5、酸、碱溶液的PH值计算：

(1)PH值的大小与溶液酸碱性及C(H⁺)大小的关系：

(2)PH值使用范围一般在0~14之间，当C(H⁺)或C(OH^-)>1mol/L时，则直接用浓度表示更方便。

(3)有关溶液PH值的计算：

I：单一溶液的PH的计算 例1：求室温下纯水的PH=_______；100℃时纯水的PH=________。

例2：求0.01mol/L的HCl溶液的PH=________；0.01mol/LH₂SO₄的PH=________

例3：常温下PH=2的HCl和PH=2的H₂SO₄溶液中H⁺离子浓度大小关系为_______

例4：常温下0.5×10^-3mol/L的Ba(OH)₂溶液的PH________

归纳规律：　若该溶液是酸性溶液，必先确定c(H+)，再进行PH的计算。若该溶液是碱性溶液，必先确定c(OH-)，可根据c(H+)·c(OH-)=Kw换算成c(H+)，再求PH，或引用PH定义，由c(OH-)直接求POH，再根据PH+POH=PKw，换算出PH。

II、溶液稀释后的PH的计算 1、强酸或强碱的稀释：

例1：将PH=2的稀盐酸加水稀释至100(即10²)倍，则溶液PH=__，PH的变化值为_

例2：将PH=12的NaOH稀释至100(即10²)倍，则溶液PH=__，PH的变化值为___

例3：将PH=5的盐酸稀释100倍，其PH为________

　　 将PH=8的NaOH溶液稀释100倍，其PH为________

注意点：酸液或碱液无限稀释时________________________________________________

4、溶液的酸碱性判断：　　　　　　　　　　　　　　　 若C(H⁺)>C(OH^-)，溶液呈酸性

看溶液中的C(H⁺)和C(OH^-)的相对大小： 若C(H⁺)=C(OH^-)，溶液呈中性

若C(H⁺)<C(OH^-)，溶液呈碱性

若在常温下也可以看溶液的PH值：PH=7中性；PH<7酸性；PH>7碱性。

任何情况下的纯水一定呈中性：如：25℃时纯水PH=7或100℃时纯水PH=6

3、水的电离平衡的影响因素：

温度： T↑，　 水的电离平衡“→”，　 K_w：↑

　　 如：25℃时Kw=1.0×10^-14，当温度升高到100℃时Kw≈1.0×10^-12(课本上是5.5×10^-13,为了计

　　　　 算方便，我这里用了1.0×10^-12)

加酸或加碱：

加盐：分情况讨论：

加酸式盐：分情况讨论：

2、水的电离平衡常数与水的离子积：

　 K=C(H⁺)•C(OH^-)/C(H₂O)，由于水的浓度是一常数：C(H₂O)=55.5mol/L

　 ∴水的离子积K_w = K•C(H₂O)= C(H⁺)•C(OH^-)

注：只要是在水溶液中，不管是酸性溶液还是碱性溶液，都存在水的电离平衡，则水的的离子积一定成立。

1、水的电离平衡：电离方程式：H₂O　 　H⁺ + OH^- 或2H₂O 　H₃O⁺ + OH^-

7、证明弱电解质的方法：如：证明醋酸为弱酸：

(1)导电性实验：测同浓度的HCl和CH₃COOH的导电性：

(2)测溶液的PH：a、测0.01mol/L的CH₃COOH的PH值：

　　　　　　　　　 b、测CH₃COONa溶液的PH值：

　　　　　　　　　 c、将PH=1的CH₃COOH稀释到100倍，测其PH值：

　　　　　　　　　 d、在PH=1的HCl中加入少量CH₃COONa固体，测其PH值：

(3)与活泼金属反应的剧烈程度：等体积等浓度的HCl和CH₃COOH中加锌：

(4)与碱反应：等体积等PH的HCl和CH₃COOH分别与同浓度NaOH反应消耗NaOH的量：

6、电离平衡常数和电离度：

5、弱电解质的电离平衡的影响因素：内因：电解质本身的强弱

　　　　　　　　　　　　　　　　 外因：温度：

　　　　　　　　　　　　　　　　　　　 浓度：

　　　　　　　　　　　　　　　　　　　 　同离了效应：

例题：1、相同物质的量浓度、相同体积的一元强酸和一元弱酸比较：

例题：2、相同PH、相同体积的一元强酸和一元弱酸比较：

例题：3、0.1mol/L的氨水，改变下列条件，下列各项如何变化？

4、弱电解质的电离平衡的建立与特征：

3、电解质的电离方程式书写：H₂SO₄：　　　　　　　　　　　 Ba(OH)₂：

　　　　　　　　　　　　　 H₂SO₃：　　　　　　　　　　　 NH₃•H₂O：

　　　　　　　　　　　　　 KClO₃：　　　　　　　 　　　　　NaHCO₃：

　　　　　　　　　　　　　 NaHSO₄：　　　　　　　　　　 (NH₄)₂Fe(SO₄)₂：