水的電離和溶液的酸堿性知識點

1、知識點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 _3H3O+OH,通常簡寫為 H2O 6H+OH-； AH>0 實驗測得：室溫下1LH2O(即)中只有IXI&moi發(fā)生電離，故25c時，純水中c(H+尸c(OH)=1 X 170nol/L平衡常數(shù)K電離c(H )?c(OH-)c(H 2O)2 .影響水的電離平衡的因素(1)促進水電離的因素：升高溫度：因為水電離是吸熱的，所以溫度越高K電離越大。c(H+)和c(OH-)同時增大，Kw增大，但c(H+)和c(OH-)始終保持相等，仍顯中性。純水由 25 c 升到 100 C

2、, c(H+)和 c(OH-)從 1 X 10mol/L 增大到 1 X 16mol/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4直接發(fā)生置換反應，產(chǎn)生H2,使水的電離平衡向右移動。加入易水解的鹽由于鹽的離子結(jié)合 H+或OH-而促進水的電離，使水的電離程度增大。溫度不變時，Kw不變。電解如用惰性電極電解 NaCl溶液、CuSQ溶液等。(2)抑制水電離的因素：降低溫度。加入酸、堿、強酸酸式鹽。向純水中加酸和強酸酸式鹽( NaHSO4)能電離出H+、堿能電離出 OH-,平衡向左移動，水的電離程度變小, 但Kw不變。練習：影響水的電離平衡的因素可歸

3、納如下：H2OH+OH-變化條平衡移 動方向電離程度c(H+)與 c(OH-)的相對大小溶液的 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：因為水的電離極其微弱，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，c(H+)與c(OH尸K電離c(H2O

4、)的乘積是一個常數(shù)，稱為水的離子積常數(shù)，簡稱水的離子積。Kw=c(H+) c(OH-), 25 c 時，Kw=1 X T04(無單位)。注意：K w只受溫度影響，水的電離吸熱過程，溫度升高，水的電離程度增大，Kw增大。與c(H+)、c(OH-)無關(guān).Kw25 c 時 Kw=1 X 1-04, 100 c 時 Kw約為 1 x T02。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, 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+)

5、 . c(OH-)4.水電離的離子濃度計算酸：C(OH )溶液=C(OlT)水堿：C(H+)溶,衩=C(H+)水鹽：酸性C(葉)溶?ft = C(H)水堿性 C(OH )溶液=C(OJ)水知識點二溶液的酸堿性與pH1、溶液酸堿性的判斷溶液呈酸性、堿性還是中性，應看c(H+)和c(05)的相對大小，判斷溶液酸堿性的依據(jù)主要有三點：判據(jù)1在25 c時的溶液中：c(H+)>1 X 10 mol/L 溶液呈酸性c(H+)= 1 X 107 mol/L 溶液呈中性c(H )<1 X10 mol/L 溶液呈堿性常溫下，c(H+)>10 7 mol/L時，溶液呈酸性，且 4人)越大，酸1越

6、強；c(OHI )越大，堿性越強。判據(jù)2在25 c時的溶液中：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 + 一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，要注意條件，即溫度。不能簡單地認為 pH等于7的溶液一定為中性， 如100c時，pH=6為中性，pH<6才顯酸性，pH>6顯堿性，所以使用 pH時需注明溫度，若未注明溫度，一般認 為是常溫，就以 pH=7為中性。2、溶液的pH對于稀溶液來說，化學上常采用pH來表示酸堿性的強弱

7、。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) 中性溶液：c(H+尸c(OH-)=1 X 17mol L-1, pH=7。 酸性溶液：c(H+)>1 X 17mol t?1>c(OH"), pH<7,酸性越強，pH 越小。 堿性溶液：c(H+)<1 X 17mol t：1>c(OH"), pH>7,堿性越強，pH 越大。pH的適用范圍c(H+)的大小范圍為：x 104mol L-1<c(H+)<1mol L-1。即pH范圍通常是014。當c(H+)> 1mol-1 或c(

8、OH-)> 1mol-1時，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； 反之，溶液的酸性越強。pH每增大一個單位 c (H+)減小至原來的1/10, c(OH-)變?yōu)樵瓉淼?0倍。3、溶液pH的測定方法 酸堿指示劑法：只能測出pH的范圍，一般不能準確測定pH。指示劑甲基橙石蕊酚酗變色范圍pH溶液顏色紅-橙-黃紅-紫-藍無色淺紅紅pH試紙法：粗略測定溶液的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液滴在試紙的中部， 隨即(30s內(nèi))與標準比色卡比色對照，確定溶液的pH。測定溶液pH時，pH試劑不能用蒸儲水潤濕(

