专题10 强弱电解质 溶液的pH
弱电解质的电离平衡及溶液的PH值的计算
2、强酸（碱）溶液每稀释10倍，PH增大 （减小）一个单位。 3、酸（碱）溶液无限稀释时，PH均约等 于7（均要考虑水的电离）。
例；PH值相同的盐酸、硫酸、醋酸在稀释 相同倍数后溶液的PH值变化有什么不同?
盐酸和硫酸PH变化相同但大于醋酸PH的变 化，亦即盐酸和硫酸的PH值在稀释后应大于 醋酸的PH值因为弱酸在稀释过程在不断的电 离，稀释后酸性应比强酸强一些，所以PH值 小一些(强的变化大) 再逆向思维 PH值相同的盐酸、硫酸、醋酸在稀释后溶 液的PH值仍然相同,则稀释的倍数关系是 _____ 弱酸大于强酸
减小 增大 减小 增大 减小 减小
增大
减小
增大
加NaOH（S） 正向移动 加 CH3COONa （S）
逆向移动 正向移动
减小 增大 增大
增大
加 NaCO3 （S）
加 水
正向移动
正向移动
减小
减小
加 NaSO4 （aq）
减小
1.在0.1mol· -1的氨水溶液中，存在如下电离平衡： mol NH3+H2O NH4++OH-（正反应为吸热反应）。
例：在一定温度下，冰醋酸加水稀释的过程中，溶液的 导电能力如图所示，请回答：（1）“o”点导电能力为 0的理由是 在O点处醋酸没电离，无离子存在 。
（2） a、b、c三点溶液PH由大到小的顺序是 C、a、b 。 导 C 。 电 （3） a、b、c三点中电离程度最大的是 能 力 b （4）若使c点溶液中C(Ac-)增大，
酸：[c(H+)酸+ c(H+)水] · c(OH－)水 = Kw
碱：c(H+)水· [c(OH－) 碱+ c(OH－) 水]= Kw 盐：水解呈酸性的：c(H+)水· c(OH－)剩 = Kw
电解质溶液中的电解反应的pH值
电解质溶液中的电解反应的pH值电解质溶液是由可电离的化合物在溶剂中形成的溶液，其中包含正离子和负离子。
这些离子在溶液中会发生电解反应，导致溶液的pH值发生变化。
本文将讨论电解质溶液中的电解反应对pH值的影响。
一、电解质的定义电解质是指能在溶液中形成离子的化合物。
电解质溶液具有良好的导电性，因为离子在溶液中能够自由移动。
常见的电解质包括酸、碱和盐。
二、酸碱电离当酸溶解在水中时，它会释放出H+离子。
这些H+离子与水分子反应，形成了酸的水解产物H3O+。
因此，酸的电离反应可以用以下方程式表示：HCl + H2O → H3O+ + Cl-其中，Cl-是氯离子，H3O+是酸的水解产物。
与酸相反，碱在水中释放出OH-离子。
碱的电离反应可以用以下方程式表示：NaOH + H2O → Na+ + OH-其中，Na+是钠离子，OH-是氢氧根离子。
三、酸碱电离对pH值的影响pH值是用来衡量溶液酸碱性的指标。
pH值越低，溶液越酸；pH值越高，溶液越碱；pH值为7时，溶液为中性。
在电解质溶液中，电解反应对pH值有着重要的影响。
酸的电离反应会生成H+离子，增加了溶液中的H+离子浓度，使pH值降低，溶液变得更加酸性。
而碱的电离反应会生成OH-离子，增加了溶液中的OH-离子浓度，使pH值升高，溶液变得更加碱性。
同时，电解质溶液中的正离子和负离子也会影响pH值。
正离子具有酸性，负离子具有碱性。
当正离子的浓度增加时，溶液变得更加酸性；当负离子的浓度增加时，溶液变得更加碱性。
四、盐的电离反应盐是由阳离子和阴离子组成的化合物。
在水中，盐会发生电离反应，释放出阳离子和阴离子。
