第五章 电解质溶液 (教师内容)
第五章电解质溶液 (教师内容)
第五章 电解质溶液
一、学习目的
本章将主要介绍酸碱质子理论、一元弱酸(碱)和多元弱酸(碱)的解离平衡及有关计算、缓冲溶液的酸碱性及配制、难溶电解质沉淀溶解平衡等内容。
为第八章配位化合物的学习奠定理论基础，同时也为分析化学的酸碱滴定及药物化学、药物分析等课程打基础。
知识要求
1．掌握共轭酸碱对解离平衡常数之间的关系；掌握一元弱酸(碱)、多元弱酸（碱）和两性物质溶液的pH 计算；掌握缓冲溶液的组成、配制及其相关计算；掌握溶度积规则和难溶电解质溶液中各离子浓度的计算。
2．熟悉酸碱质子论的基本理论；熟悉缓冲作用原理；熟悉难溶电解质沉淀溶解平衡的特点。
3．了解活度、活度系数、离子强度的概念；了解缓冲溶液在医药上的应用。
能力要求
1．能够熟练应用电解质的解离平衡理论，对一元弱酸（碱）、多元弱酸（碱）、缓冲溶液以及两性物质溶液的pH 进行熟练的计算。
2．能够熟练运用溶度积规则，判断沉淀溶解平衡的方向。
3．学会缓冲溶液的配制和精密试纸的应用。
二、重点串解
本章主要介绍了酸碱理论；溶液的酸碱平衡以及各类酸碱溶液pH 的计算；缓冲溶液的概念、缓冲原理、pH 计算以及缓冲液的配制；难溶电解质的沉淀溶解平衡、溶度积常数、溶度积规则及其应用等内容，为学习药物化学、药物分析等后续课程奠定基础。
（一）酸碱理论 1. 酸碱理论
2. 溶液的酸碱平衡
酸碱电离理论：电离时所产生的阳离子全部是 H +的化合物是酸；
电离时所产生的阴离子全部是OH −
的化合物是碱。
酸碱质子理论：凡能给出质子的物质是酸；凡能接受质子的物质是碱。
分类
（二）缓冲溶液
缓冲溶液：能够抵抗外加少量强酸、强碱或稀释，而保持溶液pH 基本不变的作用称为缓冲作用，具有缓冲作用的溶液称为缓冲溶液。
酸
碱溶液pH
的计算
两性物质：c /K a ´≥20，c ∙K a ≥20 K w 时, 3a a
[H O ]K 'K +=⋅一元弱碱：c b ∙K b ≥20K w ，c b /K b ≥500时， b b [OH ]c K -=⋅多元弱酸：c a ∙K a1≥20K w 且c a /K a1≥500时， 3a a1[H O ]c K +=⋅多元弱碱：c b ∙K b1≥20K w 且c b /K b1≥500时， b b1[OH ]c K -=⋅一元弱酸：c a ∙K a ≥20K w ，c a /K a ≥500时， 3a a [H O ]c K +
=⋅水的质子自递平衡
平衡常数 K w = [H 3O +] [OH –]
常温时，K w
= 1.0×10−14
活度和活度系数 离子强度：反映离子间相互作用力的强弱
强电解质溶液 (0<1)
a c =⋅≤γγ弱
酸(弱碱)的解离平衡
平衡常数 K a （K b ） K a （K b ）表示弱酸（弱碱）解离程度越大，
其弱酸（弱碱）的强度就越强。
K a （K b ）与温度与有关，与浓度无关
共轭酸碱对：K a ∙K b =K w = 1.0×10-14
解离平衡的移动 同离子效应 盐效应
解离度 100%100%=⨯=⨯已解离的分子数已解离的浓度电解质分子总数电解质总浓度
α
（三）难溶电解质的沉淀溶解平衡
1.溶度积
2. 溶度积规则
三、知识背景
1. 应用化学平衡知识分析水的质子自递平衡、弱电解质的解离平衡以及难溶电解质的沉淀溶解平衡。
水的质子自递平衡、弱电解质的解离平衡以及难溶电解质的沉淀溶解平衡都属于化学平衡，所以K w 、K a 、K b 以及K sp 都属于平衡常数，它们的数值都与温度有关，与物质的浓度无关。
缓冲作用的原理
缓冲溶液中有足够浓度的抗碱成分和抗酸成分，当外加少量强酸、强碱时，可以通过解离平衡的移动，来保持溶液pH 基本不变。
缓冲容量
缓冲比
缓冲液的总浓度
选择适当的缓冲对 要有一定的总浓度 使缓冲比接近1
缓冲溶液的配制 缓冲溶液
缓冲溶液的pH b a a
pH p lg c K c =+缓冲范围 p K a −1~ p K a +1 当Q = K sp 时，溶液为饱和溶液，达到沉淀溶解平衡
