高中化學選修4專題水溶液的離子平衡匯總

1、高中化學選修4 第三章（水溶液中的離子平衡）專題 基礎(chǔ)知識總結(jié)第1節(jié) 弱電解質(zhì)的電離電解質(zhì)：在水溶液或熔融狀態(tài)下能導(dǎo)電的化合物。非電解質(zhì)：在水溶液里和熔融狀態(tài)下都不能導(dǎo)電的化合物。討論條件：熱穩(wěn)性較差的電解質(zhì)只討論它們在水溶液中的電離，易與水反應(yīng)的電解質(zhì)只討論它們在熔融狀態(tài)下的電離。【注意】（1） 電解質(zhì)和非電解質(zhì)都是指化合物，認為除電解質(zhì)外的物質(zhì)均是非電解質(zhì)的說法是錯誤的。 單質(zhì)和混合物既不是電解質(zhì)也不是非電解質(zhì)。（2） 必須是在水分子的作用下或受熱熔化后，本身直接電離出自由移動的離子的化合物才是電解質(zhì)。 并不是溶于水能導(dǎo)電的化合物都是電解質(zhì)。如SO3、NH3等溶于水都能導(dǎo)電，但SO3、NH

2、3是非電解質(zhì)。（3） 只要具備在水溶液或熔融狀態(tài)下能夠?qū)щ娖渲幸粋€條件的化合物即為電解質(zhì)。（4） 某些離子型氧化物，如Na2O、CaO等，討論時要注意討論條件。 雖然溶于水后電離出來的自由離子不是自身電離的，但在熔化時卻可以自身電離，且完全電離，故屬于強電解質(zhì)。（5） 電解質(zhì)不一定在任何狀態(tài)下都導(dǎo)電，導(dǎo)電物質(zhì)不一定是電解質(zhì)； 非電解質(zhì)不導(dǎo)電，不導(dǎo)電的物質(zhì)不一定是非電解質(zhì)。本質(zhì)：電解質(zhì)本身電離出自由移動的離子。判斷化合物是電解質(zhì)還是非電解質(zhì)的方法：主要看該化合物在溶于水或熔化時自身是否電離出陰陽離子：能電離的屬電解質(zhì)，不能電離的屬非電解質(zhì)。水溶液是否能導(dǎo)電，只能是判斷是否是電解質(zhì)的參考因素。酸、

3、堿、鹽和離子化的氧化物一般屬于電解質(zhì)。電離方程式的書寫規(guī)范：（1） 強電解質(zhì)的電離用等號，弱電解質(zhì)的電離用可逆號。（2） 多元弱酸分步電離，故需分步書寫電離方程式，但第一步是主要的；應(yīng)使用可逆號。（3） 多元弱堿分步電離，電離方程式不要求分步寫；應(yīng)使用可逆號。（4） 兩性氫氧化物雙向電離。（5） 在水溶液中，強酸的酸式鹽完全電離，弱酸的酸式鹽分步電離，第一步只電離出酸式根離子和陽離子。（6） 在熔融狀態(tài)下，強酸的酸式鹽只電離出酸式根離子和陽離子。典型電離方程式（參考化學2必修）：氯化鈉：鹽酸：氫氧化鈉：硫酸鋇（熔融態(tài)）：氫氧化鈣（澄清溶液）：氫氧化鈣（濁液、石灰乳）：氫氧化鋁（酸式、堿式電離）

4、：氫氧化鐵（部分電離）：一水合氨（部分電離）：醋酸（部分電離）：碳酸（分步電離）：磷酸（分步電離）：明礬（復(fù)鹽）：硫酸氫鈉（水溶液中）： 硫酸氫鈉（熔融態(tài)）：碳酸氫鈉（水溶液中）： 碳酸氫鈉（熔融態(tài)）：強電解質(zhì)：在水溶液里或熔融狀態(tài)下能夠全部電離的電解質(zhì)叫強電解質(zhì)。弱電解質(zhì)：在水溶液里或熔融狀態(tài)下不能夠全部電離的電解質(zhì)叫弱電解質(zhì)。強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)的根本區(qū)別：發(fā)生全部電離還是部分電離。強電解質(zhì)、弱電解質(zhì)比較表：強電解質(zhì)弱電解質(zhì)相同點分類和基本特性都是電解質(zhì)；都能導(dǎo)電電離條件水溶液中反應(yīng)焓變H>0不同點定義在水溶液里或熔融狀態(tài)下能夠全部電離的電解質(zhì)叫強電解質(zhì)。在水溶液里或熔融狀態(tài)下不能夠全

5、部電離的電解質(zhì)叫弱電解質(zhì)?；瘜W鍵型離子鍵、強極性鍵極性鍵表示方法等號可逆號電離程度特點完全電離部分電離粒子存在的形式只存在電解質(zhì)電離產(chǎn)生的陰陽離子，不存在電解質(zhì)分子大量存在電解質(zhì)分子，少量存在弱電解質(zhì)電離產(chǎn)生的離子電離過程不可逆，不存在電離平衡可逆，存在電離平衡電解質(zhì)在水溶液中存在形式水合離子分子、水合離子化合物類型離子化合物及具有強極性鍵的共價化合物具有非強極性鍵的共價化合物實例大多數(shù)鹽（包括可溶性鹽和難溶性鹽）；強酸；強堿；金屬離子化合物弱酸；弱堿；兩性氫氧化物；水；極少數(shù)鹽【注意】（1） 電解質(zhì)的強弱由物質(zhì)的內(nèi)部結(jié)構(gòu)決定，強弱電解質(zhì)的主要區(qū)別是在水溶液中能否完全電離。（2） 電解質(zhì)的強弱

