水的電離與溶液的PH 酸堿中和滴定 一、水的電離1.水的電離方程式：H2OH+ + OH2. 表達(dá)式：室溫下純水，KW=c(H+)c(OH-)=110-14，pH=7，c(H+)=c(OH-)=10-7molL-1 影響Kw大小的因素A水的電離過程是個吸熱的過程，故溫度升高，H2O的Kw增大 。B水的離子積是水電離平衡時的性質(zhì)，不僅適用于純水，也適用于稀的電解質(zhì)水溶液，只要溫度不變，Kw就不變。影響水的電離平衡的因素A酸、堿均可抑制水的電離；B升高溫度可促進(jìn)水的電離；C易水解的鹽均可促進(jìn)水的電離；D活潑金屬(Na)可促進(jìn)水的電離。 二、溶液的酸堿性與pH1. 溶液的酸堿性溶液的酸堿性決定于c（H）與c（OH ）的關(guān)系（1）c（H）c（OH ），溶液呈中性。（2）c（H）c（OH ），溶液呈酸性（3）c（H）c（OH ），溶液呈堿性2. pH（1）定義式： pH= -lg C（H+）（2）適用范圍：014（3）pH 與溶液中c（H）的關(guān)系。25，純水的pH為7，溶液顯中性，pH<7的溶液為酸性，pH>7的溶液為堿性。pH表示溶液酸堿性的強(qiáng)弱。pH越小，溶液酸性越強(qiáng)；反之，溶液的堿性越強(qiáng)。使用范圍：11014molL1c(H)1molL1。即：0pH14 (填pH的取值范圍)。注意：pH為7的溶液不一定為中性。100，KW =110-12，c(H+) = c（OH ）=110-6mol/L，此時pH為6，但溶液仍為中性。判斷溶液酸堿性的依據(jù)是比較溶液中c(H+)、c（OH ）的相對大小。3. pH試紙的使用(1)方法把小片試紙放在表面皿上，用玻璃棒蘸取待測液點在干燥的pH試紙上，試紙變色后，與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對比即可確定溶液的pH。(2)注意試紙使用前不能用蒸餾水潤濕，否則待測液因被稀釋可能會產(chǎn)生誤差。廣泛pH試紙只能測出整數(shù)值。三、酸堿中和滴定（1）實驗原理利用酸堿中和反應(yīng)，用已知濃度酸(或堿)來測定未知濃度的堿(或酸)的實驗方法。以標(biāo)準(zhǔn)鹽酸溶液滴定待測的NaOH溶液，待測的NaOH溶液的物質(zhì)的量濃度為c(NaOH) 。酸堿中和滴定的關(guān)鍵：準(zhǔn)確測定標(biāo)準(zhǔn)液的體積。準(zhǔn)確判斷滴定終點。（2）試劑：HCl溶液（未知濃度）、0.1mol/LNaOH溶液、酚酞溶液、蒸餾水。（3）儀器：酸式滴定管、堿式滴定管、滴定管夾、錐形瓶、洗瓶、鐵架臺、燒杯等。（4）滴定管的使用酸性、氧化性的試劑一般用酸式滴定管，因為酸和氧化性物質(zhì)腐蝕橡膠。堿性的試劑一般用堿式滴定管，因為堿性物質(zhì)的溶液易與玻璃中的成分SiO2反應(yīng)生成Na2SiO3，Na2SiO3致使活塞無法打開（5）實驗操作過程：滴定準(zhǔn)備過程：a、滴定管的準(zhǔn)備：檢漏-洗滌-潤洗-注液-趕氣泡-調(diào)頁面-記錄b、錐形瓶的準(zhǔn)備：a.注堿液b.記讀數(shù)c.加指示劑滴定 左手控制滴定管活塞，右手不斷搖動錐形瓶，眼睛注視錐形瓶色中溶液顏色的變化。 終點的判斷 等到滴入最后一滴標(biāo)準(zhǔn)液，指示劑變色，且半分鐘內(nèi)不恢復(fù)原來的顏色，視為滴定終點并記錄標(biāo)準(zhǔn)液的體積。讀數(shù)讀取滴定管內(nèi)液面所在體積數(shù)時，應(yīng)使滴定管與水平的實驗臺面保持垂直，并使視線與滴定管內(nèi)液體的凹液面最低處水平相切。數(shù)據(jù)記錄 按上述操作重復(fù)二至三次，求出用去標(biāo)準(zhǔn)鹽酸體積的平均值，根據(jù)c(NaOH)=計算。6.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紫色>8藍(lán)色甲基橙<3.1紅色3.14.4橙色>4.4黃色酚酞<8無色810淺紅色>10紅色【熱點難點全析】考點一 影響水的電離的因素以及水電離出的c(H)或c(OH)的計算1. 影響水的電離的因素條件改變平衡移動方向c(OH-)c(H+)Kw加HCl向左減少增大不變NaOH（s）向左增大減小不變升溫向右增大增大增大加Na2CO3向右增大減少不變2室溫下水電離出的c(H)或c(OH)的計算規(guī)律(1)中性溶液：c(H)c(OH)1.0107molL1。