2022年選修4水的電離和溶液的酸堿性知識點總結(jié)詳細,推薦文檔

1、第二節(jié)水的電離和溶液的酸堿性知識點一水的電離和水的離子積一、 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 h3o+oh-，通常簡寫為h2o h+oh-；h0 實 驗 測 得 ： 室 溫 下1lh2o （ 即55.6mol ） 中 只 有1 10-7mol 發(fā) 生 電 離 ， 故25 時 ， 純 水 中c(h+)=c(oh-)=1 10-7mol/l ，平衡常數(shù)o)c(h)c(oh)c(hk2-?電離2.影響水的電離平衡的因素（1）促進水電離的因素：升高溫度：因為水電離是吸熱的，所以溫度越高 k 電離越大。c(h+)和 c(oh-)同時增大， kw增大，但c(h+

2、)和 c(oh-)始終保持相等，仍顯中性。純水由 25升到 100， c(h+)和 c(oh-)從 1 10-7mol/l 增大到 1 10-6mol/l(ph 變?yōu)?6)。加入活潑金屬向純水中加入活潑金屬，如金屬鈉，由于活潑金屬可與水電離產(chǎn)生的h直接發(fā)生置換反應(yīng)，產(chǎn)生h2，使水的電離平衡向右移動。加入易水解的鹽由于鹽的離子結(jié)合h+或 oh-而促進水的電離，使水的電離程度增大。溫度不變時，kw不變。電解如用惰性電極電解nacl 溶液、 cuso4溶液等。（2）抑制水電離的因素：降低溫度。加入 酸、堿、強酸酸式鹽。向純水中加酸和強酸酸式鹽（nahso4）能電離出h+、堿能電離出oh-，平衡向左移

3、動，水的電離程度變小，但 kw不變。練習(xí)：影響水的電離平衡的因素可歸納如下：h2o h+oh-平衡移動方向電離程度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-) 酸性不變1.水的離子積（ 1）概念：因為水的電離極其微弱，在室溫下電離前后n(h2o) 幾乎不變，因此c（h2o ）可視為常數(shù)，則在一定溫度時， c(h+)與 c(oh-)=k 電離 c(h2o)

4、的乘積是一個常數(shù)，稱為水的離子積常數(shù)，簡稱水的離子積。kw=c(h+) c(oh-)，25時， kw=1 10-14(無單位 )。注意：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。 與 c(h+)、 c(oh-) 無關(guān) . 25時 kw=1 10-14，100時 kw約為 1 10-12。變化條件精品學(xué)習(xí)資料 可選擇p d f - - - - - - - - - - - - - - 第 1 頁，共 7 頁 - - - - - - - - -精品學(xué)習(xí)資料 可選擇p d f - - - - - - - - - - - - - - 第 1 頁，共 7 頁 - - - -

5、 - - - - -水的離子積不僅適用于純水，也適用于其他稀溶液。不論是純水還是稀酸、堿、鹽溶液，只要溫度不變，kw就不變。在任何水溶液中，均存在水的電離平衡，也就是任何水溶液中都是h+ 、oh-共存的。由水電離產(chǎn)生的c(h+) 、c(oh-) 總是相等的。任何水溶液中都存在kw=c(h+) . c(oh-) 4.水電離的離子濃度計算酸： c(oh)溶液= c(oh)水堿： c(h+)溶液= c(h+)水鹽：酸性c(h+)溶液= c(h+)水堿性c(oh)溶液= c(oh)水知識點二溶液的酸堿性與 ph 1、溶液酸堿性的判斷溶液呈酸性、堿性還是中性，應(yīng)看c(h)和 c(oh)的相對大小，判斷溶

6、液酸堿性的依據(jù)主要有三點：判據(jù) 1在 25時的溶液中：c(h)1107 mol/l溶液呈酸性c(h) 1107 mol/l溶液呈中性c(h)107 mol/l 時，溶液呈酸性，且c(h)越大，酸性越強；c(oh)越大，堿性越強。判據(jù) 2在 25時的溶液中：ph7溶液呈堿性判據(jù) 3在任意溫度下的溶液中：c(h)c(oh)溶液呈酸性c(h) c(oh)溶液呈中性c(h)c(oh)溶液呈堿性注意用 ph 判斷溶液酸堿性時，要注意條件， 即溫度。 不能簡單地認為ph 等于 7 的溶液一定為中性，如 100時， ph6 為中性， ph6 顯堿性，所以使用ph 時需注明溫度，若未注明溫度，一般認為是常溫，