6、與其溶解度無關(guān)。 電解質(zhì)的強弱與其水溶液的導(dǎo)電能力沒有必然聯(lián)系。強電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力不一定強。 溶液導(dǎo)電能力決定因素：自由移動離子濃度的多少（受電解質(zhì)離子濃度、溶解度影響）、所帶電荷的多少 在物質(zhì)的量濃度相同的情況下，強電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力比弱電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力強。（3） 電解質(zhì)的強弱與化學鍵沒有必然聯(lián)系。含有強極性鍵的化合物不一定都是強電解質(zhì)（如HF）。 一般的，強電解質(zhì)含有離子鍵或強極性鍵。 （4） 電解質(zhì)的強弱與其溶解度無關(guān)，對難溶或微溶于水的鹽要正確看待，如BaSO4、MgCO3、Ca(OH)2等鹽和堿。 雖然溶解度很小，但其溶于水的部分完全電離，因此為強電解質(zhì)。 某些能溶于水的鹽

7、，溶于水的部分只能部分電離，因此為弱電解質(zhì)。（5） 電解質(zhì)的電離與有無外加電場無關(guān)。中學化學里常見的離子化合物：1. 絕大多數(shù)鹽：NaCl、Na2S、CaCO3、AgCl2. 強堿：LiOH、NaOH、KOH、Ca(OH)2、Ba(OH)23. 部分金屬氧化物、過氧化物：Na2O、Na2O2、K2O、MgO、CaO、BaO、Al2O3判斷電解質(zhì)是弱電解質(zhì)的實驗方法：（1） 從弱電解質(zhì)的電離特點分析1. 測定濃度與pH的關(guān)系例1：配制0.1mol/L的醋酸溶液，測定pH>1。例2：配置相同濃度的鹽酸和醋酸，測定兩溶液的pH，鹽酸的pH小，醋酸的pH大。2. 在相同濃度溫度下，與強電解質(zhì)做導(dǎo)

8、電對比試驗。例：配置相同濃度的鹽酸和醋酸，取相同體積分別加入燒杯中并并聯(lián)，接通電源，觀察燈泡亮度，插在鹽酸中的燈泡亮度大，插在醋酸中的燈泡亮度小。3. 在相同濃度溫度下，與同一物質(zhì)反應(yīng)比較速率的大小。例：配置濃度相同的鹽酸和醋酸溶液，加入純度、質(zhì)量都相同的同種鋅粉。兩溶液與鋅反應(yīng)產(chǎn)生氫氣的速率：鹽酸醋酸。（2） 從影響弱電解質(zhì)電離的外界因素分析，利用實驗證明其存在電離平衡1. 比較稀釋前后溶液pH與稀釋倍數(shù)的變化關(guān)系例：配制pH相同的鹽酸和醋酸溶液，取1mL上述鹽酸和醋酸溶液分別用蒸餾水稀釋相同倍數(shù)（如100倍），在測定稀釋后溶液的pH，鹽酸pH變化大，醋酸pH變化小。2. 加熱后測定酸溶液的

9、pH，觀察是否變化（加入指示劑，觀察顏色變化）,pH基本不變的是強酸，pH變化的是弱酸。3. 加入其對應(yīng)的可溶性鹽固體的方法例：把一定濃度的醋酸溶液分成兩等分，其中一份加入醋酸鈉固體，然后分別測其pH，加入醋酸鈉固體的醋酸溶液pH變大，另一份pH無明顯變化。【注意】只要能證明該物質(zhì)不完全電離，存在電離平衡，既有離子又有分子，則可說明為弱電解質(zhì)。弱電解質(zhì)的電離：電離平衡狀態(tài)的建立： 在一定條件（溫度，濃度）下，當溶解的電解質(zhì)分子電離成離子的速率和離子重新結(jié)合成分子的速率相等時，電離過程就達到平衡狀態(tài)，稱為電離平衡。電離平衡狀態(tài)的特征：（1）弱：存在于弱電解質(zhì)的溶液里。（2）等：分子電離成離子的速

10、率等于離子結(jié)合成分子的速率。（3）定：達到平衡時，溶液中離子濃度和分子濃度都保持不變（不隨時間變化，但不一定相等）。（4）動：電離平衡屬于動態(tài)平衡：v（離子化）v（分子化）0（5）變：外界條件（溫度、濃度、外加試劑等）發(fā)生變化時，電離平衡發(fā)生移動，在新的條件下重新建立新的平衡。（6）吸：電離平衡一般是吸熱的。（7）同：電離平衡建立與反應(yīng)從哪個方向（正向、逆向、雙向）開始進行無關(guān)。（參見等效平衡）【注意】電離平衡遵循化學平衡的一般規(guī)律，勒夏特列原理同樣適用于電離平衡。電離平衡和化學平衡比較：電離平衡化學平衡適用范圍弱電解質(zhì)在水溶液中的平衡可逆反應(yīng)的平衡舉例CH3COOH CH3COO-+H+SO

