水的电离和溶液的酸碱性知识点.doc
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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>0
②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
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
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+）碱性
不变
加能结合
H+的物质
向右
增大
c（H+）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：
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pH
1、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＋）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-pH
⑵溶液的酸碱性与pH的关系（常温时）
①中性溶液：
c（H+）=c（OH-）=1×10 7mol·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：
1.0×10-14mol·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
3.1～4.4
5.0～8.0
8.2～10.0
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＋）＝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 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+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，
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＝，再求pH。
③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：
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？
①0.1mol·L-1的盐酸溶液和pH=13的氢氧化钡溶液
②0.1mol·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0.1mol·L-1的氨水溶液
④pH=1的硫酸和0.1mol·L-1某一元碱溶液{溶液中[OH－]∶[H+]=1×108}
⑤pH=3的醋酸溶液和0.001mol·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，pH﹤7。
④0.1mol·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，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。
②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.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
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
3.1～4.4
5.0～8.0
8.2～10.0
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
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