(完整word版)選修4水的電離和溶液的酸堿性知識(shí)點(diǎn)總結(jié)詳細(xì),推薦文檔

1、第二節(jié)水的電離和溶液的酸堿性知識(shí)點(diǎn)一水的電離和水的離子積、水的電離1電離平衡和電離程度 水是極弱的電解質(zhì)，能微弱電離：H2O+H2O *H30+0H-，通常簡(jiǎn)寫(xiě)為 H2OH+OH-； AH>0c(H )?c(OH-)c(H2。)溫度越高K電離越大。 實(shí)驗(yàn)測(cè)得：室溫下1LH20 (即55.6mol )中只有1 X10-7mol發(fā)生電離，故25C時(shí)，純水中c(H+)=c(0H-)=1 xW-7mol/L，平衡常數(shù) K 電離2影響水的電離平衡的因素(1) 促進(jìn)水電離的因素： 升高溫度：因?yàn)樗婋x是吸熱的，所以c(H+)和c(OH-)同時(shí)增大，Kw增大，但c(H+)和 c(OH-)始終保持相等，

2、仍顯中性。純水由 25C升到 100C, c(H+)和 c(OH-)從 1 xi0-7mol/L 增大到 1 xi0-6mol/L(pH 變?yōu)?6)。 加入活潑金屬向純水中加入活潑金屬，如金屬鈉，由于活潑金屬可與水電離產(chǎn)生的H +直接發(fā)生置換反應(yīng)，產(chǎn)生H2,使水的電離平衡向右移動(dòng)。 加入易水解的鹽由于鹽的離子結(jié)合 H+或OH-而促進(jìn)水的電離，使水的電離程度增大。溫度不變時(shí)，Kw不變。 電解如用惰性電極電解 NaCI溶液、CuSO4溶液等。(2) 抑制水電離的因素： 降低溫度。 加入酸、堿、強(qiáng)酸酸式鹽。向純水中加酸和強(qiáng)酸酸式鹽(NaHSO4)能電離出H+、堿能電離出 OH-,平衡向左移動(dòng)，水的電

3、離程度變小, 但Kw不變。練習(xí)：影響水的電離平衡的因素可歸納如下：H2O f一 H+OH-變化條件平衡移動(dòng)方向電離程度c(H+)與 c(OH-)的相對(duì)大小溶液的酸堿性離子積Kw加熱向右增大c(H+)=c(OH-)中性增大降溫向左減小c(H+)=c(OH-)中性減小加酸向左減小c(H+)>c(OH-)酸性不變加堿向左減小c(H+)vc(OH-)堿性不變加能結(jié)合H+的物質(zhì)向右增大c(H+)vc(OH-)堿性不變加能結(jié)合0H啲物質(zhì)向右增大c(H+)>c(OH-)酸性不變1. 水的離子積(1) 概念：因?yàn)樗碾婋x極其微弱，在室溫下電離前后n(H2O)幾乎不變，因此 c ( H2O )可視為

4、常數(shù)，則 在一定溫度時(shí)，c(H+ )與c(OH-)=K電離c(H2O)的乘積是一個(gè)常數(shù)，稱(chēng)為水的離子積常數(shù)，簡(jiǎn)稱(chēng)水的離子積。KW=c(H+) (OH-), 25C時(shí)，Kw=1 X10-14(無(wú)單位)。Kw增大。與 c(H+)、c(OH-)無(wú)關(guān). Kw只受溫度影響，水的電離吸熱過(guò)程，溫度升高，水的電離程度增大, 25C時(shí) Kw=1 X10-14, 100C時(shí) Kw約為 1 X10-12。 水的離子積不僅適用于純水，也適用于其他稀溶液。不論是純水還是稀酸、堿、鹽溶液，只要溫度不變，Kw就不變。 在任何水溶液中，均存在水的電離平衡，也就是任何水溶液中都是H+、0H共存的。由水電離產(chǎn)生的c(H+)、c