11、2+O2 SO3平衡狀態(tài)特點逆弱電解質(zhì)的可逆電離過程一定條件下的可逆反應(yīng)等v（離子化）v（分子化）0正反應(yīng)速率=逆反應(yīng)速率0定溶液中離子濃度和分子濃度保持不變反應(yīng)混合物中各組分的濃度保持不變動動態(tài)平衡，達到平衡狀態(tài)時，正過程和逆過程仍在繼續(xù)。變外界條件發(fā)生變化時，平衡發(fā)生移動，在新的條件下重新建立新的平衡。同平衡建立與反應(yīng)從哪個方向開始進行無關(guān)。影響電離平衡的因素：（1）內(nèi)因：由電解質(zhì)本身的結(jié)構(gòu)決定。共價鍵極性越弱，電解質(zhì)越弱，電離程度越小。 常溫下絕大多數(shù)0.1mol/L弱電解質(zhì)電離的分子數(shù)不超過10。（2）外因： 溫度：溫度升高，電離平衡向右移動，平衡常數(shù)增大，電離程度增大。 原因：電離是

12、吸熱的。升高溫度，電離平衡向電離方向移動。一般的，加熱時不考慮電解質(zhì)揮發(fā)、分解等。 濃度：濃度越大，電離程度越小。 注意：在任何電離平衡中，加水稀釋溶液促進電離，電離平衡向電離方向移動，離子濃度減小。 原因：加水時溶液體積的增大程度大于電解質(zhì)電離出離子的增大程度。 同離子效應(yīng)：加入含有弱電解質(zhì)對應(yīng)離子的物質(zhì)，電離被抑制，弱電解質(zhì)的電離平衡向逆反應(yīng)方向移動。 能反應(yīng)的物質(zhì)：加入能與弱電解質(zhì)電離出的離子反應(yīng)的物質(zhì)，弱電解質(zhì)的電離平衡向正反應(yīng)方向移動。 酸堿度一般結(jié)論：在弱酸的電離平衡中，加堿促進電離，加酸抑制電離。 在弱堿的電離平衡中，加酸促進電離，加堿抑制電離。例：0.1 mol/L CH3CO

13、OH溶液中加入下列物質(zhì)后的變化 （見專題附表1）電離平衡常數(shù)：概念：在一定條件下，弱電解質(zhì)的達到電離平衡時，溶液中電離所生成的各種離子濃度的乘積與溶液中未電離的分子濃度的比是一個常數(shù)，稱為電離平衡常數(shù)，簡稱電離常數(shù)。符號：K（弱酸：Ka 弱堿：Kb）表達式：【注意】弱電解質(zhì)電離常數(shù)表達式中的濃度（生成離子的濃度；未電離分子的濃度）均為達到電離平衡后各粒子在溶液中的濃度值。純液體的濃度是定值，不列入表達式。意義：從電離平衡常數(shù)的表達式可以看出，分子越大分母越小，則電離平衡常數(shù)越大，即弱電解質(zhì)的電離程度越大。 因此，電離平衡常數(shù)可以衡量弱電解質(zhì)的相對強弱。 K值越大，電離程度絕大，弱酸的酸性/弱堿

14、的堿性越強。影響因素：（1） 內(nèi)因：弱電解質(zhì)的本性：同溫度下不同的弱電解質(zhì)K值相同。（2） 外因： A.是溫度的單值函數(shù)。電離平衡是一個吸熱過程，升高溫度電離平衡常數(shù)增大。【注意】K隨溫度而變化，但由于電離過程中熱效應(yīng)較小，溫度改變對電離常數(shù)影響不大，其數(shù)量級一般不變，所以室溫范圍內(nèi)可忽略溫度對電離常數(shù)的影響。 B.其他：與濃度、酸堿度均無關(guān)。多元弱酸的電離平衡常數(shù)：多元弱酸各級電離平衡常數(shù)大小關(guān)系：Ka1>>Ka2>>Ka3 ，所以其酸性主要決定于第一步電離。原因：（1） 一級電離出氫離子后，剩下的酸根離子帶負電，增加對氫離子的吸引力，使第二個氫離子電離困難。（2）

15、一級電離出的氫離子抑制了二級電離過程。相同條件下弱酸的酸性強弱：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO【注意】H3PO4 > H2PO3- > H2CO3 > HCO3- > HPO3- > CO32- > PO33- 結(jié)合質(zhì)子能力由弱到強，酸性由強到弱應(yīng)用：計算弱酸溶液中的氫離子濃度；比較弱酸酸性的強弱。弱電解質(zhì)的電離度：計算式：以一元弱酸HA為例：影響因素：（1） 電離度的大小主要是由弱電解質(zhì)本身性質(zhì)決定。在同一條件下，電離度大的弱電解質(zhì)的電離程度就越大。故電離度可以表示弱電解質(zhì)的相

16、對強弱。（2） 同一弱電解質(zhì)的電離度既受溫度影響也受濃度影響。 弱電解質(zhì)濃度越大，電離程度越小。 因此在使用電離度時必須指明溫度和濃度，若不指明溫度通常認為是25。第2節(jié) 水溶液的酸堿性水的電離：基本特點：水是極弱電解質(zhì)，水分子與水分子之間相互作用引起水的微弱電離，通常只有少數(shù)水分子電離。 水的電離是吸熱的、可逆的，屬于自偶電離。水的電離方程式：精確的實驗表明，水是一種極弱的電解質(zhì)，能夠微弱的電離，生成H3O+和OH-H2O+H2O=H3O+OH-通常把上式簡寫為： H2O=H+OH-【注意】（1） 在25時，純水中H+濃度和OH-濃度都等于1×10-7mol/L。（2） 由水電離出

