水的电离和溶液的酸碱性知识点.docx

学问点一 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+H2O H3O++OH-，通常简写为H2O H++OH-；ΔH>0② 试验测得： 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K= c(H+ ) · c(OH- )电离 c(H O)22. 影响水的电离平衡的因素〔1〕促进水电离的因素：①上升温度：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)②参与活泼金属2向纯水中参与活泼金属，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H ，使水的电离平衡向右移动③参与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②参与酸、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 不变加能结合H+的物质加能结合OH-的物质向右增大c(H+)c(OH-)酸性不变练习：影响水的电离平衡的因素可归纳如下：条件变化平衡移动方向H2O电离程度H++OH- 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+)

与 c(H+)、c(OH-)无关.25℃时KW=1×10-14，100℃时KW 约为 1×10-12②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-)酸：C(OH—) = C(OH—)溶液 水碱：C(H+) = C(H+)溶液 水盐：酸性 C(H+) = C(H+)溶液 水碱性 C(OH—) = C(OH—)溶液 水学问点二溶液的酸碱性与pH1、溶液酸碱性的推断溶液呈酸性、碱性还是中性，应看c(H＋)和 c(OH－)的相对大小，推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＋)>1×10－7 mol/L 溶液呈酸性c(H＋)＝1×10－7 mol/L 溶液呈中性c(H＋)<1×10－7 mol/L 溶液呈碱性常温下，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 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＋)

不能简洁地认为 pH 等于 7 的溶液肯定为中性，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，假设未注明温度，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，化学上常承受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-)=1×10-7mol·L-1，pH=7②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

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pHpH 试纸的使用方法：取一小块pH 试纸放在玻璃片(或外表皿)上，用干净的玻璃棒蘸取待测液滴在试纸的中部， 随即(30s 内)与标准比色卡比色比照，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〕准确测定溶液pH学问点三 有关溶液 pH 的计算有关 pH 的计算根本原则：一看常温，二看强弱〔无强无弱，无法推断〕，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 c mol/L，则：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，则 c(OH－)＝nc mol/L，c(H＋)＝ mol/L， pH＝－lgc(H＋)＝14＋lgnc。

②pH 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+n②弱酸pH=a，加水稀释 10n 倍，则 pHb-n⑤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 7⑥对于浓度〔或pH〕一样的强酸和弱酸，稀释一样倍数，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+) =c(H+ ) V + c(H+ ) V1 1+2 2混 V V留意：当二者pH 差值≥2，[1c(H+2 )]相差 100 倍以上时，等体积混合时可用近似规律计算，pH〔2〕两种强碱混合≈pH混+0.3.小c(OH- ) V + c(OH- ) Vc(OH-) = 1 1 2 2混 V + V留意：当二者pH 差值≥2，[c(O1 H-)2]相差 100 倍以上时，等体积混合时可用近似规律计算，pH〔3〕强酸、强碱混合，①强酸和强碱恰好完全反响，溶液呈中性，pH=7.②酸过量：≈pH混-0.3.大c(H＋)·V(酸)－c(OH－)·V(碱)先求 c(H＋) ＝余③碱过量：V(酸)＋V(碱)，再求 pH。

c(OH－)·V(碱)－c(H＋)·V(酸) K先求 c(OH－) ＝余V(酸)＋V(碱)，再求 c(H＋)＝cW ，然后求pH－〔4〕酸碱中和反响后溶液pH 的推断：①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pH=7假设为强酸与弱碱，混合后pH>7假设为弱酸与强碱，混合后pH<7(OH )【问题】室温时，以下溶液等体积混合后，溶液pH 是大于 7、小于 7、等于 7、还是无法推断？①0.1 mol·L-1 的盐酸溶液和pH=13 的氢氧化钡溶液规律：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②0.1 mol·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 0.1 mol·L-1 的氨水溶液④pH=1 的硫酸和 0.1 mol·L-1 某一元碱溶液{溶液中[OH－]∶[H+]=1×108}⑤pH=3 的醋酸溶液和 0.001 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=7 ②pH﹤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﹤7④0.1mol·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﹤7⑤pH﹤7⑥pH﹥7⑦pH=7⑧混合后溶液pH≤7⑨混合后溶液pH≥7⑩某酸与某碱的强弱状况均未知，故混合后溶液的酸碱性无法推断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. 假设 pH1+pH2=14，则V 酸=V 碱V酸b. 假设 pH1+pH2≠14，则V碱= 10pH1+pH2-14学问点四 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：依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 n(H+)=n(OH-) 即 c 酸 V 酸=c 碱 V 碱例：。