第二節(jié) 水的電離和溶液的pH一、水的電離（一）水的電離1、電離方程式：H2OH++OH-  或  H2O+H2O H3O ++OH-2、特點(diǎn)：（1）極難電離  （2）可逆過(guò)程，吸熱    （3）25℃，水中的c(H+)=c(OH-)=1.0×10-7mol/L（4）由水電離出的H+與OH-濃度相等，即c(H+)水=c(OH-)水3、影響因素：（1）促進(jìn)：①升溫 ②加活潑金屬 ③加弱堿陽(yáng)離子或弱酸陰離子（即能水解的鹽）④電解            （2）抑制：①降溫 ②加酸或堿  ③加強(qiáng)酸酸式鹽（二）水的離子積1、定義：當(dāng)水的電離達(dá)到平衡時(shí)，電離產(chǎn)物H+和OH-濃度之積是一個(gè)常數(shù)，稱(chēng)為水的離子積常數(shù)，簡(jiǎn)稱(chēng)水的離子積，用Kw表示。2、表達(dá)式：Kw=c(H+)·c(OH-) 說(shuō)明：①c(H+)和c(OH-)均表示整個(gè)溶液中的H+、OH-的總物質(zhì)的量濃度②Kw不僅適用于純水，也適用于酸、堿、鹽的稀溶液酸溶液中：Kw= c(H+)酸·c(OH-)水  堿溶液中：Kw= c(H+)水·c(OH-)堿鹽溶液中：Kw= c(H+)水·c(OH-)水③不同溶液中的c(H+)、c(OH-)可能不同，但任何溶液中的c(H+)水=c(OH-)水④25℃時(shí)，水中的c(H+)=c(OH-)=1.0×10-7mol/L，Kw=1.0×10-14100℃時(shí)，水中的c(H+)=c(OH-)≈1.0×10-6mol/L，Kw=1.0×10-12⑤Kw有單位，其單位為mol2·L-2，因其復(fù)雜通常省略⑥Kw只與溫度有關(guān)，溫度升高，Kw增大，水更易電離二、溶液的酸堿性與pH（一）溶液酸堿性的判斷：看c(H+)與c(OH-)的相對(duì)大小當(dāng)c(H+)=c(OH-)時(shí)，為中性；    當(dāng)c(H+)>c(OH-)時(shí)，為酸性；   當(dāng)c(H+)<c(OH-)時(shí)，為堿性（二）酸性強(qiáng)弱的判斷溶液中酸性的強(qiáng)弱：c(H+)越大，酸性越強(qiáng)酸的酸性強(qiáng)弱：看酸電離出的H+的難易，越容易電離出H+，酸性越強(qiáng)（三）溶液酸堿性的表示方法當(dāng)c(H+)或c(OH-)大于或等于1mol/L時(shí)，用c(H+)或c(OH-)直接表示當(dāng)c(H+)或c(OH-)小于1mol/L時(shí)，用pH表示（四）pH1、定義：用c(H+)的負(fù)對(duì)數(shù)來(lái)表示溶液酸堿性的強(qiáng)弱2、適用范圍：稀溶液3、表達(dá)式：pH=-lgc(H+) 或c(H+)=1.0×10-pHmol/L4、意義：pH↑→堿性增強(qiáng)，pH↓→酸性增強(qiáng)5、pH與溶液酸堿性的關(guān)系： 一般25℃25℃中性溶液c(H+)=c(OH-)c(H+)=1.0×10-7pH=7酸性溶液c(H+)>c(OH-)c(H+)>1.0×10-7pH<7堿性溶液c(H+)<c(OH-)c(H+)<1.0×10-7pH>7注：在分析c(H+)、pH與溶液的酸堿性關(guān)系時(shí)，要注意溶液的溫度（五）溶液酸堿性的測(cè)定方法1、用pH試紙測(cè)定（1）pH試紙的制作：是將試紙用多種酸堿指示劑的混合溶液浸透，經(jīng)晾干制成的，pH試紙一般呈黃色。