五、电解质溶液的酸碱性
1、电解质量溶液的酸碱性的表示方法
（1）溶液的 pH
在纯水和电解质的稀溶液里都存在水的电离平衡及水的离子积(Kw)。Kw 指明了 H+离子和
OH－离子的依存关系及其数量关系。[H+]和[OH－]可以相互换算，因此可以用[H+]统一表示水溶
液的酸碱性。但在稀溶液里[H+]很小，计算时很不方便。若取[H+]的负对数，计算时就很方便。
因此 pH 是表示溶液酸碱性的一种方法。即 pH = lg[H+]或[H+] = 10－pH。在常温下：
[H+]>10－7，则 pH < 7，溶液呈酸性，[H+]越大，pH 越小，酸性越强；[H+]= 10－7，则 pH =
7，溶液呈中性；[H+] < 10－7，则 pH > 7，溶液呈碱性，[H+]越小，pH 越大，碱性越强。
（2）酸碱指示剂
借助于颜色的改变来表示溶液 pH 的物质叫做酸碱指示剂。例如甲基橙，它是一种有机弱
酸，以 HIn 表示，电离方程式为：
HIn H+ + In－
(红色) (黄色)
当黄色物（In－）和红色的（HIn）各占 50%时，溶液显橙色；若[H+]增大到 pH 为 时，
红色的 HIn 占 90%，黄色的 In－占 10%，溶液显红色，[H+]再增大，即 pH < ，肉眼已看不出
颜色的变化；若[H+]减小到 pH 为 时，约有 90%的黄色离子、10%的红色分子，溶液显黄色，
[H+]再减小，即 pH > ，肉眼也看不出颜色的变化。肉眼能观察到的颜色变化的 pH 范围叫做
该酸碱指示剂的变化范围。变化范围中 pH 较小的一侧的颜色称为指示剂的酸色，pH 较大的一
侧的颜色称为指示剂的碱色。下表中是几种常用酸碱指示剂的变色情况：
指示剂名称 变色范围 pH 及颜色 颜 色
酸 色 碱 色
甲 基 橙
酚 酞
石 蕊
—（橙色）
—（浅红色）
—（紫色）
红
无色
红
黄
红
蓝
2、酸、碱能够抑制水的电离
酸溶液或碱溶液里都存在水的电离平衡及水的离子积，但由于酸溶液里[H+]较大，碱溶液
里[OH－]较大，因此其中水的电离平衡均向逆方向移动，抑制了水的电离。举例如下：
（1） 的 HCl 溶液、 的 CH3COOH(25℃, = %)溶液中
水的电离。HCl 溶液里：[H+]= 10－3 ，则[OH－]水= [H+]水 = 10－11 < 10－7
, CH3COOH2 溶液里：[H+] = 10－3××10－2 = ×10－5 , 则[OH－]水 = [H+]
水= ×10－11 < 10－7 。
可见酸溶液里水的电离度小于纯水的电离度，且同浓度的一元强酸溶液里水的电离度小于
一元弱酸溶液里水的电离度。
（2） NaOH 溶液、 NH3·H2O(25℃, ℃ = %)中水的电离。
NaOH 溶液里：
NH3·H2O 溶液里：
[OH－] = ×10－5 , 则[H+]水 = [OH－]水 = ×10－11 <
mol L 1· mol L 1·
mol L 1· mol L 1·
mol L 1· mol L 1·
mol L 1· mol L 1·
mol L 1· mol L 1·
[OH ] 10 mol L , [H ] [OH ] 10 mol L 10 mol L3 1 11 1 7 1 则
水 水
mol L 1· mol L 1·
10－7
可知碱溶液里水的电离度小于纯水的电离度，且同浓度的一元强碱溶液里水的电离度小于
一元弱碱溶液里水的电离度。
3、盐溶液的酸碱性
盐溶液里也存在水的电离平衡及水的离子积。
（1）强酸强碱（正）盐溶液呈中性
由于强酸强碱盐电离出来的金属阳离子和酸根阴离子能跟水电离出来的 H+离子、
OH－离子大量共存，不会结合成弱电解质，因此不影响水的电离平衡，溶液中：
[H+] = [OH－] = 10－7 ，呈中性。强酸强碱盐不发生不解反应。
（2）强酸弱碱盐溶液呈酸性
