高中化学:水的电离溶液酸碱度电离平衡
高中化学：水的电离溶液酸碱度电离平衡
水的电离
1、水是一种极弱的电解质，极难电离
（1）水的电离方程式：
H2O+H2O⇌H3O++OH-或H2O⇌H++OH-
一般情况下使用H2O⇌H++OH-进行分析应用。
（2）水的离子积常数：Kw=c(H+)·c(OH-)，只与温度有关，因为水的电离过程是吸热过程ΔH>0，因此温度升高，水的离子积常数变大，25℃Kw=10-14，100℃Kw=10-12。
2、水的电离的影响因素
分析下列条件的改变对水的电离平衡的影响：
3、水的离子积常数的推广
Kw＝c(H＋)·c(OH－)=1.0×10-14，不仅仅适用于水的电离，而且适用于室温下任何稀的酸、碱、盐水溶液。在一定温度下，稀溶液中的c(H＋)和c(OH－)的乘积不变。这为溶液酸碱性的计算奠定了基础。
4、注意要点
（1）不同溶液中c(H＋)和c(OH－)可能不相同，但是由水电离出的c(H＋) c(OH－)是一定相等的。
（2）外加酸(或碱)，水中c(H＋)[或c(OH－)]增大，会抑制水的电离，水的电离程度减小，但水溶液中c(H＋)和c(OH－)的乘积，即Kw，不变。
（3）加入了活泼金属，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，水的电离程度增大，但水溶液中c(H＋)和c(OH－)的乘积，即Kw，不变。
溶液的酸碱性与pH
1、溶液的酸碱性
溶液酸碱性的大小只取决于溶液中c(H＋)和c(OH－)的相对含量，c(H＋)较大溶液显酸性，c(OH－)较大溶液显碱性。
2、溶液pH的计算方法
pH只能用于衡量c(H+)<1时溶液的酸碱性，如果c(H+)>1时只能用浓度来衡量溶液的酸碱性。
3、pH与溶液酸碱性的关系
4、pH酸碱性的测定方法
（1）酸碱指示剂，只能测pH范围。常见指示剂变范围：
（2）利用pH试纸测定。使用pH试纸的正确操作为取一小块pH试纸于干燥洁净的玻璃片或表面皿上，用干燥洁净的玻璃棒蘸取试液点在试纸上，当试纸颜变化稳定后迅速与标准比卡对照，读出pH。
（3）利用pH计测定。仪器pH计可精确测定试液的pH(读至小数点后2位)。
5、注意事项
（1）在25℃的溶液中：
pH<7，溶液呈酸性，pH越小，溶液酸性越强；
pH=7，溶液呈中性，c(H＋)＝c(OH－)＝10－7mol/L；
pH>7，溶液呈碱性，pH越大，溶液的碱性越强。
（2）在任意温度下的溶液中（pH=7不一定为中性）：
c(H＋)>c(OH－)，溶液呈酸性；
c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈中性；
c(H＋)<c(OH－)，溶液呈碱性。
用c(H＋)、c(OH－)的相对大小来判断溶液酸碱性，则不受温度影响。
酸碱溶液混合后pH的计算
1、强酸和强碱溶液pH的计算
（1）强酸溶液→c(H＋)→pH
（2）强碱溶液→c(OH－)→通过Kw计算c(H＋)→pH
2、酸碱溶液混合后pH的计算
（1）强酸与强酸溶液混合
（2）强碱与强碱溶液混合
3、强酸与强碱溶液混合
A、如果n(H＋)＝n(OH－)，则溶液pH=7
B、n(H＋)>n(OH－)→计算剩余c(H＋)→pH
C、n(H＋)<n(OH－)→计算剩余c(OH-)→c(H＋)→pH
酸碱溶液稀释后pH的变化规律
酸碱中和滴定
1、酸碱中和滴定原理
c(H+)·V(H+)= c(OH-)· V(OH-)
用已知浓度的酸或碱标准液，滴定未知浓度（已知体积）的碱或酸待测液，读取标准液所用体积，通过上式即可计算待测液的浓度。
2、关键就是滴定终点的判断
中和滴定的关键是准确判断滴定终点(中和反应恰好反应完全的时刻)，其方法是在待测液中加2～3滴指示剂，观察滴定过程中其颜的变化，常选用的指示剂是酚酞或甲基橙，不用石蕊溶液的原因是石蕊溶液颜变化不明显且突变范围太宽。
3、主要仪器及使用
酸碱中和滴定所用的主要仪器是锥形瓶和滴定管（酸式滴定管和碱式滴定管）。
（1）酸式滴定管：包括玻璃活塞、长玻璃管，可盛放酸性溶液、强氧化性溶液，不能盛放碱性溶液及。
（2）碱式滴定管：包括长玻璃管、橡皮管、玻璃球，可盛放碱性溶液。
（3）滴定管的上端都标有规格大小、使用温度、“0”刻度。滴定管的精确到0.01 mL，量筒只能精确到0.1 mL。
（4）滴定管的使用
A、检查仪器：使用前先检查滴定管活塞是否漏水。
B、润洗仪器：加入反应液之前，洁净的滴定管要用所要盛装的溶液润洗2~3遍。
C、加入溶液：分别将反应液加入到相应滴定管中，使液面位于滴定管0刻度线以上2~3mL处。
D、调节：滴定管尖嘴部分完全充满液体，这时如果液面低于0刻度线，则再加液体，然后将凹液面调节至与0刻度线相切。
（5）酸碱中和滴定实验操作步骤
A、洗涤：洗涤仪器并进行检漏、润洗。
B、取液：向酸(碱)式滴定管中注入标准液；向锥形瓶中注入一定体积待测液，加入2~3滴指示剂。
C、滴定：在锥形瓶下垫一张白纸，向锥形瓶中先快后慢地加入标准液(后面逐滴加入)，至指示剂发生明显的颜变化且半分钟内不变时，停止滴定。
D、读数：平视滴定管中凹液面最低点，读取溶液体积。
E、记录：记录滴定终点时滴定管中标准液的刻度（即使用的体积），重复滴定2~3次将数据记入表中。
F、计算：取2~3次实验结果的标准液消耗体积的平均值，将V(标)，c(标)，V(待)带入到下式中进行计算。
c(H+强酸和弱酸的区别)·V(H+)=c(OH-)· V(OH-)
（6）滴定曲线
以滴加酸(或碱)的量为横坐标，以溶液的pH为纵坐标绘出一条溶液的pH随酸(或碱)的滴加量而变化的曲线。如图所示为用0.1000mol/LNaOH溶液滴定20.00mL0.1000mol/LHCl溶液过程中的pH变化曲线。
由曲线可以看出，在酸、碱中和滴定过程中，溶液的pH在接近滴定终点时有一个突变过程，在此范围内，滴加很少的酸(或碱)，溶液的pH就有很大的变化，能使指示剂的颜发生明显变化，有利于确定滴定终点。
酸碱中和滴定误差分析
一、弱电解质的电离
1、定义：电解质：在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物,叫电解质。
非电解质：在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物。

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