溶度积规则
当Q >K
sp
时，溶液为过饱和溶液，析出沉淀，直至
达到沉淀溶解平衡。
沉淀的生成与溶解 分步沉淀 沉淀的转化
溶度积规则的应用 A m B n 型的溶度积常数表达式： K sp =[A a+]m ∙ [B b-]n
溶度积常数与溶解度的关系： n
m n
m
sp n
m K s +=
溶度积常数 当Q <K sp 时，溶液为不饱和溶液，沉淀溶解，直至达
到沉淀溶解平衡。
应用化学平衡知识分析理解弱电解质的同离子效应，以及难溶电解质的沉淀溶解平衡，它们都属于平衡移动的问题。
2. 缓冲溶液在分析化学、药物分析的应用
缓冲溶液常应用两方面。
一是用作控制溶液的酸度，通常由弱酸及其共轭碱或弱碱及其共轭酸组成；二是用作标准缓冲溶液用作酸度计的参比液，由一种或两种物质组成，pH由实验测得。
在分析化学、药物分析以及生物科学等方面，缓冲溶液都具有很重要的意义。
如在分析土壤中成分，因为含有NaH2PO4-Na2HPO4和H2CO3-NaHCO3以及其他有机酸与其共轭碱组成的复杂缓冲体系，使土壤保持一定的pH，农作物才得以正常生长；在人体体液内，也存在一个缓冲系统，通过缓冲系的作用保持在一定的pH稳定，人体内各种生化反应才能正常进行；在药剂生产、药物稳定性、物质的溶解等方面通常需要选择适当的缓冲系来稳定其pH。
如葡萄糖、安乃近等注射液，经过灭菌后pH可能发生改变，常用盐酸、枸椽酸、酒石酸、枸椽酸钠等物质的稀溶液进行调节，使pH维持在4～9之间。
药用维生素C溶液、滴眼剂等药物制剂的配制时，需要缓冲溶液，一方面可增加药物溶液的稳定性，同时又能避免pH不当引起的人体局部的疼痛。
3. 溶度积规则在药物分析中的应用
在分析药物含量时，常用沉淀滴定分析法。
首先把要测定的药物制成溶液，再加入沉淀剂和被测药物中的某种离子进行反应，使之生成沉淀，最后根据消耗沉淀剂的体积和浓度，计算出被测药物中某种离子的含量。
无机化学第五章 电解质溶液(学生内容)
第五章电解质溶液一、关键词二、学习感悟1．本章在化学平衡理论的基础上，主要介绍电解质溶液的解离平衡,除酸碱理论之外主要是计算方面的内容。
在熟悉公式推导过程的同时，重点掌握有关计算公式。
2．解离平衡计算部分,要注意每个公式的使用条件。
避免引起较大误差。
3．本章的重点是弱电解质溶液和缓冲溶液的pH计算及难溶电解质溶度积规则的应用。
三、难点辅导1. 为什么任何物质的水溶液中都含有H3O+和OH−，而且在常温时，[H3O+]∙[OH−]=K w=1.0×10−14？无论是酸性还是碱性的物质，一旦与水形成溶液后，由于水发生的质子自递平衡中，会产生H3O+和OH−，所以任何物质的水溶液都含有H3O+和OH−。
在水溶液中，按照酸碱质子理论，酸会给出质子，碱会接受质子，这样必定会引起水的解离平衡发生移动，但水的解离平衡常数不会因平衡的移动发生改变，其解离平衡常数只与温度有关，在常温时，[H3O+]∙[OH−]=K w=1.0×10−14。
对酸性溶液来说，H3O+主要来自酸性物质（水的极少量解离可忽略），OH−则来自水的少量解离；对碱性溶液来说，OH−主要来自碱性物质（水的极少量解离可忽略），H3O+则来自水的少量解离。
2. 酸碱的强弱由哪些因素决定？酸碱的强弱首先取决于酸碱本身给出和接受质子的能力，其次取决于溶剂接受和给出质子的能力。
同一种物质在不同溶剂中的酸碱性不同，如HCl 在水中是强酸，在冰醋酸中是弱酸，这是因为水接受质子的能力比冰醋酸强；NH3在水中是弱碱，在冰醋酸中是强碱，冰醋酸给予质子的能力比水强的缘故。
所以在比较不同酸碱的强弱时，应在同一溶剂中进行，一般以水为溶剂比较其酸碱性的强弱，即比较在水溶液中的离解平衡常数K a或K b。
3. 缓冲溶液通常由一对共轭酸碱组成，那么HCl-NaCl这对共轭酸碱可组成缓冲溶液吗？为什么？缓冲溶液是由共轭酸碱对组成，其中共轭酸是抗碱成分，共轭碱是抗酸成分。
05章_电解质溶液
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2020/7/26