17、的H+OH-數(shù)目相等。水的電離相關(guān)常數(shù)：水的電離平衡常數(shù)：在一定溫度下，K=c(H+)×c(OH-)/c(H2O) 在室溫下，1L水的物質(zhì)的量為55.6mol，這與發(fā)生電離的水的物質(zhì)的量1×10-7mol相比，水的電離部分可以忽略不計。所以電離前后，水的物質(zhì)的量濃度幾乎不變，可以視為常數(shù)。因此上式可以寫為：K×c(H2O)=c(H+)×c(OH-)=Kw水的離子積：水的電離常數(shù)與水的物質(zhì)的量的積為一新的常數(shù)，稱為水的離子積常數(shù)，簡稱水的離子積。符號：Kw 單位：mol2/L2性質(zhì)：（1） 一定溫度下是常數(shù)，只與溫度呈正相關(guān)。（2） 升高溫度，水的電離程度

18、增大，水的電離平衡向右移動，離子積增大。 降低溫度，水的電離程度減小，水的電離平衡向左移動，離子積減小。意義：反映了一定溫度下的水和c(H+)和c(OH-)的關(guān)系。水的離子積常數(shù)揭示了在任何水溶液中均存在水的電離平衡，都有H+和OH-共存，只是相對含量不同而已。并且在稀酸和稀堿溶液中，溫度為25時，Kw=1×10-14仍為同一常數(shù)。影響因素：水的離子積隨溫度的變化而變化，不隨溶液中離子濃度的改變而改變。 因為水的電離過程是一個吸熱過程，所以當溫度升高時，有利于水的電離，水的離子積增大。適用范圍：常溫下Kw=1×10-14，不僅適用于純水，也適用于稀的電解質(zhì)溶液?！咀⒁狻?.

19、 c(H+)和c(OH-)均表示溶液中H+和OH-的總物質(zhì)的量濃度。2. 離子積常用于c(H+)和c(OH-)的相互換算。影響水電離平衡的因素：（1） 溫度：由于水的電離吸熱， 升溫促進水的電離。水的電離平衡向右移動，電離常數(shù)增大，電離度增大，離子濃度增大，離子積增大； 降溫抑制水的電離。水的電離平衡向左移動，電離常數(shù)減小，電離度減小，離子濃度減小，離子積減小。 但c(H+)和c(OH-)保持相等，因此溶液呈中性。（2） 加入酸或堿：在水中加入酸或堿，即增大c(H+)或c(OH-)，抑制水的電離，平衡向左移動，電離度減小，離子積不變。 水本身電離出的c(H+)或c(OH-)減小，但兩者總量仍相

20、等。 加入酸：直接增大c(H+)，可以在水中通入HCl氣體，離子積不變，c(OH-)減小。 加入堿：直接增大c(OH-)，可以在水中加入NaOH固體，離子積不變，c(H+)減小。（3） 加入活潑金屬：活潑金屬與氫離子反應(yīng)，使水的電離平衡正向移動，水電離的c(OH-)增大。（4） 加入某些鹽：存進水的電離，離子積不變。（5） 加入某些氧化物：加入酸性氧化物：溶于水生成酸，酸電離出H+，增大了c(H+)，使水的電離平衡向左移動。 加入堿性氧化物：溶于水生成酸，酸電離出OH-，增大了c(OH-)，使水的電離平衡向左移動。（6） 特殊化合物：某些化合物與水發(fā)生反應(yīng)，如氫化鈉，氫負離子與水中的氫離子發(fā)生

21、反應(yīng)，因此平衡向右移動?！窘Y(jié)論】（1） 水中加酸或堿抑制水的電離，離子積不變。（2） 升溫會促進水的電離，水電離出的c(H+)c(OH-)。常溫下水電離出的c(H)、c(OH-)的計算：（1）中性溶液：c(H)c(OH-)1.0×10-7mol/L（2）溶質(zhì)為酸的溶液：H+來源于酸電離和水電離，而OH-只來源于水。（3）溶質(zhì)為堿的溶液：OH-來源于酸電離和水電離，H+而只來源于水。（4）水解呈酸性或堿性的鹽溶液：H+、OH-均由水電離產(chǎn)生?！菊f明】（1）離子積不僅適用于純水，還適用于酸性或堿性溶液。不管哪種溶液均有c(H)水c(OH-)水，Kw=c(H+)×c(OH-)（2

22、）酸溶液中，c(H)水+c(H)酸×c(OH-)水Kw 通常忽略c(H)水 堿溶液中，c(OH-)水+c(OH-)酸×c(H+)水Kw 通常忽略c(OH-)水（4）常溫下，c(H)水c(OH-)水1.0×10-7mol/L，水的電離受到了抑制，加酸加堿均有可能； c(H)水c(OH-)水1.0×10-7mol/L，水的電離受到了促進，加活潑金屬加能水解的鹽均有可能。溶液的酸堿性：取決于溶液中c(H+)和c(OH-)的相對大小。通用方法：中性溶液：c(H+)c(OH-)酸性溶液：c(H+)c(OH-)堿性溶液：c(H+)c(OH-)由于在25的溫度下，Kw

