水的電離和溶液的酸堿性知識(shí)點(diǎn)

1、知識(shí)點(diǎn)一 水的電離和水的離子積一、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 H3O+OH-，通常簡(jiǎn)寫為H2O H+OH-；H>0 實(shí)驗(yàn)測(cè)得：室溫下1LH2O（即55.6mol）中只有1×10-7mol 發(fā)生電離，故25時(shí)，純水中c(H+)=c(OH-)=1×10-7mol/L ，平衡常數(shù)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，所以溫度越高K電離越大。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，仍顯中性。純水由25升到100，c(H+)和c(OH-)從1&

2、#215;10-7mol/L增大到1×10-6mol/L(pH變?yōu)?)。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NaCl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 H+OH-變化

3、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+)<c(OH-)堿性不變加能結(jié)合H+的物質(zhì)向右增大c(H+)<c(OH-)堿性不變加能結(jié)合OH-的物質(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)，稱為水的

4、離子積常數(shù)，簡(jiǎn)稱水的離子積。KW=c(H+)·c(OH-)，25時(shí)，KW=1×10-14(無(wú)單位)。注意：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，KW增大。與c(H+)、c(OH-)無(wú)關(guān).25時(shí)KW=1×10-14，100時(shí)KW約為1×10-12。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+、OH-共存的。由水電離產(chǎn)生的c(H+)、c(OH-)總是相等的。 任何水溶液中都存在Kw=c(H+) . c(OH-)4

5、.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25時(shí)的溶液中：c(H)>1×107 mol/L溶液呈酸性c(H)1×107 mol/L溶液呈中性c(H)<1×107 mol/L溶液呈堿性常溫下，c(H)>107 mol/L時(shí)，溶液呈酸性，且c(H)越大，酸性越強(qiáng)；c(OH)越大，

6、堿性越強(qiáng)。判據(jù)2在25時(shí)的溶液中：pH<7溶液呈酸性pH7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100時(shí)，pH6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pH7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

7、性與pH的關(guān)系(常溫時(shí))中性溶液：c(H+)=c(OH-)=1×107mol·L-1，pH=7。酸性溶液：c(H+)>1×10-7mol·L-1>c(OH-), pH<7，酸性越強(qiáng)，pH越小。堿性溶液：c(H+)<1×10-7mol·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：1.0×10-14mol·L-1<c(H+)<1mol·L-1。即pH 范圍通常是014。當(dāng)c(H+)1mol·L-1或c(O

8、H-)1mol·L-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pH3.14.45.08.08.210.0溶液顏色紅橙黃紅紫藍(lán)無(wú)色淺紅紅pH試紙法：粗略測(cè)定溶液的pH。pH試紙的使用方法：取一小塊pH試紙放在玻璃片(或表面皿)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pH。測(cè)定溶液pH時(shí)，pH試劑

9、不能用蒸餾水潤(rùn)濕(否則相當(dāng)于將溶液稀釋，使非中性溶液的pH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一般為整數(shù)。標(biāo)準(zhǔn)比色卡的顏色按pH從小到大依次是：紅 (酸性)，藍(lán) (堿性)。pH計(jì)法：通過(guò)儀器pH計(jì)（也叫酸度計(jì)）精確測(cè)定溶液pH。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： 一看常溫，二看強(qiáng)弱（無(wú)強(qiáng)無(wú)弱，無(wú)法判斷），三看濃度（pH or c） 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25強(qiáng)酸溶液(HnA)，其物質(zhì)的量濃度為c mol/L，則：c(H)nc mol/L，pHlgc(H)lgnc；強(qiáng)堿溶液B(OH)n，其

10、物質(zhì)的量濃度為c mol/L，則c(OH)nc mol/L，c(H) mol/L，pHlgc(H)14lgnc。已知pH求強(qiáng)酸強(qiáng)堿濃度2.加水稀釋計(jì)算強(qiáng)酸pH=a，加水稀釋10n倍，則pH=a+n。弱酸pH=a，加水稀釋10n倍，則pH<a+n。強(qiáng)堿pH=b，加水稀釋10n倍，則pH=b-n。弱堿pH=b，加水稀釋10n倍，則pH>b-n。酸、堿溶液無(wú)限稀釋時(shí)，pH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。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pH變化幅度大。3.酸堿混合計(jì)算（1）兩種強(qiáng)酸混合 c(H+)混=注意：當(dāng)二者pH差值2，c(H+)相

