高中化学选修4专题水溶液的离子平衡汇总.docx

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高中化学选修4专题水溶液的离子平衡汇总

高中化学选修4第三章（水溶液中的离子平衡）专题基础知识总结

第1节弱电解质的电离

电解质：

在水溶液或熔融状态下能导电的化合物。

非电解质：

在水溶液里和熔融状态下都不能导电的化合物。

讨论条件：

热稳性较差的电解质只讨论它们在水溶液中的电离，易与水反应的电解质只讨论它们在熔融状态下的电离。

【注意】

（1）电解质和非电解质都是指化合物，认为除电解质外的物质均是非电解质的说法是错误的。

单质和混合物既不是电解质也不是非电解质。

（2）必须是在水分子的作用下或受热熔化后，本身直接电离出自由移动的离子的化合物才是电解质。

并不是溶于水能导电的化合物都是电解质。

如SO3、NH3等溶于水都能导电，但SO3、NH3是非电解质。

（3）只要具备在水溶液或熔融状态下能够导电其中一个条件的化合物即为电解质。

（4）某些离子型氧化物，如Na2O、CaO等，讨论时要注意讨论条件。

虽然溶于水后电离出来的自由离子不是自身电离的，但在熔化时却可以自身电离，且完全电离，故属于强电解质。

（5）电解质不一定在任何状态下都导电，导电物质不一定是电解质；

非电解质不导电，不导电的物质不一定是非电解质。

本质：

电解质本身电离出自由移动的离子。

判断化合物是电解质还是非电解质的方法：

主要看该化合物在溶于水或熔化时自身是否电离出阴阳离子：

能电离的属电解质，不能电离的属非电解质。

水溶液是否能导电，只能是判断是否是电解质的参考因素。

酸、碱、盐和离子化的氧化物一般属于电解质。

电离方程式的书写规范：

（1）强电解质的电离用等号，弱电解质的电离用可逆号。

（2）多元弱酸分步电离，故需分步书写电离方程式，但第一步是主要的；应使用可逆号。

（3）多元弱碱分步电离，电离方程式不要求分步写；应使用可逆号。

（4）两性氢氧化物双向电离。

（5）在水溶液中，强酸的酸式盐完全电离，弱酸的酸式盐分步电离，第一步只电离出酸式根离子和阳离子。

（6）在熔融状态下，强酸的酸式盐只电离出酸式根离子和阳离子。

典型电离方程式（参考化学2—必修）：

氯化钠：

盐酸：

氢氧化钠：

硫酸钡（熔融态）：

氢氧化钙（澄清溶液）：

氢氧化钙（浊液、石灰乳）：

氢氧化铝（酸式、碱式电离）：

氢氧化铁（部分电离）：

一水合氨（部分电离）：

醋酸（部分电离）：

碳酸（分步电离）：

磷酸（分步电离）：

明矾（复盐）：

硫酸氢钠（水溶液中）：

硫酸氢钠（熔融态）：

碳酸氢钠（水溶液中）：

碳酸氢钠（熔融态）：

强电解质：

在水溶液里或熔融状态下能够全部电离的电解质叫强电解质。

弱电解质：

在水溶液里或熔融状态下不能够全部电离的电解质叫弱电解质。

强电解质和弱电解质的根本区别：

发生全部电离还是部分电离。

强电解质、弱电解质比较表：

强电解质

弱电解质

相同点

分类和基本特性

都是电解质；都能导电

电离条件

水溶液中

反应焓变

ΔH>0

不同点

定义

在水溶液里或熔融状态下能够全部电离的电解质叫强电解质。

在水溶液里或熔融状态下不能够全部电离的电解质叫弱电解质。

化学键型

离子键、强极性键

极性键

表示方法

等号

可逆号

电离程度特点

完全电离

部分电离

粒子存在的形式

只存在电解质电离产生的阴阳离子，不存在电解质分子

