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水的电离和溶液的pH酸碱性

水是重要的溶剂，也是物质发生化学反应的主要介质。本章我们要认识水的电离和溶液的酸碱性、弱电解质的电离平衡、中和滴定、盐类水解平衡以及难溶电解质的沉淀溶解平衡。通过本章的学习，了解电解质在水溶液中的存在形式及其行为，进一步认识水溶液中离子反应的本质和规律，并运用水溶液中的离子反应及其平衡原理，解决生产、生活中的实际问题，感悟电解质溶液中各种微粒之间相互依存、相互制约的辩证关系。

## 水的电离和水的离子积常数
酸碱性是电解质溶液的重要性质之一，溶液的酸碱性不仅可以帮助我们分析和判断电解质在溶液中的存在状态、反应程度等情况，还可以通过调节溶液的酸碱性来控制化学反应的进行。电解质溶液的酸碱性与水的电离密切相关，学习水的电离平衡，有助于从本质上认识溶液的酸碱性

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水是极弱的电解质，能发生微弱的电离。 $25^{\circ} \mathrm{C}$ 时 1 L 纯水中只有 $1 \times 10^{-7} \mathrm{~mol}$ 的水分子发生电离，产生 $1 \times 10^{-7} \mathrm{~mol}$的水合氢离子 $\mathrm{H}_3 \mathrm{O}^{+}$和 $1 \times 10^{-7} \mathrm{~mol}$ 的 $\mathrm{OH}^{-}$，大部分仍以水分子的形式存在。

图 3.1 表示了水的电离过程，两个水分子之间发生了质子 $\left(\mathrm{H}^{+}\right)$的传递，产生了 $\mathrm{H}_3 \mathrm{O}^{+}$和 $\mathrm{OH}^{-}$：

$$
\mathrm{H}_2 \mathrm{O}+\mathrm{H}_2 \mathrm{O} \rightleftharpoons \mathrm{H}_3 \mathrm{O}^{+}+\mathrm{OH}^{-}
$$

![图片](/uploads/2025-10/41bdce.jpg)
 
 
 为书写方便，通常用 $\mathrm{H}^{+}$来表示水溶液中的 $\mathrm{H}_3 \mathrm{O}^{+}$，则水的电离方程式可简写为：

$$
\mathrm{H}_2 \mathrm{O} \rightleftharpoons \mathrm{H}^{+}+\mathrm{OH}^{-}
$$

在一定温度下，水的电离达到平衡时，平衡常数 $K_{\mathrm{w}}$等于 $\mathrm{H}^{+}$浓度和 $\mathrm{OH}^{-}$浓度的乘积。

$$
K_{\mathrm{w}}=\left[\mathrm{H}^{+}\right]\left[\mathrm{OH}^{-}\right]
$$

式中的平衡常数 $K_{\mathrm{w}}$ 称为水的离子积常数，简称水的离子积。 $K_{\mathrm{w}}$ 可由实验测得，也可通过理论计算求得。因为水的电离是一个吸热过程，所以温度升高有利于水的电离，水的离子积常数增大（表 3.1 ）。室温下 $K_{\mathrm{w}}$ 值为 $1.0 \times 10^{-14}$ 。

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 ## 溶液的酸碱性与pH
 
 由于水的电离，在任何物质的水溶液中都存在着 $\mathrm{H}^{+}$和 $\mathrm{OH}^{-}$。在室温下，不仅是纯水，在酸性或碱性的稀溶液中， $\mathrm{H}^{+}$浓度和 $\mathrm{OH}^{-}$浓度的乘积也等于水的离子积常数。

水溶液的酸碱性与 $\left[\mathrm{H}^{+}\right]$和 $\left[\mathrm{OH}^{-}\right]$之间相对大小的关系为：
$\left[\mathrm{H}^{+}\right]=\left[\mathrm{OH}^{-}\right]$，溶液呈中性。
$\left[\mathrm{H}^{+}\right]>\left[\mathrm{OH}^{-}\right]$，溶液呈酸性，且 $\left[\mathrm{H}^{+}\right]$越大酸性越强。
$\left[\mathrm{H}^{+}\right]<\left[\mathrm{OH}^{-}\right]$，溶液呈碱性，且 $\left[\mathrm{OH}^{-}\right]$越大碱性越强。
当 $\left[\mathrm{H}^{+}\right]$和 $\left[\mathrm{OH}^{-}\right]$很小时，用物质的量浓度表示溶液酸碱性时很不方便。在实际应用中，人们常用 pH 表示溶液的酸碱性。 pH 是 $\left[\mathrm{H}^{+}\right]$的负对数，即：