7、就以ph7 為中性。2、溶液的ph 對于稀溶液來說，化學(xué)上常采用ph 來表示喜榮歸也酸堿性的強弱。概念：表示方法ph=-lgc(h+) c(h+)=10-ph溶液的酸堿性與ph 的關(guān)系 (常溫時 ) 中性溶液：c(h+)=c(oh-)=1 10-7mol l-1，ph=7。酸性溶液：c(h+)1 10-7mol l-1c(oh-), ph7，酸性越強，ph 越小。堿性溶液：c(h+)c(oh-), ph7，堿性越強，ph 越大。ph 的適用范圍c(h+)的大小范圍為：1.0 10-14mol l-1c(h+)1mol l-1。即 ph 范圍通常是014。當 c(h+) 1mol l-1或 c(

8、oh-) 1mol l-1時，用物質(zhì)的量濃度直接表示更方便。（ 4）物理意義： ph 越大， 溶液的堿性越強；反之，溶液的酸性越強。ph 每增大一個單位c （h+）減小至原來的1/10，c(oh-) 變?yōu)樵瓉淼?0 倍。3、溶液 ph 的測定方法酸堿指示劑法：只能測出 ph 的范圍，一般不能準確測定ph。指示劑甲基橙石蕊酚酞變色范圍 ph 3.14.4 5.08.0 8.210.0 溶液顏色紅 橙黃紅紫藍無色 淺紅紅精品學(xué)習(xí)資料 可選擇p d f - - - - - - - - - - - - - - 第 2 頁，共 7 頁 - - - - - - - - -精品學(xué)習(xí)資料 可選擇p d f -

9、 - - - - - - - - - - - - - 第 2 頁，共 7 頁 - - - - - - - - -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))與標準比色卡比色對照，確定溶液的ph。測定溶液ph 時， ph 試劑不能用蒸餾水潤濕(否則相當于將溶液稀釋，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。ph 一般為整數(shù)。標準比色卡的顏色按 ph 從小到大依次是：紅(酸性 )，藍(堿性 )。ph 計法：通過儀器ph 計（也叫酸度計

10、）精確測定溶液ph。知識點三有關(guān)溶液 ph 的計算有關(guān) ph 的計算基本原則：一看常溫，二看強弱（無強無弱，無法判斷），三看濃度（ph or c）酸性先算c(h+)，堿性先算c(oh)1.單一溶液的ph 計算由強酸強堿濃度求ph。在 25強酸溶液 (hna)，其物質(zhì)的量濃度為c mol/l ，則： c(h)nc mol/l ，ph lgc(h) lgnc；強堿溶液 b(oh)n，其物質(zhì)的量濃度為c mol/l ，則 c(oh)nc mol/l ， c(h)1.01014ncmol/l ，ph lgc(h)14lgnc。已知 ph 求強酸強堿濃度2.加水稀釋計算強酸 ph=a，加水稀釋10n倍，

11、則 ph=a+n。弱酸 ph=a，加水稀釋10n倍，則 phb-n。酸、堿溶液無限稀釋時，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）相同的強酸和弱酸，稀釋相同倍數(shù)，強酸的ph 變化幅度 大。3.酸堿混合計算（1）兩種強酸混合c(h+)混= 注意：當二者ph 差值 2c(h+) 相差 100 倍以上時，等體積混合時可用近似規(guī)律計算，ph混 ph小+0.3. （2）兩種強堿混合c(oh-)混= 注意：當二者ph 差值 2c(oh-) 相差 100倍以上時，等體積混合時可用近似規(guī)律計算，ph混 ph小-0.3. （3）強酸、強堿混合，強酸和強堿恰好

12、完全反應(yīng)，溶液呈中性，ph=7. 酸過量：先求 c(h)余c(h) v(酸) c(oh) v(堿)v(酸)v(堿)，再求 ph。堿過量：先求 c(oh)余c(oh) v(堿)c(h) v(酸 )v(酸)v(堿)，再求 c(h)kwc(oh)，然后求ph。（4）酸堿中和反應(yīng)后溶液ph 的判斷：當酸與堿ph 之和為 14，等體積混合后（常溫下）若為強酸與強堿，混合后ph=7 若為強酸與弱堿，混合后ph7 若為弱酸與強堿，混合后ph7 規(guī)律：誰弱誰過量，誰弱顯誰性。212211vvv)c(hv)c(h212211vvv)c(ohv)c(oh精品學(xué)習(xí)資料 可選擇p d f - - - - - - -