（2）pH試紙的種類(lèi)：①廣泛pH試紙：pH范圍是1-14（最常用）或1-10，所測(cè)pH都為整數(shù)②精密pH試紙：pH范圍較窄，可判別pH差值為0.2或0.3③專(zhuān)用pH試紙：用于酸性、中性或堿性溶液的專(zhuān)用pH試紙（3）pH試紙的使用方法：取一小塊試紙放在玻璃片或表面皿或點(diǎn)滴板上，用潔凈干燥的玻璃棒直接蘸取待測(cè)液滴在干燥的試紙上，試紙變色后，在30s內(nèi)與標(biāo)準(zhǔn)比色卡比較。標(biāo)準(zhǔn)比色卡：其顏色與光譜一致，按pH從小到大依次是：紅橙黃（酸性）、綠（中性）、藍(lán)靛紫（堿性）（4）注意：①pH試紙不能用水潤(rùn)濕，否則可能使測(cè)量結(jié)果偏大、偏小、不變       ②所測(cè)pH值一般為整數(shù)③若某溶液具有漂白性，則不能用酸堿指示劑測(cè)定溶液的酸堿性，也不能用pH試紙測(cè)定其pH2、用pH計(jì)：pH計(jì)也叫酸度計(jì)，有多種型號(hào)，使用方法不盡相同，可精密測(cè)量溶液的pH，可精確到小數(shù)點(diǎn)后兩位。其量程為0-14。3、用酸堿指示劑測(cè)定：酸堿指示劑一般是有機(jī)弱酸（或弱堿），它們的顏色變化是在一定的pH范圍內(nèi)發(fā)生的，因此，可以用這些弱酸、弱堿來(lái)測(cè)定溶液的pH。但只能測(cè)出pH的范圍，一般不能準(zhǔn)確測(cè)定pH的具體值。常用指示劑的變色范圍和顏色變化表示如下表：指示劑甲基橙石蕊酚酞甲基紅變色范圍pH3.1-4.45.0-8.08.2-10.04.4-6.2溶液顏色紅、橙、黃紅、紫、藍(lán)無(wú)色、淺紅、紅紅、橙、黃（六）溶液中pH的計(jì)算1、單一溶液的pH計(jì)算（1）強(qiáng)酸：c(酸)→c(H+)→pH（2）強(qiáng)堿：c(堿)→c(OH-)     c(H+)→pH注：對(duì)于堿而言，必須先算出c(OH-)，再算出c(H+)，再求pH值，不能直接求c(H+)2、酸堿混合溶液的pH計(jì)算（1）兩種強(qiáng)酸混合：c(H+)混=（2）兩種強(qiáng)堿混合：c(OH-)混=（3）強(qiáng)酸與強(qiáng)堿混合：①若恰好完全反應(yīng)，溶液呈中性，pH=7②酸過(guò)量，c(H+)過(guò)量=③堿過(guò)量，c(OH-)混=特殊：強(qiáng)酸、強(qiáng)堿溶液等體積混合時(shí)pH的計(jì)算混合物質(zhì)兩種溶液pH關(guān)系混合后溶液pHA、B均為酸pHA<pHB，且pH之差≥2pHA+0.3A、B均為堿pHA<pHB，且pH之差≥2pHB—0.3A是酸，B是堿pHA+pHB=147pHA+pHB<14（酸剩余）pHA+0.3pHA+pHB>14（堿剩余）pHB—0.3④強(qiáng)酸與弱堿或強(qiáng)堿與弱酸等體積混合當(dāng)pH酸+pH堿=14時(shí)，若是強(qiáng)酸與弱堿混合，則弱堿過(guò)量，pH>7                   若是強(qiáng)堿與弱酸混合，則弱酸過(guò)量，pH<73、稀釋后溶液pH的計(jì)算（1）強(qiáng)酸：pH=a，加水稀釋10n倍，則pH=a+n（2）弱酸：pH=a，加水稀釋10n倍，則a<pH<a+n（3）強(qiáng)堿：pH=b，加水稀釋10n倍，則pH=b-n（4）弱堿：pH=b，加水稀釋10n倍，則b-n<pH<b（七）pH的應(yīng)用1、工業(yè)   