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3、溶液酸堿性的表示方法――pH

(1)定義：pH　＝　　　　　 。

(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　　；pH每減小1個單位，c (H+)　　　　　　 。當(dāng)溶液的酸堿性用pH表示時，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，水的電離平衡　 　　　　 ，c (H+)　　 c (OH－)；當(dāng)加堿時，道理也如此，只是c (OH－)　 c (H+)。所以說，溶液酸、堿性的實質(zhì)是溶液中的c (H+)和c(OH－)的相對大小問題。

2、在25℃時，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)，簡稱水的離子積，其表達(dá)式為Kw=　　　　 ，Kw隨溫度升高而　　　　　　 ，因為水的電離是　　　　　 的過程。例如：25℃時，Kw為1×10-14 ，100℃時約為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　 　　　　　　　　　　　　　　　，通常簡寫為　　　　　　　　　　　　　　 。

4．有關(guān)pH的計算

　　 (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)堿溶液稀釋的計算

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

②強(qiáng)堿溶液，pH(稀釋)=pH(原來)-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計算

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

　　 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

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：酸性溶液無限加水稀釋，pH只能接近于7，且仍小于7；堿性溶液無限加水稀釋時，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)

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，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。