大量存在电解质分子，少量存在弱电解质电离产生的离子

电离过程

不可逆，不存在电离平衡

可逆，存在电离平衡

电解质在水溶液中存在形式

水合离子

分子、水合离子

化合物类型

离子化合物及具有强极性键的共价化合物

具有非强极性键的共价化合物

实例

大多数盐（包括可溶性盐和难溶性盐）；强酸；强碱；金属离子化合物

弱酸；弱碱；两性氢氧化物；水；极少数盐

【注意】

（1）电解质的强弱由物质的内部结构决定，强弱电解质的主要区别是在水溶液中能否完全电离。

（2）电解质的强弱与其溶解度无关。

电解质的强弱与其水溶液的导电能力没有必然联系。

强电解质溶液的导电能力不一定强。

溶液导电能力决定因素：

自由移动离子浓度的多少（受电解质离子浓度、溶解度影响）、所带电荷的多少

在物质的量浓度相同的情况下，强电解质溶液的导电能力比弱电解质溶液的导电能力强。

（3）电解质的强弱与化学键没有必然联系。

含有强极性键的化合物不一定都是强电解质（如HF）。

一般的，强电解质含有离子键或强极性键。

（4）电解质的强弱与其溶解度无关，对难溶或微溶于水的盐要正确看待，如BaSO4、MgCO3、Ca（OH）2等盐和碱。

虽然溶解度很小，但其溶于水的部分完全电离，因此为强电解质。

某些能溶于水的盐，溶于水的部分只能部分电离，因此为弱电解质。

（5）电解质的电离与有无外加电场无关。

中学化学里常见的离子化合物：

1.绝大多数盐：

NaCl、Na2S、CaCO3、AgCl

2.强碱：

LiOH、NaOH、KOH、Ca（OH）2、Ba（OH）2

3.部分金属氧化物、过氧化物：

Na2O、Na2O2、K2O、MgO、CaO、BaO、Al2O3

判断电解质是弱电解质的实验方法：

（1）从弱电解质的电离特点分析

1.测定浓度与pH的关系

例1：

配制0.1mol/L的醋酸溶液，测定pH>1。

例2：

配置相同浓度的盐酸和醋酸，测定两溶液的pH，盐酸的pH小，醋酸的pH大。

2.在相同浓度温度下，与强电解质做导电对比试验。

例：

配置相同浓度的盐酸和醋酸，取相同体积分别加入烧杯中并并联，接通电源，观察灯泡亮度，插在盐酸中的灯泡亮度大，插在醋酸中的灯泡亮度小。

3.在相同浓度温度下，与同一物质反应比较速率的大小。

例：

配置浓度相同的盐酸和醋酸溶液，加入纯度、质量都相同的同种锌粉。

两溶液与锌反应产生氢气的速率：

盐酸＞醋酸。

（2）从影响弱电解质电离的外界因素分析，利用实验证明其存在电离平衡

1.比较稀释前后溶液pH与稀释倍数的变化关系

例：

配制pH相同的盐酸和醋酸溶液，取1mL上述盐酸和醋酸溶液分别用蒸馏水稀释相同倍数（如100倍），在测定稀释后溶液的pH，盐酸pH变化大，醋酸pH变化小。

2.加热后测定酸溶液的pH，观察是否变化（加入指示剂，观察颜色变化）,pH基本不变的是强酸，pH变化的是弱酸。

3.加入其对应的可溶性盐固体的方法

例：

把一定浓度的醋酸溶液分成两等分，其中一份加入醋酸钠固体，然后分别测其pH，加入醋酸钠固体的醋酸溶液pH变大，另一份pH无明显变化。

【注意】只要能证明该物质不完全电离，存在电离平衡，既有离子又有分子，则可说明为弱电解质。

弱电解质的电离：

电离平衡状态的建立：

在一定条件（温度，浓度）下，当溶解的电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合成分子的速率相等时，电离过程就达到平衡状态，称为电离平衡。

