水的电离和溶液的酸碱性知识点

1、知识点一水的电离和水的离子积、水的电离1. 电离平衡和电离程度 水是极弱的电解质，能微弱电离：H2O+H2OH30+0H-,通常简写为 H2OH+OH-； AH0 实验测得：室温下1LH20 (即55.6mol )中只有1 X10-7mol发生 电离，故25C时，纯水中+-7c(H )=c(OH )=1 XW mol/L，平衡常数K电离c(H )c(OH-)c(H2O)2. 影响水的电离平衡的因素(1)促进水电离的因素： 升高温度：因为水电离是吸热的，所以温度越高K电离越大。c(H+)和c(OH-)同时增大，Kw增大，但c(H+)和 c(OH-)始终保持相等，仍显中性。纯水由 25C升到 10

2、0C, c(H+)和 c(OH-)从 1 X10-7mol/L 增大到 1 X0-6mol/L(pH 变为 6)。 加入活泼金属向纯水中加入活泼金属，如金属钠，由于活泼金属可与水电离产生的H +直接发生置换反应，产生H2,使水的电离平衡向右移动。 加入易水解的盐由于盐的离子结合 H+或OH-而促进水的电离，使水的电离程度增大。温度不变时，Kw不变。 电解如用惰性电极电解 NaCI溶液、CuSO4溶液等。(2)抑制水电离的因素： 降低温度。 加入酸、碱、强酸酸式盐。向纯水中加酸和强酸酸式盐(NaHSO4)能电离出H+、碱能电离出 OH-,平衡向左移动，水的电离程度变小, 但Kw不变。练习：影响水

3、的电离平衡的因素可归纳如下：H2O + =H +OH变化条件平衡移动方向电离程度+ -c(H )与 c(OH )的相对大小溶液的酸碱性离子积Kw加热向右增大c(H+)=c(OH-)中性增大降温向左减小c(H+)=c(OH-)中性减小加酸向左减小c(H+)c(OH-)酸性不变加碱向左减小c(H+)c(OH-)碱性不变加能结合H+的物质向右增大c(H+)c(OH-)酸性不变1. 水的离子积(1)概念：因为水的电离极其微弱，在室温下电离前后n(H2O)几乎不变，因此 c ( H2O )可视为常数，则 在一定温度时，c(H+)与c(OH-)=K电离c(H2O)的乘积是一个常数，称为水的离子积常数，简称

4、水的离子积。Kw=c(H ) (OH-), 25C时，Kw=1 X10-(无单位)。 Kw只受温度影响，水的电离吸热过程，温度升高，水的电离程度增大，Kw增大。与c(H+)、c(OH-)无关.25C时 Kw=1 X10-14, 100C时 Kw约为 1X10-12。 水的离子积不仅适用于纯水，也适用于其他稀溶液。不论是纯水还是稀酸、碱、盐溶液，只要温度不变，Kw 就不变。 在任何水溶液中，均存在水的电离平衡，也就是任何水溶液中都是H+、0H共存的。由水电离产生的c(H+)、c(OH-)总是相等的。任何水溶液中都存在 Kw=c(H+) . c(OH-)4.水电离的离子浓度计算酸：C(OH )溶液

5、=C(OH )水碱：C(H+)溶液=C(H+)水盐：酸性C(H+)溶液=C(H +)水碱性 C(OH )溶液=C(OH )水知识点二溶液的酸碱性与pH1、溶液酸碱性的判断溶液呈酸性、碱性还是中性，应看c(H“和c(OH)的相对大小，判断溶液酸碱性的依据主要有三点：判据1在25C时的溶液中：c(H + )1 X 107 mol/L 溶液呈酸性c(H + )= 1X 107 mol/L 溶液呈中性c(H + )107 mol/L时，溶液呈酸性，且c(H十)越大，酸性越强；c(OH)越大，碱性越强。判据2在25C时的溶液中：pH7 溶液呈碱性判据3在任意温度下的溶液中：c(H + )c(OH)溶液呈

