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一、水的電離平衡及影響因素

1、水的電離

1）、水是極弱的電解質(zhì)，也存在著電離平衡：H2O?H++OH-。在一定溫度下，水電離出來的H+和OH-濃度的乘積是一個常數(shù)，稱為水的離子積常數(shù)，用符號KW表示。

2）、有關(guān)KW的兩點說明

a、水的離子積(KW)也適用于稀的電解質(zhì)水溶液，c(H+)和c(OH-)分別代表電解質(zhì)溶液中H+和OH-的總物質(zhì)的量濃度。KW與電解質(zhì)溶液的酸堿性無關(guān)。一般情況下在25 ℃或室溫下，KW約為1.0×10-14；而100 ℃時，KW約為5.5×10-13。

b、在研究水溶液體系中離子的種類時，不要忽略H+、OH-的存在。

2、影響水的電離平衡的因素（水的電離平衡：H2O?H++OH- ）

二、溶液的酸堿性與pH

1、溶液的酸堿性

溶液的酸堿性取決于溶液中c(H+)和c(OH-)的相對大小。

1）、c(H+)>c(OH-)，溶液呈酸性；

2）、c(H+)=c(OH-)，溶液呈中性；

3）、c(H+)<c(OH-)，溶液呈堿性。

三、酸堿中和滴定

1、酸堿中和滴定目的：是利用中和反應，用已知濃度的酸(或堿)來測定未知堿(或酸)的濃度。

2、實驗用品

1）、試劑：標準液、待測液、指示劑、蒸餾水。

2）、主要儀器：酸式滴定管(如圖A)、堿式滴定管(如圖B)、滴定管夾、鐵架臺、燒杯、錐形瓶。

3）、滴定管使用注意事項

a、“0”刻度在上，精確度為0.01 mL。

b、盛裝酸性、氧化性試劑一般用酸式滴定管，因為酸性、氧化性物質(zhì)易腐蝕或氧化橡膠；盛裝堿性試劑一般用堿式滴定管，因為堿性物質(zhì)易腐蝕玻璃，致使活塞無法打開。

3、實驗操作

1）、滴定前的準備

a、滴定管：查漏→水洗→潤洗→裝液→排氣泡→調(diào)液面→記錄。

b、錐形瓶：注待測液→水洗→加指示劑。

2）、滴定過程

左手控制活塞或玻璃球，右手搖動錐形瓶，眼睛注視錐形瓶內(nèi)溶液顏色變化。

3）、終點判斷

滴入最后一滴標準液，指示劑變色，且在半分鐘內(nèi)不恢復為原來的顏色，視為滴定終點，記錄標準液的體積。

4）、數(shù)據(jù)處理

重復滴定操作2~3次，求出用去標準溶液的體積的平均值，根據(jù)下面的公式計算。

c(待測)=γ×（γ：酸堿反應的比例系數(shù)）

4、酸堿中和滴定誤差分析

以標準酸溶液滴定未知濃度的堿溶液(酚酞作指示劑)為例，常見的因操作不正確而引起的誤差有:

四、水電離出的c(H+)[或c(OH-)]的計算

在水溶液中c(H+)水和c(OH-)水始終是相等的。在酸溶液中，酸電離出的H+對水的電離有抑制作用，使水的電離程度降低，此時水電離出的c(H+)水可通過KW求出：

KW = c(H+)總·c(OH-) = [ c(H+)水 + c(H+)酸 ]·c(OH-)

通常c(H+)酸 ? c(H+)水，c(H+)總 ≈ c(H+)酸，故上述式子可簡化為：

KW = c(H+)酸 ·c(OH-)，c(OH-)=。

在酸溶液中，c(H+)水等于溶液中的c(OH-)，所以c(H+)水=。

利用相同的原理我們也可以得出在堿溶液中，c(OH-)水=。

在能夠發(fā)生水解的鹽溶液中，通常溶液中的H+(或OH-)完全來自于水的電離。

例：常溫下，pH=9的CH3COONa溶液，溶液中的c(OH-)=10-5 mol·L-1，此時水電離出的c(H+)也等于10-5 mol·L-1，只不過大部分被CH3COO-結(jié)合生成了CH3COOH，存在于溶液中的H+的濃度僅為10-9 mol·L-1。

