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+H2O H3O++OH-，通常简写为H2O H++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)=1×10mol/L ，平衡常数K电离+
--7
c(H?)?c(OH-) ?c(H2O)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：
H2O H++OH- 变化 条件 加热 平衡移 动方向 向右 电离 程度 增大 c(H+)与c(OH-)的相对大小 c(H+)=c(OH-) c(H+)=c(OH-) c(H+)>c(OH-) c(H+)
（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
1
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
—
—
—
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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)>1×107 mol/L 溶液呈酸性
＋－
c(H)＝1×107 mol/L 溶液呈中性
＋－
c(H)<1×107 mol/L 溶液呈碱性
＋－＋－
常温下，c(H)>107 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) 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-)=1×10-7mol·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 （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 变色范围pH 溶液颜色 甲基橙 3.1～4.4 红→橙→黄 石蕊 5.0～8.0 红→紫→蓝 酚酞 8.2～10.0 无色→浅红→红 ②pH试纸法：粗略测定溶液的pH。 2 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（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； 1.0×10 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)＝ nc － ＋ －14 mol/L， pH＝－lgc(H)＝14＋lgnc。 ②已知pH求强酸强碱浓度 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 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 + ＋ 2.加水稀释计算 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(H?)1V1?c(H?)2V2c(H)混= V1?V2 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： ＋－c(H)·V(酸)－c(OH)·V(碱)＋ 先求c(H)余＝，再求pH。 V(酸)＋V(碱) ③碱过量： －＋ c(OH)·V(碱)－c(H)·V(酸)KW－＋ 先求c(OH)余＝，再求c(H)＝－，然后求pH。 V(酸)＋V(碱)c(OH)（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。 c(OH?)1V1?c(OH?)2V2c(OH)混= V1?V2【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？ 3 ①0.1 mol·L-1的盐酸溶液和pH=13的氢氧化钡溶液 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﹤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 V酸?10pH1?pH2-14 V碱知识点四 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 甲基橙 石蕊 酚酞 4 变色范围pH 溶液颜色 3.1～4.4 红→橙→黄 5.0～8.0 红→紫→蓝 8.2～10.0 无色→浅红→红 滴定种类 强酸滴定强碱 选用的指示剂 甲基橙 2-3滴 酚酞 强酸滴定弱碱 甲基橙 强碱滴定强酸 甲基橙 酚酞 强碱滴定弱酸 酚酞 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0.01 mL ②规格：25ml 50ml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 达滴定终点时颜色变化 黄色→橙色 红色→无色 黄色→橙色 红色→橙色 无色→粉红色 无色→粉红色 指示剂的用量 滴定终点的判断标准 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 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 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。 应读到小数点后两位 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 5
水的电离和溶液的酸碱性知识点