5、(OH-)總是相等的。 任何水溶液中都存在 Kw=c(H+) . c(OH-)4水電離的離子濃度計(jì)算酸：C(OH )溶液=C(OH )水堿：C(H+)溶液=C(H +)水鹽：酸性C(H+)溶液=C(H +)水堿性 C(OH )溶液=C(OH )水知識(shí)點(diǎn)二溶液的酸堿性與pH1、溶液酸堿性的判斷溶液呈酸性、堿性還是中性，應(yīng)看c(H“和c(OH)的相對(duì)大小，判斷溶液酸堿性的依據(jù)主要有三點(diǎn)：判據(jù)1在25C時(shí)的溶液中：c(H + )>1 x 107 mol/L 溶液呈酸性c(H + )= 1x 107 mol/L 溶液呈中性c(H + )<1 x 107 mol/L 溶液呈堿性常溫下，c(H

6、 + )>10 1 mol/L時(shí)，溶液呈酸性，且 c(H +)越大，酸性越強(qiáng)；c(OH)越大，堿性越強(qiáng)。判據(jù)2在25C時(shí)的溶液中：pH<7 溶液呈酸性pH = 7溶液呈中性pH>7 溶液呈堿性判據(jù)3在任意溫度下的溶液中：c(H + )>c(OH)溶液呈酸性c(H ；)= c(OH)溶液呈中性c(H + )<c(OH)溶液呈堿性注意用pH判斷溶液酸堿性時(shí)，要注意條件，即溫度。不能簡(jiǎn)單地認(rèn)為 pH等于7的溶液一定為中性，如100C 時(shí)，pH = 6為中性，pH<6才顯酸性，pH>6顯堿性，所以使用pH時(shí)需注明溫度，若未注明溫度，一般認(rèn) 為是常溫，就以pH

7、= 7為中性。2、溶液的pH對(duì)于稀溶液來(lái)說(shuō)，化學(xué)上常采用pH來(lái)表示喜榮歸也酸堿性的強(qiáng)弱。概念：表示方法pH=-lgc(H +)c(H+)=10-pH溶液的酸堿性與 pH的關(guān)系(常溫時(shí)) 中性溶液：c(H+)=c(OH-)=1 X0-7mol L-1, pH=7。 酸性溶液：c(H+)>1 X0-7mol L-1>c(OH-), pH<7，酸性越強(qiáng)，pH 越小。 堿性溶液：c(H+)<1 X0-7mol L-1>c(OH-), pH>7，堿性越強(qiáng)，pH 越大。pH的適用范圍c(H+)的大小范圍為：1.0 X0-14mol L-1<c(H +)<1m

8、ol L-1。即 pH 范圍通常是 014。當(dāng)c(H+) > 1mol -1或c(OH) > 1mol -1時(shí)，用物質(zhì)的量濃度直接表示更方便。(4)物理意義：pH越大，溶液的堿性越強(qiáng)； 反之，溶液的酸性越強(qiáng)。pH每增大一個(gè)單位 c( H+ )減小至原來(lái)的1/10, c(OH-)變?yōu)樵瓉?lái)的10倍。3、溶液pH的測(cè)定方法 酸堿指示劑法： 只能測(cè)出pH的范圍，一般不能準(zhǔn)確測(cè)定pH。指示劑甲基橙石蕊酚酞變色范圍pH3.1 4.45.0 8.08.2 10.0溶液顏色紅T橙T黃紅T紫T藍(lán)無(wú)色T淺紅T紅 pH試紙法：粗略測(cè)定溶液的pH。pH。pH試紙的使用方法： 取一小塊pH試紙放在玻璃片(或

9、表面皿)上，用潔凈的玻璃棒蘸取待測(cè)液滴在試紙的中部, 隨即(30s內(nèi))與標(biāo)準(zhǔn)比色卡比色對(duì)照，確定溶液的測(cè)定溶液pH時(shí)，pH試劑不能用蒸餾水潤(rùn)濕(否則相當(dāng)于將溶液稀釋?zhuān)狗侵行匀芤旱膒H測(cè)定產(chǎn)生誤差)；不能將pH試紙伸入待測(cè)試液中，以免污染試劑。pH般為整數(shù)。(酸性)，藍(lán)(堿性)。 精確測(cè)定溶液pH。標(biāo)準(zhǔn)比色卡的顏色 按pH從小到大依次是：紅 pH計(jì)法：通過(guò)儀器 pH計(jì)(也叫酸度計(jì))知識(shí)點(diǎn)三有關(guān)溶液pH的計(jì)算有關(guān)pH的計(jì)算 基本原則：，三看濃度(pH or c)一看常溫，二看強(qiáng)弱(無(wú)強(qiáng)無(wú)弱，無(wú)法判斷)酸性先算c(H+)，堿性先算c(OH )1.單一溶液的pH計(jì)算 由強(qiáng)酸強(qiáng)堿濃度求 pH。在25C

