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《高三化学一轮复习溶液的酸碱性》由会员上传分享，免费在线阅读，更多相关内容在教育资源-天天文库。
1、高三化学总复习基本理论溶液的酸碱性一、水的电离100℃：c(H+)·c(OH-)=Kw=1×10-12水是极弱的电解质；常温下：c(H+)·c(OH-)=Kw=1×10-14H20H++OH—Kw只与温度有关，温度升高则Kw增大在任何一个溶液中水电离产生的H+和OH-的浓度必相等。水电离平衡移动的影响因素重点1：酸或碱抑制水的电离1、酸溶液中COH-等于水电离出的COH-；2、碱溶液中CH+等于水电离出的CH+；重点2：盐类水解均能促进水的电离1、弱酸强碱盐溶液中COH-等于水电离出的COH-；2、弱碱强酸盐溶液中
2、CH+等于水电离出的CH+；3、电解质越弱，其弱离子对水的促进程度就越大。取小的取大的温度：由于水的电离吸热，升温将促进水的电离，故平衡右移，c(H+)、c(OH-)同时增大，但仍然相等。pH变小，其他因素：如加入活泼金属例．下列方法能使电离平衡向右移动，且使溶液呈酸性的是（）A．向水中加入少量硫酸氢钠固体B．向水中加入少量硫酸铝固体C．向水中加入少量碳酸钠固体D．将水加热到100℃，使水的pH＝6B溶液酸碱性的判断溶液酸碱性的判据：c(OH-)和c(H+)的相对大小注意：溶液呈中性的标志是CH+=COH-,未必p
3、H=7。溶液的pH及其测定方法溶液的pH:用H+物质的量浓度的负对数来表示。pH=-lg｛c(H+)｝（pOH=-lg｛c(OH-)｝）25℃时纯水或稀溶液：pH+pOH=14酸性越强,pH值越小,碱性越强,pH值越大,pH值减小一个单位,c(H＋)就增大到原来的10倍，pH值减小n个单位,c(H＋)就增大到原来的10n倍.任意水溶液中c(H＋)≠0,但pH可为0,此时c(H＋)＝1mol/L，一般c(H＋)＞1mol/L时,pH＜0.故直接用c(H+)表示.溶液的pH的测定方法●酸碱指示剂一般是弱的有机酸或弱的有
4、机碱，他们的颜色变化是在一定的pH值范围内发生的。我们把指示剂发生颜色变化的pH值范围叫做指示剂的变色范围。pH1234567891011121314甲基橙红色橙色黄色石蕊红色紫色蓝色酚酞无色浅红色红色●pH试纸法：将一小块pH试纸放在一干燥、洁净的玻璃片或表面皿上，用一干燥、洁净的玻璃棒蘸取少量待测溶液点在试纸的中部，将所显示的颜色与标准比色卡对照。可粗略测定溶液的pH值。（注：测定前不能用水润湿pH试纸)2.酸碱溶液的稀释前后pH的变化(1)由于强酸或强碱在水中完全电离,加水稀释后不会有溶质进一步电离,故仅仅是
5、体积增大的因素导致酸溶液中的CH+或碱溶液中的COH-减小.规律：pH=a的強酸稀释10n倍，pH值增大n个单位，pH=a+n规律：pH=b的強碱稀释10n倍，pH值减小n个单位，pH=b-n(2)弱酸或弱碱由于在水中不完全电离,加水稀释同时,能促使其分子进一步电离,故导致相应CH+或COH-减小的幅度降低.pH值的变化比强酸或强碱小。规律：pH=a弱酸稀释10n倍，pH值增大小于n个单位，pHb-n3.溶液简单混合(不发生反应，忽略混合时体积变
6、化)①強酸与強酸混合：先求c(H+)总=，再求pH.c1V1+c2V2V1+V2②強碱与強碱混合：先求c(OH-)总=，后求c(H+)，再求pH.c1V1+c2V2V1+V24.强酸和强碱混合(发生中和反应,忽略体积变化)可能情况有三种:①若酸和碱恰好中和.即n(H＋)＝n(OH-),pH＝7.②若酸过量,求出过量的c(H＋),再求pH值.③若碱过量,求出过量的c(OH-),再求出c(H＋)后求pH值(1).pH相同的酸(或碱)，酸性(或碱性)越弱，其物质的量浓度越大．(2).pH相同的强酸和弱酸溶液，加水稀释相同
7、的倍数，则强酸溶液pH变化较大；碱也如此.不同溶液酸碱性的比较例：下列酸溶液的pH相同时，其物质的量浓度最小的是（）AH2SO4BH2SO3CCH3COOHDHNO3A(3).酸与碱的pH之和为14，等体积混合①若为强酸与强碱，则pH=7②若为强酸与弱碱，则pH>7③若为弱酸与强碱，则pH<7范例：甲溶液pH=2,乙溶液pH=12.当两者等体积混和后,有关pH值变化的叙述正确的是()A.pH＞7,B.pH=7,C.pH＜7,D.前面三种情况都有可能D酸碱中和滴定一、酸碱滴定的定义用已知物质的量的浓度的酸或碱（标准溶
8、液）来测定未知物质的量浓度的碱或酸（待测溶液或未知溶液）的方法叫做酸碱中和滴定。二、中和滴定原理在滴定达到终点(即酸碱恰好反应)时：即n：C酸V酸=C碱V碱三、中和滴定实验的关键是什么？①准确测量参加反应的两种溶液的体积②准确判断中和滴定的终点四、滴定过程1、滴定前滴定管的准备：洗涤---查漏---润洗---注液---赶气泡---调液（1）、实验仪器酸式滴定