电离平衡状态的特征：

（1）弱：

存在于弱电解质的溶液里。

（2）等：

分子电离成离子的速率等于离子结合成分子的速率。

（3）定：

达到平衡时，溶液中离子浓度和分子浓度都保持不变（不随时间变化，但不一定相等）。

（4）动：

电离平衡属于动态平衡：

v（离子化）＝v（分子化）≠0

（5）变：

外界条件（温度、浓度、外加试剂等）发生变化时，电离平衡发生移动，在新的条件下重新建立新的平衡。

（6）吸：

电离平衡一般是吸热的。

（7）同：

电离平衡建立与反应从哪个方向（正向、逆向、双向）开始进行无关。

（参见等效平衡）

【注意】电离平衡遵循化学平衡的一般规律，勒夏特列原理同样适用于电离平衡。

电离平衡和化学平衡比较：

电离平衡

化学平衡

适用范围

弱电解质在水溶液中的平衡

可逆反应的平衡

举例

CH3COOH⇌CH3COO-+H+

SO2+O2⇌SO3

平衡状态特点

逆

弱电解质的可逆电离过程

一定条件下的可逆反应

等

v（离子化）＝v（分子化）≠0

正反应速率=逆反应速率≠0

定

溶液中离子浓度和分子浓度保持不变

反应混合物中各组分的浓度保持不变

动

动态平衡，达到平衡状态时，正过程和逆过程仍在继续。

变

外界条件发生变化时，平衡发生移动，在新的条件下重新建立新的平衡。

同

平衡建立与反应从哪个方向开始进行无关。

影响电离平衡的因素：

（1）内因：

由电解质本身的结构决定。

共价键极性越弱，电解质越弱，电离程度越小。

常温下绝大多数0.1mol/L弱电解质电离的分子数不超过10％。

（2）外因：

温度：

温度升高，电离平衡向右移动，平衡常数增大，电离程度增大。

原因：

电离是吸热的。

升高温度，电离平衡向电离方向移动。

一般的，加热时不考虑电解质挥发、分解等。

浓度：

浓度越大，电离程度越小。

注意：

在任何电离平衡中，加水稀释溶液促进电离，电离平衡向电离方向移动，离子浓度减小。

原因：

加水时溶液体积的增大程度大于电解质电离出离子的增大程度。

同离子效应：

加入含有弱电解质对应离子的物质，电离被抑制，弱电解质的电离平衡向逆反应方向移动。

能反应的物质：

加入能与弱电解质电离出的离子反应的物质，弱电解质的电离平衡向正反应方向移动。

酸碱度一般结论：

在弱酸的电离平衡中，加碱促进电离，加酸抑制电离。

在弱碱的电离平衡中，加酸促进电离，加碱抑制电离。

例：

0.1mol/LCH3COOH溶液中加入下列物质后的变化（见专题附表1）

电离平衡常数：

概念：

在一定条件下，弱电解质的达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积与溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数，称为电离平衡常数，简称电离常数。