10、強(qiáng)酸溶液(H nA)，其物質(zhì)的量濃度為c mol/L，則：c(H*) = nc mol/L , pH = lgc(H*)= Ignc；+1 0 x 10 14強(qiáng)堿溶液B(OH) n，其物質(zhì)的量濃度為 c mol/L，則 c(OH ) = nc mol/L , c(H )= mol/L ,nc+pH = lgc(H )= 14+ Ignc。已知pH求強(qiáng)酸強(qiáng)堿濃度2.加水稀釋計(jì)算 強(qiáng)酸 弱酸 強(qiáng)堿 弱堿pH=a，加水稀釋pH=a，加水稀釋pH=b，加水稀釋pH=b，加水稀釋10n倍，則10n倍，則10n倍，則10n倍，則pH=a+n。 pH<a+n。 pH=b-n。 pH>b-n。pH

11、只能約等于或接近于 7,酸的pH不能大于7,堿的pH不能小于7。 pH變化幅度大。 酸、堿溶液無(wú)限稀釋時(shí)， 對(duì)于濃度(或pH )相同的強(qiáng)酸和弱酸，稀釋相同倍數(shù)，強(qiáng)酸的3.酸堿混合計(jì)算(1) 兩種強(qiáng)酸混合c(H+)混 =' )V1 V2c(H )iVi c(H bV2注意：當(dāng)二者pH差值2c(H+)相差100倍以上時(shí)，等體積混合時(shí)可用近似規(guī)律計(jì)算，(2) 兩種強(qiáng)堿混合c(OH-)混=V1 V2c(OH )iVi c(OH)2V2注意：當(dāng)二者pH差值2c(OH-)相差100倍以上時(shí)，等體積混合時(shí)可用近似規(guī)律計(jì)算,(3) 強(qiáng)酸、強(qiáng)堿混合，強(qiáng)酸和強(qiáng)堿恰好完全反應(yīng)，溶液呈中性，酸過(guò)量：pH=7.

12、pH 混apH 小+0.3.pH 混卞)H 小-0.3.先求c(H、余=c(H +) V(酸)c(OH ) (堿)再求 pH。V(酸)+ V(堿) 堿過(guò)量:先求c(OH )余=CQH-) V(堿)豊+)皿)c(H + )=亠，然后求 pH。V(酸) + V(堿)c(OH )(4)酸堿中和反應(yīng)后溶液 pH的判斷：pH>7pH<7 當(dāng)酸與堿pH之和為14,等體積混合后(常溫下) 若為強(qiáng)酸與強(qiáng)堿，混合后 pH=7 若為強(qiáng)酸與弱堿，混合后 若為弱酸與強(qiáng)堿，混合后規(guī)律：誰(shuí)弱誰(shuí)過(guò)量，誰(shuí)弱顯誰(shuí)性。等體積強(qiáng)酸（pH1）和強(qiáng)堿（pH2）混合呈中性時(shí)，二者的體積關(guān)系有如下規(guī)律:a.若 pH1+pH2=

13、14，則 V 酸=V 堿b.若pH1+pH2力4,則10pH1 pH2 -14知識(shí)點(diǎn)四pH的應(yīng)用酸堿中和滴定1概念：用已知物質(zhì)的量的濃度的酸或堿（標(biāo)準(zhǔn)溶液）來(lái)測(cè)定未知物質(zhì)的量濃度的堿或酸（待測(cè)溶液或未知溶液） 的方法叫做酸堿中和滴定。+2.原理：根據(jù)酸堿中和反應(yīng)的實(shí)質(zhì)是：H+OH =H?O在滴定達(dá)到終點(diǎn)（即酸堿恰好反應(yīng)）時(shí)：有n(H+)=n(OH-)即c酸V酸=c堿V堿堿為未知液：tn Pftj酸為未知液:注：減 蟲(chóng)是指酸或臧中屮或011 -個(gè)數(shù)例：用0.1230mol/L的NaOH溶液滴定25.00mL未知濃度的硫酸溶液，滴定完成時(shí)用去 27.84mL。計(jì)算待測(cè)硫酸溶液的物質(zhì)的量濃度。NaO