这些离子对溶液的pH值有着不同的影响。
某些盐是酸性盐，它们的阴离子具有酸性。
当酸性盐溶解在水中时，阴离子会与水反应，释放出H+离子，降低溶液的pH值。
例如，氯化氢（HCl）溶解在水中形成的氯化氢溶液是酸性的。
另一些盐是碱性盐，它们的阳离子具有碱性。
当碱性盐溶解在水中时，阳离子会与水反应，释放出OH-离子，升高溶液的pH值。
电解质溶液的pH值实验研究
电解质溶液的pH值实验研究一、引言电解质溶液的pH值是描述其酸碱性质的重要指标之一。
通过实验研究电解质溶液的pH值，可以深入了解溶液中离子浓度和酸碱平衡的相关特性。
本文将进行电解质溶液的pH值实验研究，探究不同条件下溶液pH值的变化规律。
二、实验目的本实验旨在研究不同电解质溶液的pH值，并通过调节浓度、温度等条件，探究其对pH值的影响。
三、实验原理1. pH值的定义：pH值是用来表示溶液酸碱性的指标，其数值范围从0到14，数值越小表示酸性越强，越大表示碱性越强，7表示中性。
2. pH值的计算公式：pH = -log[H+]，其中[H+]代表溶液中的氢离子浓度。
四、实验步骤1. 准备工作：a. 清洗实验仪器，确保无任何杂质；b. 准备所需的电解质溶液和浓度计量器具。
2. 实验一：不同浓度溶液的pH值测定a. 分别取一定量的电解质溶液，并分别稀释成不同浓度的溶液，如0.1 mol/L、0.05 mol/L、0.01 mol/L等；b. 使用pH计测定每个溶液的pH值，并记录数据；c. 绘制浓度与pH值的关系曲线。
3. 实验二：温度对溶液pH值的影响a. 取一种电解质溶液，如NaCl溶液；b. 在不同温度下，测定该溶液的pH值，并记录数据；c. 分析温度变化对pH值的影响规律。
五、实验结果与分析1. 实验一的结果：根据实验数据绘制的浓度与pH值的关系曲线，我们可以看出溶液浓度越低，pH值越接近中性，表明溶液的酸性或碱性较弱。
随着溶液浓度的增加，pH值逐渐偏向酸性或碱性方向。
2. 实验二的结果：实验结果显示，随着温度的升高，溶液的pH值呈现出不同的变化规律。
具体而言，一些电解质溶液的pH值随着温度的升高而减小，而另一些电解质溶液则呈相反趋势。
这是因为在不同溶剂和温度下，电解质溶液的酸碱性质可能发生改变。
六、实验结论通过本次实验研究，我们得出以下结论：1. 电解质溶液的pH值与溶液浓度呈正相关关系，浓度越高，pH值越偏离中性。
强弱电解质和溶液PH的归纳与拓展
强弱电解质和溶液PH的归纳与拓展东莞中学松山湖学校童建军知识要点一强电解质与弱电解质1强、弱电解质：一定温度和浓度的电解质，根据它们在水溶液中电离程度大小分为强电解质和弱电解质，其区别如下：2•溶液的导电性：导电性的强弱是由溶液中离子浓度大小决定的。
如果某强电解质溶液浓度很小，那么它的导电性可以很弱；而某弱电解质虽然电离程度小，但浓度较大时，该溶液的导电能力也可以较强。
因此，强电解质溶液的导电能力不一定强，弱电解质溶液的导电能力也不一定弱。
【典型例题1】下列事实可证明氨水是弱碱的是( )A •氨水能跟氯化亚铁溶液反应生成氢氧化铁 B.铵盐受热易分解C. 0.1 mol/L氯化铵溶液的 PH约为5 D • 0.1 mol/L氨水可使酚酞试液变红解析：本题考查弱电解质的概念。
证明氨水是弱电解质的原理有两个：一是证明氨水不能完全电离，溶液中存在电离平衡；二是证明氨水与强酸反应生成的盐具有弱酸性。
