seegongsik
高一~高中二年级 (15-17岁)

高中化学 酸碱反应

酸溶于水时放出氢离子 H⁺，碱溶于水时放出氢氧根离子 OH⁻。 pH 是用对数表示氢离子浓度的值，25 ℃ 时小于 7 为酸性，等于 7 为中性，大于 7 为碱性。 酸和碱混合时，H⁺ 与 OH⁻ 结合成水，发生中和反应，两种离子的量相等时溶液呈中性。 在图中改变氢离子浓度，pH 标尺上的位置随之改变；改变加入的盐酸体积，烧杯中离子和水分子的数目随之改变。

什么是酸和碱

💡 阿伦尼乌斯的定义
①酸：溶于水时放出 H⁺（氢离子）的物质
②碱：溶于水时放出 OH⁻（氢氧根离子）的物质
③HCl → H⁺ + Cl⁻（酸）
④NaOH → Na⁺ + OH⁻（碱）

pH 标尺

10⁻³
pH 的定义
pH = -log[H⁺]
[H⁺] 是氢离子的物质的量浓度（M）
水的电离
[H⁺] × [OH⁻] = Kw = 1.0 × 10⁻¹⁴ (25℃)
纯水中 [H⁺] = [OH⁻] = 10⁻⁷ M，所以 pH = 7
🔍 读图
①pH < 7 为酸性，[H⁺] 多于 [OH⁻]
②pH = 7 为中性，[H⁺] 与 [OH⁻] 相等
③pH > 7 为碱性，[OH⁻] 多于 [H⁺]
④pH 减小 1，[H⁺] 变为 10 倍；两根条形的长度之和始终不变，是因为 [H⁺] × [OH⁻] 是定值

中和反应

5 mL
中和反应
H⁺ + OH⁻ → H₂O
酸中的 H⁺ 与碱中的 OH⁻ 结合成水
中和点的条件
n酸 × 价数 = n碱 × 价数
酸与碱的物质的量浓度 × 体积 × 元数相等：MVa = M′V′b
💡 中和滴定的要点
①向 10 mL NaOH 中加入同浓度的 HCl 10 mL，H⁺ 和 OH⁻ 全部变成水，pH = 7
②HCl 少于这个量时 OH⁻ 有剩余，pH > 7；多于这个量时 H⁺ 有剩余，pH < 7
③中和反应放热，所以中和点时溶液温度最高
④用中和滴定可以测出未知浓度的酸或碱的浓度

动手算一算

例题 1
求 0.01 M 盐酸（HCl）水溶液的 pH。（HCl 为强酸、完全电离）
1
HCl 是强酸，完全电离，所以 [H⁺] 等于盐酸的浓度。
[H⁺] = 10⁻² M
2
代入 pH = −log[H⁺]。
pH = −log(10⁻²) = 2
▸ pH = 2
强酸的浓度就是 [H⁺]，把浓度写成 10 的幂，只要改变指数的符号就得到 pH。
例题 2
求 0.001 M 氢氧化钠（NaOH）水溶液的 pH。(25℃)
1
NaOH 是强碱，[OH⁻] = 10⁻³ M，pOH = 3。
[OH⁻]=10⁻³ M, pOH=3
2
利用 pH + pOH = 14。
pH = 14 − 3 = 11
▸ pH = 11
对于碱，先求 pOH，再用 14 减去它就得到 pH。

总结

pH 的计算
pH = -log[H⁺]
25 ℃ 时 pH + pOH = 14
2023 评价院模考化学Ⅰ类题改编
0.1 M HCl 水溶液 100 mL，需要多少体积的 0.1 M NaOH 水溶液才能中和？
①50 mL
②100 mL
③150 mL
④200 mL
⑤250 mL
▸ ② 100 mL
1
中和点时 n(H⁺) = n(OH⁻)。
2
先求 HCl 的物质的量，再计算含有同样物质的量的 NaOH 溶液的体积。
n(HCl)=0.1×0.1=0.01 mol → V(NaOH)=0.01/0.1=0.1 L
🎯 考试重点
①pH = −log[H⁺]
②pH 相差 1，[H⁺] 相差 10 倍
③中和反应的离子方程式：H⁺ + OH⁻ → H₂O
④中和点时，酸与碱的物质的量浓度 × 体积 × 元数相等
⑤强酸与强碱的中和点 pH = 7，弱酸与强碱的中和点 pH > 7
← 上一页
氧化还原反应
下一页 →
气体的性质

最后更新

如果有帮助，请支持我们