$$
\mathrm{pH}=-\lg \left[\mathrm{H}^{+}\right]
$$

室温时，水溶液的酸碱性与 $\left[\mathrm{H}^{+}\right] 、 \mathrm{pH}$ 的关系为：
中性溶液：$\left[\mathrm{H}^{+}\right]=\left[\mathrm{OH}^{-}\right]=1.0 \times 10^{-7} \mathrm{~mol} \cdot \mathrm{~L}^{-1}, \mathrm{pH}=7$ 。
酸性溶液：$\left[\mathrm{H}^{+}\right]>1.0 \times 10^{-7} \mathrm{~mol} \cdot \mathrm{~L}^{-1}, \mathrm{pH}<7$ 。
碱性溶液：$\left[\mathrm{H}^{+}\right]<1.0 \times 10^{-7} \mathrm{~mol} \cdot \mathrm{~L}^{-1}, \mathrm{pH}>7$ 。

![图片](/uploads/2025-10/c1a2ba.jpg)
 
 ## pH的测量
 
 溶液的 pH 也被称为溶液的酸度，可根据不同的精度要求，用不同的方法进行测量。

酸碱指示剂是一些分子结构复杂的有机弱酸或弱碱，这些物质在酸性溶液中的颜色和在碱性溶液中的颜色有明显的差异，根据溶液显示的颜色就可以初步判断出溶液的酸碱性。例如常用的酸碱指示剂石蕊，在酸性溶液中显红色，在碱性溶液中显蓝色。图 3.3 列出了甲基橙、甲基红、石蕊和酚酞指示剂变色的 pH 范围和颜色。
pH 试纸是用多种酸碱指示剂的混合溶液将试纸浸透、晾干制成的，可以大致测量出溶液的 pH 。广范 pH试纸可以测定 $1 \sim 14$ 范围内溶液的 pH ，可判别的差值约为 1 个 pH 单位。精密 pH 试纸可测定的 pH 范围较窄，可以判别的差值约为 0.2 或 0.3 个 pH 单位。

![图片](/uploads/2025-10/c0bfe2.jpg)
 
  ![图片](/uploads/2025-10/9c0d98.jpg)
  
  
  pH 计也称酸度计（图3.4），能更准确地测量溶液的pH，可精确到0.01个pH单位。把pH计的电极放到溶液中，便可以直接从仪表上读出溶液的pH。

![图片](/uploads/2025-10/0fe282.jpg)
 
 `例`等体积、等浓度的 NaOH 溶液与盐酸反应后，溶液的 pH 是多少？如果反应时不慎多加了 $0.05 \mathrm{~mL} 0.10 \mathrm{~mol} \cdot \mathrm{~L}^{-1} \mathrm{NaOH}$ 溶液，设反应后溶液的总体积为 50 mL ，此时溶液的 pH 又是多少？
 
解：溶液中 NaOH 和 HCl 的物质的量相同，两者完全反应后生成 NaCl 和 $\mathrm{H}_2 \mathrm{O}$ ，此时溶液呈中性。室温条件下，溶液中 $\left[\mathrm{H}^{+}\right]=\left[\mathrm{OH}^{-}\right]=1.0 \times 10^{-7} \mathrm{~mol} \cdot \mathrm{~L}^{-1}, \mathrm{pH}=7$ 。
当多加了 $0.05 \mathrm{~mL} 0.10 \mathrm{~mol} \cdot \mathrm{~L}^{-1} \mathrm{NaOH}$ 溶液时，根据 $c_1 V_1=c_2 V_2$可以算出溶液中 $\mathrm{OH}^{-}$的浓度为：

$$
\begin{aligned}
& {\left[\mathrm{OH}^{-}\right]=\frac{0.10 \times 0.05}{50}=1.0 \times 10^{-4} \mathrm{~mol} \cdot \mathrm{~L}^{-1},} \\
& {\left[\mathrm{H}^{+}\right]=\frac{K_{\mathrm{w}}}{\left[\mathrm{OH}^{-}\right]}=\frac{1.0 \times 10^{-14}}{1.0 \times 10^{-4}}=1.0 \times 10^{-10} \mathrm{~mol} \cdot \mathrm{~L}^{-1}} \\
& \mathrm{pH}=10
\end{aligned}
$$

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