(2)溶質(zhì)為酸的溶液：H來源于酸電離和水電離，而OH只來源于水。如計算pH2的鹽酸中水電離出的c(H)：方法是先求出溶液中的c(OH)1012molL1，即水電離出的c(H)c(OH)1012molL1。(3)溶質(zhì)為堿的溶液OH來源于堿電離和水電離，而H只來源于水。如pH12的NaOH溶液中，c(H)1012 molL1，即水電離產(chǎn)生的c(OH)c(H)1012 molL1。(4)水解呈酸性或堿性的鹽溶液H和OH均由水電離產(chǎn)生。如pH2的NH4Cl溶液中，水電離的c(H)102molL1，水電離產(chǎn)生的OH濃度也為102molL1，但是因被NH結(jié)合，最終溶液中的OH只有1012molL1。pH12的Na2CO3溶液中H、OH濃度變化與之相似?！咎嵝选?1)注意區(qū)分溶液組成和性質(zhì)的關(guān)系酸性溶液不一定是酸溶液，堿性溶液不一定是堿溶液。(2)溫度相同、pH相同的溶液對水的電離程度影響并不一定相同。如pH=3的鹽酸和NH4Cl溶液，前者抑制水的電離，后者反而促進(jìn)水的電離；pH=10的NaOH溶液和CH3COONa溶液，前者抑制水的電離，后者反而促進(jìn)水的電離。(3)常溫時，由水電離產(chǎn)生的c(H+)<10-7 mol/L的溶液，因水的電離受到抑制，可能是酸性溶液也可能是堿性溶液?！镜淅?】室溫下，在pH12的某溶液中，分別有甲、乙、丙、丁四位同學(xué)計算出由水電離出的c(OH-)的數(shù)據(jù)分別為甲：1.0107 molL1；乙：1.0106 molL1；丙：1.0102 molL1；?。?.01012 molL1。其中你認(rèn)為可能正確的數(shù)據(jù)是 ()A甲、乙 B乙、丙 C丙、丁 D乙、丁解析如果該溶液是一種強(qiáng)堿(例如NaOH)溶液，則該溶液的OH-首先來自于堿(NaOH)的電離，水的電離被抑制，c(H+)11012 molL1，所有這些H+都來自于水的電離，水電離時當(dāng)然同時提供相同物質(zhì)的量的OH-，所以丁是對的。如果該溶液是一種強(qiáng)堿弱酸鹽溶液，則該溶液之所以呈堿性是由于鹽中弱酸根水解的緣故。水解時，弱酸根離子與水反應(yīng)生成弱酸和OH-，使溶液中c(OH)>c(H+)，溶液中的OH-由水電離所得，所以丙也是正確的。答案C考點二關(guān)于pH值的計算1.計算原則若溶液為酸性，先求c（H），再求pH；若溶液為堿性，先求c（OH ），再由c（H）=求c（H），最后求pH。具體情況（25）酸、堿溶液pH的計算強(qiáng)酸溶液，如HnA，設(shè)濃度為cmolL-1，c（H）=ncmolL-1，pH=-lg c（H）=-lg（nc）強(qiáng)堿溶液，如B(OH)n，設(shè)濃度為cmolL-1，c（H）= cmolL-1，pH=-lg c（H）=14+lg（nc）一元弱酸溶液，設(shè)濃度為cmolL-1，則有：c（H）cmolL-1，-lg cpH7一元弱堿溶液，設(shè)濃度為cmolL-1，則有：c（OH ）cmolL-1，c（H）= cmolL-1，7pH14+lg2.溶液稀釋酸、堿加水稀釋時pH的計算(1)強(qiáng)酸pHa，加水稀釋10n倍，則pHan。(2)弱酸pHa，加水稀釋10n倍，則apHan。(3)強(qiáng)堿pHb，加水稀釋10n倍，則pHbn。(4)弱堿pHb，加水稀釋10n倍，則bnpHb。(5)酸、堿溶液無限稀釋，pH只能接近于7，酸不能大于7，堿不能小于7。3.溶液混合好（忽略混合過程中體積的變化） （1）強(qiáng)酸與強(qiáng)酸混合若是等體積混合，且pH2，則 （注：lg2=0.3）。（2）強(qiáng)堿與強(qiáng)堿混合 若是等體積混合，且pH2，則。（3）強(qiáng)酸和強(qiáng)堿混合，可能情況有三種：若強(qiáng)酸和強(qiáng)堿恰好中和， pH=7.若強(qiáng)酸過量，求出過量的CH+，再求pH值.若強(qiáng)堿過量，求出過量的COH-，再求出CH+后求pH值.特例：若強(qiáng)酸與強(qiáng)堿等體積混合若pH酸+pH堿=14，則完全中和pH=7.若pH酸+pH堿14，則堿過量pHpH堿0.3若pH酸+pH堿14，則酸過量pHpH酸+0.325，體積為V1的強(qiáng)酸與 體積為V2的強(qiáng)堿混合后，溶液呈中性，則混合前pH（酸）、pH（堿）的關(guān)系為：若酸與堿溶液的pH之和等于14，酸、堿中有一強(qiáng)、一弱，則酸、堿溶液混合后，誰弱顯誰性。