2水的离子积和溶液的pH值: (1)水的离子积: 水是一种很弱的电解质,只发生极少的电离: 2H2O与H2O++OH 简写:H2O与H++OH 在一定的温度下,水的电离达到平衡时有 K=[H+][oH-] 称为水的离子积常数,用Kw表示。 常温下,Kow=[H+oH-]=1.0×10-14 水的电离吸热∴温度升高,平衡右移, Ko变大
2.水的离子积和溶液的pH值： （1）水的离子积： 水是一种很弱的电解质，只发生极少的电离： 2H2O ≒ H3O＋＋OH－ 简写： H2O ≒ H＋＋OH－ 在一定的温度下，水的电离达到平衡时有 K0=[H＋]·[OH－] 称为水的离子积常数，用K0w表示。 常温下，K0w=[H＋]·[OH－]=1.0×10－14 ∵ 水的电离吸热 ∴温度升高，平衡右移， K0 w变大
例如:295K,K0=1.0×10-14 313K:K0=3.80×10-14 酸性溶液中:叶H+]>[OH]; 碱性溶液中:[OH]叶H+]; 中性溶液:[H+]=[oH_ (2)溶液的pH值: pH值是用来表示溶液aH+的一种简便方法, 定义:pH=-lgaH+=-lg[H+] 通常情况下,以浓度代替活度,则有 pH=-lgH]同理:pOH=-lg[oH]
例如：295K ，K0 w=1.0×10－14 313K：K0 w=3.80×10 －14 酸性溶液中 : [H＋] >[OH－]； 碱性溶液中 : [OH－]>[H＋]； 中性溶液 : [H＋]=[OH－] （2）溶液的pH值： pH值是用来表示溶液aH＋的一种简便方法， 定义：pH=－lg aH＋=－lg[H＋] 通常情况下，以浓度代替活度，则有： pH=－lg[H＋]同理：pOH=－lg[OH－]
∵常温下有: K0=[H+][OH]=1.0×10-14 p Kow= pH+ poHE14 中性溶液中: 常温下:pH=pOH=7 非常温下:pH=pOH#7 酸性溶液中:pH<7 碱性溶液中:pH>7
∵常温下有： K0 w=[H＋]·[OH－]=1.0×10－14 ∴p K0 w = pH+ pOH=14 中性溶液中: 常温下:pH= pOH=7 非常温下:pH= pOH≠7 酸性溶液中： pH < 7 碱性溶液中： pH > 7
(3)酸碱指示剂: 借助颜色的变化来指示溶液pH值的物质叫酸碱 指示剂。其本身就是一种有机的弱酸或有机弱碱, 其分子离子状态颜色差别显著。 如甲基橙:一种有机弱酸 Hn与H++In 红 橙色 [F+].[Inz-] n 人 n-] [[n
（3）酸碱指示剂： 借助颜色的变化来指示溶液pH值的物质叫酸碱 指示剂。其本身就是一种有机的弱酸或有机弱碱， 其分子离子状态颜色差别显著。 如甲基橙：一种有机弱酸： HIn ≒ H＋ ＋ In－ 红 黄 橙色 [ ] [ ] [ ] [ ] [ ].[ ] 0 0 HIn In H Ka HIn H In K a − + + − = =
当(n-)/(Hn)=1:橙色 Ka0=(H+),PH=PKa0理论变色点 当(In-)/(Hn)>10 明显显示出(n-)的颜色:黄色 Ka=10(H+) pH= p Kao+1 当(In-)/(Hn)<0.1:红色 Ka0=0.1 (H+) pH= p Kab-1 所以理论上把pH间隔称为指示剂的变色范围 即pH=pKa±1。但是由于各种颜色之间相互掩盖 能力不一样,因此各指示剂变色范围要查表得知, 与理论变色范围有一定的差别
当〔In－〕/〔HIn〕=1 ：橙色 Ka0=〔H＋〕，PH=PKa0 理论变色点 当〔In－〕/〔HIn〕>10 明显显示出〔In－〕的颜色 ： 黄色 Ka0=10〔H＋〕 pH= p Ka0＋1 当〔In－〕/〔HIn〕<0.1 ： 红色 Ka0=0.1〔H＋〕 pH= p Ka0－1 ❖ 所以理论上把pH 间隔称为指示剂的变色范围， 即pH= p Ka±1。但是由于各种颜色之间相互掩盖 能力不一样，因此各指示剂变色范围要查表得知， 与理论变色范围有一定的差别