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文檔簡介

水的電離和溶液的酸堿性H2OH++OH一、水的電離電離平衡精密實驗測得，室溫（25oC）下，純水中c(H+)=c(OH)=1.0107mol/L一定溫度下，K恒定、c(H2O)在電離前后近似不變c(H+)

c(OH)=Kc(H2O)Kw=c(H+)

c(OH)1.水的離子積常數(shù)Kw=1014H2OH++OH2.水的電離平衡的影響因素平衡移動方向c(H+)c(OH)α(H2O)Kw加熱加水加酸加堿加Na不移動不變不變不變不變不變不變不變（1）加熱，促進(jìn)水的電離，Kw變大（2）加酸或加堿，抑制水的電離，Kw不變（3）任一水溶液，一定溫度下Kw為定值，

室溫下這一數(shù)值為1014【小結(jié)】例：常溫下，0.05mol/L的H2SO4溶液中，c(OH)=

，水電離出的c(H+)=

。Kw=c(H+)

c(OH)=[c(H+)水+c(H+)酸]

c(OH)水c(H+)酸

c(OH)水c(OH)=c(OH)水=Kw/c(H+)酸

=1.01013mol/Lc(H+)水=c(OH)水=1.01013mol/L【小結(jié)】酸溶液中的H+

和OHH+OH全部由水電離產(chǎn)生酸電離出的H+水電離出的H+主要矛盾次要矛盾矛盾的主要方面矛盾的次要方面（可忽略）（不可忽略）45oC時，c(H+)=c(OH)=

2.0107mol/LpH=lgc(H+)=7lg26.7100oC時，c(H+)=c(OH)=

1.0106mol/LpH=6此時的水顯酸性嗎？二、溶液的酸堿性在任何情況下：c(H+)

=c(OH)1.酸堿性的判斷中性c(H+)

>c(OH)酸性c(H+)

<c(OH)堿性酸堿指示劑2.酸堿性的測定pH試紙pH計定量定性粗略方法精確方法3.酸堿性的計算pH=lgc(H+)優(yōu)點：便于比較酸性強(qiáng)弱缺點：濃度范圍有限

隨著pH的增大，c(H+)降低【例】判斷下列條件下溶液pH的變化（1）將pH=4的鹽酸稀釋100倍（2）將pH=4的鹽酸稀釋1000倍（3）將pH=4的醋酸稀釋100倍（4）將pH=11的NaOH溶液稀釋1000倍（5）將pH=11的NH3H2O溶液稀釋1000倍

酸算酸、堿算堿、無限稀釋不越界6接近7，小于7小于68大于8【例】判斷下列條件下溶液pH的變化（1）pH=5和pH=3的鹽酸等體積混合（2）pH=11和pH=9的NaOH溶液等體積混合pH相差≥2時：等體積強(qiáng)酸混合后，pH=pH小

+0.3等體積強(qiáng)堿混合后，pH=pH大0.33.310.7【例】判斷下列條件下溶液pH的變化（1）常溫下，pH=4的鹽酸和pH=10

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