6、酸性c(H + )= c(OH)溶液呈中性c(H + )c(OH)溶液呈碱性注意用pH判断溶液酸碱性时，要注意条件，即温度。不能简单地认为 pH等于7的溶液一定为中性，如100C时，pH = 6为中性，pH6显碱性，所以使用pH时需注明温度，若未注明温度，一般认为是常温，就以pH = 7为中性。2、溶液的pH对于稀溶液来说，化学上常采用pH来表示酸碱性的强弱。概念：表示方法+ -pHpH=-lgc(H )c(H )=10 p溶液的酸碱性与 pH的关系(常温时) 中性溶液：c(H+)=c(OH-)=1 X0-7mol L-1, pH=7。 酸性溶液：c(H )1 X0- mol L- c(OH

7、-), pH7，酸性越强，pH越小。 碱性溶液：c(H+)c(OH -), pH7，碱性越强，pH 越大。pH的适用范围c(H+)的大小范围为：1.0 X0-14mol L-1c(H +) 1mol -1或c(OH-) 1mol -1时，用物质的量浓度直接表示更方便。(4)物理意义：pH越大，溶液的碱性越强； 反之，溶液的酸性越强。pH每增大一个单位 c( H+ )减小至原来的1/10,c(OH-)变为原来的10倍。3、溶液pH的测定方法 酸碱指示剂法： 只能测出pH的范围，一般不能准确测定pH。指示剂甲基橙石蕊酚酞变色范围pH3.1 4.45.0 8.08.2 10.0溶液颜色红T橙T黄红T

8、紫T蓝无色T浅红T红 pH试纸法：粗略测定溶液的pH。pH试纸的使用方法： 取一小块pH试纸放在玻璃片(或表面皿)上，用洁净的玻璃棒蘸取待测液滴在试纸的中部， 随即(30s内)与标准比色卡比色对照，确定溶液的pH。测定溶液pH时，pH试剂不能用蒸馏水润湿(否则相当于将溶液稀释，使非中性溶液的pH测定产生误差)；不能将pH试纸伸入待测试液中，以免污染试剂。pH 一般为整数。标准比色卡的颜色 按pH从小到大依次是：红(酸性)，蓝(碱性)。 pH计法：通过仪器 pH计(也叫酸度计)精确测定溶液pH。知识点三有关溶液pH的计算有关pH的计算基本原则：一看常温，二看强弱(无强无弱，无法判断)，三看浓度(

9、pH or c)酸性先算c(H+)，碱性先算c(OH )1.单一溶液的pH计算 由强酸强碱浓度求 pH。在25C强酸溶液(H nA)，其物质的量浓度为 c mol/L，则：c(H*) = nc mol/L , pH = lgc(H*)= Ignc； +1 0 x 1014强碱溶液B(OH) n，其物质的量浓度为 c mol/L，则 c(OH ) = nc mol/L , c(H*)= mol/L ,pH = lgc（H ）= 14+ Ignc。 已知pH求强酸强碱浓度10n 倍，则 pH=a+n。 10n 倍，则 pHb-n。2. 加水稀释计算 强酸pH=a，加水稀释 弱酸pH=a，加水稀释

10、强碱pH=b，加水稀释 弱碱pH=b，加水稀释 酸、碱溶液无限稀释时，pH只能约等于或接近于 7,酸的pH不能大于7,碱的pH不能小于7。 对于浓度(或pH )相同的强酸和弱酸，稀释相同倍数，强酸的pH变化幅度 大。3. 酸碱混合计算c（Hc（H 斛2(1) 两种强酸混合+c(H )混=V v2注意：当二者pH差值2, c(H+)相差100倍以上时，等体积混合时可用近似规律计算,(2) 两种强碱混合c(OH 1 Vhc(OH 2 V2c(OH )混=注意：当二者pH差值2,(3) 强酸、强碱混合，强酸和强碱恰好完全反应，酸过量：V1 V2c(OH-)相差100倍以上时，等体积混合时可用近似规律

