水的電離和pH計(jì)算

第28講水的電離和溶液的pH水的電離與水的離子積常數(shù)011.水的電離(1)水是極弱的電解質(zhì)，其電離過程

(填“吸熱”或“放熱”)。水的電離平衡常數(shù)的表達(dá)式為

。(2)影響水的電離平衡的因素①溫度：溫度升高，水的電離平衡向

方向移動(dòng)，c(H＋)和c(OH－)均

(填“增大”“減小”或“不變”)。②加酸或堿會(huì)

(填“促進(jìn)”或“抑制”)水的電離。③加能水解的鹽，可與水電離出的

或

結(jié)合，使水的電離平衡

移動(dòng)。核心知識(shí)梳理吸熱正增大抑制H＋OH－正向2.水的離子積(1)表達(dá)式：Kw＝

。(2)影響因素：一定溫度時(shí)，Kw是個(gè)常數(shù)，Kw只與

有關(guān)，

越高，Kw越

。25℃時(shí)，Kw＝

，100℃時(shí)，Kw＝1×10－12。(3)適用范圍：Kw不僅適用于純水，也適用于

、

、

的稀溶液。c(H＋)·c(OH－)溫度溫度大1×10－14酸堿鹽2.Kw＝c(H＋)·c(OH－)中，H＋和OH－一定是由水電離出來(lái)的嗎？答案不一定，如酸溶液中H＋由酸和水電離產(chǎn)生，堿溶液中OH－由堿和水電離產(chǎn)生，只要是水溶液必定有H＋和OH－，當(dāng)溶液濃度不大時(shí)，總有Kw＝c(H＋)·c(OH－)。電解質(zhì)溶液中水電離出的c(H＋)或c(OH－)25℃時(shí)，在等體積的①pH＝0的H2SO4溶液、②0.05mol·L－1的Ba(OH)2溶液、③pH＝10的Na2S溶液、④pH＝5的NH4NO3溶液中，發(fā)生電離的水的物質(zhì)的量之比是A.1∶10∶1010∶109B.1∶5∶(5×109)∶(5×108)C.1∶20∶1010∶109D.1∶10∶104∶109√方法技巧水電離的c(H＋)或c(OH－)的計(jì)算技巧(25℃時(shí))(1)中性溶液：c(H＋)＝c(OH－)＝1.0×10－7mol·L－1。(2)酸或堿抑制水的電離，水電離出的c(H＋)＝c(OH－)＜10－7mol·L－1，當(dāng)溶液中的c(H＋)＜10－7mol·L－1時(shí)就是水電離出的c(H＋)；當(dāng)溶液中的c(H＋)＞10－7mol·L－1時(shí)，就用10－14除以這個(gè)濃度即得到水電離的c(H＋)。(3)可水解的鹽促進(jìn)水的電離，水電離的c(H＋)或c(OH－)均大于10－7mol·L－1。若給出的c(H＋)＞10－7mol·L－1，即為水電離的c(H＋)；若給出的c(H＋)＜10－7mol·L－1，就用10－14除以這個(gè)濃度即得水電離的c(H＋)。溶液的酸堿性和pH02核心知識(shí)梳理1.溶液的酸堿性溶液的酸堿性取決于溶液中c(H＋)和c(OH－)的相對(duì)大小。(1)酸性溶液：c(H＋)

c(OH－)，常溫下，pH

7。(2)中性溶液：c(H＋)

c(OH－)，常溫下，pH

7。(3)堿性溶液：c(H＋)

c(OH－)，常溫下，pH

7。><＝＝<>2.pH及其測(cè)量(1)計(jì)算公式：pH＝

。(2)測(cè)量方法①pH試紙法用鑷子夾取一小塊試紙放在潔凈的

或

上，用玻璃棒蘸取待測(cè)液點(diǎn)在試紙的中央，變色后與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對(duì)照，即可確定溶液的pH。②pH計(jì)測(cè)量法－lgc(H＋)玻璃片表面皿(3)溶液的酸堿性與pH的關(guān)系常溫下：酸性堿性3.溶液pH的計(jì)算(1)單一溶液的pH計(jì)算強(qiáng)酸溶液：如HnA，設(shè)濃度為cmol·L－1，c(H＋)＝ncmol·L－1，pH＝－lgc(H＋)＝－lg(nc)。強(qiáng)堿溶液(25℃)：如B(OH)n，設(shè)濃度為cmol·L－1，c(H＋)＝

mol·L－1，pH＝－lgc(H＋)＝14＋lg(nc)。(2)混合溶液pH的計(jì)算類型①兩種強(qiáng)酸混合：直接求出c(H＋)混，再據(jù)此求pH。c(H＋)混＝