电导测定的应用-电导滴定
用NaOH标准溶液滴定HCl 用NaOH标准溶液滴定HAc
终点前:Λm∞(H+)>Λm∞(Na+),κ↓ 终点后:离子数目增加, κ↑
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Λm∞(NaAc)>Λm∞(HAc), κ↑ 离子数目增加, κ↑
Λm:电解质的摩尔电导率(部分电离，若解离度小，
离子间作用可忽略)
m m
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2020/7/26
例题
298K时0.1mol/dm-3 HAc溶液的摩尔电导率为5.2×10-4 S·m2·mol-1，则其电离度α=?，已知H+及Ac-的Λm∞分别为 349.8×10-4 和40.9×10-4 S·m2·mol-1。
Cl-离子迁移速率:v-，所迁移的电量为 Q-
t+＝Q+/Q= v+ /(v++v-); t-＝v-/(v++v-); t++ t- ＝1
迁移数与离子本性(离子半径、电荷)、共存离子本性、 溶剂性质、温度、浓度等因素有关。但与外加电压无 关。
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2020/7/26
离子的电迁移率(离子淌度)
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2020/7/26
摩尔电导率(Λm)与浓度(c)的关系
由于溶液中导电 物质的量固定为1mol， 所以当浓度降低时， 离子之间相互作用减 弱，离子迁移速率加 快，摩尔电导率升高。
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2020/7/26
强电解质的Λm与c的关系
医用化学 第五章 电解质溶液
酸和碱的离解常数具体反映了酸碱的强度，酸的 Ka越大，酸就越强；若碱Kb的越大，碱就越强， 在共轭酸碱对中，酸Ka的越大，则碱的Kb越小
第三节 溶液的酸碱性及PH值计算
一、水的质子自递平衡 水的离子积常数 Kw [H+][OH-]
25oC时，Kw = 1.00 × 10-14 [H+] = [OH-] = 1.00 ×10-7 (mol· L-1)
第二节 缓冲溶液 (buffer solution)
一、缓冲溶液的组成及缓冲原理
( 一) 缓冲作用与缓冲溶液:
能对抗外来少量强酸、强碱或稍加稀释而 保持溶液pH值基本不变的作用叫做缓冲作用; 具有缓冲作用的溶液,叫做缓冲溶液。
（二）缓冲溶液的组成
缓冲溶液由较高浓度的共轭酸和它的 共轭碱组成
1．弱酸及其对应的盐
一、强电解质溶液
（一）离子相互作用理论
强电解质的解离度都小于100%
（二）活度和活度系数
活度—有效浓度
公式5.1，5.2
二.弱电解质溶液 (一) 解离平衡和解离常数
HAc
+
H2O
H+
H3O+
+
Ac-
简写为： HAc
Ka
+ H
Ac
HAc
Ac
注意：1. ka是弱酸解离常数，反映解离能力 的相对强弱 2. ka只随温度改变，不随浓度改变
二、溶液的酸碱性表示
PH定义 PH = -lg[H+] PH越小，溶液酸性越强； PH越大，溶液碱性越强
PH = 7 溶液显中性 PH > 7 溶液显碱性 PH < 7 溶液显酸性
三、 酸、碱溶液pH值的计算
第五章 电解及库仑分析法
第五章电解及库仑分析法教师：李国清一.教学目的：⑴掌握电解分析法的原理、方法和应用⑵掌握库仑分析法的原理、方法和应用⑶了解控制电位法和控制电流法的优缺点⑷掌握控制电极电位的方法⑸了解电极超电位的影响因素⑹了解库仑滴定终点的指示方法和原理二.教学重难点：⑴电解分析及库仑分析法的原理、方法和应用⑵控制阴极电位的方法三．教学难点：阴极电位的控制，库仑滴定终点的确定四．教具：多媒体计算机。
五．教学方法：讲授、演示、提问、讨论。