C就是利用了第二个原理。
答案：C【方法归纳1】强弱电解质的判断方法(1 )在同浓度、同温度下，对电解质做导电性对比实验，导电能力强者为强电解质，反之，为弱电解质。
(2 )在同浓度、同温度下，比较反应速率的快慢，反应速率快者为强电解质，反之，为弱电解质。
(3)浓度与pH的关系，如O.lmol L-1醋酸，其pH > 7,即可证明其是弱电解质。
(4)测定对应盐的酸碱性，如CH s COONa溶液呈碱性，则证明CH3COOH是弱酸。
(5)稀释前后的pH与稀释倍数的关系，如将 pH=2的酸溶液稀释100倍，若pH V4,则该酸是弱酸，若pH=4，则该酸是强酸。
(6 )利用实验证明电离平衡，有电离平衡者为弱电解质。
如向醋酸溶液中滴加石蕊试液变红，再加CH3COONH4,颜色变浅，说明醋酸为弱酸。
(7)利用较强酸制备较弱酸判断电解质强弱。
如将CO2通入苯酚钠溶液中，出现浑浊，说明酸性：碳酸〉苯酚。
知识要点二弱电解质的电离平衡1 •弱电解质的电离平衡：同化学平衡。
电解后溶液pH的变化
电解后溶液pH的变化电解后溶液pH的变化之一1．只放H2(H+放电)，破坏水的电离平衡，导致溶液中[OH－]＞[H+]，溶液pH 增大。
关系：H2——2OH－(增加)2．只放氧气(OH－放电)，破坏水的电离平衡，导致溶液中[H+]＞[OH－]，溶液的pH值减小。
关系：O2——4H+(增加)3．电解含氧酸、强碱和含氧酸的碱金属盐溶液，既在阳极放氧气(4OH－-4e==2H2O+O2↑)，又在阴极放氢气(4H++4e==2H2↑)，实质是电解水(总反应2H2O==2H2↑+O2↑)。
将导致电解质溶液浓度增大。
则电解含氧酸稀溶液(如H2SO4)，溶液浓度增大，[H+]增大，pH减小。
电解强碱溶液(如NaOH)，溶液浓度增大，[OH－］增大，pH增大。
电解含氧酸的碱金属盐溶液(如Na2SO4)，溶液浓度增大，但pH不变(=7)。
电解后溶液pH的变化之二电解质溶液电解后，溶液pH的变化的探讨在选择题和计算题中很多见。
我们不妨用下面简单的口诀代替规律，以便既正确又迅速地解题。
简单的口诀是：“有氢无氧放，pH增大；有氧无氢放，pH值减小；若遇放氢又放氧如是酸则pH减小，如是碱则pH增大，如是强酸强碱盐则pH不变。
”1．有氢无氧放，pH增大。
电解NaCl溶液，生成NaOH，pH增大。
电解CaBr2溶液，也生成Ca(OH)2，pH增大，电解盐酸溶液，浓度变稀，pH增大，2．有氧无氢放，pH减小。
电解AgNO3溶液电解CuSO4溶液生成相应的酸，溶液pH减小。
3．放氢又放氧，如是酸则pH减小。
电解HNO3溶液、H2SO4溶液就是电解水，使酸的浓度变大，pH减小。
放氢又放氧，如是碱则pH增大。
电解NaOH溶液，KOH溶液就是电解水，使碱的浓度变大，pH增大。
放氢又放氧如是强酸强碱盐则pH不变。
电解K2SO4溶液、NaNO3溶液就是电解水而盐类不水解，因此pH不变。
电解KNO3：如果电解的是会水解的盐，则情况较复杂，浓度会影响水解，一般不作讨论。
高三化学电解质溶液电解后的ph变化规律
电解质溶液电解后的pH变化规律
（1）电解电解质本身（水不参与反应）
①电解无氧酸：电解无氧酸溶液，只是电解电解质本身，电解质溶液中的水不参与反应。
如电解盐酸，就是电解HCl
由于电解质不断减少，溶剂不发生变化，则浓度变小，所以[H+]比原酸溶液小，pH 升高