2、農(nóng)業(yè)   3、科學(xué)研究    4、日常生活    5、醫(yī)療保健三、酸堿中和滴定（一）酸堿中和滴定的概念：依據(jù)中和反應(yīng)，用已知濃度的酸（或堿）來(lái)測(cè)定未知濃度的堿（或酸）的方法（二）實(shí)驗(yàn)原理：酸堿中和滴定的原理：H++OH-=H2O 即利用中和反應(yīng)時(shí)，c(H+)酸·V酸= c(OH-)堿·V堿則c(H+)酸=  或 c(OH-)堿=（三）實(shí)驗(yàn)用品1、儀器：酸式滴定管、堿式滴定管、滴定管夾、鐵架臺(tái)、錐形瓶、燒杯、pH計(jì)2、試劑：標(biāo)準(zhǔn)液、待測(cè)液、指示劑、蒸餾水3、滴定管的使用：（1）構(gòu)造：內(nèi)徑均勻，帶有刻度的細(xì)長(zhǎng)玻璃管，下端有控制液體流量的玻璃活塞（或由橡皮管、玻璃球組成的閥）注：①滴定管的“0”刻度在上，由上向下刻度依次增大下端有一部分無(wú)刻度，全部容積大于它的最大刻度值②滴定管的精確讀數(shù)可估讀到0.01（2）用途：精確的放出一定體積的液體4、實(shí)驗(yàn)步驟（1）滴定前的準(zhǔn)備：①滴定管：查漏→水洗（洗液→自來(lái)水→蒸餾水）→潤(rùn)洗→裝液→趕氣泡→調(diào)液面→記錄數(shù)據(jù)            ②錐形瓶：水洗→裝液→加指示劑③指示劑的選擇：原則：選用變色明顯、靈敏，且變色范圍與酸堿恰好完全反應(yīng)后溶液的pH接近，在pH突變的范圍內(nèi),常用甲基橙和酚酞。“強(qiáng)酸滴堿甲基橙，強(qiáng)堿滴酸用酚酞，強(qiáng)酸強(qiáng)堿若互滴，甲基橙酚酞都可以”變色情況：滴定種類(lèi)選用的指示劑滴定終點(diǎn)顏色變化指示劑用量強(qiáng)酸滴定強(qiáng)堿酚酞紅色→無(wú)色2-3滴甲基橙黃色→橙色強(qiáng)酸滴定弱堿甲基橙黃色→橙色強(qiáng)堿滴定強(qiáng)酸甲基橙紅色→橙色酚酞無(wú)色→粉紅色強(qiáng)堿定弱酸酚酞無(wú)色→粉紅色（2）滴定：                                             邊滴邊振蕩→滴速先快后慢→左手控制滴定管活塞， 且結(jié)束前不能離開(kāi)，右手搖動(dòng)錐形瓶，眼睛注視錐形瓶?jī)?nèi)溶液變化→判定終點(diǎn)→讀數(shù)（等1-2min液面穩(wěn)定后）  （3）終點(diǎn)判斷①滴定終點(diǎn)：酸堿恰好完全中和的時(shí)刻注：恰好中和=酸堿恰好完全反應(yīng)≠溶液呈中性②判斷終點(diǎn)的方法：等到滴入最后一滴標(biāo)準(zhǔn)液，指示劑變色，且在半分鐘內(nèi)不恢復(fù)原來(lái)的顏色，視為滴定終點(diǎn)。                  記錄此時(shí)標(biāo)準(zhǔn)液的體積。（4）數(shù)據(jù)處理：①酸堿中和滴定：按上述操作重復(fù)二至三次，求出所用標(biāo)準(zhǔn)液的平均值，根據(jù)公式計(jì)算②用pH計(jì)測(cè)定待測(cè)液的pH和每加入一定量標(biāo)準(zhǔn)液之后的混合pH以標(biāo)準(zhǔn)液體積為橫坐標(biāo)，以pH為縱坐標(biāo)，作圖（以NaOH滴定HCl為例）                                      當(dāng)接近滴定終點(diǎn)（pH=7）時(shí)，很少量（0.04mL，約一滴）的                                   堿或酸就會(huì)引起溶液pH突變      （5）誤差分析：①原理： ，其中，已知量包括：，未知量只有V標(biāo)，所以c測(cè)與V標(biāo)成正比。