符号：

K（弱酸：

Ka弱碱：

Kb）

表达式：

【注意】弱电解质电离常数表达式中的浓度（生成离子的浓度；未电离分子的浓度）均为达到电离平衡后各粒子在溶液中的浓度值。

纯液体的浓度是定值，不列入表达式。

意义：

从电离平衡常数的表达式可以看出，分子越大分母越小，则电离平衡常数越大，即弱电解质的电离程度越大。

因此，电离平衡常数可以衡量弱电解质的相对强弱。

K值越大，电离程度绝大，弱酸的酸性/弱碱的碱性越强。

影响因素：

（1）内因：

弱电解质的本性：

同温度下不同的弱电解质K值相同。

（2）外因：

A.是温度的单值函数。

电离平衡是一个吸热过程，升高温度电离平衡常数增大。

【注意】K随温度而变化，但由于电离过程中热效应较小，温度改变对电离常数影响不大，其数量级一般不变，所以室温范围内可忽略温度对电离常数的影响。

B.其他：

与浓度、酸碱度均无关。

多元弱酸的电离平衡常数：

多元弱酸各级电离平衡常数大小关系：

Ka1>>Ka2>>Ka3，所以其酸性主要决定于第一步电离。

原因：

（1）一级电离出氢离子后，剩下的酸根离子带负电，增加对氢离子的吸引力，使第二个氢离子电离困难。

（2）一级电离出的氢离子抑制了二级电离过程。

相同条件下弱酸的酸性强弱：

H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO

【注意】H3PO4>H2PO3->H2CO3>HCO3->HPO3->CO32->PO33-结合质子能力由弱到强，酸性由强到弱

应用：

计算弱酸溶液中的氢离子浓度；比较弱酸酸性的强弱。

弱电解质的电离度：

计算式：

以一元弱酸HA为例：

影响因素：

（1）电离度的大小主要是由弱电解质本身性质决定。

在同一条件下，电离度大的弱电解质的电离程度就越大。

故电离度可以表示弱电解质的相对强弱。

（2）同一弱电解质的电离度既受温度影响也受浓度影响。

弱电解质浓度越大，电离程度越小。

因此在使用电离度时必须指明温度和浓度，若不指明温度通常认为是25℃。

第2节水溶液的酸碱性

水的电离：

基本特点：

水是极弱电解质，水分子与水分子之间相互作用引起水的微弱电离，通常只有少数水分子电离。

水的电离是吸热的、可逆的，属于自偶电离。

水的电离方程式：

精确的实验表明，水是一种极弱的电解质，能够微弱的电离，生成H3O+和OH-

H2O+H2O=H3O++OH-

通常把上式简写为：

H2O=H++OH-

【注意】

（1）在25℃时，纯水中H+浓度和OH-浓度都等于1×10-7mol/L。

（2）由水电离出的H++OH-数目相等。

水的电离相关常数：

水的电离平衡常数：

在一定温度下，K=c（H+）×c（OH-）/c（H2O）

在室温下，1L水的物质的量为55.6mol，这与发生电离的水的物质的量1×10-7mol相比，水的电离部分可以忽略不计。

所以电离前后，水的物质的量浓度几乎不变，可以视为常数。

因此上式可以写为：

K×c（H2O）=c（H+）×c（OH-）=Kw

水的离子积：

水的电离常数与水的物质的量的积为一新的常数，称为水的离子积常数，简称水的离子积。

符号：

Kw单位：

mol2/L2

性质：

（1）一定温度下是常数，只与温度呈正相关。

（2）升高温度，水的电离程度增大，水的电离平衡向右移动，离子积增大。

降低温度，水的电离程度减小，水的电离平衡向左移动，离子积减小。

意义：

反映了一定温度下的水和c（H+）和c（OH-）的关系。

水的离子积常数揭示了在任何水溶液中均存在水的电离平衡，都有H+和OH-共存，只是相对含量不同而已。

并且在稀酸和稀碱溶液中，温度为25℃时，Kw=1×10-14仍为同一常数。

影响因素：

水的离子积随温度的变化而变化，不随溶液中离子浓度的改变而改变。

因为水的电离过程是一个吸热过程，所以当温度升高时，有利于水的电离，水的离子积增大。

适用范围：

常温下Kw=1×10-14，不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质溶液。

【注意】

1.c（H+）和c（OH-）均表示溶液中H+和OH-的总物质的量浓度。

2.离子积常用于c（H+）和c（OH-）的相互换算。

影响水电离平衡的因素：

（1）温度：

由于水的电离吸热，

升温促进水的电离。

水的电离平衡向右移动，电离常数增大，电离度增大，离子浓度增大，离子积增大；

降温抑制水的电离。

