| 发现之旅 |
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| 在初中我们学习酸和碱时知道，酸性溶液和碱性溶液遇酸碱指示剂能显示不同的颜色。同时溶液所显示的颜色也表明了溶液的酸碱性。 |
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同学们知道溶液为什么会有酸碱性之分吗？也许有的同学会说，溶液的pH＞7，溶液显碱性；溶液的pH＜7，则溶液显酸性。不错，根据pH的大小也可以判断溶液的酸碱性。可是我要再问：溶液的pH又是怎么计算出来的呢？毕竟pH试纸只能测出一个大概的范围。
今天我们就来从本质上认识溶液的酸碱性！ |
| 深入思考 |
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| 我们在学习离子反应时，学习过电解质的知识，从而也知道了水是一种极弱的电解质，它能微弱的电离，生成H3O+和OH- ： |
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水的电离过程示意图 |
| 通常，上式也可简写为： |
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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，c(H+)与c(OH-）的乘积是一个常数，通常我们把它写作Kw。
Kw叫做水的离子积常数，简称为水的离子积。水的离子积是—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 |
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| 因为水的电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。 |
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OH-的浓度比H+浓度大。
化学上常采用pH来表示溶液酸碱性的强弱： |
pH ＝ -lg{c(H+)} |
常温时，溶液的酸碱性与c(H+)和c(OH-)的关系可以表示如下：
中性溶液 c(H+) = c(OH-) ＝ 1×10-7 mol/L ， pH ＝ 7
酸性溶液 c(H+) > c(OH-)，c(H+) > 1×10-7 mol/L ，pH < 7
碱性溶液 c(H+) < c(OH-)，c(H+) < 1×10-7 mol/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。 |
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与溶液酸碱性的关系 |
| 对于c(H+)很小的溶液，通常用pH来表示溶液的酸碱性，而当溶液的c(H+)大于1 mol/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。 |
| 下图显示了酸碱指示剂的变色范围： |
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| 学完了以上知识，同学们现在知道为什么溶液的酸碱性可以用pH来表示了吧！ |
| 学有所用 |
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| 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pH等于7或接近7的土壤里生长。在pH小于4的酸性土壤或pH大于8的碱性土壤里，农作物一般都难于生长。 因此，需要定期测量土壤的酸碱性。有关部门也需要经常测定雨水的pH。当雨水的pH小于5.6时，就成为酸雨，它将对生态环境造成危害。人体体液和代谢产物都有正常的pH范围，测定人体体液和代谢产物的pH，可以帮助了解人的健康状况。 |
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溶液pH的测定 |
| 沙场练兵 |
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1.
向10mLpH=2的某酸溶液中加入10mLpH=12的KOH溶液，反应后再滴入石蕊溶液，溶液显红色，则此溶液可能是下列中的
（ ）
A．一元强酸 B．二元强酸 C．一元弱酸 D．任何强酸
答案：C
解析：已知某酸溶液pH=2，即[H+]=0.01mol/L ,KOH溶液pH=12，即[OH-]=0.01mol/L 。两溶液等体积混合，反应后混合溶液使石蕊显红色，即呈酸性。据此可作如下分析：
（1）若某酸是强酸（一元、二元或任何强酸），因强酸已完全电离出H+，则等体积的强酸与NaOH溶液混合时，混合溶液中因酸、碱完全中和而必呈中性，这与题意不符，故A、B、D均被排除。若某酸是弱酸，其溶液中[H+]=0.01mol/L ,弱酸溶液的浓度必大于0.01mol/L ,等体积的酸溶液与KOH溶液混合反应，酸比碱过量混合液呈酸性符合题意。
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2.
25℃的下列溶液中，碱性最强的是
（ ）
A．pH = 11的溶液
B．c(OH-) = 0.12 mol/L的溶液
C．1L中含有4g NaOH的溶液
D．c(H+) = 1×10-10 mol/L的溶液
答案：B
解析：常温下，可以根据pH或 c(H+)比较溶液的酸碱性，也同样可以根据c(OH-)的大小来比较。在此为了计算方便，可以求出A、C、D三个选项中溶液的c(OH-)，依次为1×10-3 mol/L、0.1 mol/L、1×10-4 mol/L，然后再与B相比，就会发现B中溶液的c(OH-)最大，碱性最强。
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3.
常温下，某溶液中由水电离产生的c(H+)=1×10-11 mol/L，则该溶液的pH可能是
（ ）
A. 3 B. 7 C. 8 D. 11
答案：A、D
解析：根据水的电离平衡 知：由水电离产生的c(H+)=c(OH-)=1×10-11mol/L，抑制水电离的原因是溶液中H+浓度或OH-浓度增大，若由于H+的浓度增大，则该溶液中c(H+)= =1×10-3mol/L，即pH=3；若是由于OH-浓度增大，则该溶液中c(OH-)= =1×10-3mol/L，即pH=11，故选A、D。
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4.
将pH为3和pH为5的稀盐酸等体积相混合，所得溶液的pH为
（ ）
A. 3.7 B. 3.3 C. 4.7 D. 5.3
答案：B
解析：pH=3的盐酸 c(H+)=10-3mol/L
pH=5的盐酸中c(H+)=10-5mol/L，
等体积混合后c(H+)= =  =5.05×10-4mol/l
pH=-lg5.05×10-4=4-0.7=3.3
此题也可用经验公式验算：(1)若两强酸pH之差≥2，则等体积混合后溶液的pH=pH较小的+0.3.
(2)若两强碱pH之差≥2，则等体积混合后溶液的pH=pH较大的-0.3.
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5.
室温下，在pH=12的某溶液中，由水电离的c(OH-)为（ ）
A．1.0 × 10-7 mol/L B．1.0 ×10-6 mol/L
C．1.0 × 10-2 mol/L D．1.0 × 10-12 mol/L
答案：C
解析：该溶液可能是碱的溶液，也可能是盐的溶液。如果是碱的溶液，那么H+来源于水的电离，即水电离出的H+浓度就是1×10-12mol/L,如果是盐溶液，水电离出的OH-的浓度是
1×10-2mol/L。
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6.
pH=5的盐酸和pH=9的氢氧化钠溶液以体积比 11∶9 混合，混合液的pH为
（ ）
A. 7.2 B. 8 C. 6 D. 无法计算
答案：C
解析：如果用pOH换算一下，pH=9即pOH=5，也就是说，盐酸中的氢离子浓度与氢氧化钠溶液中的氢氧根离子浓度相等，如果它们的体积也相等，则混合后溶液的pH=7，现在盐酸的体积大，混合后溶液显酸性，pH值小于7。
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