考点18水的电离和溶液的酸碱性知识点

1、水的电离和溶液的酸碱性一、水的电离和水的离子积1.水的电离平衡水是极弱的电解质，能微弱电离：H2O+H2O H3O+OH-，通常简写为H2O H+OH-；H>0 实验测得：室温下1LH2O（即55.6mol）中只有1×10-7mol 发生电离，故25时，纯水中c(H+)=c(OH-)=1×10-7mol/L ，平衡常数 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，简称水的离子积。 2. 水的离子积: KW=c(H+)·

2、c(OH-)，25时，KW=1×10-14(无单位)注意：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.25时KW=1×10-14，100时KW约为1×10-12。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+、OH-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-)酸：c(OH)溶液= c(OH)水=c(H+)水

3、碱：c(H+)溶液= c(H+)水 + c(OH)水盐：酸性 c(H+)溶液=c(H+)水 碱性 c(OH) 溶液= c(OH)水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25升到100，c(H+)和c(OH-)从1×10-7mol/L增大到1×10-6mol/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

4、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NaCl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

5、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25时的溶液中：c(H)>1×107 mol/L 溶液呈酸性c(H)1×107 mol/L溶液呈中性c(H)<1×107 mol/L 溶液呈碱性常温下，c(H)>107 mol/L时，溶液呈酸性，且c(H)越大，酸性越强；c(

6、OH)越大，碱性越强。判据2在25时的溶液中：pH<7 溶液呈酸性pH7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100时，pH6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pH7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pH=-lgc(H+) c(H+)=1

7、0-pH 溶液的酸碱性与pH的关系(常温时)中性溶液：c(H+)=c(OH-)=1×107mol·L-1，pH=7。酸性溶液：c(H+)>1×10-7mol·L-1>c(OH-), pH<7，酸性越强，pH越小。碱性溶液：c(H+)<1×10-7mol·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：1.0×10-14mol·L-1<c(H+)<1mol·L-1。即pH 范围通常是014。当c(H+)1mol

8、83;L-1或c(OH-)1mol·L-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pH3.14.45.08.08.210.0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

9、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。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（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25强酸溶液(HnA)，其物质的量浓度为c mol/L，则：c(H)nc mol/L，pHlgc(H)lgnc；强碱溶

10、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，pHlgc(H)14lgnc。已知pH求强酸强碱浓度2.加水稀释计算强酸pH=a，加水稀释10n倍，则pH=a+n。弱酸pH=a，加水稀释10n倍，则pH<a+n。强碱pH=b，加水稀释10n倍，则pH=b-n。弱碱pH=b，加水稀释10n倍，则pH>b-n。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（1）两种强酸混合 c(H+)混=注意：当二者pH差

11、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，pH混pH小+0.3.（2）两种强碱混合c(OH-)混=注意：当二者pH差值2，c(OH-)相差100倍以上时，等体积混合时可用近似规律计算，pH混pH大-0.3.（3）强酸、强碱混合，强酸和强碱恰好完全反应，溶液呈中性，pH=7.酸过量：先求c(H)余，再求pH。碱过量：先求c(OH)余，再求c(H)，然后求pH。（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pH>7若为弱酸与强碱，混合后pH<7规律：谁弱谁过量，谁弱显谁性。当

12、酸与碱pH之和为14，说明酸碱恰好可以中和。【问题】室温时，下列溶液等体积混合后，溶液pH是大于7、小于7、等于7、还是无法判断？    0.1 mol·L-1的盐酸溶液和pH=13的氢氧化钡溶液    0.1 mol·L-1的硫酸溶液和pH=13的氢氧化钠溶液    pH=1的盐酸溶液和0.1 mol·L-1的氨水溶液    pH=1的硫酸和0.1 mol·L-1某一元碱溶液溶液中OHH+=1&

13、#215;108    pH=3的醋酸溶液和0.001 mol·L-1的氢氧化钠溶液    pH=3的盐酸溶液和pH=11的氨水溶液    pH=3的硫酸溶液和pH=11的氢氧化钠溶液    pH=3的某酸溶液和pH=11的氢氧化钠溶液    pH=3的盐酸溶液和pH=11的某碱溶液    pH=3的某酸溶液和pH=11的某碱溶液 

14、60; 【解析】pH=7 pH7。    pH=1的盐酸和0.1mol·L-1的氨水溶液恰好完全中和，生成NH4Cl强酸弱碱盐水解呈酸性，pH7。    0.1mol·L-1某一元碱的OH=1×108×H+=108×10-14(mol·L-1)2/OH ，OH =10-3 mol·L-1，故该一元碱是弱碱，pH7。    pH7。pH7。pH=7。混合后溶液pH7。混合后溶液pH7。&#

15、160;   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。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NaOH溶液27.84mL。计算待测硫酸溶液的物质的量浓度。3.滴定的关键准确测定参加反应的两种溶液的体

16、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pH3.14.45.08.08.210.0溶液颜色红橙黄红紫蓝无色浅红红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橙色2-3滴当指示剂刚好变色，并在半分钟内不褪色，即认为以达到滴定终点酚酞红色无色强酸滴定弱碱甲基橙黄色橙色强碱滴定强酸甲基橙红色橙色酚酞无色粉红色强碱滴定弱酸酚酞无色粉红色 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

17、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 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0.1mL，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

18、：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23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：

19、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。 终点：指示剂变色，且在半分钟内不恢复。应读到小数点后两位滴定操作：左手：控制活塞右手：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

20、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即“恰好中和”。5、误差分析 分析原理：（标准酸滴定未知碱） 滴定过程中任何错误

21、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。滴定前滴定后读出值实际值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？滴定前滴定后实际值读出值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； 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