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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一、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-；H0 实验测得：室温下1LH2O（即55.6mol）中只有110-7mol 发生电离，故25时，纯水中c(H+)=c(OH-)=110-7mol/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：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110
2、-7mol/L增大到110-6mol/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
3、(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-)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=110-14(无单位)。注意：KW只受温度影
4、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=110-14，100时KW约为110-12。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-)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(
5、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)1107 mol/L溶液呈酸性c(H)1107 mol/L溶液呈中性c(H)107 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25时的溶液中：pH7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、6为中性，pH6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-)=1107molL-1，pH=7。酸性溶液：c(H+)110-7molL-1c(OH-), pH7，酸性越强，pH越小。碱性溶液：c(H+)c(OH-), pH7，碱性越强，pH越大。pH的适用范围c(H+)的大小范围为：1.010-14molL-1c(H+)1molL-1。即pH 范围通常是01
7、4。当c(H+)1molL-1或c(OH-)1molL-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
8、。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)。pH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（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
9、；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，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pHb-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差值2c(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
10、合c(OH-)混=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pH小-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pH7若为弱酸与强碱，混合后pH7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=14，则V酸=V碱b.
11、 若pH1+pH214，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
12、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 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.
13、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：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
