水的电离和溶液的pH.docx

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1、水的电离和溶液的pH研究电解质溶液时往往涉及溶液的酸碱性。电解质溶液的酸碱性跟水的电离有着密切的关系。为了从本质上认识溶液的酸碱性，就要了解水的电离情况。一、水的电离精确的实验证明，水是一种极弱的电解质，它能微弱地电离，生成H3O+和OH－：H2O+H2OH3O++OH－通常，上式也可简写为：H2OH++OH－从纯水的导电实验测得，在25℃时，1L纯水中只有1×10－7molH2O电离，因此纯水中H+浓度和OH－浓度各等于1×10－7mol／L。在一定温度时，水跟其他弱电解质一样，也有一个电离常数：c（H+）·c（OH－）=K·c（H2O）1LH2

2、O的物质的量为55.6mol，这与发生电离的H2O的物质的量1×10－7mol相比，水的已电离部分可以忽略不计。所以电离前后，H2O的物质的量几乎不变，可以看做是个常数。常数乘常数必然为一个新的常数，通常我们把它写作Kw，因而上式也可写为：c（H+）·c（OH－）=KwKw叫做水的离子积常数，简称水的离子积。水的离子积是一第1页个很重要的常数，它反映了一定温度下的水中H+浓度和OH－浓度之间的关系。在25℃时，水中H+浓度和OH－浓度都是1×10－7mol／L，所以Kw=c（H+）·c（OH－）=1×10－7×1×10－7=1×10－14因为水的电

3、离过程是一个吸热过程，所以当温度升高时，有利于水的电离，即水的离子积增大。例如，25℃时，Kw为1×10－14，100℃时，Kw约为1×10－12，两者相差约100倍。二、溶液的酸碱性和pH在常温时，由于水的电离平衡的存在，不仅是纯水，就是在酸性或碱性的稀溶液里，H+浓度和OH－浓度的乘积总是一个常数——1×10－14。在中性溶液里，H+浓度和OH－浓度相等，都是1×10－7mol／L；在酸性溶液里不是没有OH－，而是其中的H+浓度比OH－浓度大；在碱性溶液里也不是没有H+，而是其中的OH－浓度比H+浓度大。常温时，溶液的酸碱性与c（H+）和c（O

4、H－）的关系可以表示如下：中性溶液c（H+）=c（OH－）=1×10－7mol／L酸性溶液c（H+）＞c（OH－），c（H+）＞1×10－7mol／L碱性溶液c（H+）＜c（OH－），c（H+）＜1×10－7mol／Lc（H+）越大，溶液的酸性越强；c（H+）越小，溶液的酸性第2页越弱。我们经常要用到一些c（H+）很小的溶液，如c（H+）=10－7mol／L，c（H+）=1.34×10－3mol／L，等等。用这样的量来表示溶液的酸碱性的强弱很不方便。为此，化学上常采用pH来表示溶液酸碱性的强弱：pH=－lg｛c（H+）｝例如，纯水的c（H+）=1×

5、10－7mol／L，纯水的pH为：pH=－lg｛c（H+）｝=－lg10－7=710－2mol／LHCl溶液中，c（H+）=10－2mol／L，其pH为：pH=－lg｛c（H+）｝＝－lg10－2=210－2mol／LNaOH溶液中，c（OH－）=10－2mol／L其pH为：pH=－lg｛c（H+）｝＝－lg10－12=12在中性溶液中，c（H+）=10－7mol／L，pH=7；在酸性溶液中，c（H+）＞10－7mol／L，pH＜7；在碱性溶液中，c（H+）＜10－7mol／L，pH＞7。溶液的酸性越强，其pH越小；溶液的碱性越强，其pH越大。c（

6、H+）、pH与溶液酸碱性的关系如图4－8所示。当溶液的c（H+）或c（OH－）大于1mol／L时，用pH表示溶液的酸碱性并不简便。例如，一些溶液的c（H+）与pH的关系如表4－1所示。表4－1一些溶液的c（H+）与pHc（H+）1mol／L2mol／L4mol／L6mol／L第3页pH0－0.3－0.6－0.78所以，当溶液的c（H+）大于1mol／L时，一般不用pH来表示溶液的酸碱性，而是直接用H+浓度来表示。资料一些食物的近似pH食物pH食物pH食物pH醋2.4～3.4啤酒4.0～5.0卷心菜5.2～5.4李、梅2.8～3.0番茄4.0～4.4

7、白薯5.3～5.6苹果2.9～3.3香蕉4.5～4.7面粉、小麦5.5～6.5草莓3.0～3.5辣椒4.6～5.2马铃薯5.6～6.0柑橘3.0～4.0南瓜4.8～5.2豌豆5.8～6.4桃3.4～3.6甜菜4.9～5.5谷物6.0～6.5杏3.6～4.0胡萝卜4.9～5.3牡蛎6.1～6.6梨3.6～4.0蚕豆5.0～6.0牛奶6.3～6.6葡萄3.5～4.5菠菜5.1～5.7饮用水6.5～8.0果酱3.5～4.0萝卜5.2～5.6虾6.8～7.0资料测定溶液pH的实际意义测定溶液的pH有重要的实际意义。例如，在化工生产中，许多反应必须在一定pH

8、的溶液中才能进行。对一些氧化还原反应，在酸性介质中进行或在碱性介质中进行，其产物往往不同。在农业生产中，农作物一般适宜在p