(推荐)水的电离知识点

1、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+HO H <+OH,通常简写为 H2O H ：+OH; AH>0 25c时，纯水中 c(H+尸c(OH-)=1 X 10-7mol/L(2)水的离子积在一定温度时，c(H+)与c(OH-)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+) c(OH-) , 25c时，Kw=1 X 10-14(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。25c时 Kw=1X10-14, 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

2、论是纯水还是稀酸、碱、盐溶液，只要温度不变，Kw就不变。(3)影响水的电离平衡的因素温度：温度越高电离程度越大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 100C, c(H+)和 c(OH)从 1X10-7mol/L 增大至U 1 x 10-6mol/L(pH 变为 6)。 酸、碱向纯水中加酸、碱平衡向左移动，水的电离程度变小，但Kw不变。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。练习：影响水的电离平衡的因素可归纳如下:H2O-B+OH、 变化 条厂'平衡移

3、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-)碱性不变加能结合OH的物质向右增大c(H+)>c(OH-)酸性不变溶液的酸碱性溶液的酸碱性取决于溶液中的c(H+)与c(OH-)的相对大小。在常温下，中性溶液：c(H+)=c(OH-)=1 x10-7mol/L ;酸性溶液：c(H+)>c(OH-), c(H +)>1

4、 x10-7mol/L ; 碱性溶液：c(H+)<c(OH-) , c(H+)<1 xi0-7-mol/L。思考：c(H+)>1 X 10-7mol/L(pH<7)的溶液是否一定成酸性？溶液的pH表示方法pH=-lgc(H +) c(H+)=10-pHpOH=-lgc(OH -) c(OH-)=10-p0H常温下，pH+pOH=-lgc(H+)-lgc(OH -)=-lgc(H +) c(0H-)=14。溶液的酸碱性与 pH的关系(常温时)中性溶液：c(H+)=c(0H-)=1 X 10-7mol L-1, pH=7o酸性溶液：c(H+)>1 X10-7mol L

5、-1>c(OH-), pH<7，酸性越强,pH越小。碱性溶液：c(H+)<1 X10-7mol l/>c(OH-), pH>7，碱性越强,pH越大。思考：1、甲溶液的pH是乙溶液的2倍，则两者的c(H+)是什么关系？2、pH<7的溶液是否一定成酸性？(注意：pH=0的溶液c(H+)=1mol/L。)pH的适用范围c(H+)的大小范围为：1.0 X 10-14mol L-1<c(H+)<1mol L-1。即 pH 范围通常是。 14。当c(H+) >1mol L -1或c(OH-) >1mol - L -1时，用物质的量浓度直接表示更方

6、便。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酗变色范围pH3.1 4.45.0 8.08.2 10.0溶液颜色红-橙-黄红-紫-蓝无色浅红红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试剂不能用蒸储水润湿(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。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

7、法：精确测定溶液pH4、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(pH or c )酸性先算c(H+),碱性先算c(OH )单一溶液的pH计算由强酸强碱浓度求 pH已知pH求强酸强碱浓度加水稀释计算10n倍,则 pH=a+n10n倍,则 pH<a+n10n倍，则 pH=b-n。10n倍，则 pH>b-n。强酸pH=a,加水稀释酸、碱溶液无限稀释时, 不能小于7。弱酸pH=a,加水稀释 强碱pH=b,加水稀释 弱碱pH=b,加水稀释pH只能约等于或接近于 7,酸的pH不能大于7,碱的pH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

8、化幅度上。酸碱混合计算两种强酸混合c(H+)混=c(H)1- c(H %V2V1 V2两种强碱混合c(OH )2 c(OH)2V2 c(OH)混=()V1 V2酸碱混合，一者过量时-+、|c(H )酸 V酸 c(OHc(OH )混或 c(H )混=V酸V碱若酸过量，则求出 c(H+),再得出pH;若碱适量，则先求 c(OH),再由 K#出c(H+),进而求得pH,或由c(OH)得出pOH再 得pH。(二)溶液酸碱性pH计算经验规律(1)两强酸等体积混合 混合后的pH=、的+0.3(2)两强碱等体积混合 混合后的pH次的一0.3(3)当按所给反应物质的量之比计算时，酸碱不论强弱，谁大谁过剩，溶液

9、呈谁性。(5) pH减小一个单位，H+扩大为原来的10倍。PH增大2个单位，H+减为原来的1/100(6)稀释规律：分别加水稀释 m倍时，溶液的物质的量的浓度均变为原来的1/m ,强酸中c (H+)变为原来的1/m，但弱酸中c ( H+)减小小于m倍，故稀释后弱酸酸性强于强酸。酸碱中和滴定主要仪器(1)滴定管滴定管分为 滴定管和 滴定管。酸性溶?装在 滴定管中，碱性 溶液装在 滴定管中。如图所示：(2)锥形瓶、烧杯、铁架台、滴定管夹等。2 .主要试剂标准液、待测液、指示剂、蒸储水。1 .准备：洗涤 查漏润洗2 .滴定：量取待测液并加指示剂重复操作三次3 .实验操作(用标准盐酸滴定待测 NaOH

10、容)装液体排气泡调整液面读数滴定至终点并读数计算【注意】滴定时在瓶底垫一张白纸；滴定时左手控制旋钮、右手振荡锥形瓶、目光注视锥形瓶内溶液颜色变化。锥形瓶：只用蒸储水洗涤，不能用待测液润洗先快后慢，当接近终点时，应一滴一摇注入标准液至“ 0”刻度上方 23cm处，将液面调节到“ 0”刻度(或“ 0”刻度以下某一 刻度)注意：指示剂的选择：变色灵敏、明显。一般用酚配，不用石蕊4 .常用酸碱指示剂及变色范围指示剂变色范围的pH<5红色58>8蓝色甲基橙<3.13.14.4橙色>4.4黄色酚Mt<8无色8 10>105 .滴定终点判断即为滴定终当最后一滴刚好使指示剂

11、颜色发生明显的改变而且半分钟内不恢复原来的颜色, 点°问题思考(1)KMnQ(H + )溶液、滨水、NkCO溶液、稀盐酸应分别盛放在哪种滴定管中?(2)滴定终点就是酸碱恰好中和的点吗?6 .酸碱中和滴定的误差分析原理（以标准盐酸滴定待测 NaOH§液为例）Ca , VcB= FTu准确量取的待测液的体积；CA r一标准溶液的浓度。c （待）的大小取决于 V （标）的大小，V （标）大，则C （待）大，V （标）小，则C （待）小。 常见误差以标准酸溶液滴定未知浓度的碱 （酚配作指示剂）为例，常见的因操作不正确而引起的误 差有：步骤操作VaCb洗涤酸式滴定管未用标准溶液润洗 汗m,变大偏（Wj碱式滴定管未用待测溶液润洗小低锥形瓶用待测溶液润洗大高锥形瓶洗净后还留有蒸储水小艾无影响取液放出碱液的滴定管开始有气泡，放出液体后气泡消失变小偏低滴定酸式滴定管滴定前有气泡，滴定终点时气泡消失变大偏（Wj振荡锥形瓶时部分液