23、1×10-14，因此：中性溶液：c(H+)c(OH-)1×10-7 pH7酸性溶液：c(H+)c(OH-) c(H+)1×10-7 pH7堿性溶液：c(H+)c(OH-) c(H+)1×10-7 pH7【注意】（1）溶液的酸堿性是由c(H+)和c(OH-)的相對大小決定的，而不在于c(H+)或c(OH-)絕對數(shù)值的大小。（2）溶液中c(H+)越小，c(OH-)越大，溶液酸性越弱，堿性越強； 溶液中c(OH-)越小，c(H+)越大，溶液堿性越弱，酸性越強。（3）用c(H+)和c(OH-)與1×10-14相比較，只適用于25的情況，而c(H+)和c

24、(OH-)相對大小的比較在任何情況下都適用。（4）在酸堿的水溶液中，水電離出的c(H+)和c(OH-)始終相等，有時某一種需要忽略。 但酸中c(OH-)很小，但這完全是由水電離而來，不能忽略； 同樣，堿中的c(H+)也不能忽略。升溫中性溶液酸性溶液堿性溶液離子濃度相對大小相等相等c(H+)c(OH-)c(H+)c(OH-)c(H+)來源水電離水電離水電離、酸電離水電離c(OH-)來源水電離水電離水電離水電離、堿電離離子積具體算法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

25、+c(OH-)酸×c(H+)水通常忽略c(OH-)水例：水中加入下列物質(zhì)后相關(guān)參數(shù)的變化 （見專題附表2）溶液酸堿性的表示方法：pH概念：溶液中氫離子濃度的負對數(shù)。定義式：pH=-lgc(H+)意義：pH大小能反映出溶液中氫離子濃度的大小，可以表示溶液酸堿性的強弱。.改變?nèi)芤簆H的常用方法：pH變化采取的措施pH增大溶解堿性物質(zhì)堿性溶液中：蒸發(fā)溶劑pH減小溶解酸性物質(zhì)酸性溶液中：蒸發(fā)溶劑pH和溶液酸堿性的關(guān)系：pH與溶液的酸堿性筆交易及變化趨勢：pH溶液的酸堿性pH7溶液呈酸性，pH越小，酸性越強pH7溶液呈中性pH7溶液呈堿性，pH越大，堿性越強判斷溶液酸堿性的三種方法：一般252

26、5中性溶液c(H+)c(OH-)c(H+)1×10-7pH7酸性溶液c(H+)c(OH-)c(H+)1×10-7pH7堿性溶液c(H+)c(OH-)c(H+)1×10-7pH7溶液酸堿性與pH值的關(guān)系：c(H+)越大，pH值越小，溶液的酸性越強；c(OH-)越大，pH值越大，溶液的堿性越強?！咀⒁狻吭?5時1. pH7，表示溶液呈堿性，pH每增加一個單位，c(OH-)增大10倍。2. pH7，表示溶液呈酸性，pH每減小一個單位，c(H+)增大10倍。pH值的測定方法：（1） 酸堿指示劑（定性測量范圍）：只能測溶液的酸堿性，即pH的大致范圍，不能測出具體數(shù)值。常用的

27、酸堿指示劑及變色范圍：指示劑酸堿指示劑的變化范圍（pH）及顏色石蕊5.0 紅色5.08.0 紫色8.0 藍色甲基紅5.0 紅色5.08.0 橙色8.0 黃色甲基橙5.0 紅色5.08.0 橙色8.0 黃色酚酞5.0 無色5.08.0 紫色8.0 藍色（2） pH計（酸度計）（定量精確測量）：精確測量，讀數(shù)到0.01。（3） pH試紙（定量粗略測量）：pH試紙是由多種有機弱酸和有機弱堿浸泡而成的，本身為姜黃色。遇到酸堿度不同的溶液，可顯示14種顏色?？梢远ㄐ詼y定氣態(tài)物質(zhì)的酸堿性，也可定量測定溶液的酸堿度。pH試紙有廣范pH試紙（114之間，間隔為1個pH單位）和精密pH試紙（114之間，間隔為0

28、.5個pH單位）。中學實驗測定某種溶液的pH，一般用廣范pH試紙，考試以廣范pH試紙作答。操作方法：用鑷子取一塊pH試紙放在干燥的表面皿或干燥的玻璃片中央，用潔凈的玻璃棒蘸取待測溶液，滴在pH試紙中央，將變色的試紙與標準比色卡對照，讀出pH。讀數(shù)：若試紙變紅則pH7，若試紙變藍則pH7。 標準比色卡比較確定的c(H+)的大小范圍1×10-14，1，pH的大小范圍：0,14 當c(H+)不在大小范圍內(nèi)時，pH表示溶液的酸堿性并不簡便，應(yīng)當用AG來表示。測定時主要情況分析：(一)定性測定氣態(tài)物質(zhì)的酸堿性氣態(tài)物質(zhì)顯酸性(或堿性)是說其溶于水后產(chǎn)生，要求使用pH試紙定性測定其酸堿性之前必須將

29、其潤濕。如試紙呈紅色，則所測氣體顯酸性，且紅色愈深，酸性愈強；如試紙顯藍色，則所測氣體顯堿性，且藍色愈深，堿性愈強。(二)定量測定溶液的酸堿度注意1：pH試紙絕不能預(yù)先潤濕，否則，相當于把待測液稀釋，這樣測出的pH就有可能產(chǎn)生誤差。（1）如待測液是中性溶液，不管其濃度是否相同，pH均為7，則不管pH試紙是否預(yù)先潤濕，均不會產(chǎn)生誤差。（2）如待測液是酸性溶液，pH試紙預(yù)先潤濕，相當于將原溶液稀釋，c(H+)降低，測得pH偏高； 如待測液是堿性溶液，pH試紙預(yù)先潤濕，相當于將原溶液稀釋，c(OH-)降低，測得pH偏低。（3） 對酸溶液或堿溶液而言，pH試紙預(yù)先潤濕所造成的誤差還須從酸或堿的強弱角度