11、计算,溶液呈中性,pH=7.pH混科dH小+0.3.pH混卞）H大-0.3.4V（酸）+ V（碱）先求 c(H + )余= c(H +)V(酸)二：(OH)(碱)，再求 pH。先求c(oh -)余= c(OH )V(碱)-c()V(酸)，再求c(H亠亠，然后求pH。 c(OH ) 碱过量：V(酸)+ V(碱)(4)酸碱中和反应后溶液 pH的判断：当酸与碱pH之和为14,等体积混合后(常温下)若为强酸与强碱，混合后pH=7若为强酸与弱碱，混合后pH7若为弱酸与强碱，混合后pH1080.001 mol L-1的氢氧化钠溶液pH=11的氨水溶液 pH=3的硫酸溶液和 pH=3的某酸溶液和 pH=3的

12、盐酸溶液和 pH=3的某酸溶液和pH=11pH=11pH=11pH=11的氢氧化钠溶液的氢氧化钠溶液的某碱溶液的某碱溶液6【解析】pH=7pH 7。 pH=1的盐酸和0.1mol L-1的氨水溶液恰好完全中和，生成NH4CI强酸弱碱盐水解呈酸性，pH 08 H+=108 0-14（mol L-1）2/OH , OH =10-3 mol L-1-,故该一元碱 是弱碱，pH 7。 pH 7。pH=7。混合后溶液pHW7。混合后溶液pH7。某酸与某碱的强弱情况均未知，故混合后溶液的酸碱性无法判断。强酸（pH1）和强碱（pH2）混合呈中性时，二者的体积关系有如下规律:a.若 pH1+pH2=14，则

13、V 酸=V 碱b.若pH1+pH2力4,则-10pH仁:pH2-14#知识点四pH的应用酸碱中和滴定1. 概念：用已知物质的量的浓度的酸或碱（标准溶液）来测定未知物质的量浓度的碱或酸（待测溶液或未知溶液）的方法叫做酸碱中和滴定。2. 原理：根据酸碱中和反应的实质是：H+OH =H2O在滴定达到终点（即酸碱恰好反应）时：有n(H+)=n(OH-)即c酸V酸=c碱V碱#緘为未知液二酸为未知液二#注巴 域 血是指酸或碱中屮或0H个数NaOH溶液例：用0.1230mol/L的NaOH溶液滴定25.00mL未知浓度的硫酸溶液，滴定完成时用去 27.84mL。计算待测硫酸溶液的物质的量浓度。#酸为未知液8

14、%霁竺旦= 0 068咏 25. 00#3. 滴定的关键 准确测定参加反应的两种溶液的体积 准确判断完全中和反应终点4、酸碱中和滴定指示剂的选择原则：终点时，指示剂的颜色变化明显、灵敏变色范围与终点pH接近酸碱指示剂：常用指示剂及变色范围指示剂甲基橙石蕊酚酞变色范围pH3.1 4.45.0 8.08.2 10.0溶液颜色红T橙T黄红T紫T蓝无色T浅红T红酸（碱）式滴定管：用来滴定和准确量取液体体积；锥形瓶：反应器。 铁架台、滴定管夹、烧杯、（白纸）酸（碱）式滴定管结构特点：a.酸式 玻璃活塞碱式橡皮管玻璃球盛酸性溶液、强氧化性试剂 盛碱性溶液b.零刻度在上方，最大刻度在下，最小刻度0.1mL，

15、精确度0.01 mL 规格：25ml 50ml等 用途：中和滴定（精确测定）；精确量取溶液的体积（两次读数差） 使用注意：a.先检查是否漏水，再用蒸馏水洗涤，最后用待盛溶液润洗。b. 酸式滴定管：中指内扣，防活塞拉出c. 碱式滴定管：拇指和食指挤压玻璃球上部的橡皮4、中和滴定的基本操作和步骤 操作过程：(1)查漏(2)(3)润洗(4)(5)赶气泡(6)(7)滴定(8)(9)复滴(10)准备洗涤灌液调节液面 数据记录 计算 查漏：检查两滴定管是否漏水、堵塞和 活塞转动是否灵活； 洗涤：滴定管先用水洗净后，再用少量待装液润洗 2-3次; 锥形瓶：只用蒸馏水洗，也不必干燥 装液:、.用倾倒法将盐酸、