②常見(jiàn)誤差：標(biāo)準(zhǔn)液在滴定管中的情況步驟操作c(濃度)洗滌未用標(biāo)準(zhǔn)溶液潤(rùn)洗滴定管偏高錐形瓶用待測(cè)溶液潤(rùn)洗偏高未用待測(cè)溶液潤(rùn)洗取用待測(cè)液的滴定管（或移液管）偏低錐形瓶洗凈后瓶?jī)?nèi)還殘留有蒸餾水無(wú)影響滴定快達(dá)滴定終點(diǎn)時(shí)滴定速度過(guò)快，停止滴定后，反加一滴待測(cè)液顏色無(wú)變化偏高滴定前盛裝標(biāo)準(zhǔn)液的滴定管尖嘴部分有氣泡，移到錐形瓶后消失偏高盛裝待測(cè)液的滴定管尖嘴部分有氣泡，移到錐形瓶后消失偏低滴定過(guò)程中振蕩時(shí)有液滴濺出偏低滴定時(shí)有幾滴標(biāo)準(zhǔn)溶液附在錐形瓶壁上或滴在錐形瓶外偏高滴定結(jié)束，滴定管尖端掛一液滴未滴下偏高將移液管尖嘴部分的液體吹出偏高讀數(shù)滴定完畢，未等滴定管內(nèi)壁的液體完全流下就開(kāi)始讀數(shù)偏高滴定完畢立即讀數(shù)，半分鐘內(nèi)顏色又褪去偏低滴定前仰視讀數(shù)或滴定后俯視讀數(shù)，過(guò)早估計(jì)終點(diǎn)偏低滴定前俯視讀數(shù)或滴定后仰視讀數(shù)，過(guò)晚估計(jì)終點(diǎn)偏高配制標(biāo)準(zhǔn)液產(chǎn)生的誤差若配制NaOH溶液，所取的NaOH固體部分潮解偏高若配制NaOH溶液，所取的NaOH固體中含有不與酸反應(yīng)的雜質(zhì)偏高若配制NaOH溶液，所取的NaOH固體中含有與酸反應(yīng)的雜質(zhì)（Na2CO3）偏高若配制NaOH溶液，所取的NaOH固體中含有與酸反應(yīng)的雜質(zhì)（Na2O）偏低（6）酸堿中和滴定的注意事項(xiàng)①不能用量筒代替滴定管。滴定管的優(yōu)點(diǎn)：一是讀數(shù)精確（0.01），二是可以逐滴滴加液體。②酸式滴定管有玻璃活塞，能與堿液發(fā)生反應(yīng)：SiO2+2NaOH=Na2SiO3+H2O，Na2SiO3能將活塞粘住。③潤(rùn)洗滴定管的目的是因?yàn)榈味ü軆?nèi)壁有蒸餾水，對(duì)所裝溶液有稀釋作用，造成實(shí)驗(yàn)誤差，通過(guò)潤(rùn)洗可減少誤差。④視線(xiàn)應(yīng)與凹液面最低點(diǎn)在同一水平線(xiàn)上。⑤在中和滴定過(guò)程中，標(biāo)準(zhǔn)液和待測(cè)液的盛放的位置可以顛倒，因此在誤差分析中，要看清楚標(biāo)準(zhǔn)液與待測(cè)液的位置。標(biāo)準(zhǔn)液在滴定管中與標(biāo)準(zhǔn)液在錐形瓶中產(chǎn)生誤差的情況恰好相反；在分析誤差時(shí)，都只考慮滴定管中體積對(duì)濃度的影響。

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第二節(jié) 水的電離和溶液的pH

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