水的电离和溶液的酸碱性知识点Word文档格式.docx

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增大

c（H+）=c（OH-）

中性

降温

向左

减小

加酸

c（H+）>

c（OH-）

酸性

不变

加碱

c（H+）<

碱性

加能结合

H+的物质

OH-的物质

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＋）<

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（OH－）　溶液呈酸性

c（H＋）＝c（OH－）　溶液呈中性

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×

107mol·

L-1，pH=7。

②酸性溶液：

10-7mol·

L-1>

c（OH-）,pH<

7，酸性越强，pH越小。

③碱性溶液：

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<

1mol·

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<

a+n。

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=

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<

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

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

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

红色→无色

强酸滴定弱碱

强碱滴定强酸

红色→橙色

无色→粉红色

强碱滴定弱酸

①强酸强碱间的滴定：

酚酞溶液、甲基橙

②强酸滴定弱碱：

由于生成强酸弱碱盐使溶液显酸性，所以选用甲基橙作指示剂

③强碱滴定弱酸：

由于生成强碱弱酸盐使溶液显碱性，所以选用酚酞作指示剂

5、中和滴定仪器的特点和使用方法

⑴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）

⑵酸（碱）式滴定管

①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0.01mL

②规格：

25ml50ml等

③用途：

中和滴定（精确测定）；

精确量取溶液的体积（两次读数差）

④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

⑴准备

①查漏：

检查两滴定管是否漏水、堵塞和活塞转动是否灵活；

②洗涤：

滴定管先用水洗净后，再用少量待装液润洗2－3次；

只用蒸馏水洗，也不必干燥

③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

④赶气泡：

酸式：

快速放液

碱式：

橡皮管向上翘起

⑤调液面：

调节滴定管中液面在0或0刻度以下

⑵滴定：

①往锥形瓶中加入2～3滴指示剂。

②操作要求：

左手控制滴定管的活塞，右手振荡锥形瓶，眼睛注意观察锥形瓶中的溶液颜色的变化。

应读到小数点后两位

③终点：

指示剂变色，且在半分钟内不恢复。

滴定操作：

左手：

控制活塞

右手：

振荡锥形瓶

眼看：

锥形瓶中溶液颜色变化

滴定终点：

当滴入最后一滴时，指示剂的颜色突然改变，且30秒内不立即褪去或反滴一滴待测液颜色又复原,再读数。

重复滴淀操作2到3次,取平均值。

⑶读数：

视线应液面凹面最低点水平相切。

滴定管读数时，要精确到0.01mL。

按上述要求重复滴定2～3次。

⑷计算：

求平均值

操作注意事项

（1）滴速：

先快后慢，当接近终点时，应一滴一摇。

（2）终点：

最后一滴恰好使指示剂颜色发生明显的改变且半分钟内不变色，读出V（标）记录。

（3）在滴定过程中，左手控制活塞或玻璃小球，右手摇动锥形瓶，两眼注视锥形瓶内溶液颜色的变化。

注意.酸碱中和滴定中应注意哪些问题？

①准确量取待测液25.00ml于锥形瓶中，滴入2～3滴酚酞，振荡。

②把锥形瓶放在酸式滴定管下面，在瓶底垫一张白纸，小心滴入酸液，边滴边摇动锥形瓶，直至滴入一滴酸液，溶液由红色变为无色，并在半分钟内不褪去为止。

③记录滴定后液面刻度。

④重复上述操作一至两次。

指示剂变色时即“达到了滴定的终点”，通常与理论终点存在着一定的误差（允许误差），通常认为此时即达到了反应的终点——即“恰好中和”。

5、误差分析⑴分析原理：

（标准酸滴定未知碱）

滴定过程中任何错误操作都可能导致C标、V标、V测的误差，但在实际操作中认为C（标）是已知的，V（测）是固定的，所以一切的误差都归结为V（标）的影响，

V（标）偏大则C（测）偏大，V（标）偏小则C（测）偏小。

1.用已知物质的量浓度的盐酸滴定未知物质的量浓度的碱溶液（取一定量的NaOH溶液于锥形瓶中,滴2滴甲基橙作指示剂），试说明下列情况会使测定结果偏高、偏低还是无影响？

1）酸式滴定管用水洗后便装液体进行滴定；

——高

2）锥形瓶只用蒸馏水洗涤后仍留有少量蒸馏水；

——无影响

3）锥形瓶用蒸馏水洗涤后，又用待测液润洗——高

4）锥形瓶用蒸馏水洗涤后，误用盐酸润洗；

——低

5）盐酸在滴定时溅出锥形瓶外；

——高

6）待测液在振荡时溅出锥形瓶外；

7）滴定终点时，滴定管仰视读数；

8）滴定终点时，滴定管俯视读数；

9）记录起始体积时，仰视读数，终点时平视——低

10）记录起始体积时，仰视读数，终点时俯视；

11）滴加盐酸，橙色不足半分钟即褪色；

12）滴加盐酸，溶液变为红色；

13）滴定前，酸式滴定管有气泡，滴定后消失；

14）滴定前，酸式滴定管无气泡，滴定后产生气泡；

15）滴定后滴定管尖嘴处悬有一滴液体；

16）移液管用蒸馏水洗净后，就用来吸取待测液；

17）碱式滴定管水洗后，就用来量取待测液；

18）在配制待测氢氧化钠溶液过程中，称取一定质量的氢氧化钠时，内含少量的氢氧化钾，用标准盐酸溶液进行滴定。

19）滴定前仰视，滴定后俯视，——低

20）滴定前俯视，滴定后仰视，——高

思考：

滴定管和量筒读数时有什么区别？

滴定管的“0”刻度在上面，越往下刻度值越大，而量筒无零刻度，并且越往上刻度越大；

记录数据时滴定管一般到0.01mL，而量筒仅为0.1mL。

下列为不正确操作导致的实验结果偏差：

（考试中常出现）

（1）仪器洗涤

①酸式滴定管水洗后，未润洗（偏高）；

②酸式滴定管水洗后，误用待测液润洗（偏高）；

③碱式滴定管水洗后，未润洗（偏低）；

④锥形瓶水洗后，用待测液润洗（偏高）。

（2）量器读数

①滴定前俯视酸式滴定管，滴定后平视（偏高）；

②

滴定前仰视酸式滴定管，滴定后俯视（偏低）如图所示；

③滴定完毕后，立即读数，半分钟后颜色又褪去（偏低）。

（3）操作不当

①滴定前酸式滴定管尖嘴部分有气泡，滴定结束后气泡消失（偏高）；

②滴定过程中，振荡锥形瓶时，不小心将溶液溅出（偏低）；

1滴定过程中，锥形瓶内加少量蒸馏水（无影响）。

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