13、- - - - - - - 第 3 頁，共 7 頁 - - - - - - - - -精品學(xué)習(xí)資料 可選擇p d f - - - - - - - - - - - - - - 第 3 頁，共 7 頁 - - - - - - - - -等體積強酸（ ph1）和強堿（ ph2）混合呈中性時，二者的體積關(guān)系有如下規(guī)律：a.若 ph1+ph2=14 ，則 v 酸=v 堿b.若 ph1+ph2 14，則14-ph2ph110vv堿酸知識點四ph的應(yīng)用酸堿中和滴定1.概念： 用已知物質(zhì)的量的濃度的酸或堿（標準溶液）來測定未知物質(zhì)的量濃度的堿或酸（待測溶液或未知溶液）的方法叫做酸堿中和滴定。2. 原理： 根據(jù)

14、酸堿中和反應(yīng)的實質(zhì)是： h+oh-=h2o 在滴定達到終點( 即酸堿恰好反應(yīng)) 時：有 n(h+)=n(oh-) 即 c 酸 v 酸=c堿 v 堿例：用 0.1230mol/l 的 naoh 溶液滴定 25.00ml 未知濃度的硫酸溶液，滴定完成時用去naoh 溶液27.84ml。計算待測硫酸溶液的物質(zhì)的量濃度。3. 滴定的關(guān)鍵準確測定參加反應(yīng)的兩種溶液的體積準確判斷完全中和反應(yīng)終點4、酸堿中和滴定指示劑的選擇原則： 終點時，指示劑的顏色變化明顯、靈敏變色范圍與終點ph接近酸堿指示劑：常用指示劑及變色范圍指示劑對應(yīng)溶液的顏色變色范圍：甲基橙橙色紅 3.1 橙 4.4 黃酚酞無色無 8 淺紅 1

15、0 紅石蕊紫色紅 5 紫 8藍強酸強堿間的滴定：酚酞溶液、甲基橙強酸滴定弱堿：酸性選用甲基橙作指示劑強堿滴定弱酸：堿性選用酚酞作指示劑5、中和滴定儀器的特點和使用方法需用的儀器及用途酸( 堿 )式滴定管：用來滴定和準確量取液體體積；錐形瓶：反應(yīng)器。鐵架臺、滴定管夾、燒杯、（白紙）酸 ( 堿 ) 式滴定管結(jié)構(gòu)特點：a. 酸式玻璃活塞盛酸性溶液、強氧化性試劑堿式橡皮管玻璃球盛堿性溶液b. 零刻度在上方，最大刻度在下，最小刻度0.1ml，精確度0.01 ml 規(guī)格： 25ml 50ml等用途： 中和滴定（精確測定） ；精確量取溶液的體積（兩次讀數(shù)差）使用注意：a. 先檢查是否漏水，再用蒸餾水洗滌，最

16、后用待盛溶液潤洗。b. 酸式滴定管：中指內(nèi)扣，防活塞拉出c. 堿式滴定管：拇指和食指擠壓玻璃球上部的橡皮4、中和滴定的基本操作和步驟操作過程：（1） 查漏（2）洗滌（3）潤洗（ 4）灌液（5）趕氣泡（ 6）調(diào)節(jié)液面（7）滴定（ 8）數(shù)據(jù)記錄（9）復(fù)滴（ 10）計算精品學(xué)習(xí)資料 可選擇p d f - - - - - - - - - - - - - - 第 4 頁，共 7 頁 - - - - - - - - -精品學(xué)習(xí)資料 可選擇p d f - - - - - - - - - - - - - - 第 4 頁，共 7 頁 - - - - - - - - -滴定前實際值讀出值滴定前滴定后讀出值實際值準

17、備查漏： 檢查兩滴定管是否漏水、堵塞和活塞轉(zhuǎn)動是否靈活；洗滌： 滴定管先用水洗凈后，再用少量待裝液潤洗23 次；錐形瓶：只用蒸餾水洗，也不必干燥裝液： 用傾倒法將鹽酸、氫氧化鈉溶液注入酸、堿滴定管中，使液面高于刻度 2-3cm 趕氣泡： 酸式：快速放液堿式：橡皮管向上翹起調(diào)液面： 調(diào)節(jié)滴定管中液面在0 或 0 刻度以下滴定：往錐形瓶中加入23 滴指示劑。操作要求：左手控制滴定管的活塞，右手振蕩錐形瓶，眼睛注意觀察錐形瓶中的溶液顏色的變化。終點：指示劑變色，且在半分鐘內(nèi)不恢復(fù)。滴定操作：左手：控制活塞右手：振蕩錐形瓶眼看：錐形瓶中溶液顏色變化滴定終點：當?shù)稳胱詈笠坏螘r，指示劑的顏色突然改變，且3

