水的电离和溶液的PH
1．复习重点
1．通过对水的电离、离子积、pH定义等重要知识和方法迁移应用的练习，提高认知能力；
2．灵活解答水的电离平衡的相关问题；
3．掌握混合溶液pH计算的方法，并能运用数学工具解决一些有关pH计算的综合问题
4．培养学习过程中探究、总结的习惯。
2．难点聚焦
（一）溶液的酸碱性及pH的值
溶液呈的酸碱性何性，取决于溶液中[H ]、[OH-]的相对大小：pH值的大小取决于溶液中的[H ]大小
pH=－lg[H ]，pOH=－lgKw=pKw
溶液酸碱性
[H ]与[OH-]关系
任意湿度
室温（mol/L）
pH值（室温）
酸性
[H ]＞[OH-]
[H ]＞1×10-7
＜7
中性
[H ]=[OH-]
[H ]=[OH-]=1×10-7
=7
碱性
[H ]＜[OH-]
[H ]＞1×与10-7
＞7
（1）酸性越强，pH值越小，碱性越强，pH值越大，pH值减小一个单位，[H ]就增大到原来的10倍，pH值减小n个单位，[H ]的增大到原来的10n倍.
（2）任意水溶液中[H ]≠0，但pH可为0，此时[H ]=1mol/L，一般[H ]＞1mol/L时，pH＜0，故直接用[H ]表示.
（3）判断溶液呈中性的依据为：[H0]= [OH-]或pH=pOH=pKw
只有当室温时，Kw=1×10-14
[H ]=[OH-]=10-7mol/L
溶液呈中性
pH=pOH=pKw=7
分析 原因：H2O H OH－Q
由于水的电离是吸热的，湿度越高，电离程度越大，kw越大.
中性：pH=pOH=pKw
T↗→Kw↗→pH pOH↘
T↘→Kw↘→pH=pOH↗
如：100℃，KW=1×10-12.. pKw=12.
中性时Ph=pKw=6＜7.
图示：不同湿度（T1＞T2）时溶液中[H ]与[OH-]，pH与pOH关系
提示：（①形状 ②T1、T2相对位置）
③简平分钱划分的两个区域酸碱性不同。建议以[H ]、[OH-]=Kw，和pH pOH=pKw两个关系或考虑，并注意湿度不同时Kw的影响。）
（4）溶液pH的测定方法：
①酸碱指示剂 ②pH试纸 ③pH计其中①只传判定pH范围
②pH试纸也只能确定在某个值左右（对照标准比色卡），无法精确到小数点后1倍。另外使用时不能预先润湿试纸。否则相当于又稀释了待测液，测定结果误差大。
③pH计测定较精确.
（二）酸碱溶液的稀释前后pH值的变化。
由于强酸或强碱在水中完全电离，加水稀释后不会有溶质进一步电离，故仅仅是体积增大的因素导致酸溶液中的[H ]或碱溶液中的[OH-]减小.
弱酸或弱碱由于在水中不完全电离，加水稀释同时，能促使其分子进一步电离，故导致相应[H ]或[OH-]减小的幅度降低。
例如 ①等物质的量浓度的盐酸和醋酸，氢氧化钠和氨水分别加水稀释。溶液的pH值变化， 强酸弱酸稀释 强、弱碱稀释
前后 前后
pH=a pH(HCl)=a n＜7 pH=b Ph(NaOH)=b－n＞7
pH(HAC)＜a n＜7 pH(NH3·H2C)＞b－n＞7
△pH(HCl)=n △pH(NaOH)=n
△pH(HAC)＜n △pH(NH3·H2O)＜n
△pH(HCl)＞△pH(HAC) △pH(NaOH)＞△pH(NH3·H2O)
注意：
①酸无论怎样稀释，不可能成为碱性；若无限稀释，则pH只能无限接近7且小于7.
②碱无论怎样稀释，不可能成为酸性；若无限稀释，则pH只能无限接近7且大于7
③当起始强酸、弱酸的pH相同，稀释后为达仍相同，则稀释倍数一定是弱酸大小强酸（强碱、弱碱类同）
（三）有关pH的计算
1．溶液简单混合（不发生反应，忽略混合时体积变化）
强酸：pH=pH小 0.3
若等体积混合，且△pH≥2
强碱：pH=pH大－0.3
若不等体积混合，物质的量浓度 强酸[H ]总=
分别为M1、M2体积分别为 强碱[OH-]总=
V1、V2的一元强酸或强碱
注意：强酸直接由[H ]总求pH值
强碱由[OH-]总求pOH，后再求pH值.
2．强酸和强碱混合（发生中和反应，忽略体积变化）可能情况有三种：
①若酸和碱恰好中和. 即nH =nOH-，pH=7.
②若酸过量，求出过量的[H ]，再求pH值.
③若碱过量，求出过量的[OH-]，求出pOH后求pH值.
特例：若强酸与强碱等体积混合
①若pH酸 pH碱=14，则完全中和pH=7.
②若pH酸 pH碱＞14，则碱过量pH≈pH碱－0.3
③若pH酸 pH碱＜14，则酸过量pH≈pH酸 0.3
讨论：
pH=a的HCl溶液和pH=b的NaOH溶液按体积比V1 ：V2混合.当混合液分别呈中性、酸性、碱性时，且V1 ：V2=10n时，a b分别为多少？
分析 ①呈中性：即pH=7.
nH =nOH-
10-a·V1=10-（14－b）·V2
V1 ：V2=10-14 a b
10n=10a b－14
n=a b－14
a b=14 n
②若呈酸性. 即pH＜7
nH ＞nOH-
10-a·V1＞10-（14－b）·V2
V1 ：V2＞10-14 a b
10n＞10－14 a b
a b＜14 n
③若呈碱性，即pH＞7，同理可知
a b＞14 n
想一想：若V1 ：V2=1 ：10n=10-n，三种情况的结果又如何呢？
3．关于酸、碱混合时的定性判断（常温）
酸与碱混合时发生中和反应，但不一定恰好完呈中和。即使恰好完全中和，也不一定溶液呈中性，由生成的盐能否水解及水解情况而定，另外酸碱的强弱不同，提供反应物的量不同也影响着反应后溶液的性质。一般酸或碱过量化生成的盐水解对溶液的酸碱性影响大。
下面把常见的几种情况分列出来.
①等物质的量浓度的一元弱酸一元强碱溶液等体积混合溶液pH＞7（由生成的强碱弱酸盐水解决定）
②等物质的量浓度的一元强酸与一元弱碱溶液等体积混合后溶液pH＜7（由生成的强酸弱碱盐水解决定）
③等物质的量浓度的一元强酸与强碱溶液等体积混合后溶液pH=7（因生成强酸强碱盐不水解）
想一想：若酸或碱之一是多元，情况又怎样？
④当pH=pOH的强酸与强碱溶液以等体积混合后pH=7（与酸、碱的几元性无尖）
⑤当pH=3的某一元酸溶液与pH=11的一元强碱以等体积混合后pH≤7。（考虑酸有强弱之分，若分弱酸，制反应后酸过量）
⑥当pH=3的某一元强酸pH=11的一元碱溶液的以等体积混合后pH≥7（同理⑤，弱碱过量）
⑦将pH=3的酸溶液和pH=11的碱溶液以等体积混合后溶液pH=无法确定.
再想一想：⑤⑥⑦与酸、碱的几元性有无关系？
