水的电离和溶液的酸碱性 王逢云

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1、第二节水的电离和溶液的酸碱性一、水的电离1、水的电离实验测得，在常温下（25℃时）1L纯水（物质的量约为55.56mol）中只有10-7mol水分子发生电离。精确的实验证明，水是一种极弱的电解质，它能微弱地电离。H2OH++OH-H2O+H2OH3O++OH-KW=【H+】·【OH-】2、水的离子积一定温度下，溶液中[H+]与[OH-]的乘积总是一个常数，通常我们把它写作KW，叫做水的离子积常数，简称为水的离子积注意：（1）KW只与温度有关（2）水的离子积不仅适用于纯水，也适用于任何酸、碱、盐的稀溶液3、影响水的电离平衡的因素（1）温度：H2OH++OH-升高温度，促进水的电离

2、，KW增大降低温度，抑制水的电离，KW减小（2）加入酸或碱：抑制水的电离，KW不变如：100℃时，KW=1×10-12（3）加入易水解的盐：促进水的电离，KW不变（4）其他因素：如向水中加入活泼金属，由于与水电离出的H+直接作用，因而促进水的电离。例：某温度下，纯水的[H+]=2.0×10-7mol·L-1，则此时纯水的[OH-]为mol·L-1，若温度不变，滴入稀盐酸，使[H+]=5.0×10-6mol·L-1，则溶液中[OH-]=mol·L-1。2.0×10-78.0×10-9二、溶液的酸碱性与pH1、溶液的酸碱性与【H+】、【OH-】的关系:（1）酸性溶液中，【H+】>【

3、OH-】，且【H+】>10-7mol/L（2）碱性溶液中，【OH-】>【H+】，且【OH-】>10-7mol/L（3）中性溶液中，【H+】=【OH-】=10-7mol/L（4）无论何种溶液,水电离出的H+总等于水电离出的OH-25℃时（常温下）【H+】越大，酸性越强【OH-】越大，碱性越强说明：溶液的酸碱性是由【H+】和【OH-】的相对大小决定，而不是在于【H+】或【OH-】绝对值的大小2、溶液酸碱性的表示方法（1）当【H+】或【OH-】大于1mol/L时，直接用【H+】、【OH-】表示溶液酸碱性强弱。（2）当【H+】或【OH-】小于1mol/L时，用pH表示溶液酸碱性强弱。3

4、、溶液的pH适用于【H+】<1mol/L，或【OH-】<1mol/L的溶液。pH=－lg【H+】若溶液中【H+】=m×10-nmol/L，则溶液的pH=－lg【H+】=－lg（m×10-n）=溶液的pH等于溶液中H+物质的量浓度的负对数n－lgm溶液的酸碱性---正误判断1、如果【H+】不等于【OH-】，则溶液一定呈酸或碱性。2、在水中加酸会抑制水的电离，使水的电离程度减小。3、任何水溶液中都有H+和OH-存在。4、【H+】等于10-6mol/L的溶液一定呈现酸性。5、水电离程度越大的酸溶液，该溶液酸性越强。6、对水升高温度时，水的电离程度增大，酸性增强。∨∨∨×××练习：7、

5、任何水溶液中都存在KW=10-14。8、如果由水电离出的H+浓度为10-10，则Kw=10-20。××4、pH值测定方法①定性判断：酸碱指示剂或其试纸②定量测定：pH试纸法（高中）、pH计法（大学）等酸碱指示剂一般是弱的有机酸或弱的有机碱。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3.1—4.45.0—8.08.2—10.0指示剂的变色范围讨论：①能否直接把pH试纸伸到待测液中？②是否要先湿润pH试纸后，再将待测液滴到pH试纸上？③能否用pH试纸测出pH=7.1来？④如用湿润的pH试纸检验待测液，对该溶液pH值的测定：A、一定

6、有影响B、偏大C、偏小D、不确定pH试纸使用方法：取一小片试纸于洁净的表面皿或玻璃片上，用玻璃棒蘸取待测液点在试纸中央，变色后与标准比色卡相对比读出pH值。否否否D三、关于pH的计算：pH=－lg【H+】；关键是求溶液的【H+】（1）单一溶液的pH计算。强酸：强酸HnA浓度c【H+】=ncpH强碱：强碱B(OH)n浓度c【OH-】=nc【H+】KWpH弱酸：弱碱：不要求（2）混合后pH的计算①强酸与强酸溶液的混合例、pH=3和pH=5的盐酸等体积混合，求混合液pH？（设体积变化忽略不计）pH=3.3强酸Ⅰ：c1→c1(H+)强酸Ⅱ：c2→c2(H+)【H+】混合pH如果两种强酸

7、等体积混合，且△pH≥2，混合液pH＝pH小＋0.3212211)()()()(VVVHcVHcVHnHc++==++++总总②强碱与强碱溶液的混合例、pH=8和pH=10的两种NaOH溶液等体积混合，求混合液的pH？（设体积变化忽略不计）pH=9.7强碱Ⅰ：c1→c1(OH-)强碱Ⅱ：c2→c2(OH-)c(OH-)混合pHc(H+)混合KW如果两种强碱等体积混合，且△pH≥2，混合液pH＝pH大—0.3③强酸与强碱溶液的混合(1)强酸与强碱恰好完全反应，溶液呈中性，pH=7(2)若酸过量