11、差100倍以上時(shí)，等體積混合時(shí)可用近似規(guī)律計(jì)算，pH混pH小+0.3.（2）兩種強(qiáng)堿混合c(OH-)混=注意：當(dāng)二者pH差值2，c(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，pH混pH大-0.3.（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，pH=7.酸過(guò)量：先求c(H)余，再求pH。堿過(guò)量：先求c(OH)余，再求c(H)，然后求pH。（4）酸堿中和反應(yīng)后溶液pH的判斷：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pH>7若為弱酸與強(qiáng)堿，混合后pH<7規(guī)律：誰(shuí)弱誰(shuí)過(guò)量，誰(shuí)弱顯誰(shuí)性。當(dāng)酸與堿pH之和為1

12、4，說(shuō)明酸堿恰好可以中和?！締栴}】室溫時(shí)，下列溶液等體積混合后，溶液pH是大于7、小于7、等于7、還是無(wú)法判斷？    0.1 mol·L-1的鹽酸溶液和pH=13的氫氧化鋇溶液    0.1 mol·L-1的硫酸溶液和pH=13的氫氧化鈉溶液    pH=1的鹽酸溶液和0.1 mol·L-1的氨水溶液    pH=1的硫酸和0.1 mol·L-1某一元堿溶液溶液中OHH+=1×108&

13、#160;   pH=3的醋酸溶液和0.001 mol·L-1的氫氧化鈉溶液    pH=3的鹽酸溶液和pH=11的氨水溶液    pH=3的硫酸溶液和pH=11的氫氧化鈉溶液    pH=3的某酸溶液和pH=11的氫氧化鈉溶液    pH=3的鹽酸溶液和pH=11的某堿溶液    pH=3的某酸溶液和pH=11的某堿溶液   

14、【解析】pH=7 pH7。    pH=1的鹽酸和0.1mol·L-1的氨水溶液恰好完全中和，生成NH4Cl強(qiáng)酸弱堿鹽水解呈酸性，pH7。    0.1mol·L-1某一元堿的OH=1×108×H+=108×10-14(mol·L-1)2/OH ，OH =10-3 mol·L-1，故該一元堿是弱堿，pH7。    pH7。pH7。pH=7?；旌虾笕芤簆H7?；旌虾笕芤簆H7。  

15、;  某酸與某堿的強(qiáng)弱情況均未知，故混合后溶液的酸堿性無(wú)法判斷。 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=14，則V酸=V堿b. 若pH1+pH214，則知識(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-=H2O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堿例：用0.1230mol/L的NaOH溶液滴定25.00mL未知濃度的

16、硫酸溶液，滴定完成時(shí)用去NaOH溶液27.84mL。計(jì)算待測(cè)硫酸溶液的物質(zhì)的量濃度。3.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：常用指示劑及變色范圍指示劑甲基橙石蕊酚酞變色范圍pH3.14.45.08.08.210.0溶液顏色紅橙黃紅紫藍(lán)無(wú)色淺紅紅滴定種類選用的指示劑達(dá)滴定終點(diǎn)時(shí)顏色變化指示劑的用量滴定終點(diǎn)的判斷標(biāo)準(zhǔn)強(qiáng)酸滴定強(qiáng)堿甲基橙黃色橙色2-3滴當(dāng)指示劑剛好變色，并在半分鐘內(nèi)不褪色，即認(rèn)為以達(dá)到滴定終點(diǎn)酚酞紅色無(wú)色強(qiáng)酸滴定弱堿甲基橙黃色橙色強(qiáng)堿滴定強(qiáng)酸甲基橙紅色橙

17、色酚酞無(wú)色粉紅色強(qiáng)堿滴定弱酸酚酞無(wú)色粉紅色 強(qiáng)酸強(qiáng)堿間的滴定：酚酞溶液、甲基橙強(qiáng)酸滴定弱堿：由于生成強(qiáng)酸弱堿鹽使溶液顯酸性，所以選用甲基橙作指示劑強(qiáng)堿滴定弱酸：由于生成強(qiáng)堿弱酸鹽使溶液顯堿性，所以選用酚酞作指示劑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0.1mL，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（

18、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23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

19、、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。應(yīng)讀到小數(shù)點(diǎn)后兩位終點(diǎn)：指示劑變色，且在半分鐘內(nèi)不恢復(fù)。滴定操作：左手：控制活塞右手：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

20、。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.酸堿中和滴定中應(yīng)注意哪些問題？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

21、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)即“恰好中和”。5、誤差分析 分析原理：（標(biāo)準(zhǔn)酸滴定未知堿） 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，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（取一定量的NaOH溶液于錐形瓶中,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、偏低還是無(wú)影響？滴定前滴定后讀出值實(shí)際值滴定前滴定后實(shí)際值讀出值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；