18、0 秒內(nèi)不立即褪去或反滴一滴待測液顏色又復(fù)原 , 再讀數(shù)。重復(fù)滴淀操作2 到 3 次, 取平均值。讀數(shù)：視線應(yīng)液面凹面最低點水平相切。滴定管讀數(shù)時，要精確到0.01ml。按上述要求重復(fù)滴定23 次。計算：求平均值操作注意事項(1)滴速：先快后慢，當接近終點時，應(yīng)一滴一搖。(2)終點：最后一滴恰好使指示劑顏色發(fā)生明顯的改變且半分鐘內(nèi)不變色，讀出v(標)記錄。(3)在滴定過程中，左手控制活塞或玻璃小球，右手搖動錐形瓶，兩眼注視錐形瓶內(nèi)溶液顏色的變化。注意. 酸堿中和滴定中應(yīng)注意哪些問題？準確量取待測液25.00ml 于錐形瓶中，滴入23 滴酚酞，振蕩。把錐形瓶放在酸式滴定管下面，在瓶底墊一張白紙，

19、小心滴入酸液，邊滴邊搖動錐形瓶，直至滴入一滴酸液，溶液由紅色變?yōu)闊o色，并在半分鐘內(nèi)不褪去為止。記錄滴定后液面刻度。重復(fù)上述操作一至兩次。指示劑變色時即“達到了滴定的終點”，通常與理論終點存在著一定的誤差（允許誤差），通常認為此時即達到了反應(yīng)的終點即“恰好中和”。5、誤差分析分析原理：（標準酸滴定未知堿）滴定過程中任何錯誤操作都可能導(dǎo)致c標、v標、v測的誤差，但在實際操作中認為c（標） 是已知的， v（測） 是固定的， 所以一切的誤差都歸結(jié)為v（標）的影響，v（標） 偏大則 c（測） 偏大，v（標） 偏小則 c（測） 偏小。1. 用已知物質(zhì)的量濃度的鹽酸滴定未知物質(zhì)的量濃度的堿溶液（取一定量的

20、naoh 溶液于錐形瓶中 , 滴 2 滴甲基橙作指示劑） ，試說明下列情況會使測定結(jié)果偏高、偏低還是無影響？應(yīng)讀到小數(shù)點后兩位精品學(xué)習(xí)資料 可選擇p d f - - - - - - - - - - - - - - 第 5 頁，共 7 頁 - - - - - - - - -精品學(xué)習(xí)資料 可選擇p d f - - - - - - - - - - - - - - 第 5 頁，共 7 頁 - - - - - - - - -1）酸式滴定管用水洗后便裝液體進行滴定；高2）錐形瓶只用蒸餾水洗滌后仍留有少量蒸餾水；無影響3）錐形瓶用蒸餾水洗滌后，又用待測液潤洗高4）錐形瓶用蒸餾水洗滌后，誤用鹽酸潤洗；低5）鹽

21、酸在滴定時濺出錐形瓶外；高6）待測液在振蕩時濺出錐形瓶外；低7）滴定終點時，滴定管仰視讀數(shù)；高8）滴定終點時，滴定管俯視讀數(shù)；低9）記錄起始體積時，仰視讀數(shù)，終點時平視低10）記錄起始體積時，仰視讀數(shù)，終點時俯視；低11）滴加鹽酸，橙色不足半分鐘即褪色；低12）滴加鹽酸，溶液變?yōu)榧t色；高13）滴定前，酸式滴定管有氣泡，滴定后消失；高14）滴定前，酸式滴定管無氣泡，滴定后產(chǎn)生氣泡；低15）滴定后滴定管尖嘴處懸有一滴液體；高16）移液管用蒸餾水洗凈后，就用來吸取待測液；低17）堿式滴定管水洗后，就用來量取待測液；高18）在配制待測氫氧化鈉溶液過程中，稱取一定質(zhì)量的氫氧化鈉時，內(nèi)含少量的氫氧化鉀，用標準鹽酸溶液進行滴定。低19）滴定前仰視，滴定后俯視，低 20 ）滴定前俯視，滴定后仰視，高思考：滴定管和量筒讀數(shù)時有什么區(qū)別？滴定管的“ 0”刻度在上面，越往下刻度值越大，而量筒無零刻度，并且越往上刻度越大；記錄數(shù)據(jù)時滴定管一般到0.01 ml，而量筒僅為 0.1ml。下列為不正確操作導(dǎo)致的實驗結(jié)果偏