水的电离平衡向左移动，电离常数减小，电离度减小，离子浓度减小，离子积减小。

但c（H+）和c（OH-）保持相等，因此溶液呈中性。

（2）加入酸或碱：

在水中加入酸或碱，即增大c（H+）或c（OH-），抑制水的电离，平衡向左移动，电离度减小，离子积不变。

水本身电离出的c（H+）或c（OH-）减小，但两者总量仍相等。

加入酸：

直接增大c（H+），可以在水中通入HCl气体，离子积不变，c（OH-）减小。

加入碱：

直接增大c（OH-），可以在水中加入NaOH固体，离子积不变，c（H+）减小。

（3）加入活泼金属：

活泼金属与氢离子反应，使水的电离平衡正向移动，水电离的c（OH-）增大。

（4）加入某些盐：

存进水的电离，离子积不变。

（5）加入某些氧化物：

加入酸性氧化物：

溶于水生成酸，酸电离出H+，增大了c（H+），使水的电离平衡向左移动。

加入碱性氧化物：

溶于水生成酸，酸电离出OH-，增大了c（OH-），使水的电离平衡向左移动。

（6）特殊化合物：

某些化合物与水发生反应，如氢化钠，氢负离子与水中的氢离子发生反应，因此平衡向右移动。

【结论】

（1）水中加酸或碱抑制水的电离，离子积不变。

（2）升温会促进水的电离，水电离出的c（H+）＝c（OH-）。

常温下水电离出的c（H＋）、c（OH-）的计算：

（1）中性溶液：

c（H＋）＝c（OH-）＝1.0×10-7mol/L

（2）溶质为酸的溶液：

H+来源于酸电离和水电离，而OH-只来源于水。

（3）溶质为碱的溶液：

OH-来源于酸电离和水电离，H+而只来源于水。

（4）水解呈酸性或碱性的盐溶液：

H+、OH-均由水电离产生。

【说明】

（1）离子积不仅适用于纯水，还适用于酸性或碱性溶液。

不管哪种溶液均有c（H＋）水＝c（OH-）水，Kw=c（H+）×c（OH-）

（2）酸溶液中，[c（H＋）水+c（H＋）酸]×c（OH-）水＝Kw通常忽略c（H＋）水

碱溶液中，[c（OH-）水+c（OH-）酸]×c（H+）水＝Kw通常忽略c（OH-）水

（4）常温下，c（H＋）水＝c（OH-）水＜1.0×10-7mol/L，水的电离受到了抑制，加酸加碱均有可能；

c（H＋）水＝c（OH-）水＞1.0×10-7mol/L，水的电离受到了促进，加活泼金属加能水解的盐均有可能。

溶液的酸碱性：

取决于溶液中c（H+）和c（OH-）的相对大小。

通用方法：

中性溶液：

c（H+）＝c（OH-）

酸性溶液：

c（H+）＞c（OH-）

碱性溶液：

c（H+）＜c（OH-）

由于在25℃的温度下，Kw＝1×10-14，因此：

中性溶液：

c（H+）＝c（OH-）＝1×10-7pH＝7

酸性溶液：

c（H+）＞c（OH-）c（H+）＞1×10-7pH＜7

碱性溶液：

c（H+）＜c（OH-）c（H+）＜1×10-7pH＞7

【注意】

（1）溶液的酸碱性是由c（H+）和c（OH-）的相对大小决定的，而不在于c（H+）或c（OH-）绝对数值的大小。

（2）溶液中c（H+）越小，c（OH-）越大，溶液酸性越弱，碱性越强；

溶液中c（OH-）越小，c（H+）越大，溶液碱性越弱，酸性越强。

（3）用c（H+）和c（OH-）与1×10-14相比较，只适用于25℃的情况，而c（H+）和c（OH-）相对大小的比较在任何情况下都适用。

（4）在酸碱的水溶液中，水电离出的c（H+）和c（OH-）始终相等，有时某一种需要忽略。

但酸中c（OH-）很小，但这完全是由水电离而来，不能忽略；

同样，碱中的c（H+）也不能忽略。

升温

中性溶液

酸性溶液

碱性溶液

离子浓度相对大小

相等

相等

c（H+）＞c（OH-）

c（H+）＜c（OH-）

c（H+）来源

水电离

水电离

水电离、酸电离

水电离

c（OH-）来源

水电离

水电离

水电离

水电离、碱电离

离子积具体算法

Kw=c（H+）水×c（OH-）水

Kw=c（H+）水×c（OH-）水

[c（H＋）水+c（H＋）酸]×c（OH-）水

通常忽略c（H＋）水

[c（OH-）水+c（OH-）酸]×c（H+）水

通常忽略c（OH-）水

例：

水中加入下列物质后相关参数的变化（见专题附表2）

溶液酸碱性的表示方法：

pH

概念：

溶液中氢离子浓度的负对数。

定义式：

pH=-lg[c（H+）]

意义：

pH大小能反映出溶液中氢离子浓度的大小，可以表示溶液酸碱性的强弱。

.

