1、第10讲 水的电离和溶液的酸碱性,一 水的电离 1.电离方程式 水是一种极弱的电解质:H2O+H2O H3O+OH- 。简写为 H2O H+OH- 。 2.纯水在室温下的常用数据 (1)c(H+)=c(OH-)= 1.010-7 molL-1。 (2)KW=c(H+)c(OH-)= 1.010-14 。 (3)pH= 7 。,考点一 水的电离和水的离子积常数,知识清单,二 影响水的电离平衡的因素 1.水的电离过程是 吸 热过程,升高温度能促进电离,所以降温时 KW减小,升温时KW增大。但不论温度升高或降低,纯水中c(H+)和c(OH-) 始终相等。 2.向纯水中加入酸或碱,可以增大水中的H+或
2、OH-浓度,均可使水的电离 平衡向 逆反应方向 移动(即分子化的方向)。向水中加入可溶性 的盐,若组成盐的离子能与水电离产生的H+或OH-发生反应,生成难电离 的物质,则能够破坏水的电离平衡,使水的电离平衡向 电离方向 移动,可使水溶液呈碱性或酸性;若所加的盐既不能与水中的H+或OH-发 生反应,又不能电离产生H+或OH-,则不能破坏水的电离平衡,不使水的 电离平衡发生移动。若向水中加入活泼金属,由于活泼金属与水电离出 的H+反应,促进水的电离,溶液中c(OH-) 增大 ,c(H+) 减小 。,正确理解和运用水的离子积常数(KW) 1.KW与温度有关,因为水的电离过程是吸热过程,所以温度升高,
3、有利于 水的电离,KW增大。如100 时,KW=5.510-13。 2.KW不仅适用于纯水,还适用于稀的电解质水溶液。不管哪种溶液均有 c(H+ =c(OH- 。 如酸性溶液中:c(H+)酸+c(H+ c(OH- =KW; 碱性溶液中:c(OH-)碱+c(OH- c(H+ =KW。 3.水的离子积常数揭示了在任何水溶液中均存在水的电离平衡,都有H+ 和OH-,只是相对含量不同而已,并且在稀酸或稀碱溶液中,当温度为25 时,KW=c(H+)c(OH-)=110-14,仍为同一个常数。,4.在研究水溶液体系中离子的成分时,不要忽略H+和OH-共同存在。另 外,通过对水的离子积的研究,知道水溶液的酸
4、碱性是由c(H+)和c(OH-) 的相对大小造成的。,一 溶液的酸碱性和pH 1.溶液的酸碱性 溶液的酸碱性取决于溶液中c(H+)和c(OH-)的相对大小。 (1)c(H+) c(OH-),溶液呈酸性; (2)c(H+) = c(OH-),溶液呈中性; (3)c(H+) c(OH-),溶液呈碱性。 2.溶液的pH pH,考点二 溶液的酸碱性和pH 酸碱中和滴定,二 pH的测定方法 1.pH试纸的使用方法:把pH试纸放在洁净干燥的 表面皿 (或玻璃 片)上,用玻璃棒蘸取待测液滴在pH试纸上,待变色后与 标准比色卡 对比,读出pH(整数)。 2.常用酸碱指示剂及其变色范围,三 酸碱中和滴定 1.实
5、验用品 (1)仪器: 酸式 滴定管(如图A)、 碱式 滴定管(如图B)、滴定 管夹、铁架台、锥形瓶。,(2)试剂:标准液、待测液、指示剂、蒸馏水。 (3)滴定管的使用 a.酸性、氧化性的试剂一般用 酸式 滴定管盛装,因为酸性和氧化 性物质易腐蚀橡胶。 b.碱性的试剂一般用 碱式 滴定管盛装,因为碱性物质易腐蚀玻璃, 致使玻璃活塞无法打开。 2.实验操作(以标准盐酸滴定待测NaOH溶液为例) (1)滴定前的准备 a.滴定管: 查漏 洗涤 润洗 装液调液面记录。 b.锥形瓶:注碱液记读数加指示剂(酚酞或甲基橙均可)。 (2)滴定,(3)终点判断 等到滴入最后一滴标准液,指示剂变色,且半分钟内不恢复
6、原来的颜色, 视为滴定终点,记录标准液的体积。 3.数据处理 按上述操作重复两至三次,求出用去标准盐酸体积的平均值,根据c,(NaOH)= 计算。 4.中和滴定的误差分析 以标准盐酸滴定NaOH溶液为例: V(HCl)c(HCl)=V(NaOH)c(NaOH)c(NaOH)=,方法 溶液pH的计算方法 1.单一溶液 (1)强酸溶液,如HnA溶液,设溶液中溶质的物质的量浓度为 c molL-1,则 c (H+)=nc molL-1,pH=-lgc(H+)=-lgnc。 (2)强碱溶液,如B(OH)n溶液,设溶液中溶质的物质的量浓度为c molL-1, 则c(H+)= molL-1,pH=-lgc