這是因為酸和堿已電離的H+ 和OH- 恰好中和，誰弱誰的H+ 或OH- 有儲備，中和后還能電離，顯出酸、堿性來?！咎嵝选?1)強(qiáng)酸(或強(qiáng)堿)溶液稀釋后性質(zhì)不會改變：對于酸溶液中的c(H+)，每稀釋10n倍，pH增大n個單位，但增大后不超過7，酸仍為酸。對于堿溶液中的c(OH-)，每稀釋10n倍，pH減小n個單位，但減小后不小于7，堿仍為堿。(2)pH相同的強(qiáng)酸與弱酸(或強(qiáng)堿與弱堿)，稀釋相同的倍數(shù)，強(qiáng)酸(或強(qiáng)堿)pH變化大，弱酸(或弱堿)pH變化小?！镜淅?】某探究小組在某溫度下測定溶液的pH時發(fā)現(xiàn)，0.01 molL1的NaOH溶液中，由水電離出的c(H+)c(OH)=1022，則該小組在該溫度下測得0.1 molL1的NaOH溶液的pH應(yīng)為( )A.13 B.12 C.11 D.10【解析】選B。 在0.01 molL1的NaOH溶液中，由水電離出的c(H+)c(OH)=1022，c(H+)=10-11 molL1，該溫度下水的離子積為10110.01=10-13。所以該溫度下0.1 molL1的NaOH溶液中c(H+)=10-13/0.1 molL1=10-12 molL1，故pH=12，B項正確?？键c三酸堿中和滴定的誤差分析1.原理依據(jù)原理c(標(biāo)準(zhǔn))V(標(biāo)準(zhǔn))c(待測)V(待測)，所以c(待測)，因c(標(biāo)準(zhǔn))與V(待測)已確定，因此只要分析出不正確操作引起V(標(biāo)準(zhǔn))的變化，即分析出結(jié)果。2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V(標(biāo)準(zhǔn))c(待測)洗滌 酸式滴定管未用標(biāo)準(zhǔn)溶液潤洗 變大 偏高堿式滴定管未用待測溶液潤洗變小偏低錐形瓶用待測溶液潤洗變大偏高錐形瓶洗凈后還留有蒸餾水不變無影響取液放出堿液的滴定管開始有氣泡，放出液體后氣泡消失變小偏低滴定酸式滴定管滴定前有氣泡，滴定終點時氣泡消失變大偏高振蕩錐形瓶時部分液體濺出變小偏低部分酸液滴出錐形瓶外變大偏高讀數(shù)滴定前讀數(shù)正確，滴定后俯視讀數(shù)(或前仰后俯)變小偏低滴定前讀數(shù)正確，滴定后仰視讀數(shù)(或前俯后仰)變大偏高【提醒】(1)中和反應(yīng)嚴(yán)格按照化學(xué)方程式中化學(xué)計量數(shù)之比進(jìn)行，即當(dāng)酸提供的H的物質(zhì)的量與堿提供的OH的物質(zhì)的量相等時，恰好中和(2)中和反應(yīng)恰好進(jìn)行完全得到的溶液，不一定顯中性，有可能顯酸性或堿性(3)滴定管、量筒讀數(shù)法則：液面、眼睛在兩邊，刻度在中間，三點(見如圖A、B、C)成一水平線【典例3】一定物質(zhì)的量濃度溶液的配制和酸堿中和滴定是中學(xué)化學(xué)中兩個典型的定量實驗。某研究性學(xué)習(xí)小組在實驗室中配制1 molL1的稀硫酸標(biāo)準(zhǔn)溶液，然后用其滴定某未知濃度的NaOH溶液。下列有關(guān)說法中正確的是_。A實驗中所用到的滴定管、容量瓶，在使用前均需要檢漏B如果實驗中需用60 mL的稀硫酸標(biāo)準(zhǔn)溶液，配制時應(yīng)選用100 mL容量瓶C容量瓶中含有少量蒸餾水，會導(dǎo)致所配標(biāo)準(zhǔn)溶液的濃度偏小 D酸式滴定管用蒸餾水洗滌后，即裝入標(biāo)準(zhǔn)濃度的稀硫酸，則測得的NaOH溶液的濃度將偏大E配制溶液時，定容時俯視讀數(shù)，則導(dǎo)致實驗結(jié)果偏大F中和滴定時，若在最后一次讀數(shù)時俯視讀數(shù)，則導(dǎo)致實驗結(jié)果偏大解析A項，滴定管、容量瓶都為帶塞儀器，使用前需檢漏，正確；B項，實驗室無60 mL容量瓶且滴定管使用前要潤洗，故選擇容積比60 mL大而與之接近的容量瓶配制，B正確；C項，容量瓶內(nèi)有少量蒸餾水對所配標(biāo)準(zhǔn)溶液濃度無影響；D項，酸式滴定管不潤洗，使所測NaOH濃度偏大，正確；E項，配制溶液時，定容時俯視，所配溶液濃度偏高，導(dǎo)致實驗結(jié)果偏??；F項，導(dǎo)致實驗結(jié)果偏小。答案 ABD