水的電離知識(shí)點(diǎn)

1、水的電離(1) 電離平衡和電離程度水是極弱的電解質(zhì)，能微弱電離H2O+H2O .H30+0H-,通常簡寫為 H2O .H+OH-； AH>025C 時(shí)，純水中 c(H+)=c(OH-)=1 XI0-7mol/L(2) 水的離子積在一定溫度時(shí)，c(H )與c(OH )的乘積是一個(gè)常數(shù)，稱為水的離子積常數(shù)，簡稱水的離子積。+-14Kw=c(H ) c(OH ), 25 C 時(shí)，Kw=1 X10 (無單位)。 Kw只受溫度影響，水的電離吸熱過程，溫度升高，水的電離程度增大，Kw增大。25C時(shí) Kw=1 X10-14, 100C時(shí) Kw約為 1X10-12。 水的離子積不僅適用于純水，也適用于其

2、他稀溶液。不論是純水還是稀酸、堿、鹽溶液，只要溫度不變，Kw就不變。(3) 影響水的電離平衡的因素 溫度：溫度越高電離程度越大c(H+)和c(OH-)同時(shí)增大，Kw增大，但c(H+)和c(OH-)始終保持相等，仍顯中性。純水由 25C升到 100C, c(H+)和 c(OH-)從 1xiO-7mol/L 增大到 1 xi0-6mol/L(pH 變?yōu)?6)。 酸、堿向純水中加酸、堿平衡向左移動(dòng)，水的電離程度變小，但Kw不變。 加入易水解的鹽由于鹽的離子結(jié)合 H+或OH-而促進(jìn)水的電離，使水的電離程度增大。溫度不變時(shí)，Kw不變。練習(xí)：影響水的電離平衡的因素可歸納如下:H2OH+OH-變化條件、平衡

3、移動(dòng)方向電離程度c(H+)與c(OH-)的相對大小溶液的酸堿性離子積Kw加熱向右增大c(H+)=c(OH-)中性增大降溫向左減小+ -c(H )=c(OH )中性減小加酸向左減小c(H+)>c(OH-)酸性不變加堿向左減小c(H+)<c(OH-)堿性不變加能結(jié)合 H +的物質(zhì)向右增大c(H+)<c(OH-)堿性不變加能結(jié)合OH-的物質(zhì)向右增大c(H+)>c(OH-)酸性不變?nèi)芤旱乃釅A性溶液的酸堿性取決于溶液中的c(H+)與c(OH-)的相對大小。在常溫下，中性溶液：c(H+)=c(OH -)=1 >10-7mol/L ；酸性溶液：c(H+)>c(OH -),

4、 c(H +)>1 >0-7mol/L ; 堿性溶液：c(H+)<c(OH -), c(H +)<1 >0-7-mol/L。溶液的pH表示方法+ -pHpH=-lgc(H )c(H )=10 ppOH=-lgc(OH -)c(OH-)=10-p°H常溫下，pH+pOH=-lgc(H +)-|gc(OH -)=-lgc(H +) c(0H-)=14。溶液的酸堿性與 pH的關(guān)系(常溫時(shí)) 中性溶液：c(H+)=c(OH -)=1 >10-7mol L-1, pH=7。 酸性溶液：c(H )>1 >0- mol L- >c(OH -),

5、 pH<7，酸性越強(qiáng)，pH越小。 堿性溶液：c(H+)<l >0-7mol L-1>c(OH-), pH>7，堿性越強(qiáng)，pH 越大。思考：1、甲溶液的pH是乙溶液的2倍，則兩者的c(H+)是什么關(guān)系?2、pH<7的溶液是否一定成酸性？(注意： pH=0的溶液c(H+)=1mol/L。)pH的適用范圍c(H+)的大小范圍為：1.0 >0-14mol L-1<c(H +)<1mol L-1)即 pH 范圍通常是 0 14) 當(dāng)c(H+) > 1mol -1或c(OH-) > 1mol -1時(shí)，用物質(zhì)的量濃度直接表示更方便。溶液pH的

6、測定方法 酸堿指示劑法：只能測出pH的范圍，一般不能準(zhǔn)確測定pH。指示劑甲基橙石蕊酚酞變色范圍pH3.1 4.45.0 8.08.2 10.0溶液顏色紅T橙T黃紅T紫T藍(lán)無色T淺紅T紅 pH試紙法：粗略測定溶液的pH。pH試紙的使用方法：取一小塊pH試紙放在玻璃片(或表面皿)上，用潔凈的玻璃棒蘸取待測液滴在試紙的中部，隨即(30s內(nèi))與標(biāo)準(zhǔn)比色卡比色對照，確定溶液的pH。測定溶液pH時(shí)，pH試劑不能用蒸餾水潤濕(否則相當(dāng)于將溶液稀釋，使非中性溶 液的pH測定產(chǎn)生誤差)；不能將pH試紙伸入待測試液中，以免污染試劑。標(biāo)準(zhǔn)比色卡的顏色 按pH從小到大依次是：紅(酸性)，藍(lán)(堿性)。 pH計(jì)法：精確測