30、去進一步考慮。 現(xiàn)以用預(yù)先潤濕的pH試紙測溶液的pH為例加以分析。假定所用pH試紙等大，潤濕程度一致，測定時向試紙上加酸體積相等，則相當于把兩種待測溶液稀釋相同倍數(shù)，此時強酸升高的幅度大于弱酸 pH升高幅度，最終強酸的pH大于弱酸的pH。即用預(yù)先潤濕的pH試紙測c(H+)相同的強酸和弱酸的pH，強酸的誤差更大。這是因為強酸和強堿是強電解質(zhì)，在水中完全電離，稀釋到原體積的n倍，c(H+)或c(OH-)就降為原來的1/n；弱酸和弱堿是弱電解質(zhì)，在水中部分電離，稀釋促進其電離。稀釋到原體積的n倍，c(H+)就降到比原來1/n大的某值。注意2：測定溶液的pH時，不能把pH試紙浸到待測液中。如果測定幾種

31、未知溶液的pH，應(yīng)該用幾根潔凈的玻璃棒分別蘸取不同的溶液，分別點在小塊pH試紙上。如果只用一根玻璃棒，每蘸取一種溶液后，必須將玻璃棒洗凈、擦干后再蘸取另一種溶液。注意3：玻璃棒應(yīng)潔凈、干燥。注意4：應(yīng)在半分鐘內(nèi)觀察，時間過長，試紙顯示的顏色會改變。有關(guān)溶液pH的計算方法：【思路】求溶液的pH，關(guān)鍵是求出c(H+)?！咀⒁狻浚?） 判斷溶液是酸性還是堿性。 如果是酸性溶液，直接求c(H+)；如果是堿性溶液，先求出c(OH-)，再換算為c(H+)進行計算。（2） 判斷酸堿溶液是稀還是較濃。 如果是極稀的溶液，水的電離不能忽視；如果是較濃的酸、堿溶液，可忽略水的電離。 pHlgc(H+) pOHlg

32、c(OH-)記憶公式： 酸性：求c(H+)pH 堿性：求c(OH-)c(H+)pH c(H+)×c(OH-)1×10-14（常溫） pH+pOH14題型1：單一強酸或強堿pH的計算：溶液類型相關(guān)計算強酸（HnA）溶液設(shè)c(HnA)=c mol/L，則c(H+)=nc mol/L，pH=-lgc(H+)=-lg(nc)強堿（B(OH)n）溶液設(shè)c(B(OH)n)=c mol/L，則c(OH-)=nc mol/L，c(H+)=1.0×10-14 /nc mol/L，pH=-lgc(H+)=14+lg(nc)設(shè)c(B(OH)n)=c mol/L，則c(OH-)=nc m

33、ol/L，pOH=-lgc(OH-)，pH=14-pOH題型2：強酸強堿混合后溶液pH的計算：溶液類型相關(guān)計算兩種強酸混合強酸：c(H)1 c(H)混=(V1×c(H)1+V2×c(H)2)/(V1+V2)強酸：c(H)2 pHpH差2的兩種強酸等體積混合，pH=pH小+0.3兩種強堿混合強酸：c(OH-)1 c(OH-)混=(V1×c(OH-)1+V2×c(OH-)2)/(V1+V2)強酸：c(OH-)2 c(H)混=Kw/(c(OH-)混)pHpH差2的兩種強堿等體積混合，pH=pH大-0.3【注意】應(yīng)該先利用兩種強堿的pH計算出各自的c(OH-)，

34、利用離子積公式計算出c(H)，再求pH；不能直接用兩種強堿的pH計算出各自的c(H)再按照混合強酸處理，會發(fā)生忽略的對象錯誤。強酸強堿混合恰好完全反應(yīng)呈中性pH=7酸過量c(H)混=(V酸×c(H)酸-V堿×c(OH-)堿)/(V酸+V堿)pH堿過量c(OH-)混=(V堿×c(OH-)堿-V酸×c(H+)酸)/(V酸+V堿)c(H)混=Kw/(c(OH-)混)pH【說明】計算時應(yīng)判斷溶液的酸堿性，若為酸性，按c(H+)計算，若為堿性，按c(OH-)計算。原因是在酸性溶液中，OH-來自于水的電離，而稀釋或混合過程中，水的電離被破壞，OH-的量不再守恒。H+

35、則考慮酸的電離而忽略水的電離。堿性溶液同理，只能首先計算OH-的變化。酸堿發(fā)生中和反應(yīng)后溶液pH的判斷技巧：（1） 酸與堿的pH之和為14，等體積混合 若為強酸與強堿，pH7 常溫時 若為強酸與弱堿，pH7 若為弱酸與強堿，pH7規(guī)律：pH相當（pH之和為14）誰弱誰過量，誰弱顯誰性。原因：酸與堿已電離的H+與OH-恰好中和，誰弱誰的H+或OH-有儲備（即物質(zhì)過量），中和后還能繼續(xù)電離。（2） 等體積強酸（pH1）與強堿（pH2）混合 若pH1+pH214，則溶液呈中性，pH7 常溫時 若pH1+pH214，則溶液呈堿性，pH7 若pH1+pH214，則溶液呈酸性，pH7（3） 強堿（pH1）