14、H溶液輟為未知液；伽=_ 03230X27. 84挖冷=2X25. 003.滴定的關(guān)鍵 準(zhǔn)確測(cè)定參加反應(yīng)的兩種溶液的體積 準(zhǔn)確判斷完全中和反應(yīng)終點(diǎn)4、酸堿中和滴定指示劑的選擇原則：終點(diǎn)時(shí)，指示劑的顏色變化明顯、靈敏變色范圍與終點(diǎn)pH接近酸堿指示劑：指示劑對(duì)應(yīng)溶液的顏色變色范圍：甲基橙橙色紅3.1橙4.4黃酚酞無(wú)色無(wú)8淺紅10紅石蕊紫色紅5紫8藍(lán)常用指示劑及變色范圍 強(qiáng)酸強(qiáng)堿間的滴定：酚酞溶液、甲基橙 強(qiáng)酸滴定弱堿：酸性選用甲基橙作指示劑 強(qiáng)堿滴定弱酸：堿性選用酚酞作指示劑5、中和滴定儀器的特點(diǎn)和使用方法需用的儀器及用途酸（堿）式滴定管：用來(lái)滴定和準(zhǔn)確量取液體體積；錐形瓶：反應(yīng)器。鐵架臺(tái)、滴定管

15、夾、燒杯、（白紙）酸（堿）式滴定管 結(jié)構(gòu)特點(diǎn)：a. 酸式玻璃活塞盛酸性溶液、強(qiáng)氧化性試劑堿式橡皮管玻璃球盛堿性溶液b. 零刻度在上方，最大刻度在下，最小刻度O.ImL，精確度0.01 mL 規(guī)格：25ml 50ml等 用途：中和滴定（精確測(cè)定）；精確量取溶液的體積（兩次讀數(shù)差） 使用注意：a. 先檢查是否漏水，再用蒸餾水洗滌，最后用待盛溶液潤(rùn)洗。b. 酸式滴定管：中指內(nèi)扣，防活塞拉出c. 堿式滴定管：拇指和食指擠壓玻璃球上部的橡皮4、中和滴定的基本操作和步驟操作過(guò)程：(1)查漏(2)洗滌(3)潤(rùn)洗(4)灌液(5)趕氣泡(6)調(diào)節(jié)液面(7)滴定(8)數(shù)據(jù)記錄(9)復(fù)滴(10)計(jì)算環(huán)式 為膠菅（內(nèi)

16、I驚O2 222.二乂-_-TT標(biāo)注:溫度:20<體積:25ml或50皿1 遼息最酸式：準(zhǔn)備 查漏：檢查兩滴定管是否漏水、堵塞和活塞轉(zhuǎn)動(dòng)是否靈活; 洗滌：滴定管先用水洗凈后，再用少量待裝液潤(rùn)洗 2-3次;錐形瓶：只用蒸餾水洗，也不必干燥 裝液：用傾倒法將鹽酸、氫氧化鈉溶液注入酸、堿滴定管中，使液面高于刻度2-3cm 趕氣泡：酸式：快速放液堿式：橡皮管向上翹起 調(diào)液面：調(diào)節(jié)滴定管中液面在0或0刻度以下滴定： 往錐形瓶中加入23滴指示劑。 操作要求：左手控制滴定管的活塞，右手振蕩錐形瓶，眼睛 注意觀察錐形瓶中的溶液顏色的變化。注意其最 小刻度： 0.1ml1215-1-終點(diǎn)：指示劑變色，且在

