水的电离和溶液的酸碱性知识点

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1、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+H2OH3O+OH-，通常简写为 H2OmH+OH-； AH0 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-)c(H+)=c(OH-)=1x10-7mol/L，平衡常数 K=电离 c(H O)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 25C升到 1

2、00C，c(H+)和 c(OH-)从 1x10-7mol/L 增大到 1x10-6mol/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H4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

3、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，3日+)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

4、(H+).c(OH-)，25 C 时，KW=1x10-14(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=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(O)溶液=C(OH-

5、)水 碱：C(H+)溶液=C(H+)水盐：酸性C(H+)溶液=C(W水碱性C(OH-)溶液=C(OH-)水知识点二溶液的酸碱性与H1、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25r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+)10-7 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25r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(O

6、H-)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100r时，pH = 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。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-)=1x10-7molL-1，pH=7。 酸性溶液：c(H+)1x10-7molL-1c(OH-), pHc(OH-), pH7，碱性越强，

7、pH越大。pH的适用范围c(H+)的大小范围为：1.0x10-14molL11mol-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：只能指示剂甲基橙石蕊酚酞变色范围pH3.1 4.45.0 8.08.2 10.0溶液颜色红一橙一黄红一紫一蓝无色一浅红一红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

8、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脚入待测试液中，以免污染试剂。pH,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25C强酸溶液(HA),其物质的量浓度为 c mol/L,则：c(H

9、+)=c mol/L, pH=lgc(H+)=lgc；强碱溶液B(OH)，其物质的量浓度为 c mol/L,(OH-)=c mol/L, c(H+) = I：。* mol/L, pH= lgc(H+) = 14+lgnc。 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)两种强酸混合司心c(H+) V + c(H+) V

10、混一1V1 + v 2 2注意：当二者pH差值N2, c(H+)相差100倍以上时，等体积混合时可用近似规律计算，pHpH小+0.3.(2) 两种强碱混合c(OH-) =c(OH-)1V1+ c(OH- )2V2混V + V注意：当二者pH差值N2, 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：c(H+). V(酸)一c(OH-). V(碱)先求c(H+)余=v(酸) + V(碱)，再求pH。 碱过量：c(OH-). V(碱)一c(H+).V(酸).K_先求 c(OH-)

11、余V(酸)+v(碱)，再求 c(H+)=c(OH-)，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。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? 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

12、 mol-L-1某一元碱溶液溶液中OH ： H+=1x108| 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【解析】pH=7pH 7。 pH= 1的盐酸和0.1molL-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。 0.1molL-1 某一元碱的OH=1x108xH+=108x10-14(molL-1)2/OH , OH =10-3 m

13、ol-L-1，故该一元碱 是弱碱，pH 7。 pH 7。pH=7。混合后溶液pH7o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: a,若 pH1+pH2=14，则 V 酸=V 碱b.V酸 若pHl+pH芬14，则商=10pH1+pH2-14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。上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碱碱为未知液：酸为未知液：注、城 血是指酸或碱中H+或0H-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。计算待测硫酸溶液的物质的量浓度。0.1230X27. &4,酸为未知液二 % =”= f _= 0 0685KO1/Ln pg回X2b.g3. 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，指示剂的颜色变化明显、灵敏变色范围与终点pH接