的pH范围有一定的要求。科学实验和生产生活溶液pH的控制常常是影响实验结果或产品质量、产量的关键因素工业氯碱工业生产中所用食盐水的pH要控制

38、在12左右，以除去其中的钙离子和镁离子等杂质；在无机盐的生产中，为了分离所含的三价铁离子杂质，常把无机盐溶液的pH调到5左右，此时三价铁离子形成氢氧化铁沉淀而分离析出，其他阳离子保留在溶液中。酸碱中和滴定：定义：利用中和反应，用以知物质的量浓度的酸（或碱）（标准液）来测定未知物质的量浓度的碱（或酸）（待测液）的实验方法。酸碱中和反应的实质： H2O=H+OH-酸碱中和滴定的计量依据和计算：c（酸）×V（酸）×酸的元数c（碱）×V（碱）×碱的元数 c（标）×V（标）c（待）×V（待）特点：简便快捷准确应用：广泛应用于科研和工农业生产。关

39、键：1.准确测定参加反应的两种溶液的体积 2.准确判断中和反应是否恰好完全反应指示剂的选择和滴定终点的判断：（1） 常用的酸碱指示剂及变色范围指示剂酸碱指示剂的变化范围（pH）及颜色石蕊5.0 红色5.08.0 紫色8.0 蓝色甲基红5.0 红色5.08.0 橙色8.0 黄色甲基橙5.0 红色5.08.0 橙色8.0 黄色酚酞5.0 无色5.08.0 紫色8.0 蓝色（2） 指示剂的选择研究酸碱中和反应过程中溶液pH变化：突跃范围：把酸碱恰好中和的最后一滴酸或碱引起溶液pH的突变叫做酸碱中和滴定的突跃范围。指示剂的选择是根据突跃范围：选择指示剂时，一般要求变色明显、灵敏、容易观察。指示剂的变色

40、范围与恰好中和时的pH要吻合。【注意】不选石蕊指示滴定终点，因其pH变色范围宽，颜色不易觉察，误差超过了酸碱中和滴定允许的误差。滴定种类选择的指示剂达滴定终点时颜色变化滴定终点判断标准强酸滴定强碱甲基橙（3.14.4）黄色橙色当指示剂刚好变色，并在半分钟内不复原，即认为已达到滴定终点。酚酞（8.210.0）粉红色无色强碱滴定强酸甲基橙（3.14.4）黄色橙色酚酞（8.210.0）无色粉红色由于尽量选用由浅到深的颜色，强酸滴定强碱一般选用甲基橙做指示剂，强碱滴定强酸一般选用酚酞做指示剂。强酸滴定弱碱甲基橙（完全中和时略显酸性）黄色橙色强碱滴定弱酸酚酞（完全中和时略显碱性）无色粉红色指示剂用量：常

41、用23滴，因指示剂本身也是弱酸或弱碱。若用量过多，会使滴定时酸或碱的消耗量增加。滴定管：分类：酸式滴定管：下端是用于控制液体流量的玻璃活塞，通过转动活塞控制液体流量。 取酸性和强氧化性溶液；不能装碱液、水解呈碱性的盐溶液、氢氟酸。 碱式滴定管：下端是一段橡皮管，橡皮管内有一个比橡皮管内径稍大的的玻璃小球， 通过挤压小球控制液体流量。 取碱性和无氧化性溶液，不能装酸溶液或高锰酸钾等强氧化性物质的溶液。构造：滴定管是一种具有精确刻度、内径均匀的细长玻璃管。（1） 常有25mL、50mL两种规格。（2） 刻度：零刻度在上，满刻度在下，满刻度一下无刻度。1mL分为10格，每小格是0.1mL,， 故可精

42、读到0.1mL，估读到0.01mL。（3） 滴定管的精度比量筒高得多，是有零刻度的计量仪器。滴定管的零刻度在上方，其刻度由上而下逐渐增大。用途：准确量取液体体积，中和滴定实验。仪器：滴定管、锥形瓶、铁架台、滴定管夹、烧杯试剂：待测液、标准液、蒸馏水、自来水滴定准备过程：（1） 仪器的洗涤三洗：水洗蒸馏水洗待装液润洗三次：每个洗涤过程进行3次洗净的标志：滴定管内壁不挂水珠。（2） 查漏酸式滴定管：关闭活塞，向已洗净的滴定管中装上一定体积的水，固定在滴定管夹上直立静置两分钟，观察有无水滴漏下。然后将活塞旋转180°，再静置两分钟，观察有无水滴漏下，如均不漏水，滴定管即可使用。碱式滴定管：

43、放开小球，向已洗净的滴定管中装上一定体积的水，固定在滴定管夹上直立静置两分钟，观察有无水滴漏下。【酸式滴定管漏水处理】取下玻璃活塞，用滤纸或纱布擦干活塞及活塞槽。用手指蘸少量凡士林抹在活塞粗的一端，沿圆周涂一薄层，尤其在孔的近旁，不能涂多。涂活塞另一端的凡士林最好是涂在活塞槽内壁上，涂完以后将话塞插入槽内，插时活塞孔应与滴定管平行。然后转动活塞，从外面观察活塞与活塞槽接触的地方是否呈透明状态，转动是否灵活，并检查活塞是否漏水。如不合要求则需要新涂凡士林。【碱式滴定管漏水处理】将橡皮管中的玻璃珠稍加转动.或略微向上推或向下移动一下，进佯处理后仍然漏水，贝懦要更换玻璃珠或橡皮管（3） 润洗再加入酸

44、碱反应液之前，洁净的酸式滴定管和碱式滴定管还分别用所可盛装的酸或碱溶液润洗23次。润洗方法：从滴定管上口加入35mL所要盛装的酸或碱溶液，倾斜着转动滴定管，是液体润洗全部滴定管内壁，然后一手控制活塞（酸式滴定管轻轻转动活塞，碱式滴定管轻轻挤压小球）另一只手匀速转动滴定管使液体流出，重复3次。（4） 装反应液分别将酸碱反应液加入到酸式滴定管和碱式滴定管中，使液面位于滴定管刻度“0”以上23cm处，并将滴定管垂直固定在滴定管夹上，在滴定管下放一烧杯，调节活塞或轻挤小球使刻度线以下充满液体，并使液面处于某一刻度。【排气泡的方法】酸式滴定管：将酸式滴定管稍稍倾斜,迅速打开活塞,气泡随溶液的流出而被排出

45、。碱式滴定管：使尖嘴向上，并捏住小球后上部的橡皮管，使溶液流出的同时使气泡排出。（5） 调节起始读数：准确读取读数并记录【读数时的注意事项】1. 滴定管余水平实验台面保持垂直。2. 三点成一水平线（眼睛、刻度、凹液面最低处）（6） 在锥形瓶中加入一定体积的待测液【注意】锥形瓶只能用蒸馏水洗，一定不能用待测液润洗，否则结果会偏高。锥形瓶取液时一定要用滴定管，不能用量筒。（7） 滴加指示剂向锥形瓶中滴加23滴指示剂，在锥形瓶底放一张白纸，作用是使滴定终点颜色变化更为明显，开始滴定。【注意】指示剂用量不能过多，因指示剂本身也具有弱酸性或弱碱性，会使滴定中耗液量增大或减小，造成滴定误差。滴定操作：（1） 滴定：记录起始的碱式滴定管内液面读数，左手轻轻挤压碱式滴定管内的玻璃球，右手不断摇动锥形瓶（使溶液在瓶内按顺时针方向不停做圆周运动），当溶液接近无色时，要