7、(H+)=14+lgnc。,方法技巧,例1 某温度下,CO2饱和溶液的浓度是0.03 molL-1,其中 的CO2转变为 H2CO3,而H2CO3仅有0.1%发生如下电离:H2CO3 H+HC ,则溶液的 pH约为 ( ) A.3 B.4 C.5 D.6,解题导引 理清题意 求出c(H+) pH。解析 c(H+)=0.03 molL-1 0.1%=110-5 molL-1,故其pH为5。答案 C,2.两强酸混合 由c混(H+)= ,先求出混合后的c混(H+),再根据公式pH=-lgc (H+)求pH。若两强酸溶液等体积混合,可采用速算方法,即混合后溶液 的pH等于混合前溶液pH小的加0.3,如
8、pH=3和pH=5的盐酸等体积混合 后,pH=3.3。 3.两强碱混合 由c混(OH-)= ,先求出混合后的c混(OH-),再通过KW求,出c(H+),最后求pH。若两强碱溶液等体积混合,可采用速算方法,即混合 后溶液的pH等于混合前溶液pH大的减0.3,如pH=9和pH=11的烧碱溶液 等体积混合后,pH=10.7。 4.强酸与强碱混合 强酸与强碱混合发生中和反应H+OH- H2O,反应后溶液的pH有以 下三种情况: (1)若恰好中和,pH=7; (2)若剩余酸,先求中和后的c(H+),再求pH; (3)若剩余碱,先求中和后的c(OH-),再通过KW求出c(H+),最后求pH。 5.溶液稀释
9、 (1)对于强酸溶液,每稀释至原体积的10倍,pH增大1个单位;对于弱酸溶,液,每稀释至原体积的10倍,pH增大不足1个单位。25 时,无论稀释多 少倍,酸溶液的pH都不能等于或大于7,只能趋近于7。 (2)对于强碱溶液,每稀释至原体积的10倍,pH减小1个单位;对于弱碱溶 液,每稀释至原体积的10倍,pH减小不足1个单位。25 时,无论稀释多 少倍,碱溶液的pH都不能等于或小于7,只能趋近于7。 (3)对于pH相同的强酸和弱酸(或强碱和弱碱)溶液稀释相同的倍数,强 酸(或强碱)溶液的pH变化幅度大。这是因为强酸(或强碱)已完全电离, 随着加水稀释,溶液中H+(或OH-)的数目(除水电离的以外
10、)不会增多,而 弱酸(或弱碱)随着加水稀释,H+(或OH-)的数目还会增多。 (4)对于物质的量浓度相同的强酸和弱酸(或强碱和弱碱),稀释相同的倍 数,pH的变化幅度不同,强酸(或强碱)稀释后pH变化幅度大。,例2 (2017天津和平期末,10)一定温度下,下列溶液的离子浓度关系式 正确的是 ( ) A.pH=5的H2S溶液中:c(H+)=c(HS-)=110-5 mol/L B.稀释氨水至原体积的10倍后,其c(OH-)为原来的 C.pH之和为14的H2C2O4与NaOH溶液混合:c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(HC2 ) D.将等物质的量的Na2CO3和NaHCO3混合溶于水中
11、: 1,解题导引 B项属于弱碱溶液的稀释。弱电解质的溶液稀释过程中, 电离平衡正向移动,每稀释至10n倍时,pH变化值小于n。解析 H2S为二元弱酸,分步电离,第一步电离程度远大于第二步,故溶 液中c(H+)c(HS-),A错误;氨水稀释过程中,NH3H2O的电离平衡正向移 动,稀释至10倍后其c(OH-)大于原来的 ,B错误;根据电荷守恒,c(Na+)+c (H+)=c(OH-)+c(HC2 )+2c(C2 ),C错误;Na2CO3水解程度大于NaHCO3, 故将等物质的量的Na2CO3和NaHCO3混合溶于水中: 1,D正 确。答案 D,6.已知酸和碱的pH之和,判断等体积混合后溶液的pH
12、(25 ) (1)若强酸与强碱溶液的pH之和等于14,则混合后溶液显中性,pH=7。 (2)若强酸与强碱溶液的pH之和大于14,则混合后溶液显碱性,pH7。 (3)若强酸与强碱溶液的pH之和小于14,则混合后溶液显酸性,pH7。 (4)若酸、碱溶液的pH之和为14,酸、碱中有一强、一弱,则酸、碱溶液 混合后,谁弱显谁性。,例3 25 时,pH为x的盐酸和pH为y的NaOH溶液,取Vx L盐酸同NaOH 溶液中和,需Vy L NaOH溶液。 (1)当x+y=14时,则Vx/Vy= (填数值); (2)当x+y=13时,则Vx/Vy= (填数值); (3)当x+y14时,则Vx/Vy= (填表达式),且Vx Vy(填“” “”或“=”)。(题中的x6,y8),解题导引 强酸和强碱恰好中和时n(H+)=n(OH-)。解析 pH=x的盐酸中c(H+)=10-xmol/L,pH=y的NaOH溶液中c(OH-)=10y- 14mol/L,二者恰好反应时有Vx10-x=Vy10y-14,即 =10x+y-14。当x+y=14时, =1;当x+y=13时, = 。答案 (1)1 (2) (3)10x+y-14 ,
