选修4水的电离和溶液的酸碱性知识点总结详细

第二节水的电离和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-；ΔH0②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O)c(H)c(OH)c(HK2-电离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+)c(OH-)碱性不变加能结合H+的物质向右增大c(H+)c(OH-)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。变化条件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℃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：pH7溶液呈酸性pH＝7溶液呈中性pH7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＋)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，pH6才显酸性，pH6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来表示喜荣归也酸碱性的强弱。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=7。②酸性溶液：c(H+)1×10-7mol·L-1c(OH-),pH7，酸性越强，pH越小。③碱性溶液：c(H+)1×10-7mol·L-1c(OH-),pH7，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-1c(H+)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＋)＝1.0×10－14ncmol/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pHa+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pHb-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小-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＝c(H＋)·V(酸)－c(OH－)·V(碱)V(酸)＋V(碱)，再求pH。③碱过量：先求c(OH－)余＝c(OH－)·V(碱)－c(H＋)·V(酸)V(酸)＋V(碱)，再求c(H＋)＝KWc(OH－)，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pH7若为弱酸与强碱，混合后pH7规律：谁弱谁过量，谁弱显谁性。②等体积强酸（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14-pH2pH110VV碱酸212211VVV)c(HV)c(H212211VVV)c(OHV)c(OH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对应溶液的颜色变色范围：甲基橙橙色红3.1橙4.4黄酚酞无色无8浅红10红石蕊紫色红5紫8蓝①强酸强碱间的滴定：酚酞溶液、甲基橙②强酸滴定弱碱：酸性选用甲基橙作指示剂③强碱滴定弱酸：碱性选用酚酞作指示剂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0.01mL②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；锥形瓶：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滴定前滴定后实际值读出值滴定前滴定后读出值实际值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。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