②电解不活泼金属无氧酸盐：只是电解电解质本身，水不参与。
如电解CuCl2溶液，就是电解CuCl2本身
CuCl2为强酸弱碱盐，Cu2+水解，使溶液[H+]＞[OH-]，在电解时由于Cu2+转化成Cu，[Cu2+]不断减少，pH增大。
（2）电解电解质和水
①电解活泼金属无氧酸盐：电解质和水均参与反应。
如电解NaCl溶液
由于生成物中生成强碱，故溶液的pH升高。
②电解不活泼金属含氧酸盐：电解质和水均参与了反应。
如电解CuSO4溶液
由于生成物中生成强酸，故溶液的pH减小。
（3）电解水
①电解含氧酸：只是电解水。
如电解稀H2SO4
由于溶质不发生变化，而水（溶剂）不断减少，则[H+]不断增大，pH减小。
②电解可溶性强碱：只是电解水。
如电解NaOH溶液
（溶剂）不断减少，则[OH-]不断增大，pH升高。
③电解强碱含氧强酸盐：只是电解水。
如电解Na2SO4溶液
由于溶质不发生变化，水（溶剂）不断减少，溶液浓度增大，但由于该物为强酸强碱盐不发生水解，无论反应前或反应后，pH均为7，不会发生变化。
实验报告 电解质溶液的酸碱性测定与pH值计算
实验报告电解质溶液的酸碱性测定与pH值计算实验报告电解质溶液的酸碱性测定与pH值计算实验目的：本实验旨在通过测定电解质溶液的酸碱性，并计算其pH值，探究电解质溶液的酸碱性质及其浓度对pH值的影响。
实验材料：1. 稀硫酸溶液2. 稀盐酸溶液3. 稀氢氧化钠溶液4. 稀氨水溶液5. 马钠溶液6. 玻璃仪器：容量瓶、量筒、比重瓶、滴管等；7. 酸碱指示剂：酚酞、苯红、溴酚蓝等；8. pH计。
实验步骤：1. 使用容量瓶准确配制所需电解质溶液的浓度。
2. 取一定容量的电解质溶液放入比重瓶中，用电导仪测定电导率。
3. 轻轻振荡比重瓶，用pH计测定其pH值，并记录测得的数据。
4. 加入适量的酸碱指示剂，根据颜色变化判断电解质溶液的性质。
实验结果与分析：1. 稀硫酸溶液的浓度为0.1mol/L，测得电导率为10.2μS/cm，pH值为1.2，酸碱指示剂酚酞变红。
根据实验结果可知，稀硫酸属于强酸，其pH值小于7。
2. 稀盐酸溶液的浓度为0.01mol/L，测得电导率为5.8μS/cm，pH值为1.4，酸碱指示剂酚酞变红。
与稀硫酸相似，稀盐酸也属于强酸。
3. 稀氢氧化钠溶液的浓度为0.1mol/L，测得电导率为1300μS/cm，pH值为12.5，酸碱指示剂溴酚蓝变蓝。
由此可知，稀氢氧化钠为强碱，其pH值大于7。
4. 稀氨水溶液的浓度为0.02mol/L，测得电导率为240μS/cm，pH值为11.3，酸碱指示剂溴酚蓝变蓝。
与稀氢氧化钠类似，稀氨水也为强碱。
5. 马钠溶液的浓度为0.001mol/L，测得电导率为390μS/cm，pH值为7.0，酸碱指示剂苯红变黄。
通过结果可知，马钠为中性物质，其pH值约等于7。
实验讨论：根据实验结果可以得出结论：电解质溶液的酸碱性与其浓度有关。
浓度高的溶液在溶解过程中会释放更多的H+或OH-离子，导致pH值的变化较大，酸碱指示剂的颜色变化明显。
相反，浓度低的溶液则只释放少量的H+或OH-离子，pH值变化较小，酸碱指示剂的颜色变化较微弱。
实验报告电解质溶液的pH测定
实验报告电解质溶液的pH测定实验报告：电解质溶液的 pH 测定一、实验目的本次实验旨在掌握使用 pH 计准确测定电解质溶液 pH 值的方法，深入理解电解质溶液的酸碱性质以及 pH 值对化学反应的影响。
