水的电离知识点

水的电离
(1)电离平衡和电离程度
水是极弱的电解质,能微弱电离
H2O+H2O ^^H3O++OH S通常简写为H20 ^^H++OH ；AH>0
25C 时，纯水中c(H+)=c(OH )= 1 x 1 O^mol/L
(2)水的离子积
在一左温度时，c(H+)与c(OH )的乘积是一个常数，称为水的离子积常数，简称水的离子积。

Kw=c(H+)c(OH), 25°C时，Kw=lxl0,4(无单位)。

①K、\，只受温度影响，水的电离吸热过程，温度升高，水的电离程度增大，K、v增大。

25°C时Kw=lxl0 ,4, 1O(TC时Kw约为1x10吒
②水的离子积不仅适用于纯水，也适用于其他稀溶液，不论是纯水还是稀酸、碱、盐溶液，只要温度不
变，Kw就不变。

(3)影响水的电离平衡的因素
①温度：温度越髙电离程度越大
c(HJ和c(OH )同时增大，心增大，但c(H+)和c(OH )始终保持相等，仍显中性。

纯水由25°C升到100°C, c(H+)和c(OH )从lxlO-7mol/L 增大到lxlO(mol/L(pH 变为6)o
②酸、碱
向纯水中加酸、碱平衡向左移动，水的电离程度变小，但Kw不变。

③加入易水解的盐
由于盐的离子结合H+或OH-而促进水的电离，使水的电离程度增大。

温度不变时，K\v不变。

练习：影
溶液的酸碱性取决于溶液中的c(H・)与c(OH )的相对大小。

在常温下，中性溶液：c(H+)=c(OH)=lxlO-7mol/L；
酸性溶液:c(H+)>c(OH ), c(H+)>lxl07mol/L：碱性溶液:c(H+)<c(OH), c(H*)<lxl07moI/Lo 思考:c(H+)>lxlO-7mol/L (pH<7)的溶液是否一定成酸性？溶液的pH
⑴表示方法
pH=-lgc(H +)c(H +)=10P ,1 pOH=-lgc(OH)c(OH)= 10 氷川
常温下,pH+pOH=-lgc(H +)-lgc(OH )=-lgc(H +)- c(OH )= 14 a ⑵溶液的酸破性与pH 矗关系亦温时) ① 中性溶液：c(H +)=c(OH)= 1 x 107mobL 1, pH=7.
② 酸性溶液：c(H +)> 1 x 10 7mol.L-pH<7,酸性越强,pH 越小。

③ 碱性溶液:c(H +)< 1 x 10-7mol• L -!>c(OH pH>7,碱性越强,pH 越大。

思考亠 甲溶液的pH 是乙溶液的2倍，则两者的c(H ・)是什么关系？
2. pHv7的溶液是否一左成酸性？(注意：pH=0的溶液c(H*)=lmol/L o ) ⑶pH 的适用范围
c(H+)的大小范围为:1 .Ox 1 (X I4mol-L'!<c(H +)< 1 mol-L'1 o 即 pH 范围通常是 0〜14° 当c(H +)>lmol L-1或c(OH )>lmol L-1时，用物质的量浓度直接表示更方便。

⑷溶液pH 的测定方法
①
② pH 试纸法：粗略测定溶液的pHo
pH 试纸的使用方法：取一小块pH 试纸放在玻璃片(或表而皿)上，用洁净的玻璃 棒離取待测液滴在
试纸的中部，随即(30s 内)与标准比色卡比色对照，确左溶液的pH.
测左溶液pH 时,pH 试剂不能用蒸慵水润湿(否则相当于将溶液稀释，使非中性溶 液的pH 测定产生误差)；不能将pH 试纸伸入待测试液中,以免污染试剂。

