高中化学专题之水的离子积及PH值计算

一、水的电离平衡（属于弱电解质的电离）
1.平衡常数表达式：水的离子积常数 Kw=C(H+).C(OH-)；其中，C(H+)与C(OH-)为溶液中H+和OH-的总浓度，不可片面理解为水电离产生的H+与OH-的浓度。
2.Kw的影响因素：只与温度有关；一般我们认为，常温下25°C时，Kw=10-14；100°C时，Kw=10-12。
3.水的电离平衡移动影响因素
（1）温度：温度升高，Kw变大，平衡右移
（2）外加酸、碱，可抑制水的电离（相当于“同离子效应”）：如在水中加入盐酸、氢氧化钠、硫酸氢钠等，可使水的电离程度变小，但不影响Kw的大小。
（3）外加可水解的盐，可促进水的电离（相当于“离子反应效应”）：如在水中加入醋酸钠、氯化铵等，可使水的电离程度变大，但不影响Kw的大小。
（4）加入强酸的酸式盐，相当于加入酸，抑制水的电离；加入弱酸的酸式盐，对水的电离越促进还是抑制作用，则要看是水解程度大，还是电离程度大。
4.水的离子积常数的应用
（1）求PH=1的盐酸溶液中，水电离产生的H+浓度；（2）求PH=1的氯化铵溶液中，水电离产生的H+浓度;（3）求PH＝13的氢氧化钠溶液中，水电离产生的OH-浓度；（4）求PH=13的醋酸溶液中，水电离产生的OH-浓度（以上溶液均为常温时的溶液）
结论：水电离产生的氢离子浓度为10-13的溶液，可能是酸溶液，也可能是强溶液；这一点在离子共存问题中，通常构成隐含条件。
5.PH值的大小与溶液酸碱性
（1）溶液的酸、碱性，由C（H+）与C（OH-）的相对大小共同决定的；而溶液的PH=-lg(H+),只与C（H+）有关。两者没有必然的联系，因此，不能说PH=7的溶液一定是中性的，也不能说PH=6的溶液一定是酸性的。当溶液温度不是常温时，中性溶液的PH≠7（因Kw≠10-14）。
（2）例题：改变温度，下列溶液的PH值基本不变的是（  ）
A.NaOH溶液    B.NaCl溶液     C.稀硫酸    D.NH4Cl溶液
6.PH的相关计算
（1）单一溶液PH求算（略）
（2）溶液的稀释：对于强酸和强碱溶液来说，体积稀释为原来的10n倍，则PH变化值为n，但要注意“无限稀释7为限”例如：pH=6的HCl溶液稀释100倍，混合PH≈7；对于弱酸和弱碱溶液来说，体积稀释为原来的10n倍，则PH变化值小于n。
（3）溶液的混合
a.强酸与强酸的混合，先求混合溶液中C（H+），进而根据计算式求出PH；强碱与强碱的混合，先求混合后溶液中C（OH-），再根据水的离子积求出溶液中C（H+），进而根据计算公式求出PH。
当两种强酸等体积混合，且△PH≥2时，或者当两种强碱等体积混合，且△PH≥2时，可以得出“同强等混弱点3”。例如：PH=1的盐酸与PH=3的硫酸等体积混合后，溶液PH为1.3；PH=12的烧碱溶液与PH=10的烧碱等体积混合，溶液PH为11.7
b.强酸与强碱的混合，若酸过量，先求混合溶液中C（H+），进而根据计算式求出PH；若碱过量，先求混合后溶液中C（OH-），再根据水的离子积求出溶液中C（H+），进而根据计算公式求出PH。
常温时，当强酸与强碱等体积混合时，若PH酸＋PH碱＝14，则混合后PH＝7；若PH酸+PH碱＞14时，则混合后PH=PH碱－0.3；若PH酸+PH碱<14时，则混合后PH=PH酸+0.3。
7.酸、碱混合后，溶液呈中性
（1）常温下，PH为a的强酸，与PH为b的强碱，混合呈中性，则V酸：V碱=10a+b-14:1；若100°C时混合呈中性，则V酸：V碱=10a+b-12:1。
（2）常温时，PH为a的酸，与PH为14-a的碱等体积混合：或酸为强，碱为弱，则混合后，溶液为碱性；或酸为弱，碱为强，则混合溶液呈酸性；或均为强，则混合溶液显中性。

例题：100°C时，PH=3的稀硫酸与PH=8的烧碱溶液混合后，PH变为7，求两混合溶液的体积比为多少？