3、溶液酸堿性的表示方法――pH

(1)定義：pH�。健　　　　� 。

(2)意義：pH大小能反映出溶液中c (H+)的大小，能表示溶液的酸堿性強(qiáng)弱。

　 常溫下，pH<7溶液呈　　　　 ，pH越小，溶液酸性越　�。籶H每減小1個(gè)單位，c (H+)　　　　　　 。當(dāng)溶液的酸堿性用pH表示時(shí)，其c (H+)的大小范圍一般為

　 　　　　mol/L <c (H+)<　　　mol/L。即14　>　pH　>0。

2、利用c (H+)和c(OH－)的相對(duì)大小判斷溶液的酸堿性：

　 若c (H+)＜c(OH－)，則溶液呈　　　　　 ； 若c (H+)＝c(OH－)，則溶液呈　　　　 ；

　 若c (H+)＞c(OH－)，則溶液呈　　　　　 。

1、在酸、堿溶液中，水的電離平衡被破壞，但H+與OH－的濃度乘積仍是 　　 。當(dāng)加酸時(shí)，水的電離平衡　 　　　　 ，c (H+)　　 c (OH－)；當(dāng)加堿時(shí)，道理也如此，只是c (OH－)　 c (H+)。所以說(shuō)，溶液酸、堿性的實(shí)質(zhì)是溶液中的c (H+)和c(OH－)的相對(duì)大小問(wèn)題。

2、在25℃時(shí)，1 L水的物質(zhì)的量約為　　 mol，其中，只有　　mol H2O電離。

　 水的離子積常數(shù)，簡(jiǎn)稱水的離子積，其表達(dá)式為Kw=　　　　 ，Kw隨溫度升高而　　　　　　 ，因?yàn)樗�的電離是　　　　　 的過(guò)程。例如：25℃時(shí)，Kw為1×10-14 ，100℃時(shí)約為1×10-12。水的離子積不僅適用于純水，也適用于其他水溶液。不論是純水還是稀溶液，只要　　　 不變，Kw就不變。

1、水是一種　　 　　的電解質(zhì)，它能微弱電離生成　　　 和　　　　　 ，其電離方程式為　 　　　　　　　　　　　　　　　，通常簡(jiǎn)寫(xiě)為　　　　　　　　　　　　　　 。

4．有關(guān)pH的計(jì)算

　　 (1)酸溶液中，c(H+)酸c(H+)水≈KW；堿溶液中，c(OH-)堿c(OH-)水≈KW。

　　 (2)強(qiáng)堿、強(qiáng)堿溶液稀釋的計(jì)算

①?gòu)?qiáng)酸溶液，pH(稀釋)=pH(原來(lái))+lg n(n為稀釋的倍數(shù))

②強(qiáng)堿溶液，pH(稀釋)=pH(原來(lái))-lg n(n為稀釋的倍數(shù))

(3)強(qiáng)酸、強(qiáng)堿溶液兩兩等體積混合后溶液的pH計(jì)算

表5-3　 強(qiáng)酸、強(qiáng)堿溶液兩兩等體積混合時(shí)pH的計(jì)算

　　 注意：酸堿溶液的pH之差必須≥2，否則誤差較大。

　　 　*(4)pH、c、的關(guān)系

　　 ①一元弱酸溶液中，pH=-lg c(H+)=-lg(c)

②一元弱堿溶液中，pOH=-lg c(OH-)=-lg(c)，pH=14-POH

注意：*部分為新教材中不作要求的部分。

水的電離和溶液的pH基礎(chǔ)知識(shí)

3．改變?nèi)芤簆H的常用方法

表5-2　 改變?nèi)芤簆H的方法

　　 注意：酸性溶液無(wú)限加水稀釋，pH只能接近于7，且仍小于7；堿性溶液無(wú)限加水稀釋時(shí)，pH只能接近于7，且仍大于7。

2．pH與溶液酸堿性的關(guān)系(25℃時(shí))

表5-1　 pH與溶液的酸堿性

1．定義

　　 pH= -lg c(H+)，廣泛pH的范圍為0-14。

注意：當(dāng)溶液中c(H+)或c(OH-)大于1mol時(shí)，不用pH表示溶液的酸堿性。

2．性質(zhì)

(1)在稀溶液中，KW只受溫度影響，而與溶液的酸堿性和濃度大小無(wú)關(guān)。

(2)在其它條件一定的情況下，溫度升高，KW增大，反之則減小。