17、半分鐘內(nèi)不恢復(fù)滴定操作：左手：控制活塞應(yīng)讀到小數(shù)點(diǎn)后兩位右手：振蕩錐形瓶眼看：錐形瓶中溶液顏色變化滴定終點(diǎn)：當(dāng)?shù)稳胱詈笠坏螘r(shí)，指示劑的顏色突然改變，且30秒內(nèi)不立即褪去或反滴一滴待測(cè)液顏色又復(fù)原，再讀數(shù)。重復(fù)滴淀操作2到3次,取平均值。讀數(shù)：視線應(yīng)液面凹面最低點(diǎn)水平相切。滴定管讀數(shù)時(shí)，要精確到0.01mL。按上述要求重復(fù)滴定23次。計(jì)算：求平均值操作注意事項(xiàng)（1）滴速：先快后慢，當(dāng)接近終點(diǎn)時(shí)，應(yīng)一滴一搖。（2） 終點(diǎn)：最后一滴恰好使指示劑顏色發(fā)生明顯的改變且半分鐘內(nèi)不變色，讀出V（標(biāo)）記錄。（3）在滴定過(guò)程中，左手控制活塞或玻璃小球，右手搖動(dòng)錐形瓶，兩眼注視錐形瓶?jī)?nèi)溶液顏色的變化。注意酸堿中和

18、滴定中應(yīng)注意哪些問(wèn)題？ 準(zhǔn)確量取待測(cè)液25.00ml于錐形瓶中，滴入23滴酚酞，振蕩。 把錐形瓶放在酸式滴定管下面，在瓶底墊一張白紙，小心滴入酸液，邊滴邊搖動(dòng)錐形瓶，直至滴入一滴酸液，溶液由紅色變?yōu)闊o(wú)色，并在半分鐘內(nèi)不褪去為止。 記錄滴定后液面刻度。 重復(fù)上述操作一至兩次。指示劑變色時(shí)即“達(dá)到了滴定的終點(diǎn)”，通常與理論終點(diǎn)存在著一定的誤差（允許誤差），通常認(rèn)為此時(shí)即達(dá)到了反應(yīng)的終點(diǎn)一一即“恰好中和”。5、誤差分析分析原理：（標(biāo)準(zhǔn)酸滴定未知堿）己知c（樣）XV（棕）讀數(shù)C（'J）=V（3*|）已知滴定過(guò)程中任何錯(cuò)誤操作都可能導(dǎo)致 C標(biāo)、V標(biāo)、V測(cè)的誤差，但在實(shí)際操作中認(rèn)為 c （標(biāo)）是已

19、 知的，V （測(cè)）是固定的，所以一切的誤差都?xì)w結(jié)為 V （標(biāo)）的影響，定量的NaOH溶液于錐 低還是無(wú)影響？V （標(biāo)）偏大則C （測(cè)）偏大，V （標(biāo)）偏小則C （測(cè)）偏小。1.用已知物質(zhì)的量濃度的鹽酸滴定未知物質(zhì)的量濃度的堿溶液（取一讀實(shí)_ 際二 二值 值.二石”形瓶中，滴2滴甲基橙作指示劑），試說(shuō)明下列情況會(huì)使測(cè)定結(jié)果偏高、偏滴定前i讀出丿、富宀匚值 滴疋后+1）酸式滴定管用水洗后便裝液體進(jìn)行滴定；高2）錐形瓶只用蒸餾水洗滌后仍留有少量蒸餾水；無(wú)影響3）錐形瓶用蒸餾水洗滌后，又用待測(cè)液潤(rùn)洗高4）錐形瓶用蒸餾水洗滌后，誤用鹽酸潤(rùn)洗；低5）鹽酸在滴定時(shí)濺出錐形瓶外； 高6）待測(cè)液在振蕩時(shí)濺出錐形瓶外；低7）滴定終點(diǎn)時(shí)，滴定管仰視讀數(shù)；高8）滴定終點(diǎn)時(shí)，滴定管俯視讀數(shù)；低9）記錄起始體積時(shí)，仰視讀數(shù)，終點(diǎn)時(shí)平視低10）記錄起始體積時(shí)，仰視讀數(shù)，終點(diǎn)時(shí)俯視；低11）滴加鹽酸，橙色不足半分鐘即褪色；低12）滴加鹽酸，溶液變?yōu)榧t色； 高13）滴定前，酸式滴定管有氣泡，滴定后消失；高14）滴定前，酸式滴定管無(wú)氣泡，滴定后產(chǎn)生氣泡；低15）滴定后滴定管尖嘴處懸有一滴液體；高16）移液管用蒸餾水洗凈后，就