1．pH的定义：pH=－lg[H⁺]

注意：⁽¹⁾ 25℃时：PH +POH==14　 ,100℃时: PH +POH==12

(2)常见的PH：

(3)PH的适用范围：CH+ (10-14　 ,1),即PH常温下的范围为(0 ，14)

注意：任意水溶液中[H⁺]≠0，但pH可为0，此时[H⁺]=1mol/L，一般[H⁺]＞1mol/L时，pH＜0，故直接用[H⁺]表示.

7．影响水的电离平衡因素

(1)温度，升温度促进水的电离，降温则相反

(2)向纯水中外加酸碱，会抑制水的电离。

①只要酸的pH值相等(不论强弱、不论几元)对水的抑制程度相等，碱也同理。

②若酸溶液的pH值与碱溶液的pOH值相等，则两种溶液中水的电离度相等。

如pH=3的盐酸溶液与pH=11的氨水溶液在室温下，由水电离出的

　　 [H⁺]_水=[OH^-]_水==10^-11mol/L

(3)向纯水中外加弱离子的盐将促进水的电离　 ，且当强酸弱的碱盐的pH和强碱弱酸盐的pOH值相等时(同一温度)，则促进程度相等。

6．可以根据纯水电离的[H⁺]的大小与25℃时[H⁺]的大小相比较，从而判断溶液所处的温度；若溶液所处的温度均为常温，还可以判断溶液的性质。；

5．Kw的重要作用：担负着将[H⁺] 、[OH^-]转化的重任；担负着有关水的电离的计算的重任。。

4．涉及水的电离就要联想Kw，要描述Kw的表达式必须注意[H⁺]或[OH^-]哪种完全浓度完全来自于水：

(1)在酸溶液中：

(2)在碱性溶液中：

(3)在碱溶液中：

(4)在酸性溶液中：

如pH=4的NH₄Cl溶液与pH=10的NaAc溶液中，(室温)由水电离出的

[H⁺]_水=[OH^-]_水==10^-4mol/L

3．无论何种性质的溶液，由水电离的[H⁺] = [OH^-]始终恒成立。

2．影响Kw的因素

Kw与溶液中[H⁺]、[OH^-]无关，只与温度有关。

水的电离为吸热过程，所以当温度升高时，水的电离程度增大，Kw也增大。故谈Kw必须指明温度。

1．　 实验证明，纯水微弱的导电性，是极弱的电解质：

H₂O　　　 H⁺+OH，当温度一定时[H⁺]·[OH^-] =Kw是一个常数称为水的离子积常数，简称水的离子积。其中：

 25℃：[H⁺] = [OH^-] = 10^-7　 ，　 Kw= [H⁺]·[OH^-]= =10^-14　　 100℃：[H⁺] = [OH^-] = 10^{-6，　 ，} Kw= [H⁺]·[OH^-]=10-12

对一元弱酸满足：CH+=C酸 ∝ 或C酸=

注意：酸与碱混合时发生中和反应，但不一定恰好完呈中和。即使恰好完全中和，也不一定溶液呈中性，由生成的盐能否水解及水解情况而定，另外酸碱的强弱不同，提供反应物的量不同也影响着反应后溶液的性质。一般酸或碱过量化生成的盐水解对溶液的酸碱性影响大。

　下面把常见的几种情况分列出来.

　①等物质的量浓度的一元弱酸一元强碱溶液等体积混合溶液pH＞7(由生成的强碱弱酸盐水解决定)

②等物质的量浓度的一元强酸与一元弱碱溶液等体积混合后溶液pH＜7(由生成的强酸弱碱盐水解决定)

③等物质的量浓度的一元强酸与强碱溶液等体积混合后溶液pH=7(因生成强酸强碱盐不水解)

想一想：若酸或碱之一是多元，情况又怎样？

④当pH=pOH的强酸与强碱溶液以等体积混合后pH=7(与酸、碱的几元性无尖)

⑤当pH=3的某一元酸溶液与pH=11的一元强碱以等体积混合后pH≤7。(考虑酸有强弱之分，若分弱酸，制反应后酸过量)

⑥当pH=3的某一元强酸pH=11的一元碱溶液的以等体积混合后pH≥7(同理⑤，弱碱过量)

⑦将pH=3的酸溶液和pH=11的碱溶液以等体积混合后溶液pH=无法确定.

再想一想：⑤⑥⑦与酸、碱的几元性有无关系？

第二节水的电离平衡和溶液的PH

3．两个重要结论：

(1)PH相同的强弱酸等倍数稀释前者PH较高，或强酸的PH变化较大。

(2)C酸相同的同元强弱酸等倍数稀释则反之。

例如　 ①等物质的量浓度的盐酸和醋酸，氢氧化钠和氨水分别加水稀释。溶液的pH值变化，图示如下：

　 ②若把上述问题，换成等pH值，图示又怎样呢？

注意：

　 ①酸无论怎样稀释，不可能成为碱性；若无限稀释，则pH只能无限接近7且小于7.

②碱无论怎样稀释，不可能成为酸性；若无限稀释，则pH只能无限接近7且大于7

③当起始强酸、弱酸的pH相同，稀释后为达仍相同，则稀释倍数一定是弱酸大小强酸(强碱、弱碱类同)