(完整word版)选修4水的电离和溶液的酸碱性知识点总结详细,推荐文档

1、第二节水的电离和溶液的酸碱性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+H2O *H30+0H-，通常简写为 H2OH+OH-； AH>0c(H )?c(OH-)c(H2。)温度越高K电离越大。 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c(H+)=c(0H-)=1 xW-7mol/L，平衡常数 K 电离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c(H+)和c(OH-)同时增大，Kw增大，但c(H+)和 c(OH-)始终保持相等，

2、仍显中性。纯水由 25C升到 100C, c(H+)和 c(OH-)从 1 xi0-7mol/L 增大到 1 xi0-6mol/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

3、离程度变小, 但Kw不变。练习：影响水的电离平衡的因素可归纳如下：H2O f一 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+)vc(OH-)碱性不变加能结合H+的物质向右增大c(H+)vc(OH-)碱性不变加能结合0H啲物质向右增大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

4、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，简称水的离子积。KW=c(H+) (OH-), 25C时，Kw=1 X10-14(无单位)。Kw增大。与 c(H+)、c(OH-)无关. 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, 25C时 Kw=1 X10-14, 100C时 Kw约为 1 X10-12。 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

5、(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=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 + )<1 x 107 mol/L 溶液呈碱性常温下，c(H

6、 + )>10 1 mol/L时，溶液呈酸性，且 c(H +)越大，酸性越强；c(OH)越大，碱性越强。判据2在25C时的溶液中：pH<7 溶液呈酸性pH = 7溶液呈中性pH>7 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，pH<6才显酸性，pH>6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、= 7为中性。2、溶液的pH对于稀溶液来说，化学上常采用pH来表示喜荣归也酸碱性的强弱。概念：表示方法pH=-lgc(H +)c(H+)=10-pH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 X0-7mol L-1>c(OH-), pH<7，酸性越强，pH 越小。 碱性溶液：c(H+)<1 X0-7mol L-1>c(OH-), pH>7，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-1<c(H +)<1m

8、ol L-1。即 pH 范围通常是 014。当c(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紫T蓝无色T浅红T红 pH试纸法：粗略测定溶液的pH。pH。pH试纸的使用方法： 取一小块pH试纸放在玻璃片(或

9、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般为整数。(酸性)，蓝(碱性)。 精确测定溶液pH。标准比色卡的颜色 按pH从小到大依次是：红 pH计法：通过仪器 pH计(也叫酸度计)知识点三有关溶液pH的计算有关pH的计算 基本原则：，三看浓度(pH or c)一看常温，二看强弱(无强无弱，无法判断)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

10、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 10 14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 ,nc+pH = lgc(H )= 14+ Ignc。已知pH求强酸强碱浓度2.加水稀释计算 强酸 弱酸 强碱 弱碱pH=a，加水稀释pH=a，加水稀释pH=b，加水稀释pH=b，加水稀释10n倍，则10n倍，则10n倍，则10n倍，则pH=a+n。 pH<a+n。 pH=b-n。 pH>b-n。pH

11、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。 pH变化幅度大。 酸、碱溶液无限稀释时， 对于浓度(或pH )相同的强酸和弱酸，稀释相同倍数，强酸的3.酸碱混合计算(1) 两种强酸混合c(H+)混 =' )V1 V2c(H )iVi c(H bV2注意：当二者pH差值2c(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-)混=V1 V2c(OH )iVi c(OH)2V2注意：当二者pH差值2c(OH-)相差100倍以上时，等体积混合时可用近似规律计算,(3) 强酸、强碱混合，强酸和强碱恰好完全反应，溶液呈中性，酸过量：pH=7.

12、pH 混apH 小+0.3.pH 混卞)H 小-0.3.先求c(H、余=c(H +) V(酸)c(OH ) (碱)再求 pH。V(酸)+ V(碱) 碱过量:先求c(OH )余=CQH-) V(碱)豊+)皿)c(H + )=亠，然后求 pH。V(酸) + V(碱)c(OH )(4)酸碱中和反应后溶液 pH的判断：pH>7pH<7 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 若为弱酸与强碱，混合后规律：谁弱谁过量，谁弱显谁性。等体积强酸（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=

13、14，则 V 酸=V 碱b.若pH1+pH2力4,则10pH1 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 =H?O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碱碱为未知液：tn Pftj酸为未知液:注：减 蟲是指酸或臧中屮或011 -个数例：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。NaO

14、H溶液輟为未知液；伽=_ 03230X27. 84挖冷=2X25. 003.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：指示剂对应溶液的颜色变色范围：甲基橙橙色红3.1橙4.4黄酚酞无色无8浅红10红石蕊紫色红5紫8蓝常用指示剂及变色范围 强酸强碱间的滴定：酚酞溶液、甲基橙 强酸滴定弱碱：酸性选用甲基橙作指示剂 强碱滴定弱酸：碱性选用酚酞作指示剂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

15、夹、烧杯、（白纸）酸（碱）式滴定管 结构特点：a. 酸式玻璃活塞盛酸性溶液、强氧化性试剂碱式橡皮管玻璃球盛碱性溶液b. 零刻度在上方，最大刻度在下，最小刻度O.ImL，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)洗涤(3)润洗(4)灌液(5)赶气泡(6)调节液面(7)滴定(8)数据记录(9)复滴(10)计算環式 为胶菅（内

16、I驚O2 222.二乂-_-TT标注:温度:20<体积:25ml或50皿1 辽息最酸式：准备 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、氢氧化钠溶液注入酸、碱滴定管中，使液面高于刻度2-3cm 赶气泡：酸式：快速放液碱式：橡皮管向上翘起 调液面：调节滴定管中液面在0或0刻度以下滴定： 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。注意其最 小刻度： 0.1ml1215-1-终点：指示剂变色，且在

17、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0.01mL。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

18、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（樣）XV（棕）读数C（'J）=V（3*|）已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

19、 知的，V （测）是固定的，所以一切的误差都归结为 V （标）的影响，定量的NaOH溶液于锥 低还是无影响？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（取一读实_ 际二 二值 值.二石”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、偏滴定前i读出丿、富宀匚值 滴疋后+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；无影响3）锥形瓶用蒸馏水洗涤后，又用待测液润洗高4）锥形瓶用蒸馏水洗涤后，误用盐酸润洗；低5）盐酸在滴定时溅出锥形瓶外； 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；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，终点时平视低10）记录起始体积时，仰视读数，终点时俯视；低11）滴加盐酸，橙色不足半分钟即褪色；低12）滴加盐酸，溶液变为红色； 高13）滴定前，酸式滴定管有气泡，滴定后消失；高14）滴定前，酸式滴定管无气泡，滴定后产生气泡；低15）滴定后滴定管尖嘴处悬有一滴液体；高16）移液管用蒸馏水洗净后，就