水的電離和溶液的酸堿性知識(shí)點(diǎn)

水的電離和溶液的酸堿性知識(shí)點(diǎn)水的電離和溶液的酸堿性知識(shí)點(diǎn)水的電離和溶液的酸堿性知識(shí)點(diǎn)xxx公司水的電離和溶液的酸堿性知識(shí)點(diǎn)文件編號(hào)：文件日期：修訂次數(shù)：第1.0次更改批準(zhǔn)審核制定方案設(shè)計(jì)，管理制度知識(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 ①水是極弱的電解質(zhì)，能微弱電離：H2O+H2OH3O++OH-，通常簡(jiǎn)寫為H2OH++OH-；ΔH>0②實(shí)驗(yàn)測(cè)得：室溫下1LH2O（即）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：①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1×10-7mol/L增大到1×10-6mol/L(pH變?yōu)?)。②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)。③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。④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：①降低溫度。②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：H2OH++OH-變化變化條件平衡移動(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+)<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(無單位)。注意：①KW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).25℃時(shí)KW=1×10-14，100℃時(shí)KW約為1×10-12。②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。③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.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＋)>1×10－7mol/L溶液呈酸性c(H＋)＝1×10－7mol/L溶液呈中性c(H＋)<1×10－7mol/L溶液呈堿性常溫下，c(H＋)>10－7mol/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25℃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100℃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為中性。2、溶液的pH對(duì)于稀溶液來說，化學(xué)上常采用pH來表示酸堿性的強(qiáng)弱。⑴概念：表示方法pH=-lgc(H+)c(H+)=10-pH⑵溶液的酸堿性與pH的關(guān)系(常溫時(shí))①中性溶液：c(H+)=c(OH-)=1×107mol·L-1，pH=7。②酸性溶液：c(H+)>1×10-7mol·L-1>c(OH-),pH<7，酸性越強(qiáng)，pH越小。③堿性溶液：c(H+)<1×10-7mol·L-1>c(OH-),pH>7，堿性越強(qiáng)，pH越大。⑶pH的適用范圍c(H+)的大小范圍為：×10-14mol·L-1<c(H+)<1mol·L-1。即pH范圍通常是0～14。當(dāng)c(H+)≥1mol·L-1或c(OH-)≥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+）減小至原來的1/10，c(OH-)變?yōu)樵瓉淼?0倍。3、溶液pH的測(cè)定方法①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pH～～～溶液顏色紅→橙→黃紅→紫→藍(lán)無色→淺紅→紅②pH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)。③pH計(jì)法：通過儀器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（無強(qiáng)無弱，無法判斷），三看濃度（pHorc）酸性先算c(H+)，堿性先算c(OH—)1.單一溶液的pH計(jì)算 ①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cmol/L，則：c(H＋)＝ncmol/L，pH＝－lgc(H＋)＝－lgnc；強(qiáng)堿溶液[B(OH)n]，其物質(zhì)的量濃度為cmol/L，則c(OH－)＝ncmol/L，c(H＋)＝eq\f×10－14,nc)mol/L，pH＝－lgc(H＋)＝14＋lgnc。 ②已知pH求強(qiáng)酸強(qiáng)堿濃度2.加水稀釋計(jì)算 ①?gòu)?qiáng)酸pH=a，加水稀釋10n倍，則pH=a+n。 ②弱酸pH=a，加水稀釋10n倍，則pH<a+n。 ③強(qiáng)堿pH=b，加水稀釋10n倍，則pH=b-n。 ④弱堿pH=b，加水稀釋10n倍，則pH>b-n。 ⑤酸、堿溶液無限稀釋時(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。⑥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+.（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.（3）強(qiáng)酸、強(qiáng)堿混合，①?gòu)?qiáng)酸和強(qiáng)堿恰好完全反應(yīng)，溶液呈中性，pH=7.②酸過量：先求c(H＋)余＝eq\f(c(H＋)·V(酸)－c(OH－)·V(堿),V(酸)＋V(堿))，再求pH。③堿過量：先求c(OH－)余＝eq\f(c(OH－)·V(堿)－c(H＋)·V(酸),V(酸)＋V(堿))，再求c(H＋)＝eq\f(KW,c(OH－))，然后求pH。（4）酸堿中和反應(yīng)后溶液pH的判斷：①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：誰弱誰過量，誰弱顯誰性。當(dāng)酸與堿pH之和為14，說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、還是無法判斷

①mol·L-1的鹽酸溶液和pH=13的氫氧化鋇溶液

②mol·L-1的硫酸溶液和pH=13的氫氧化鈉溶液

③pH=1的鹽酸溶液和mol·L-1的氨水溶液

④pH=1的硫酸和mol·L-1某一元堿溶液{溶液中[OH－]∶[H+]=1×108}

⑤pH=3的醋酸溶液和mol·L-1的氫氧化鈉溶液

⑥pH=3的鹽酸溶液和pH=11的氨水溶液

⑦pH=3的硫酸溶液和pH=11的氫氧化鈉溶液

⑧pH=3的某酸溶液和pH=11的氫氧化鈉溶液

⑨pH=3的鹽酸溶液和pH=11的某堿溶液

⑩pH=3的某酸溶液和pH=11的某堿溶液

【解析】①pH=7②pH﹤7。

③pH=1的鹽酸和·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，pH﹤7。

④·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，pH﹤7。

⑤pH﹤7。⑥pH﹥7。⑦pH=7。⑧混合后溶液pH≤7。⑨混合后溶液pH≥7。

⑩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：若pH1+pH2=14，則V酸=V堿若pH1+pH2≠14，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L的NaOH溶液滴定未知濃度的硫酸溶液，滴定完成時(shí)用去NaOH溶液。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①準(zhǔn)確測(cè)定參加反應(yīng)的兩種溶液的體積②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⑴原則：①終點(diǎn)時(shí)，指示劑的顏色變化明顯、靈敏②變色范圍與終點(diǎn)pH接近⑵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pH～～～溶液顏色紅→橙→黃紅→紫→藍(lán)無色→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→橙色酚酞無色→粉紅色強(qiáng)堿滴定弱酸酚酞無色→粉紅色①?gòu)?qiáng)酸強(qiáng)堿間的滴定：酚酞溶液、甲基橙②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③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⑴需用的儀器及用途酸(堿)式滴定管：用來滴定和準(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）⑵酸(堿)式滴定管①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，精確度mL②規(guī)格：25ml50ml等③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）④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⑴準(zhǔn)備①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；②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③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2-3cm④趕氣泡：酸式：快速放液堿式：橡皮管向上翹起⑤調(diào)液面：調(diào)節(jié)滴定管中液面在0或0刻度以下⑵滴定：①往錐形瓶中加入2～3滴指示劑。②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③終點(diǎn)：指示劑變色，且在半分鐘內(nèi)不恢復(fù)。應(yīng)讀到小數(shù)點(diǎn)后兩位滴定操作：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。⑶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。按上述要求重復(fù)滴定2～3次。⑷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①準(zhǔn)確量取待測(cè)液于錐形瓶中，滴入2～3滴酚酞，振蕩。②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色，并在半分鐘內(nèi)不褪去為止。③記錄滴定后液面刻度。④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)——即“恰好中和”。5、誤差分析⑴分析原理：（標(biāo)準(zhǔn)酸滴定未知堿）滴定過程中任何錯(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），試說明下列情況會(huì)使測(cè)定結(jié)果偏高、偏低還是無影響滴定前滴定后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）