五、酸、堿溶液稀釋時pH的變化規(guī)律及pH計算

1、酸、堿溶液稀釋時pH的變化規(guī)律(25 ℃)

1）、強酸、強堿的稀釋：在稀釋時，當它們的濃度大于10-5 mol·L-1時，不考慮水的電離；當它們的濃度小于10-5 mol·L-1時，應考慮水的電離。

例：

pH=6的鹽酸稀釋至原體積的100倍，稀釋后pH≈7(不能大于7)；

pH=8的NaOH溶液稀釋至原體積的100倍，稀釋后pH≈7(不能小于7)；

pH=3的鹽酸稀釋至原體積的100倍，稀釋后pH=5；

pH=10的NaOH溶液稀釋至原體積的100倍，稀釋后pH=8。

pH=a的強酸稀釋至原體積的10b倍，稀釋后pH=a+b<7；

pH=a的強堿稀釋至原體積的10b倍，稀釋后pH=a-b>7；

2）、弱酸、弱堿的稀釋：在稀釋過程中既有濃度的變化，又有電離平衡的移動，不能求得具體數(shù)值，只能確定其pH范圍。

例：

pH=3的CH3COOH溶液，稀釋至原體積的100倍，稀釋后3<pH<5；

pH=10的NH3·H2O溶液，稀釋至原體積的100倍，稀釋后8<pH<10。

2、溶液pH的計算方法(25 ℃)

1）、單一溶液

①、強酸溶液，如HnA溶液，設(shè)溶質(zhì)的物質(zhì)的量濃度為c mol·L-1，c(H+) = nc mol˙L-1，pH = -lg c(H+) = -lg nc 。

②、強堿溶液，如B(OH)n溶液，設(shè)溶質(zhì)的物質(zhì)的量濃度為c mol· L-1，c(H+) = nc mol·L-1，pH = -lg c(H+) = 14+lg nc 。

2）、兩強酸混合

PH=a的強酸和PH=b的強酸，按照體積比x：y混合。

由c(H+)混=，先求出混合后的c(H+)混，再根據(jù)公式pH=-lg c(H+)求pH。 若兩強酸溶液等體積混合，可采用速算方法：混合后溶液的pH等于混合前溶液pH小的加0.3。如：pH=3和pH=5的兩種鹽酸等體積混合后，pH=3.3。

3）、兩強堿混合

PH=a的強堿和PH=b的強堿，按照體積比x：y混合。

由c(OH-)混=，先求出混合后的c(OH-)混，再通過KW求出c(H+)混，最后求pH。

若兩強堿溶液等體積混合，可采用速算方法：混合后溶液的pH等于混合前溶液pH大的減0.3。如：pH=9和pH=11的兩種燒堿溶液等體積混合后，pH=10.7。

4）、強酸與強堿混合

PH=a的強堿和PH=b的強堿，按照體積比x：y混合。

強酸與強堿混合的實質(zhì)為中和反應，H++OH-=H2O，中和后溶液的pH有以下三種情況:

①、若恰好中和，pH=7；

②、若剩余酸，先求中和后剩余的c(H+)剩，再求pH；

c(H+)剩=

③、若剩余堿，先求中和后剩余的c(OH-)剩，再通過KW求出c(H+)，最后求pH。

c(OH-)剩=

5）、已知強酸和強堿的pH之和，判斷等體積混合后溶液的pH

①、若強酸與強堿溶液的pH之和等于14，則混合后溶液顯中性，pH=7。

②、若強酸與強堿溶液的pH之和大于14，則混合后溶液顯堿性，pH>7。

③、若強酸與強堿溶液的pH之和小于14，則混合后溶液顯酸性，pH<7。

6）、已知酸和堿的pH之和等于14，根據(jù)等體積混合后的pH，判斷酸堿強弱

①、若混合后溶液顯中性，則酸為強酸、堿為強堿。

②、若混合后溶液顯堿性，則酸為強酸、堿為弱堿。

③、若混合后溶液顯酸性，則酸為弱酸、堿為強堿。

7）、一元酸和一元堿的等體積等濃度混合后的pH，判斷酸堿強弱

①、若混合后溶液顯中性，則酸為強酸、堿為強堿。

②、若混合后溶液顯堿性，則酸為弱酸、堿為強堿。

③、若混合后溶液顯酸性，則酸為強酸、堿為弱堿。