36、與強酸（pH2）混合呈中性時，二者的體積關(guān)系有如下規(guī)律：1. 若pH1+pH214，則V（酸）=V（堿）。2. 若pH1+pH214，則V（酸）：V（堿）=10pH1+pH2-14題型3：酸堿溶液稀釋后pH變化：強酸 pH=a弱酸 pH=a強堿 pH=b弱堿 pH=b稀釋10n倍pH=a+napHa+npH=b-nb-npHb【說明】（1） 無限稀釋7為限度：無論稀釋多大倍數(shù)，酸溶液不顯堿性，堿溶液不顯酸性，無限稀釋時，溶液pH接近于7。（2） 當酸提供的c(H)很小時，不能忽略水電離出的c(H)。（3） 堿的稀釋先求c(OH-)，再轉(zhuǎn)換成c(H)。當堿提供的c(OH-)很小時，不能忽略水電離

37、出的c(OH-)。酸堿稀釋圖像：酸堿稀釋pH軸區(qū)間圖：pH在生產(chǎn)生活中的應(yīng)用：生產(chǎn)生活方面應(yīng)用醫(yī)療人體內(nèi)各種液體都有一定的pH，人體內(nèi)血液pH：7.357.45，如果超過該范圍屬于病理現(xiàn)象。當體內(nèi)的酸堿平衡失調(diào)時，血液的pH是診斷疾病的一個重要參數(shù)。生活人們洗發(fā)時使用的護發(fā)素，其主要功能是調(diào)節(jié)頭發(fā)的pH，使之達到適合的酸堿度。環(huán)保領(lǐng)域酸性和堿性廢水處理常常利用酸堿中和反應(yīng)。農(nóng)業(yè)生產(chǎn)土壤的pH影響植物對不同形態(tài)養(yǎng)分的吸收及養(yǎng)分的有效利用，各種作物的生長對土壤的pH范圍有一定的要求?？茖W實驗和生產(chǎn)生活溶液pH的控制常常是影響實驗結(jié)果或產(chǎn)品質(zhì)量、產(chǎn)量的關(guān)鍵因素工業(yè)氯堿工業(yè)生產(chǎn)中所用食鹽水的pH要控制

38、在12左右，以除去其中的鈣離子和鎂離子等雜質(zhì)；在無機鹽的生產(chǎn)中，為了分離所含的三價鐵離子雜質(zhì)，常把無機鹽溶液的pH調(diào)到5左右，此時三價鐵離子形成氫氧化鐵沉淀而分離析出，其他陽離子保留在溶液中。酸堿中和滴定：定義：利用中和反應(yīng)，用以知物質(zhì)的量濃度的酸（或堿）（標準液）來測定未知物質(zhì)的量濃度的堿（或酸）（待測液）的實驗方法。酸堿中和反應(yīng)的實質(zhì)： H2O=H+OH-酸堿中和滴定的計量依據(jù)和計算：c（酸）×V（酸）×酸的元數(shù)c（堿）×V（堿）×堿的元數(shù) c（標）×V（標）c（待）×V（待）特點：簡便快捷準確應(yīng)用：廣泛應(yīng)用于科研和工農(nóng)業(yè)生產(chǎn)。關(guān)

39、鍵：1.準確測定參加反應(yīng)的兩種溶液的體積 2.準確判斷中和反應(yīng)是否恰好完全反應(yīng)指示劑的選擇和滴定終點的判斷：（1） 常用的酸堿指示劑及變色范圍指示劑酸堿指示劑的變化范圍（pH）及顏色石蕊5.0 紅色5.08.0 紫色8.0 藍色甲基紅5.0 紅色5.08.0 橙色8.0 黃色甲基橙5.0 紅色5.08.0 橙色8.0 黃色酚酞5.0 無色5.08.0 紫色8.0 藍色（2） 指示劑的選擇研究酸堿中和反應(yīng)過程中溶液pH變化：突躍范圍：把酸堿恰好中和的最后一滴酸或堿引起溶液pH的突變叫做酸堿中和滴定的突躍范圍。指示劑的選擇是根據(jù)突躍范圍：選擇指示劑時，一般要求變色明顯、靈敏、容易觀察。指示劑的變色

40、范圍與恰好中和時的pH要吻合。【注意】不選石蕊指示滴定終點，因其pH變色范圍寬，顏色不易覺察，誤差超過了酸堿中和滴定允許的誤差。滴定種類選擇的指示劑達滴定終點時顏色變化滴定終點判斷標準強酸滴定強堿甲基橙（3.14.4）黃色橙色當指示劑剛好變色，并在半分鐘內(nèi)不復(fù)原，即認為已達到滴定終點。酚酞（8.210.0）粉紅色無色強堿滴定強酸甲基橙（3.14.4）黃色橙色酚酞（8.210.0）無色粉紅色由于盡量選用由淺到深的顏色，強酸滴定強堿一般選用甲基橙做指示劑，強堿滴定強酸一般選用酚酞做指示劑。強酸滴定弱堿甲基橙（完全中和時略顯酸性）黃色橙色強堿滴定弱酸酚酞（完全中和時略顯堿性）無色粉紅色指示劑用量：常