改变溶液pH的常用方法：

pH变化

采取的措施

pH增大

溶解碱性物质

碱性溶液中：

蒸发溶剂

pH减小

溶解酸性物质

酸性溶液中：

蒸发溶剂

pH和溶液酸碱性的关系：

pH与溶液的酸碱性笔交易及变化趋势：

pH

溶液的酸碱性

pH＜7

溶液呈酸性，pH越小，酸性越强

pH＝7

溶液呈中性

pH＞7

溶液呈碱性，pH越大，碱性越强

判断溶液酸碱性的三种方法：

一般

25℃

25℃

中性溶液

c（H+）＝c（OH-）

c（H+）＝1×10-7

pH＝7

酸性溶液

c（H+）＞c（OH-）

c（H+）＞1×10-7

pH＜7

碱性溶液

c（H+）＜c（OH-）

c（H+）＜1×10-7

pH＞7

溶液酸碱性与pH值的关系：

c（H+）越大，pH值越小，溶液的酸性越强；c（OH-）越大，pH值越大，溶液的碱性越强。

【注意】在25℃时

1.pH＞7，表示溶液呈碱性，pH每增加一个单位，c（OH-）增大10倍。

2.pH＜7，表示溶液呈酸性，pH每减小一个单位，c（H+）增大10倍。

pH值的测定方法：

（1）酸碱指示剂（定性测量范围）：

只能测溶液的酸碱性，即pH的大致范围，不能测出具体数值。

常用的酸碱指示剂及变色范围：

指示剂

酸碱指示剂的变化范围（pH）及颜色

石蕊

＜5.0红色

5.0—8.0紫色

＞8.0蓝色

甲基红

＜5.0红色

5.0—8.0橙色

＞8.0黄色

17、近年来，我国积极推广“无车日”活动，以节约能源和保护环境。

科学家也正在研制太阳能汽车和燃料电池汽车，减少对空气的污染。

甲基橙

14、大我数地区的自来水水源取自水库、湖泊或河流。

自来水是主要的饮用水，饮用水源受到污染，会直接影响我们的身体健康。

＜5.0红色

8、铁生锈的原因是什么？

人们怎样防止铁生锈？

5.0—8.0橙色

＞8.0黄色

一、填空：

酚酞

＜5.0无色

5.0—8.0紫色

二、问答：

＞8.0蓝色

（2）pH计（酸度计）（定量精确测量）：

精确测量，读数到0.01。

（3）

（4）1、我们每天都要消耗食物和各种各样的生活用品，与此同时，也产生了许多垃圾。

pH试纸（定量粗略测量）：

pH试纸是由多种有机弱酸和有机弱碱浸泡而成的，本身为姜黄色。

遇到酸碱度不同的溶液，可显示14种颜色。

可以定性测定气态物质的酸碱性，也可定量测定溶液的酸碱度。

pH试纸有广范pH试纸（1—14之间，间隔为1个pH单位）和精密pH试纸（1—14之间，间隔为0.5个pH单位）。

中学实验测定某种溶液的pH，一般用广范pH试纸，考试以广范pH试纸作答。

11、火药是我国的四大发明之一，我国古代的黑火药是硝石、硫黄、木炭以及一些辅料等粉末状物质的均匀混合物。

迄今为止，可以考证的最早的火药配方是“伏火矾法”。

操作方法：

用镊子取一块pH试纸放在干燥的表面皿或干燥的玻璃片中央，用洁净的玻璃棒蘸取待测溶液，滴在pH试纸中央，将变色的试纸与标准比色卡对照，读出pH。

23、我国是世界上公认的火箭的发源地，早在距今1700多年前的三国时代的古籍上就出现了“火箭”的名称。

读数：

若试纸变红则pH＜7，若试纸变蓝则pH＞7。

1、月相的变化有什么规律？

（P49）标准比色卡比较确定的c（H+）的大小范围[1×10-14，1]，pH的大小范围：

[0,14]

当c（H+）不在大小范围内时，pH表示溶液的酸碱性并不简便，应当用AG来表示。

一、填空：

测定时主要情况分析：

（一）定性测定气态物质的酸碱性

气态物质显酸性（或碱性）是说其溶于水后产生，要求使用pH试纸定性测定其酸碱性之前必须将其润湿。

如试纸呈红色，则所测气体显酸性，且红色愈深，酸性愈强；

如试纸显蓝色，则所测气体显碱性，且蓝色愈深，碱性愈强。

（二）定量测定溶液的酸碱度

注意1：

pH试纸绝不能预先润湿，否则，相当于把待测液稀释，这样测出的pH就有可能产生误差。

（1）如待测液是中性溶液，不管其浓度是否相同，pH均为7，则不管pH试纸是否预先润湿，均不会产生误差。

（2）如待测液是酸性溶液，pH试纸预先润湿，相当于将原溶液稀释，c（H+）降低，测得pH偏高；

如待测液是碱性溶液，pH试纸预先润湿，相当于将原溶液稀释，c（OH-）降低，测得pH偏低。

（3）对酸溶液或碱溶液而言，pH试纸预先润湿所造成的误差还须从酸或碱的强弱角度去进一步考虑。

现以用预先润湿的pH试纸测溶液的pH为例加以分析。

假定所用pH试纸等大，润湿程度一致，测定时向试纸上加酸体积相等，则相当于把两种待测溶液稀释相同倍数，此时强酸升高的幅度大于弱酸pH升高幅度，最终强酸的pH大于弱酸的pH。

即用预先润湿的pH试纸测c（H+）相同的强酸和弱酸的pH，强酸的误差更大。

这是因为强酸和强碱是强电解质，在水中完全电离，稀释到原体积的n倍，c（H+）或c（OH-）就降为原来的1/n；弱酸和弱碱是弱电解质，在水中部分电离，稀释促进其电离。

稀