六．教学过程：§1．概述电解分析法是将被测溶液置于电解装置中进行电解，使被测离子在电极上以金属或其它形式析出，由电解所增加的重量求算出其含量的方法。
这种方法实质上是重量分析法，因而又称为电重量分析法。
库仑分析法是在电解分析法的基础上发展起来的一种分析方法。
它不是通过称量电解析出物的重量，而是通过测量被测物质在100％电流效率下电解所消耗的电量来进行定量分析的方法。
按实验所控制的参数（E 或i ）不同，本章的方法可分为控制电位法和控制电流法。
控制电位法是控制电极电位在某一恒定值，使电位有一定差值的几种离子能够分别进行测定，因而选择性较高，但分析时间较长；控制电流法是控制通过电解池的电流，一般为2～5A ，电解速度较快，分析时间较短，但选择性较差，需要有适当的指示电解完全或电流效率100％的方法。
控制电位电解法控制电流电解法库仑滴定法控制电位库仑法§2 基本原理当直流电通过某种电解质溶液时，电极与溶液界面发生化学变化，引起溶液中物质分解，这种现象称为电解。
一．分解电压和过电位水溶液中除了电解质的离子外，还有由水电离出来的氢离子和氢氧根离子，换句话说，水溶液中存在着两种或两种以上的阳离子和阴离子。
究竟哪一种离子先发生电极反应，不仅与其在电动序中的相对位置有关，也与其在溶液中的浓度有关，在某些情况下还与构成电极的材料有关。
如在铂电极上电解硫酸铜溶液。
当外加电压较小时，不能引起电极反应，几乎没有电流或只有很小电流通过电解池。
大学电解质溶液课程设计
大学电解质溶液课程设计一、课程目标知识目标：1. 学生能理解电解质的基本概念，掌握强弱电解质的区分方法。
2. 学生能掌握电解质在水溶液中的电离过程及其影响因素。
3. 学生能运用电解质溶液的导电性原理，分析实际问题。
技能目标：1. 学生能运用化学实验技能，进行电解质溶液的配制和导电性实验。
2. 学生能运用数学方法，对电解质溶液的导电性数据进行处理和分析。
3. 学生能通过小组合作，进行电解质溶液相关问题的讨论和解决。
情感态度价值观目标：1. 学生能养成对电解质溶液现象的好奇心，培养探索科学问题的兴趣。
2. 学生能认识到电解质溶液在日常生活和工业中的应用，增强理论联系实际的意识。
3. 学生能在学习过程中，尊重事实，遵循科学原理，形成严谨、求实的科学态度。
课程性质分析：本课程为大学化学专业基础课程，旨在帮助学生掌握电解质溶液的基本理论，为后续相关专业课程打下基础。
学生特点分析：大学二年级学生已具备一定的化学基础知识，具有一定的实验操作能力和问题分析能力，但需加强对电解质溶液理论的理解和应用。
教学要求：1. 结合理论知识，注重实践操作，提高学生的动手能力。
2. 以问题为导向，激发学生的思考，培养学生的创新意识。
3. 注重团队合作，培养学生的沟通与协作能力。
二、教学内容1. 电解质基本概念：包括电解质定义、强弱电解质的区分。
2. 电解质电离过程：介绍电解质在水溶液中的电离机理、电离度及其影响因素。
3. 电解质溶液的导电性：讲解电解质溶液导电的原理、电解质溶液的电阻测定方法。
4. 实际应用：分析电解质溶液在工业、生活中的应用实例。
5. 实验教学：电解质溶液的配制、导电性实验操作及数据处理。
教学大纲安排：第一周：电解质基本概念、强弱电解质的区分。
第二周：电解质电离过程及其影响因素。
第三周：电解质溶液的导电性原理及电阻测定方法。
第四周：电解质溶液在实际应用中的案例分析。
第五周：实验教学，包括电解质溶液的配制和导电性实验。
电解质溶液(实验内容、现象和解释)
实验四电解质溶液(实验内容、现象和解释)1、同离子效应（1）NH3＋H2O ⇌ NH4＋＋OH－K b=1.77×10－5；现象：加入酚酞指示剂：溶液由无色变为红色。
NH4Cl＝NH4＋＋Cl－现象：加入NH4Cl后：平衡向左移动，溶液红色变浅。
（2）HAc ⇌ H＋＋Ac－Ka=1.78×10－5；现象：加入甲基橙指示剂：溶液由无色变为红色。
NaAc＝Na＋＋Ac－现象：加入NaAc后：平衡向左移动，溶液红色变浅。