②兩種強(qiáng)堿混合：先求出c(OH－)混，再據(jù)Kw求出c(H＋)混，最后求pH。c(OH－)混＝

。。③強(qiáng)酸、強(qiáng)堿混合：先判斷哪種物質(zhì)過量，再由下式求出溶液中H＋或OH－的濃度，最后求pH。c(H＋)混或c(OH－)混＝規(guī)律方法溶液pH計(jì)算的一般思維模型1.實(shí)驗(yàn)原理(1)用已知濃度的酸(或堿)滴定未知濃度的堿(或酸)，根據(jù)中和反應(yīng)的等量關(guān)系來(lái)測(cè)定酸(或堿)的濃度。(2)利用酸堿指示劑明顯的顏色變化，表示反應(yīng)已完全，指示滴定終點(diǎn)。附：常用酸堿指示劑及變色范圍核心知識(shí)梳理指示劑變色范圍的pH石蕊＜5.0紅色5.0～8.0____>8.0藍(lán)色甲基橙＜3.1____3.1～4.4橙色>4.4黃色酚酞＜8.2無(wú)色8.2～10.0_______>10.0____紫色紅色淺紅色紅色深度思考1、如何判斷酸式滴定管、堿式滴定管？2、如何選用合適的滴定管、指示劑？3、如何描述滴定終點(diǎn)的現(xiàn)象？酸性KMnO4溶液滴定H2C2O4溶液Na2S2O3溶液滴定碘液【例2】碘量法【例3】酸堿法鹽酸溶液滴定醋酸【例1】氧化還原滴定法返滴定法沉淀滴定法雙指示劑法

滴定實(shí)驗(yàn)操作以標(biāo)準(zhǔn)鹽酸滴定待測(cè)NaOH溶液為例(1)滴定前的準(zhǔn)備①滴定管：查漏→洗滌→

→裝液→排氣泡→調(diào)液面→記錄。②錐形瓶：注堿液→記體積→加指示劑。(2)滴定潤(rùn)洗控制滴定管的活塞錐形瓶?jī)?nèi)溶液的顏色變化搖動(dòng)錐形瓶(3)終點(diǎn)判斷等到滴入最后一滴標(biāo)準(zhǔn)液，指示劑變色，且在半分鐘內(nèi)

原來(lái)的顏色，視為滴定終點(diǎn)并記錄標(biāo)準(zhǔn)液的體積。不恢復(fù)以標(biāo)準(zhǔn)酸溶液滴定未知濃度的堿(酚酞作指示劑)為例，常見的因操作不正確而引起的誤差有：步驟操作V(標(biāo)準(zhǔn))c(待測(cè))洗滌酸式滴定管未用標(biāo)準(zhǔn)溶液潤(rùn)洗變大偏高堿式滴定管未用待測(cè)溶液潤(rùn)洗變小偏低錐形瓶用待測(cè)溶液潤(rùn)洗變大偏高錐形瓶洗凈后還留有蒸餾水不變無(wú)影響取液放出堿液的滴定管開始有氣泡，放出液體后氣泡消失變小偏低滴定酸式滴定管滴定前有氣泡，滴定終點(diǎn)時(shí)氣泡消失變大偏高振蕩錐形瓶時(shí)部分液體濺出變小偏低部分酸液滴出錐形瓶外變大偏高溶液顏色較淺時(shí)滴入酸液過快，停止滴定后反加一滴NaOH溶液無(wú)變化變大偏高讀數(shù)酸式滴定管滴定前讀數(shù)正確，滴定后俯視讀數(shù)變小偏低酸式滴定管滴定前讀數(shù)正確，滴定后仰視讀數(shù)變大偏高返回練后反思(1)滴定管讀數(shù)要領(lǐng)以凹液面的最低點(diǎn)為基準(zhǔn)(如圖)正確讀數(shù)(虛線部分)和錯(cuò)誤讀數(shù)(實(shí)線部分)。pH