标准比色卡的颜色按pH 从小到大依次是：红(酸性)，蓝(碱性)。

③ pH 计法：精确测泄溶液pH 。

4、有关pH 的计算
基本原则：
一看常温，二看强弱(无强无弱，无法判断)，三看浓度(pH or c) 酸性先算c GT),碱性先算c (0H ) ⑴单一溶液的pH 计算 ① 由强酸强碱浓度求pH ② 已知pH 求强酸强碱浓度 ⑵加水稀释计算
加水稀释10"倍, 加水稀释10"倍, 加水稀释10"倍, 加水稀释10"倍, ⑤酸、碱溶液无限稀释时，pH 只能约
等于或接近于7,酸的pH 不能大于7,碱的pH
不能小于7。

⑥对于浓度(或pH)相同的强酸和弱酸，稀释相同倍数，强酸的pH 变化幅度左。

⑶酸碱混合计算
① 强酸pH=a, ② 弱酸pH=a, ③ 强碱pH=b, ④ 弱碱pH=b, 则 pH=a+no 则 pH<a+no 则 pH=b-n 0 则 pH>b-n 0
①两种强酸混合
c(H+)g cmN+cODN
②两种强碱混合W
c(OH用仝
③酸碱混合，一者过量时
若酸过量，则求出c(H+),再得出pH："十
若碱适量，则先求c(OH ),再由Kw得出c(H°进而求得pH,或由c(OH )得岀pOH
再得pH。

(二)溶液酸碱性pH计算经验规律
(1)两强酸等体积混合混合后的pH二小的+0.3
(2)两强碱等体积混合混合后的pH二大的一0・3
(3)当按所给反应物质的量之比计算时，酸碱不论强弱，谁大谁过剩，溶液呈谁性。

(5)pH减小一个单位，［HJ扩大为原来的10倍。

PH增大2个单位，［H+］减为原来的1/100
(6)稀释规律：分別加水稀释m倍时，溶液的物质的疑的浓度均变为原来的1/m,强酸中 c (H*)变为
原来的1/m ,但弱酸中c (H*)减小小于m倍，故稀释后弱酸酸性强于强酸。

酸械中和滴定主要仪器
(1)滴定管
滴左管分为_______ 滴左管和 _______ 滴崖管。

酸性溶液装在________ 滴立管中，碱性溶液装在 _______ 滴泄管中。

如图所示：
酸式滴定管破式滴定管
(2)锥形瓶、烧杯、铁架台.滴立管夹等。

2.主要试剂
标准液、待测液、_指示剂-蒸憎水。

3.实验操作(用标准盐酸滴定待测NaOH溶液)
1 •准备：①洗涤②查漏③润洗④装液体⑤排气泡⑥调整液而⑦读数
2.滴建：①量取待测液并加指示剂②滴定至终点并读数
③重复操作三次④计算
【注意】
①滴宦时在瓶底垫一张白纸；
②滴左时左手控制旋钮、右手振荡锥形瓶、目光注视锥形瓶内溶液颜色变化。

③锥形瓶：只用蒸餾水洗涤，不能用待测液润洗
④先快后慢，当接近终点时，应一滴一摇
⑤注入标准液至“0”刻度上方2“3cm处,将液面调节到“0”刻度(或© 刻度以下某一刻度)
注意：指示剂的选择：变色灵敏、明显。

一般用酚St不用石蕊
4.
5.滴左终点判断
当最后一滴刚好使指示剂颜色发生明显的改变而且半分钟内不恢复原来的颜色，即为滴定终点0问题思考
（l）KMnCMH'）溶液、渙水、NaKCh溶液、稀盐酸应分别盛放在哪种滴左管中？
（2）滴定终点就是酸碱恰好中和的点吗？
6.酸碱中和滴定的误差分析
原理（以标准盐酸滴定待测NaOH溶液为例）
CA-V A
V B——准确量取的待测液的体积：
"一「一标准溶液的浓度。

C（待）的大小取决于y （标）的大小，y （标）大，则c （待）大，以标）小，则C （待）小。

常见误差
以标准酸溶液滴定未知浓度的碱（酚瞰作指示剂）为例，常见的因操作不正确而引起的误。