2、缓冲溶液(1) HCl = H＋＋Cl－ pH＜7NaOH = Na＋＋OH－ pH＞7H2O ⇌ H＋＋OH－ pH＝7(2) HAc ⇌ H＋＋Ac－NaAc＝Na＋＋Ac－5滴0.1mol〃L－1HCl；5滴0.1mol〃L－1NaOH；5滴H2O；加入茜红素指示剂的溶液的颜色基本不变。
(3) 配制方法：5.4ml0.1mol〃L－1HAc溶液＋9.6ml 0.1mol〃L－1NaAc溶液配制依据：设需0.1mol〃L－1HAc溶液Xml，则需0.1mol〃L－1NaAc溶液（15－X）mlHAc ⇌ H＋＋ Ac－C酸-X ≈C酸 X C盐+X≈C盐Ka=([ H＋]×[ Ac－])÷[ HAc]=( X×C盐)÷C酸=10－5×[（15－X）×0.1÷15]÷( X×0.1÷15)=1.78×10－5X=0.54 ml实验方法：在三支试管里分别滴加5滴0.1mol〃 L－1HCl；5滴0.1mol〃 L－1NaOH；5滴H2O；加入茜红素指示剂的溶液的颜色基本不变。
3、酸（碱）的解离平衡及其移动(1) a、NaCl = Na＋＋Cl－ pH＝7b、NH4＋＋H2O ⇌ NH3＋H3O＋ pH＜7c、Ac－＋H2O ⇌ HAc＋OH－ pH＞7d、CO32－＋H2O ⇌ HCO3－＋OH－ pH＞7e、PO43－＋H2O ⇌ HPO42－＋OH－ pH＞7f、HPO42－＋H2O ⇌ H2PO4－＋OH－HPO42－＋H2O ⇌ PO43－＋H3O＋K水解=1.6×10－7＞K电离=2.2×10－13； pH＞7g、H2PO4－＋H2O ⇌ HPO42－＋H3O＋H2PO4－＋H2O ⇌ H3PO4＋OH－ K电离=6.23×10－8＞K水解=1.33×10－12；pH＜7 (2)Fe3＋＋3H2O ⇌ Fe(OH)3＋3H＋；加热促进水解，得到红棕色胶体溶液。
第五章电化学
电解池
电极①： 与外电源负极相接，是负极。 发生还原反应，是阴极。 Cu2++2e-→Cu(S)
①
②
电极②： 与外电源正极相接，是正极。 发生氧化反应，是阳极。 Cu(S)→ Cu2++2e-
物 理 化 学 简 明 教 程
(3). 几组基本概念 正极： 电势高的极称为正极，电流从正极流向 负极。在原电池中正极是阴极；在电解 池中正极是阳极。 负极： 电势低的极称为负极，电子从负极流向 正极。在原电池中负极是阳极；在电解 池中负极是阴极。
3.电解后含某离子的物质的量n(终了）。
4.写出电极上发生的反应，判断某离子浓度是增加了、减少了 还是没有发生变化。 5.判断离子迁移的方向。
物 理 化 学 简 明 教 程
【5-1】在Hittorf 迁移管中，用Ag电极电解AgNO3水溶液，电解前，溶 液中每 1kg 水中含 43.50 mmol AgNO3。实验后，串联在电路中的银库 仑计上有0.723mmol Ag析出。据分析知，通电后阳极区含 23.14g 水和 1.390 mmol AgNO3。试求Ag+和NO3-的离子迁移数。
上有4 mol 阴离子氧化，阴极上有4 mol阳离子还原。
两电极间正、负离子要共同承担4 mol电子电量的运输
任务。
现在离子都是一价的，则离子运输电荷的数量只取决于 离子迁移的速度。
物 理 化 学 简 明 教 程
设正、负离子迁移的速率相等， u+ = u- ，则导电任务各分 担2mol，在假想的AA、BB平面上各有2mol正、负离子逆向通 过。
物 理 化 学 简 明 教 程
Hittorf 法中必须采集的数据：
1. 通入的电量，由库仑计中称重阴极质量的增加而得，例如， 银库仑计中阴极上有0.0405 g Ag析出，
初中化学液体电解质教案
初中化学液体电解质教案
年级：初中
教学目标：
1. 了解液体电解质的性质和作用；
2. 掌握液体电解质的分类和应用；
3. 培养学生的实验操作能力和实验观察能力。
教学准备：
1. 实验器材：两个碗、电池、铜板、锌板、导线；
2. 实验物质：酒精、盐水、葡萄糖水溶液；
3. 课件：液体电解质的介绍和实验步骤。
教学过程：
一、导入