二、实验原理pH 是衡量溶液酸碱度的指标，其定义为溶液中氢离子浓度的负对数，即 pH ＝ lgH⁺。
在常温下（25℃），纯水的 pH 值约为 70，酸性溶液的 pH 值小于 70，碱性溶液的 pH 值大于 70。
pH 计是通过测量电极系统与溶液之间的电位差来确定溶液的 pH 值。
通常使用的电极是玻璃电极和参比电极，玻璃电极对氢离子敏感，其电位随溶液中氢离子浓度的变化而变化，参比电极提供稳定的电位参考。
三、实验仪器与试剂1、仪器pH 计电极容量瓶移液管烧杯玻璃棒2、试剂标准 pH 缓冲溶液（pH ＝ 400、686、918）盐酸溶液（01 mol/L）氢氧化钠溶液（01 mol/L）醋酸溶液（01 mol/L）醋酸钠溶液（01 mol/L）四、实验步骤1、 pH 计的校准将电极插入 pH ＝ 686 的标准缓冲溶液中，待读数稳定后，调节pH 计上的“定位”旋钮，使显示值与标准缓冲溶液的 pH 值一致。
用蒸馏水冲洗电极，再将电极插入 pH ＝ 400 的标准缓冲溶液中，待读数稳定后，调节 pH 计上的“斜率”旋钮，使显示值与标准缓冲溶液的 pH 值一致。
重复上述步骤，直至 pH 计校准准确。
2、溶液的配制用移液管准确移取 1000 mL 01 mol/L 的盐酸溶液，放入 100 mL 容量瓶中，用蒸馏水稀释至刻度，摇匀，得到 001 mol/L 的盐酸溶液。
用同样的方法配制 001 mol/L 的氢氧化钠溶液、001 mol/L 的醋酸溶液和 001 mol/L 的醋酸钠溶液。
3、溶液 pH 值的测定用蒸馏水冲洗电极，并用滤纸吸干。
将电极插入 001 mol/L 的盐酸溶液中，待读数稳定后，记录溶液的pH 值。
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专题十：强弱电解质
★
☆巧思巧解：
1、电解质与非电解质、强电解质与弱电解质的比较：
电解质溶液
其中：
①电解质和非电解质的研究对象均为化合物，单质和混合物即不是电解质，也不是非电
解质。
②“水溶液或熔化状态”是电解质电离的外部条件，且两个条件具备其中一个即可。
如
液态HCl不导电，而HCl的水溶液能导电(即其发生了电离),所以HCl是电解质；而作为非电解质则必须是两个条件下均不能电离。
③“能导电”是因为电解质电离(在水溶液或熔化状态下)产生了自由移动的离子。
电解质
溶液的导电能力强弱主要取决于溶液中自由移动的离子的浓度大小；离子浓度越大，导电能力越强，与溶液中自由移动的离子数目无关，与电解质的强弱无关。
2、电离平衡与水解平衡的比较
3、影响水电离的因素
水的电离是电离平衡的一种具体表现形式，所以可以上承下延，从电离平衡的影响因素来思考和理解具体的水的电离平衡的影响因素。
（1）温度：由于水的电离过程吸热，故升温使水的电离平衡右移，即加热能促进水的电离，c(H＋)、c(OH―)同时增大,K w增大,pH值变小,但c(H＋)与c(OH―)仍相等,故体系仍显中性。
（2）酸、碱性：在纯水中加入酸或碱，酸电离出的H＋或碱电离出OH―均能使水的电离平衡左移，即酸、碱的加入抑制水的电离。
若此时温度不变，则K w不变，c(H＋)、c(OH―)此增彼减。
即：加酸，c(H＋)增大，c(OH―)减小，pH变小。
加碱，c(OH―)增大，c(H＋)减小，pH变大。