9、否則相當于將溶液稀釋，使非中性溶液的pH測定產(chǎn)生誤差)；不能將pH試紙伸入待測試液中，以免污染試劑。pH一般為整數(shù)。標準比色卡的顏色 按pH從小到大依次是：紅 (酸性)，藍(堿性)。pH計法：通過儀器pH計(也叫酸度計) 精確測定溶液pH。知識點三有關(guān)溶液pH的計算有關(guān)pH的計算基本原則：一看常溫，二看強弱(無強無弱，無法判斷)，三看濃度(pH or c)酸性先算c(H+),堿性先算c(OHT)1 .單一溶液的pH計算由強酸強堿濃度求 pH。在25c強酸溶液(HnA),其物質(zhì)的量濃度為 c mol/L ,則：c(H )= nc mol/L , pH= lgc(H )= lgnc； 強堿溶液B(

10、OH)n,其物質(zhì)的量濃度為 c mol/L ,則c(OH )= nc mol/L , c(H*) =錯誤！ mol/L ,pH=lgc(H ) = 14+lgnc。已知pH求強酸強堿濃度2 .加水稀釋計算強酸pH=a,力口水稀釋10n倍，貝U pH=a+n。弱酸pH=a,力口水稀釋10n倍，則pH<a+n。 強堿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、堿溶液無限稀釋時，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。對于濃度(或pH)相同的強酸和弱酸，稀釋相同倍數(shù)，強酸的 pH變化幅度大。3 .酸堿混合計

11、算c(H )iVi c(H jV1 V2(1)兩種強酸混合c(H+X=pH混«pH小+注意：當二者pH差值> 2, c(H+)相差100倍以上時，等體積混合時可用近似規(guī)律計算, (2)兩種強堿混合c(OH)混=c(OH )iVi c(OH )2 V2注意：當二者pH差值>2, (3)強酸、強堿混合， 強酸和強堿恰好完全反應,V1 V2c(OH-)相差溶液呈中性,100倍以上時，等體積混合時可用近似規(guī)律計算,pH=7.pH混卡H大.酸過量：+ 一c/u+ c(H ) V(酸)一c(OH )V(堿)先求c(H)余=V(酉mV(堿)再求pH。堿過量:先求c(OH )余=c(OH

12、 ) V(堿)c(H ) V(酸)V(酸)+ V堿),再求c(H ) = -KW然后求pH。) c(OH )(4)酸堿中和反應后溶液 pH的判斷:當酸與堿pH之和為14,等體積混合后(常溫下)若為強酸與強堿，混合后pH=7若為強酸與弱堿，混合后pH>7若為弱酸與強堿，混合后pH<7規(guī)律：誰弱誰過量，誰弱顯誰性。當酸與堿pH之和為14,說明酸堿恰好可以中和?！締栴}】室溫時，下列溶液等體積混合后，溶液 pH是大于7、小于7、等于7、還是無法判斷mol L-1的鹽酸溶液和pH=13的氫氧化鋼溶液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 mol L-1的氨水溶

13、液pH=1的硫酸和 mol L-1某一元堿溶液溶液中OH ： H+=1 X 108pH=3的醋酸溶液和 mol L-1的氫氧化鈉溶液pH=3的鹽酸溶液和pH=3的硫酸溶液和pH=3的某酸溶液和pH=3的鹽酸溶液和pH=3的某酸溶液和pH=11的氨水溶液pH=11的氫氧化鈉溶液pH=11的氫氧化鈉溶液pH=11的某堿溶液pH=11的某堿溶液【解析】pH=7pH <7。pH=1的鹽酸和L-1的氨水溶液恰好完全中和，生成NH4C1強酸弱堿鹽水解呈酸性，pH< 7。 L-1 某一元堿的OH=1 X 108X H+=108 X 10-14（m）2/OH- , OH =10-3 mol L-1

14、；故該一元堿是弱堿，pH< 7。pHW7°混合后溶液 pH>7opH<7。pH >7。pH=7?；旌虾笕芤耗乘崤c某堿的強弱情況均未知，故混合后溶液的酸堿性無法判斷。強酸（pH1）和強堿（pH2）混合呈中性時，二者的體積關(guān)系有如下規(guī)律:a.若 pH1+pH2=14,則 V 酸=V 堿門r V酸 /閨pH2-14b.若 pH1+pH2力4,則 - 10V堿知識點四pH的應用酸堿中和滴定1 .概念：用已知物質(zhì)的量的濃度的酸或堿（標準溶液）來測定未知物質(zhì)的量濃度的堿或酸（待測溶液或未知溶液） 的方法叫做酸堿中和滴定。2 .原理：根據(jù)酸堿中和反應的實質(zhì)是：H+OH-=H