强酸弱碱盐电离出来的阳离子和酸根阴离子，前者能跟水电离出来的 OH－离子结合成难电
离的弱碱，而后者跟水电离出来的 H+离子能大量共存，因此使水的电离平衡向正方向移动，结
果溶液中[H+] > [OH－]，显酸性。强酸弱碱盐能发生水解反应。
（3）强碱弱酸盐溶液呈碱性
强碱弱酸盐电离出来的阳离子和酸根阴离子，前者能跟水电离出来的 OH－离子大量共存，
而后者跟水电离出来的 H+离子结合成难电离的弱酸，因此必促进了水的电离，结果溶液中[OH
－] > [H+]，显碱性。强碱弱酸盐能发生水解反应。
（4）弱酸弱碱盐溶液的酸碱性
弱酸弱碱盐电离出来的阴、阳离子能分别结合水电离出来的 H+离子和 OH－离子，生成相
应的弱酸和弱碱，大大促进了水的电离。其溶液的酸碱性，要由水解生成的弱酸和弱碱的相对
强弱来决定。例如在 CH3COONH4 溶液中，CH3COO－ + NH4+ + H2O = CH3COOH + NH3·H2O，
因为酸 = 碱，所以溶液中[H+] = [OH－]，呈中性，又如在 NH4CN 溶液中，NH4+ + CN－+ H2O
= NH3·H2O + HCN，因为酸 < 碱，呈碱性。
从以上分析可知，除强酸强碱盐之外，其它各类盐的离子可以跟水中的 H+离子或
OH－离子相结合而生成弱电解质，从而破坏水的电离平衡，使溶液中的[H+]和[OH－]相对发生
改变，使这些盐的溶液显酸性或显碱性，这就是盐类水解反应的实质。
影响盐类水解的因素：
℃盐的组成。例如不同弱酸的钠盐、酸根对应的酸越弱，其水解程度越大，溶液的碱性越
强。酸性：H2SO4 > H2CO3 > H2SiO3，溶液的碱性：Na2SiO3 > Na2CO3 > Na2SO3。
℃外界条件。例如：用水稀释或加热可促进盐的水解；在盐溶液中加入酸可抑制阳离子水
解，加入碱可抑制阴离子水解。
（5）酸式盐溶液的酸碱性
℃强酸酸式盐溶液显酸性：如 NaHSO4。
℃弱酸酸式盐溶液
电离程度大于其水解程度的，显酸性。如：NaHSO3、NaH2PO4。
水解程度大于电解程度的，显碱性。如：NaHCO3、HaHS、Na2HPO4 等。
4、酸碱中和滴定
（1）原理：根据酸碱反应的化学方程式确定它们的浓度、体积的关系。
如用标准盐酸（或硫酸）滴定未知浓度的氢氧化钠溶液：
HCl——————NaOH H2SO4——————2NaOH
mol L 1·
mol L 1·
（2）操作过程（以标准盐酸滴定待测氢氧化钠溶液为例）
℃用蒸馏水洗净酸滴定管、碱滴定管和锥形瓶，并检查滴定管是否漏水，用标准盐酸润洗
酸滴定管、用待测 NaOH 溶液润洗碱滴定管各 2—3 次。
℃将标准盐酸注入酸滴定管、待测 NaOH 溶液注入碱滴定管，使各自液面均在“0”以上，固
定在管夹上，使各自的尖嘴部分均充满溶液，并调整液面在“0”或“0”以下某一刻度。
℃用锥形瓶取一定体积的待测 NaOH 溶液，滴入 2 滴酚酞指示剂。
℃用标准盐酸滴定待测 NaOH 溶液，不断摇动锥形瓶，眼睛注视锥形瓶内溶液颜色的变化。
当看到加入 1 滴盐酸时，溶液立即褪成无色，再加 1 滴 NaOH 溶液，溶液又显红色，即达到了
滴定终点。
℃ 记 录 两 个 滴 定 管 的 刻 度 ， 确 定 用 去 的 盐 酸 和 NaOH 溶 液 的 体 积 ， 用
公式进行计算。
注意：若只用水洗酸、碱滴定管后没有分别用标准酸液和待测碱液润洗；用水洗锥形瓶后
再用待测碱液润洗；滴定管尖嘴部分留有气泡；滴定过程中不摇动锥形瓶，一旦发现所加指示
剂变色了就当作滴定终点；读取滴定管放出液体的体积时视线与刻线不在同一水平线上等等不
正确的操作，均会造成测定结果产生误差。
将上述有关知识归纳如下：
1
C V
1
C V
C
C C
V
酸 酸 碱 碱
碱
酸 酸
碱
则
1
C V
2
C V
C
2C C
V
酸 酸 碱 碱
碱
酸 酸
碱
则
C(NaOH)
C HCl V HCl
V NaOH