7、定溶液pH。4、有關(guān)pH的計(jì)算基本原則：一看常溫，二看強(qiáng)弱(無強(qiáng)無弱，無法判斷)，三看濃度(pH or c )酸性先算c(H+)，堿性先算c(OH)單一溶液的pH計(jì)算 由強(qiáng)酸強(qiáng)堿濃度求 pH 已知pH求強(qiáng)酸強(qiáng)堿濃度加水稀釋計(jì)算 強(qiáng)酸pH=a，加水稀釋 弱酸pH=a，加水稀釋 強(qiáng)堿pH=b，加水稀釋 弱堿pH=b，加水稀釋10 倍，貝U pH=a+n。 10n倍，則 pH<a+n。 10n 倍，則 pH=b-n。 10n 倍，則 pH>b-n。 酸、堿溶液無限稀釋時(shí)，pH只能約等于或接近于 7,酸的pH不能大于7,堿的pH不能小于7。 對于濃度(或pH)相同的強(qiáng)酸和弱酸，稀釋相同倍數(shù)

8、，強(qiáng)酸的 pH變化幅度大。 酸堿混合計(jì)算兩種強(qiáng)酸混合c(H+)混=c(h1Vi+c(h4)2V2Vi +V2酸堿混合,c(OH )混=c(OHVi c(OH 戈 V2y +V2，者過量時(shí)c(OH )混或 c(H+)混=1 c(H )酸 7靈-c(OH 堿 V堿 1兩種強(qiáng)堿混合若酸過量，則求出 c(H+),再得出pH；若堿適量，則先求 c(OH-)，再由Kw得出c(H+)，進(jìn)而求得pH，或由c(OH-)得出pOH 再得pH。(二)溶液酸堿性pH計(jì)算經(jīng)驗(yàn)規(guī)律(1) 兩強(qiáng)酸等體積混合 混合后的pH=小的+0.3(2) 兩強(qiáng)堿等體積混合 混合后的pH=大的一0.3(3) 當(dāng)按所給反應(yīng)物質(zhì)的量之比計(jì)算時(shí)

9、，酸堿不論強(qiáng)弱，誰大誰過剩，溶液呈誰性。(5) pH減小一個(gè)單位，H +擴(kuò)大為原來的10倍。PH增大2個(gè)單位，H+減為原來的1/100(6) 稀釋規(guī)律：分別加水稀釋m倍時(shí)，溶液的物質(zhì)的量的濃度均變?yōu)樵瓉淼?/m ,強(qiáng)酸中c( H+)變?yōu)樵瓉淼?/m,但弱酸中c( H)減小小于m倍，故稀釋后弱酸酸性強(qiáng)于強(qiáng)酸。酸堿中和滴定主要儀器(1)滴定管滴定管分為 滴定管和 滴定管。酸性溶液裝在 滴定管中，堿性溶液裝在 滴定管中。如圖所示：O 1R-l;E-bM醸式滴宦管織式滴宦管(2)錐形瓶、燒杯、鐵架臺(tái)、滴定管夾等。2.主要試劑標(biāo)準(zhǔn)液、待測液、指示劑、蒸餾水。3.1. 準(zhǔn)備:2. 滴定:實(shí)驗(yàn)操作（用標(biāo)準(zhǔn)鹽

10、酸滴定待測 NaOH溶液）裝液體排氣泡調(diào)整液面 讀數(shù)滴定至終點(diǎn)并讀數(shù)計(jì)算洗滌 查漏潤洗量取待測液并加指示劑 重復(fù)操作三次【注意】滴定時(shí)在瓶底墊一張白紙； 滴定時(shí)左手控制旋鈕、右手振蕩錐形瓶、目光注視錐形瓶內(nèi)溶液顏色變化。 錐形瓶：只用蒸餾水洗滌，不能用待測液潤洗 先快后慢，當(dāng)接近終點(diǎn)時(shí)，應(yīng)一滴一搖 注入標(biāo)準(zhǔn)液至“ 0”刻度上方 23cm處，將液面調(diào)節(jié)到“ 0”刻度（或“ 0”刻度以下某一 刻度）注意：指示劑的選擇：變色靈敏、明顯。一般用酚酞，不用石蕊4.常用酸堿指示劑及變色范圍指示劑變色范圍的pH石蕊<5紅色58>8藍(lán)色甲基橙<3.13.14.4橙色>4.4黃色酚酞&l

11、t;8無色810>105. 滴定終點(diǎn)判斷當(dāng)最后一滴剛好使指示劑顏色發(fā)生明顯的改變而且半分鐘內(nèi)不恢復(fù)原來的顏色，即為滴定終點(diǎn)。問題思考（1）KMn0 4（H +）溶液、溴水、Na2CO3溶液、稀鹽酸應(yīng)分別盛放在哪種滴定管中?滴定終點(diǎn)就是酸堿恰好中和的點(diǎn)嗎？6. 酸堿中和滴定的誤差分析原理（以標(biāo)準(zhǔn)鹽酸滴定待測 NaOH溶液為例）CA VaCB = VbVb 準(zhǔn)確量取的待測液的體積；CA 標(biāo)準(zhǔn)溶液的濃度。c （待）的大小取決于 V （標(biāo)）的大小，V （標(biāo)）大，則C （待）大，V （標(biāo)）小，則c （待）小。 常見誤差以標(biāo)準(zhǔn)酸溶液滴定未知濃度的堿（酚酞作指示劑）為例，常見的因操作不正確而引起的誤 差有：步驟操作Va1CB洗滌酸式滴定管未用標(biāo)準(zhǔn)溶液潤洗來一變大偏咼堿式滴定管未用待測溶液潤洗小低錐形瓶用待測溶液潤洗大J高錐形瓶洗凈后還留有蒸餾水不變無影