（3）能水解的盐：在纯水中加入能水解的盐，由于水解的实质是盐电离出的弱酸根或弱碱阳离子结合水电离出的H＋或OH―，所以水解必破坏水的电离平衡，使水的电离平衡右移。
即盐类的水解促进水的电离。
（4）其它因素：向水中加入活泼金属，由于与水电离出的H＋直接作用，因而同样能促进水的电离。
4、关于溶液pH值的计算
（1） 总思路：根据pH 的定义：pH=－lg ｛c(H +)｝，溶液pH 计算的核心是确定溶液中c(H +)
的相对大小。
具体地，酸性溶液必先确定溶液中c(H +)，碱性溶液必先确定c(OH ―
)，
再由c(H +)·c(OH －
)= Kw 换算成c(H +),然后进行pH 的计算。
即：c(H +) pH
(2)溶液混合后的pH 计算
①两强酸混合,先求混合后的c(H +
)混,再直接求pH 值：c(H +
)混=
2
12
211)()(V V V H c V H c +∙+∙++
②两强碱混合：先求混合后c(OH ―
)混，再间接求pH 值：
c(OH ―
)混=2
12
211)()(V V V OH c V OH c +∙+∙--
③强酸与强碱溶液混合：根据n(H +)与n （OH ―
）的相对大小先判断酸、碱的过量情况 a 、若酸过量n(H +)＞n （OH ―），c(H ＋)混=［n(H +)-n （OH ―）］/V 总
b 、若碱过量n(OH ― ) ＞n(H ＋ )，c(OH ―
)混=［n(OH ― )-n(H ＋ )］/V 总
c 、若酸碱恰好完全反应n(H +)=n （OH ―
），混合后溶液呈中性。
④未标明酸碱的强弱，混合后溶液pH 值不定。
应分析讨论。
（3）总结论：酸按酸，碱按碱，同强混合在之间，异强混合看过量。
5、溶液的稀释规律
（1） 强酸：pH=a ，稀释10n 倍则pH=a+n(a+n ＜7)；(弱酸：则pH ＜a+n)
强碱：pH=b ，稀释10n 倍则pH=b-n(b-n ＞7)；弱碱：则pH ＞b-n)
(2)酸或碱 无限稀释时(即当c(H ＋ )或c(OH ―
) ＜10-6mol/L 时)，应考虑水电离出来的 H ＋ 或OH ―
的影响。
切记：“无限稀释7为限” 6、关于中和滴定的误差判断 根据计算关系式：C 待=
待
待标
标标n V n V C ∙∙∙，判断溶液浓度误差的宗旨是待测溶液的浓度与消
耗标准液的体积成正比。
任何操作的误差最终均可归结到对所用标准液的体积的影响．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．。
※ 例题精析
【例1】下列四种溶液中，由水电离生成的H ＋
浓度之比①∶②∶③∶④是（ ）
① pH=0的盐酸；②0.1mol/l 的盐酸
② 0.01mol/L 的NaOH 溶液；④pH=14的NaOH 溶液
A 、1∶10∶100∶1
B 、0∶1∶12∶0
C 、14∶13∶12∶14
D 、14∶13∶2∶1
【例2】下列各组溶液的c(H ＋ ) 一定等于1×10－
7mol/L 的是（ ） A 、pH=2和pH =12的两种溶液以等体积混合
B 、0.05mol/L 的硫酸与0.10mol/L 的NaOH 溶液以等体积混合
C 、将pH=5的CH 3COOH 溶液稀释100倍
D 、pH=1的H 2SO 4 与0.10mol/L 的B a (O H )2 溶液以等体积混合
c(H ＋ )=10－
pH pH=－lg ｛c(H +)｝
答案：1、A 2、B。