1定義

氫離子是氫原子失去一個電子形成的陽離子,帶一個單位正電荷。某些情況下,也能形成帶一個單位負電荷的陰離子,稱為氫負離子(H-)。
氫的核素形成的陽離子可以看作質子。但另外兩種核素氘和氚形成的陽離子則不能看作質子,只能叫做氫離子。

2過程

氫離子在溶液中的形成
通常由電離產生。一些酸式鹽在電離時也能直接形成氫離子,如硫酸氫鈉;水自身也會電離出極少量的氫離子和氫氧根離子(嚴格地說式子不能寫成H2O=H+ + OH-,因為氫離子極易被其他水分子吸引,因此嚴格的式子應該是2H2O=H3O+ + OH- ,但是在一定情況下可以寫為H2O=H+ + OH-)。某些強酸弱鹼鹽在電離時雖然不直接生成氫離子,但是會電離出一些能讓水中少量氫氧根離子轉化為沉澱或氣體的陽離子,從而使水中氫離子數目增多,如硫酸銅、硫酸銨等。

3檢驗方法

1.滴加紫色石蕊試液,如果紫色變成紅色則說明有氫離子存在。
2.向溶液中滴加NaHCO3溶液,如果產生氣泡則證明存在氫離子。
3.使用pH計對溶液進行測量,該方法可以測出很精確的pH值。

4PH關係

氫離子濃度與溶液的pH
常溫下,稀溶液中氫離子的濃度和氫氧根離子濃度的積(即離子積)總是1.0*10^(-14)。我們用氫離子的負對數表示溶液酸鹼度,即pH。
所以純水的pH=-lg10^(-7)=7.0。酸性溶液的氫離子濃度毫無疑問總是大於1.0*10^(-7)mol/L,而鹼性溶液的氫離子濃度總是小於1.0*10^(-7)mol/L。所以規定酸性溶液pH<7,鹼性溶液pH>7,中性溶液pH=7。
值得注意的是,溶液的pH值不總是在0-14之間,有時會出現大於14的值或是負值。而我們的廣泛pH試紙通常只能測試pH值處在0-14之間的溶液,並且只能取整數。而pH計則可以測出小數。
廣泛pH試紙

  廣泛pH試紙

5電離平衡

水是一種極弱的電解質,在常溫下能電離出極少量的H+和OH-,存在著電離平衡。一、水的電離平衡規律
1.Kw=c(H+)·c(OH-),純水中c(H+)=c(OH-),純水總是呈電中性的。
2.不能認為c(H+)或c(OH-)等於10-7mol/L或pH=7的溶液就一定是中性溶液,即不能把pH=7作為判斷一切溶液酸、鹼性的分界線,而應比較c(H+)和c(OH-)兩者的相對大小。溶液呈酸鹼性的本質是c(H+)≠c(OH-)。
3.已知水電離產生的c(H+)或c(OH-)並不能最終確定溶液的酸鹼性,因為這既可能是酸(或酸性)溶液,也可能是鹼(或鹼性)溶液。例如,由水電離出的c(H+)=1×10-13mol/L的溶液,其pH等於1或13。
4.水電離平衡的破壞和移動
(1)外加酸、鹼可以打破水的電離平衡,促使水的電離平衡逆向移動,導致c(H+)≠c(OH-),水的電離受到抑制。酸溶液的pH表示的c(H+)為溶質酸電離產生的,通過Kw=c(H+)·c(OH-)水可以計算出水電離的c(OH-)水,而c(H+)水=c(OH-)水。鹼溶液的pH表示的c(H+)則為水電離出的c(H+)水,因為鹼本身不能電離出H+。
(2)溫度會影響水的電離平衡。水的電離是吸熱過程,溫度升高,促進水的電離,Kw增大,pH減小,但仍存在c(H+)水=c(OH-)水。在常溫時Kw=10-14,100℃時,Kw=10-12。
(3)能發生水解的鹽可以促進水的電離,從而打破水的電離平衡。只有一種弱酸根陰離子(或弱鹼陽離子)水解,則c(H+)≠c(OH-);若所加鹽發生雙水解,則兩種離子的濃度可能相等,也可能不相等。水解呈酸性的鹽溶液pH表示的是水電離的c(H+)水(與鹼溶液相同),水解呈鹼性的鹽溶液的pOH{pOH=-lgc(OH-)}表示的是水電離的c(OH-)水(與酸溶液相同)。
5.對於極稀的酸、鹼溶液,水的電離則不可忽視。例如:c(H+)=10-8mol/L的鹽酸,如果認為pH=8就錯了,因為酸溶液的pH在常溫時一定是小於7的。這時在計算該溶液的pH時,就必須考慮水電離產生的c(H+)水和c(OH-)水。

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