16、氢氧化钠溶液注入酸、碱滴定管中， 使液面高于刻度2-3cm酸式：快速放液碱式：橡皮管向上翘起调节滴定管中液面在0或0刻度以下赶气泡:调液面：滴定： 往锥形瓶中加入23滴指示剂。 操作要求：左手控制滴定管的活塞，右手振荡锥形瓶，眼睛 注意观察锥形瓶中的溶液颜色的变化。15注意其最2025 口破式：Zl 为胶管（内| 有琥璃球）小刻度: 为0. Inil20C25ml0 -标注:温度:体积:25ml 或 50ml刻厦:0丸刻度的位宜酸式： 为活塞滴定种类选用的指示剂达滴定终点时颜色变 化指示剂的用量滴定终点的判断标准强酸滴定强碱甲基橙黄色T橙色2-3滴当指示剂刚好变色， 并在半分钟内不褪 色，即认

17、为以达到滴 定终点酚酞红色T无色强酸滴定弱碱甲基橙黄色T橙色强碱滴定强酸甲基橙:红色T橙色酚酞无色T粉红色强碱滴定弱酸酚酞无色T粉红色 强酸强碱间的滴定：酚酞溶液、甲基橙 强酸滴定弱碱：由于生成强酸弱碱盐使溶液显酸性，所以选用甲基橙作指示剂 强碱滴定弱酸：由于生成强碱弱酸盐使溶液显碱性，所以选用酚酞作指示剂5、中和滴定仪器的特点和使用方法需用的仪器及用途终点：指示剂变色，且在半分钟内不恢复。 滴定操作：左手：控制活塞应读到小数点后两位右手：振荡锥形瓶眼看：锥形瓶中溶液颜色变化滴定终点：当滴入最后一滴时，指示剂的颜色突然改变，且30秒内不立即褪去或反滴一滴待测液颜色又复原，再读数。重复滴淀操作2

18、到3次,取平均值。读数：视线应液面凹面最低点水平相切。滴定管读数时，要精确到O.OImL。按上述要求重复滴定23次。计算：求平均值 操作注意事项（1）滴速：先快后慢，当接近终点时，应一滴一摇。（2） 终点：最后一滴恰好使指示剂颜色发生明显的改变且半分钟内不变色，读出V（标）记录。（3）在滴定过程中，左手控制活塞或玻璃小球，右手摇动锥形瓶，两眼注视锥形瓶内溶液颜色的变化。注意酸碱中和滴定中应注意哪些问题？ 准确量取待测液25.00ml于锥形瓶中，滴入23滴酚酞，振荡。 把锥形瓶放在酸式滴定管下面，在瓶底垫一张白纸，小心滴入酸液，边滴边摇动锥形瓶，直至滴 入一滴酸液，溶液由红色变为无色，并在半分钟

19、内不褪去为止。 记录滴定后液面刻度。 重复上述操作一至两次。指示剂变色时即“达到了滴定的终点”，通常与理论终点存在着一定的误差（允许误差），通常认 为此时即达到了反应的终点一一即“恰好中和”。5、误差分析分析原理：（标准酸滴定未知碱）己知C（标）XV（捺）读数C （测戶V（洌）己知滴定过程中任何错误操作都可能导致 C标、V标、V测的误差，但在实际操作中认为 c （标）是已 知的，V （测）是固定的， 所以一切的误差都归结为 V （标）的影响，V （标）偏大则C （测）偏大V （标）偏小则C （测）偏小。1.用已知物质的量浓度的盐酸滴定未知物质的量浓度的碱溶液（取一定量的NaOH溶液于锥形瓶中，滴2滴甲基橙作指示剂），试说明下列情况会使测定结果偏高、偏低还是无影响？滴定前读出r1滴定后值 实际值1）酸式滴定管用水洗后便装液体进行滴定；高2） 锥形瓶只用蒸馏水洗涤后仍留有少量蒸馏水；一一无影响3）锥形瓶用蒸馏水洗涤后，又用待测液润洗一一高4） 锥形瓶用蒸馏水洗涤后，误用盐酸润洗；一一低5） 盐酸在滴定时溅出锥形瓶外；一一高6） 待测液在振荡时溅出锥形瓶外；低7） 滴定终点时，滴定管仰视读数；一一高8） 滴定终点时，滴定管俯视读数；低9） 记录起始体积时，仰视读数，终点时平视一一低10） 记录起始体积时，仰视读数，终点