教师向学生介绍液体电解质的基本概念，并说明液体电解质在化学反应中的重要性。
二、实验探究
1. 实验一：将盐水倒入一个碗中，将电池的两极分别与铜板和锌板相连，浸入盐水中。
观察电池的变化并记录。
2. 实验二：将酒精和葡萄糖水溶液倒入另一个碗中，并按上述方法进行实验。
观察电池的变化并记录。
三、实验总结
学生根据观察结果，总结液体电解质的性质和作用，并分享实验心得。
四、深化拓展
教师向学生介绍液体电解质的分类和应用，并带领学生思考液体电解质在日常生活中的重要性。
五、课堂小结
教师对液体电解质进行简要总结，并鼓励学生在日常生活中多加观察和实践，提高实验操作能力和实验观察能力。
教学反馈：
教师可根据学生的表现和讨论情况，及时反馈并指导学生的学习和实践。
同时，鼓励学生在课后进行更多的实验探究和思考。
注：液体电解质教案可根据班级实际情况和学生水平进行调整和补充。
第五章 物理化学 电解质溶液
所有强电解质的Λm − c都近似成直线关系。 化学家Kohlrausch在实验基础上提出经验公式：
Λm
=
Λ
∞ m
(1
−
β
c)
该经验式只适用于强电解质的稀薄溶液。
其中，β 在一定温度下对于指定的电解质是一个常数。
Λ∞m是直线的截距，代表当c → 0时溶液的摩尔电导率，称为极限摩尔电导率。
2.
对于弱电解质，Λ
Λm
=
k c
c : mol ⋅ m-3
单位： Λm: S⋅ m2 ⋅ mol-1
注：任何电解质的
Λ
均是对1mol电解质而言。
m
例如：
1 1molNaCl, 1mol 2 H2SO4, 1molHAc
摩尔电导率的优点：
当这些电解质完全电离后所产生的正、负电荷均为1mol，这就为比较 不同电解质的导电能力提供了共同的基础。
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离子的迁移数
在电解质溶液导电时，溶液所导的总电量是由溶液中的所有离子共同分担的， 其中某种离子所导的电量与总电量之比叫做该离子的迁移数，用符号t表示。
t+
=
Q+ Q
;
t-
=
;
由于 Q=Q+ +Q-
所以 t+ +t- =1
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在同一电解质溶液中，不同离子的迁移数代表它们对溶液导电所做 贡献的相对大小，由于两种离子的电迁移率不同，所以整个导电任 务并不是由它们平均分担的，它们的数值取决于离子电迁移率的 相对大小，即
3. Λm= κ 1÷c1=1.64×10-2÷（0.01×103）
=1.64×10-3（ S·m2·mol-1 ）
电解质溶液教学课件
一、水的离子积
精确的实验证明,水是一种极弱的电解质,能微弱地电离。 H2O H2O H3O OH
简写为 H2O H OH
问题 下列溶液分别属于酸性、中性还有碱性溶液？ [H+]= 1×10–5 mol/L 酸性溶液
[H+]= 1×10–7 mol/L 中性溶液
[H+]= 8×10–11 mol/L 碱性溶液
二、溶液的pH
1.溶液的pH 但是由于稀溶液中[H+]很小，使用[H+] 表示溶液
的酸碱性时很不方便，为此引入pH的概念。
KW [H ][OH ]= 1×10–14
[H ] [OH ]
因此中性溶液中：
[H ] [OH ] = 1×10–7 mol/L
二、溶液的pH
1.溶液的pH
综上所述，所谓中性溶液，是指[H+]和 [OH–]相等的溶液， 酸性溶液是指[H+] 大于 [OH–]的溶液，碱性溶液是指[OH–]大 于 [H+]的溶液。常温下：
一、水的离子积
在25 ℃时，每升水中有1×10–7 mol的水分子电离。 也就是说，在纯水中：
[H+] = [OH–] = 1×10–7 mol/L 所以 KW [H ][OH ]= 1×10–7×1×10–7 = 1 ×10–14
水的离子积只随温度的升高而增加。在温度变化 不大时，可近似看成常数。常温下该数值一般可以认 为是1×10–14。
中性溶液：[H ] 107 mol/L [OH ]