15、2O在滴定達到終點（即酸堿恰好反應）時：酸為未知液;有n（H+）=n（OhT）即c酸V酸飛堿丫堿堿為未知液二_ « Cg 徐5次總注:威 而是指酸或減中H+或OK個數(shù)例：用L的NaOH溶液滴定未知濃度的硫酸溶液， 滴定完成時用去NaOH溶液。計算待測硫酸溶液的 物質(zhì)的量濃度。酸為未知液二Qg =2X2S. 00=0. 0685ed1/L3 .滴定的關(guān)鍵準確測定參加反應的兩種溶液的體積準確判斷完全中和反應終點pH接近4、酸堿中和滴定指示劑的選擇原則：終點時，指示劑的顏色變化明顯、靈敏變色范圍與終點酸堿指示劑：常用指示劑及變色范圍指示劑甲基橙石蕊酚酗變色范圍pH溶液顏色紅-橙-黃紅紫藍無

16、色淺紅紅滴定種類選用的指示劑達滴定終點時顏色變指示劑的用量滴定終點的判斷標準化強酸滴定強堿甲基橙黃色一橙色2-3滴當指示劑剛好變色， 并在半分鐘內(nèi)不褪 色，即認為以達到滴 定終點酚酉太紅色一無色強酸滴定弱堿甲基橙黃色一橙色強堿滴定強酸甲基橙紅色一橙色酚肝無色一粉紅色強堿滴定弱酸酚酉太無色一粉紅色強酸強堿間的滴定：酚池溶液、甲基橙強酸滴定弱堿：由于生成強酸弱堿鹽使溶液顯酸性，所以選用甲基橙作指示劑強堿滴定弱酸：由于生成強堿弱酸鹽使溶液顯堿性|,所以選用酚酗:作指示劑5、中和滴定儀器的特點和使用方法需用的儀器及用途酸（堿）式滴定管：用來滴定和準確量取液體體積；錐形瓶：反應器。.鐵架臺、滴定管夾、燒

17、杯、（白紙）酸（堿）式滴定管結(jié)構(gòu)特點：a.酸式玻璃活塞盛酸性溶液、強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，精確度 mL規(guī)格：25ml 50ml等用途：中和滴定（精確測定）；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，再用蒸儲水洗滌，最后用待盛溶液潤洗。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程：（2）洗滌（4）灌液（6）調(diào)節(jié)液面（8）數(shù)據(jù)記錄（10）計算17 17 17 1713 5 7喇洗氣定滴查潤趕滴復備2Dr：26nl標注: 溫度:20CJC 體積:25皿

18、1 或 50m查漏：檢查兩滴定管是否漏水、堵塞和 活塞轉(zhuǎn)動是否靈活；洗滌：滴定管先用水洗凈后，再用少量待裝液潤洗2-3次;錐形瓶：只用蒸儲水洗，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，便液面圖于刻度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。破式： 為放菅（內(nèi) 有玻璃球）注意及最 小刻度： 為“1ml度:0二瑞最1剖腹的他貫終點：指示劑變色，且在半分鐘內(nèi)不恢復。滴定操作：左手：控制活塞應讀到小數(shù)點后兩位右

19、手：振蕩錐形瓶眼看：錐形瓶中溶液顏色變化滴定終點：當?shù)稳胱詈笠坏螘r，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液顏色又復原，再讀數(shù)。重復滴淀操作2到3次，取平均值。讀數(shù)：視線應液面凹面最低點水平相切。滴定管讀數(shù)時，要精確到。按上述要求重復滴定 23次。計算：求平均值操作注意事項（1）滴速：先快后慢，當接近終點時，應一滴一搖。（2）終點：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）記錄。（3）在滴定過程中，左手控制活塞或玻璃小球，右手搖動錐形瓶，兩眼注視錐形瓶內(nèi)溶液顏色的變化。注意.酸堿中和滴定中應注意哪些問題準確量取待測液于錐形瓶中，滴入 23滴酚酥，振蕩

20、。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，邊滴邊搖動錐形瓶，直至滴 入一滴酸液，溶液由紅色變?yōu)闊o色，并在半分鐘內(nèi)不褪去為止。記錄滴定后液面刻度。重復上述操作一至兩次。指示劑變色時即 達到了滴定的終點”，通常與理論終點存在著一定的誤差（允許誤差），通常認為 此時即達到了反應的終點 即恰好中和”。5、誤差分析分析原理：（標準酸滴定未知堿）己知C（標）XV（眼）讀數(shù)C （測尸V（列）已知滴定過程中任何錯誤操作都可能導致 C標、V標、V測的誤差，但在實際操作中認為 C （標）是已 知的，V （測）是固定的，所以一切的誤差都歸結(jié)為 V （標）的影響，V （標）偏大則C （測）偏天V （標）偏小則C （測）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），試說明下列情況會使測定結(jié)果偏高、偏低還是無影響1）酸式滴定管用水洗” 后便裝液體進行滴定； 高2）錐形瓶只用蒸儲水洗滌后仍留有少量蒸儲水；無影響3）錐形瓶用蒸儲水洗滌后，又用待測液潤洗一一高4）錐形瓶用蒸儲水洗滌后，誤用鹽酸潤洗；一一低5）鹽酸在滴定時濺出錐形瓶外；一一高6）待測液在振蕩時濺出錐形瓶外；一一低7