选修4水的电离和溶液的酸碱性知识点总结详细

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 H3O+OH 通常简写为 H2O h+oh-； ah>0c(H ) .c(OH-)0) 实验测得：室温下1LH2O (即55.6mol )中只有1x10-7mol发生 电离,故25c时,纯水中c(H+)=c(OH-)=1 M0-7mol/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：由于水电离是吸热的,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

2、.纯水由 25c升到 100C, c(H+)和 c(OH-)从 1 X10-7mol/L 增大到 1 x10'6mol/L(pH 变为 6).参加活泼金属向纯水中参加活泼金属,如金属钠,由于活泼金属可与水电离产生的H +直接发生置换反响,产生 H2,使水的电离平衡向右移动.参加易水解的盐由于盐的离子结合 H+或0H-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.参加酸、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 0H-,平衡向左移动,水的电离程度变小

3、, 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-)碱性不变加能结合OH -的物质向右增大c(H+)>c(OH-)酸性不变1.水的离子积(1)概念：由于水的电离极其微弱,在室温下电离前后n(H2O)几乎不变,因此 c (H2O)可视为常数

4、,那么 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+) c(OH-), 25 c时,Kw=1 X10-14(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.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.不管是纯水还是稀酸、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(O

5、H-)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?t= C(H+)水碱性 C(OH )溶?«= 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 10 7 mol/L 溶液呈酸性c(H+)= 1X 10 7 mol/L 溶液呈中性c(H )<1 X 10 7 mol/L 溶液呈碱性常温

6、下,c(H+)>10 7 mol/L时,溶液呈酸性,且 c(H + )越大,酸,f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(H1)= 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,假设未注明温度,一般认为是常温,就以 p

7、H = 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 »0-7mol L-1>c(OH-), pH<7,酸性越强,pH 越小.碱性溶液：c(H+)<1 »0-7mol 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 M0-14mol L-1<c(

8、H +)<1mol 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

9、外表皿)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(否那么相当于将溶液稀释,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.,三看浓度(pH or c)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,那么10n倍,那么10n倍,那么10n倍,那么pH=a+n. pH<a+n. pH=b-n. pH>b-n.标准比色卡的颜色 按pH从小到大依次是

10、：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的计算根本原那么：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强酸溶液(HnA),其物质的量浓度为 c mol/L ,那么：c(H )= nc mol/L , pH= lgc(H )= lgnc;强碱溶液B(OH) n,其物质的量浓度为 c mol/L ,那么 c(OH ) = nc mol/L , c(H+)= 1.0 X 10 mol/L , nc一 . ,一 十、 . .pH= lgc(H )=14+lgnc.pH求强

11、酸强碱浓度2 .加水稀释计算酸、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=c(H )1Vl e(H )2V2V1V2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pH混卡H小+0.3.-.c(OH )混=c(OH Ji Vi c(OH 工 V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,pH 混卡H -0.3.(3)强酸、强碱混合,强

12、酸和强碱恰好完全反响,溶液呈中性,酸过量：pH=7.先求c(H ) =十一,一Zc(H )V(酸)c(OH )V(碱)V(酸)+V(碱),再求pH.碱过量:先求c(OH )余=c(OH )V(碱)c(H )V(酸)由十 +、Kw口 ,再求 c(H )=-,然后求 pH.V(酸)+ V(碱) c(OH )(4)酸碱中和反响后溶液 pH的判断：当酸与碱pH之和为14,等体积混合后(常温下)假设为强酸与强碱,混合后假设为强酸与弱碱,混合后假设为弱酸与强碱,混合后pH=7pH>7pH<7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.假

13、设 pH1+pH2=14 ,那么 V 酸=V 碱VpH1 -pH2 -14b.假设 pH1+pH2 为4,那么 一10pH1 H2 14V碱知识点四pH的应用酸碱中和滴定1 .概念：用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：根据酸碱中和反响的实质是：H+OH =H2O在滴定到达终点即酸碱恰好反响时：有nH+=nOH-即c酸V酸碱丫碱碱为未知液二酸为未知液;注.礴 而是指酸或喊中或0H一个数例：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 NaOH溶液27.84mL.计算待

14、测硫酸溶液的物质的量浓度.酸为未知液;缁二空、0.1230X27. 84O< 25. 00=0. C685mol/L3 .滴定的关键准确测定参加反响的两种溶液的体积准确判断完全中和反响终点4、酸碱中和滴定指示剂的选择原那么：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酚Mt45-僦、对应溶液的颜色橙色无色紫色变色范围：红3.1橙4.4黄无8浅红10红红5紫8蓝强酸强碱间的滴定：酚酗:溶液、甲基橙局洗气定滴喻润赶滴复17 17 17 17 171 3 5 7 9强酸滴定弱碱：酸性选用甲基橙作指示剂强碱滴定弱酸：碱性选用酚酗:作指示剂

15、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：反响器.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,再用蒸储水洗涤,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、中和滴定的根本操作和步骤操作过程：2洗涤4 灌液6 调节液面8数据记录标

16、注: 温度:20叱 体积：25ml 或50血 注忠最 大刻度 的位置碱式/1 为月交管内 有玻璃球酸式：为活塞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 2-3次;锥形瓶：只用蒸储水洗,也不必枯燥W甘日注是其取小刻度： 为 0.1ml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：往锥形瓶中参加23滴指示剂.操作要求：左手限制滴定管的活塞,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

17、色,且在半分钟内不恢复.滴定操作：左手：限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,指示剂的颜色忽然改变,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：求平均值操作考前须知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,左手限制活塞或玻璃小球,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

18、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滴酚酥,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“到达了滴定的终点,通常与理论终点存在着一定的误差允许误差 为此时即到达了反响的终点一一即“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标读数C 测尸V那么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

19、 标偏大那么C 测偏大,V 标偏小那么C 测偏小.1.用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NaO哈液于锥形瓶中,滴2滴甲基橙作指示剂,试说明以下情况会使测定结果偏高、偏 低还是无影响？值值1酸式滴定管用水洗后便装液体进行滴定；一一高2锥形瓶只用蒸储水洗涤后仍留有少量蒸储水；一一无影响3锥形瓶用蒸储水洗涤后,又用待测液润洗一一高4锥形瓶用蒸储水洗涤后,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；一一低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；一一低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,终点时俯视；一一低11滴加盐酸,橙色缺乏半分钟即褪色；一一低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；一一高14滴定前,酸式滴定管无气泡,滴定后产生气泡；一一低15滴定后滴定管尖嘴处悬有一滴液体；一一高16移液管用蒸