水的电离和溶液的酸碱性知识点.doc

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+H2Ol^H3O++OH-，通常简写为H2OL^H++OH-；dh>0② 实验测得：室温下1LH2O(即55.6mol)中只有lxl0-7mol发生电离，故25°C时，纯水中”c(H+)•c(OH-)c(H+)=c(OH-)=1x1O-7mol/L，平衡常数K二一电离c(HO)22. 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25C升到100C,c(H+)和c(OH-)从1x10-7mol/L增大到1x10-6mol/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H4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NaC1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：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-)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-)，25C时，KW=1x10-14(无单位)注意：① 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。

WW② 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—)=C(OH—)溶液水碱：C(H+)=C(H+)溶液水盐：酸性C(H+)溶液=C(H+)水溶液水知识碱性C(OH—)溶液=C(OH—)水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°C时的溶液中：c(H+)>1X10-7mol/L溶液呈酸性c(H+)=1X10-7mol/L溶液呈中性c(H+)<1X10-7mol/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25C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+)

不能简单地认为pH等于7的溶液一定为中性，如100C时，pH二6为中性，pHv6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二7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-)=1x10-7mol・L-1,pH=7② 酸性溶液：c(H+)>1x10-7mol・L-1>c(OH-),pH<7，酸性越强，pH越小③ 碱性溶液：c(H+)v1x10-7mol・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：1.0x10-14mol・L-1Vc(H+)v1mol・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pH3.1〜4.45.0〜8.08.2〜10.0溶液颜色红橙黄红紫蓝无色浅红红② pH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）③ 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（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°C强酸溶液（H”A），其物质的量浓度为cmol/L,贝9：c（H+）=ncmol/L，pH=—lgc（H+）=—lgnc；强碱溶液［B（OH）］，其物质的量浓度为cmol/L，则c（OH-）=ncmol/L，c（H+）=1.0"0-14口。

1化，nncpH=—lgc（H+）=14+lgnc② 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+n② 弱酸pH=a，加水稀释10n倍,则pHva+n③ 强碱pH=b，加水稀释10n倍，则pH=b-n④ 弱碱pH=b，加水稀释10n倍，则pH>b-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）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+）=c（H€代€c（H+）2V2混V€V注意：当二者pH差值三2,［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-）=0代+回）2V2混V€V注意：当二者pH差值三2,［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.混大（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：再求pHH、_c（H+）・V（酸）一c（OH-）•V（碱）先求c（H+）余—$（酸）+%碱）③ 碱过量：先求阿）余宀K器”酸），再求畑）=备，然后求戸氐（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?① 0.1mol・L-l的盐酸溶液和pH=13的氢氧化钡溶液② 0.1mol・L-1的硫酸溶液和pH=13的氢氧化钠溶液③ pH=1的盐酸溶液和0.1mol・L-1的氨水溶液④ pH=1的硫酸和0.1molL1某一元碱溶液{溶液中[OH—]:[H+]=1x108}⑤ pH=3的醋酸溶液和0.001moLL-1的氢氧化钠溶液⑥ pH=3的盐酸溶液和pH=11的氨水溶液⑦ pH=3的硫酸溶液和pH=11的氢氧化钠溶液⑧ pH=3的某酸溶液和pH=11的氢氧化钠溶液⑨ pH=3的盐酸溶液和pH=11的某碱溶液⑩ pH=3的某酸溶液和pH=11的某碱溶液【解析】①pH=7②pH<7③ pH=1的盐酸和0.1mol・L-1的氨水溶液恰好完全中和，生成NH4C1强酸弱碱盐水解呈酸性，pH<7④ 0.1mol・L-1某一元碱的[OH—]=1x108x[H+]=108x10-14（mol・L-1）2/[OH—],[OH—]=10-3mol・L-1，故该一元碱是弱碱，pH<7⑤ pH<7。

⑥pH>7⑦pH=7⑧混合后溶液pH7⑨混合后溶液pH7⑩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.V酸若pH1+pH214,则両=10pH1+pH2-145#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+0H=H2O在滴定达到终点（即酸碱恰好反应）时：有n（H+）=n（OHJ即c酸V酸=c碱V碱碱为未知液:酸为未知液：注：咸血是指酸或鹹中中或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pH3.1〜4.45.0〜8.08.2〜10.0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一橙色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一无色强酸滴定弱碱甲基橙黄色一橙色强碱滴定强。