水的电离与溶液的酸碱性.docx
- 文档编号:24381774
- 上传时间:2023-05-26
- 格式:DOCX
- 页数:26
- 大小:148.33KB
水的电离与溶液的酸碱性.docx
《水的电离与溶液的酸碱性.docx》由会员分享,可在线阅读,更多相关《水的电离与溶液的酸碱性.docx(26页珍藏版)》请在冰豆网上搜索。
水的电离与溶液的酸碱性
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-
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-)=1×107mol·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。
- 配套讲稿:
如PPT文件的首页显示word图标,表示该PPT已包含配套word讲稿。双击word图标可打开word文档。
- 特殊限制:
部分文档作品中含有的国旗、国徽等图片,仅作为作品整体效果示例展示,禁止商用。设计者仅对作品中独创性部分享有著作权。
- 关 键 词:
- 电离 溶液 酸碱