41、用23滴，因指示劑本身也是弱酸或弱堿。若用量過多，會使滴定時酸或堿的消耗量增加。滴定管：分類：酸式滴定管：下端是用于控制液體流量的玻璃活塞，通過轉(zhuǎn)動活塞控制液體流量。 取酸性和強氧化性溶液；不能裝堿液、水解呈堿性的鹽溶液、氫氟酸。 堿式滴定管：下端是一段橡皮管，橡皮管內(nèi)有一個比橡皮管內(nèi)徑稍大的的玻璃小球， 通過擠壓小球控制液體流量。 取堿性和無氧化性溶液，不能裝酸溶液或高錳酸鉀等強氧化性物質(zhì)的溶液。構(gòu)造：滴定管是一種具有精確刻度、內(nèi)徑均勻的細長玻璃管。（1） 常有25mL、50mL兩種規(guī)格。（2） 刻度：零刻度在上，滿刻度在下，滿刻度一下無刻度。1mL分為10格，每小格是0.1mL,， 故可精

42、讀到0.1mL，估讀到0.01mL。（3） 滴定管的精度比量筒高得多，是有零刻度的計量儀器。滴定管的零刻度在上方，其刻度由上而下逐漸增大。用途：準確量取液體體積，中和滴定實驗。儀器：滴定管、錐形瓶、鐵架臺、滴定管夾、燒杯試劑：待測液、標準液、蒸餾水、自來水滴定準備過程：（1） 儀器的洗滌三洗：水洗蒸餾水洗待裝液潤洗三次：每個洗滌過程進行3次洗凈的標志：滴定管內(nèi)壁不掛水珠。（2） 查漏酸式滴定管：關(guān)閉活塞，向已洗凈的滴定管中裝上一定體積的水，固定在滴定管夾上直立靜置兩分鐘，觀察有無水滴漏下。然后將活塞旋轉(zhuǎn)180°，再靜置兩分鐘，觀察有無水滴漏下，如均不漏水，滴定管即可使用。堿式滴定管：

43、放開小球，向已洗凈的滴定管中裝上一定體積的水，固定在滴定管夾上直立靜置兩分鐘，觀察有無水滴漏下?！舅崾降味ü苈┧幚怼咳∠虏ＡЩ钊?，用濾紙或紗布擦干活塞及活塞槽。用手指蘸少量凡士林抹在活塞粗的一端，沿圓周涂一薄層，尤其在孔的近旁，不能涂多。涂活塞另一端的凡士林最好是涂在活塞槽內(nèi)壁上，涂完以后將話塞插入槽內(nèi)，插時活塞孔應(yīng)與滴定管平行。然后轉(zhuǎn)動活塞，從外面觀察活塞與活塞槽接觸的地方是否呈透明狀態(tài)，轉(zhuǎn)動是否靈活，并檢查活塞是否漏水。如不合要求則需要新涂凡士林。【堿式滴定管漏水處理】將橡皮管中的玻璃珠稍加轉(zhuǎn)動.或略微向上推或向下移動一下，進佯處理后仍然漏水，貝懦要更換玻璃珠或橡皮管（3） 潤洗再加入酸

44、堿反應(yīng)液之前，潔凈的酸式滴定管和堿式滴定管還分別用所可盛裝的酸或堿溶液潤洗23次。潤洗方法：從滴定管上口加入35mL所要盛裝的酸或堿溶液，傾斜著轉(zhuǎn)動滴定管，是液體潤洗全部滴定管內(nèi)壁，然后一手控制活塞（酸式滴定管輕輕轉(zhuǎn)動活塞，堿式滴定管輕輕擠壓小球）另一只手勻速轉(zhuǎn)動滴定管使液體流出，重復(fù)3次。（4） 裝反應(yīng)液分別將酸堿反應(yīng)液加入到酸式滴定管和堿式滴定管中，使液面位于滴定管刻度“0”以上23cm處，并將滴定管垂直固定在滴定管夾上，在滴定管下放一燒杯，調(diào)節(jié)活塞或輕擠小球使刻度線以下充滿液體，并使液面處于某一刻度。【排氣泡的方法】酸式滴定管：將酸式滴定管稍稍傾斜,迅速打開活塞,氣泡隨溶液的流出而被排出

45、。堿式滴定管：使尖嘴向上，并捏住小球后上部的橡皮管，使溶液流出的同時使氣泡排出。（5） 調(diào)節(jié)起始讀數(shù)：準確讀取讀數(shù)并記錄【讀數(shù)時的注意事項】1. 滴定管余水平實驗臺面保持垂直。2. 三點成一水平線（眼睛、刻度、凹液面最低處）（6） 在錐形瓶中加入一定體積的待測液【注意】錐形瓶只能用蒸餾水洗，一定不能用待測液潤洗，否則結(jié)果會偏高。錐形瓶取液時一定要用滴定管，不能用量筒。（7） 滴加指示劑向錐形瓶中滴加23滴指示劑，在錐形瓶底放一張白紙，作用是使滴定終點顏色變化更為明顯，開始滴定?！咀⒁狻恐甘緞┯昧坎荒苓^多，因指示劑本身也具有弱酸性或弱堿性，會使滴定中耗液量增大或減小，造成滴定誤差。滴定操作：（1） 滴定：記錄起始的堿式滴定管內(nèi)液面讀數(shù)，左手輕輕擠壓堿式滴定管內(nèi)的玻璃球，右手不斷搖動錐形瓶（使溶液在瓶內(nèi)按順時針方向不停做圓周運動），當溶液接近無色時，要