水的电离和溶液的酸碱性知识点

水的电离和溶液的酸碱性知识点水的电离和溶液的酸碱性知识点水的电离和溶液的酸碱性知识点xxx公司水的电离和溶液的酸碱性知识点文件编号：文件日期：修订次数：第1.0次更改批准审核制定方案设计，管理制度知识点一水的电离和水的离子积一、水的电离1.电离平衡和电离程度 ①水是极弱的电解质，能微弱电离：H2O+H2OH3O++OH-，通常简写为H2OH++OH-；ΔH>0②实验测得：室温下1LH2O（即）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2.影响水的电离平衡的因素（1）促进水电离的因素：①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)。②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。③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。④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：①降低温度。②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：H2OH++OH-变化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-)碱性不变加能结合OH-的物质向右增大c(H+)>c(OH-)酸性不变水的离子积（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，简称水的离子积。KW=c(H+)·c(OH-)，25℃时，KW=1×10-14(无单位)。注意：①KW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。②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。③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-)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25℃时的溶液中：c(H＋)>1×10－7mol/L溶液呈酸性c(H＋)＝1×10－7mol/L溶液呈中性c(H＋)<1×10－7mol/L溶液呈碱性常温下，c(H＋)>10－7mol/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25℃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100℃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。⑴概念：表示方法pH=-lgc(H+)c(H+)=10-pH⑵溶液的酸碱性与pH的关系(常温时)①中性溶液：c(H+)=c(OH-)=1×107mol·L-1，pH=7。②酸性溶液：c(H+)>1×10-7mol·L-1>c(OH-),pH<7，酸性越强，pH越小。③碱性溶液：c(H+)<1×10-7mol·L-1>c(OH-),pH>7，碱性越强，pH越大。⑶pH的适用范围c(H+)的大小范围为：×10-14mol·L-1<c(H+)<1mol·L-1。即pH范围通常是0～14。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①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pH～～～溶液颜色红→橙→黄红→紫→蓝无色→浅红→红②pH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)。③pH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（pHorc）酸性先算c(H+)，碱性先算c(OH—)1.单一溶液的pH计算 ①由强酸强碱浓度求pH。在25℃强酸溶液(HnA)，其物质的量浓度为cmol/L，则：c(H＋)＝ncmol/L，pH＝－lgc(H＋)＝－lgnc；强碱溶液[B(OH)n]，其物质的量浓度为cmol/L，则c(OH－)＝ncmol/L，c(H＋)＝eq\f×10－14,nc)mol/L，pH＝－lgc(H＋)＝14＋lgnc。 ②已知pH求强酸强碱浓度2.加水稀释计算 ①强酸pH=a，加水稀释10n倍，则pH=a+n。 ②弱酸pH=a，加水稀释10n倍，则pH<a+n。 ③强碱pH=b，加水稀释10n倍，则pH=b-n。 ④弱碱pH=b，加水稀释10n倍，则pH>b-n。 ⑤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。⑥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+.（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.（3）强酸、强碱混合，①强酸和强碱恰好完全反应，溶液呈中性，pH=7.②酸过量：先求c(H＋)余＝eq\f(c(H＋)·V(酸)－c(OH－)·V(碱),V(酸)＋V(碱))，再求pH。③碱过量：先求c(OH－)余＝eq\f(c(OH－)·V(碱)－c(H＋)·V(酸),V(酸)＋V(碱))，再求c(H＋)＝eq\f(KW,c(OH－))，然后求pH。（4）酸碱中和反应后溶液pH的判断：①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

①mol·L-1的盐酸溶液和pH=13的氢氧化钡溶液

②mol·L-1的硫酸溶液和pH=13的氢氧化钠溶液

③pH=1的盐酸溶液和mol·L-1的氨水溶液

④pH=1的硫酸和mol·L-1某一元碱溶液{溶液中[OH－]∶[H+]=1×108}

⑤pH=3的醋酸溶液和mol·L-1的氢氧化钠溶液

⑥pH=3的盐酸溶液和pH=11的氨水溶液

⑦pH=3的硫酸溶液和pH=11的氢氧化钠溶液

⑧pH=3的某酸溶液和pH=11的氢氧化钠溶液

⑨pH=3的盐酸溶液和pH=11的某碱溶液

⑩pH=3的某酸溶液和pH=11的某碱溶液

【解析】①pH=7②pH﹤7。

③pH=1的盐酸和·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，pH﹤7。

④·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，pH﹤7。

⑤pH﹤7。⑥pH﹥7。⑦pH=7。⑧混合后溶液pH≤7。⑨混合后溶液pH≥7。

⑩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：若pH1+pH2=14，则V酸=V碱若pH1+pH2≠14，则知识点四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碱例：用L的NaOH溶液滴定未知浓度的硫酸溶液，滴定完成时用去NaOH溶液。计算待测硫酸溶液的物质的量浓度。3.滴定的关键①准确测定参加反应的两种溶液的体积②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⑴原则：①终点时，指示剂的颜色变化明显、灵敏②变色范围与终点pH接近⑵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pH～～～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①强酸强碱间的滴定：酚酞溶液、甲基橙②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③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⑴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）⑵酸(碱)式滴定管①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，精确度mL②规格：25ml50ml等③用途：中和滴定（精确测定）；精确量取溶液的体积（两次读数差）④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⑴准备①查漏：检查两滴定管是否漏水、堵塞和活塞转动是否灵活；②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③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2-3cm④赶气泡：酸式：快速放液碱式：橡皮管向上翘起⑤调液面：调节滴定管中液面在0或0刻度以下⑵滴定：①往锥形瓶中加入2～3滴指示剂。②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。应读到小数点后两位③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。⑶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。按上述要求重复滴定2～3次。⑷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①准确量取待测液于锥形瓶中，滴入2～3滴酚酞，振荡。②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。③记录滴定后液面刻度。④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⑴分析原理：（标准酸滴定未知碱）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滴定后滴定前滴定后读出值实际值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）