水的电离和溶液的酸碱性知识点
知识点一 水的电离和水的离子积
一、水的电离
1. 电离平衡和电离程度 ①水是极弱的电解质,能微弱电离:
H 2O+H2H 3O ++OH-,通常简写为H 2
H ++OH-;ΔH>0 ② 实验测得:室温下1LH2O (即55.6mol )中只有1×10-7mol 发生电离,故25℃时,纯水中c(H)=c(OH)=1×10mol/L ,平衡常数K 电离
+
--7
c(H+) ∙c(OH-)
=
c(H2O)
③在任何水溶液中,均存在水的电离平衡,也就是任何水溶液中都是H+、OH-共存的。由水电离产生的c(H+)、c(OH-)总是相等的。 任何水溶液中都存在Kw=c(H+) . c(OH-) 2. 影响水的电离平衡的因素 (1)促进水电离的因素:
①升高温度:因为水电离是吸热的,所以温度越高K 电离越大。
c(H+) 和c(OH-) 同时增大,K W 增大,但c(H+) 和c(OH-) 始终保持相等,仍显中性。 纯水由25℃升到100℃,c(H+) 和c(OH-) 从1×10-7mol/L增大到1×10-6mol/L(pH变
为6) 。
②加入活泼金属
+
向纯水中加入活泼金属,如金属钠,由于活泼金属可与水电离产生的H 直接发生置换反应,产生H 2,使水的电离平衡向右移动。 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 W 不变。
(2)抑制水电离的因素: ①降低温度。
②加入酸、碱、强酸酸式盐。
向纯水中加酸和强酸酸式盐(NaHSO4)能电离出H+、碱能电离出OH-,平衡向左移动,水的电离程度变小,但K W 不变。 练习1. 下列可使水的电离程度变大的是④⑥。
①加H2SO4 ②加NaOH ③加NaCl ④加热 ⑤加氨水 ⑥加纯碱 练习2.. 将纯水加热至较高温度, 下列叙述正确的是( )
A. 水的离子积变大、pH 变小、呈酸性 B. 水的离子积不变、pH 不变, 呈中性 C. 水的离子积变小、pH 变大、呈碱性 D. 水的离子积变大、pH 变小、呈中性 解析:H2O H++OH- ΔH>0,升高温度, 平衡右移,c(H+)·c(OH-)增大,KW=c(H+)·c(OH-)增大,pH=-lgc(H+)减小, 但溶液中c(H+)=c(OH-),溶液呈中性。答案:D
3. 酸:C(OH) 溶液= C(OH) 水 碱:C(H+) 溶液= C(H+) 水
盐:酸性 C(H+) 溶液= C(H+) 水
碱性 C(OH) 溶液= C(OH) 水
—
—
—
—
知识点二溶液的酸碱性与pH
1、溶液酸碱性的判断
+-
溶液呈酸性、碱性还是中性,应看c (H) 和c (OH) 的相对大小,判断溶液酸碱性的依据主要有三点:
判据1 在25℃时的溶液中: +-
c (H)>1×107 mol/L 溶液呈酸性 +-
c (H) =1×107 mol/L 溶液呈中性 +-
c (H)
+-+-
常温下,c (H)>107 mol/L时,溶液呈酸性,且c (H) 越大,酸性越强;c (OH) 越大,碱性越强。
判据2 在25℃时的溶液中: pH7 溶液呈碱性
判据3 在任意温度下的溶液中: +-
c (H)>c (OH) 溶液呈酸性 +-
c (H) =c (OH) 溶液呈中性 +-
c (H)
注意 用pH 判断溶液酸碱性时,要注意条件,即温度。不能简单地认为pH 等于7的溶液一定为中
性,如100℃时,pH =6为中性,pH6显碱性,所以使用pH 时需注明温度,若未注明温度,一般认为是常温,就以pH =7为中性。
2、溶液的pH
对于稀溶液来说,化学上常采用pH 来表示酸碱性的强弱。 ⑪ 表示方法
pH=-lgc(H+) =c(H+)=10-pH ⑫溶液的酸碱性与pH 的关系(常温时) ①中性溶液:c(H+)=c(OH-)=1×10-7mol·L -1,pH=7。 ②酸性溶液:c(H+)>1×10-7mol·L -1>c(OH-), pHc(OH-), pH>7,碱性越强,pH 越大。 ⑬pH 的适用范围
c(H+) 的大小范围为:1.0×10-14mol·L -1
当c(H+)≥1mol·L-1或c(OH-)≥1mol·L-1时,用物质的量浓度直接表示更方便。
(4)物理意义:pH 越大,溶液的碱性越强;反之,溶液的酸性越强。pH 每增大一个单位c (H+)减小至原来的1/10,c(OH-)变为原来的10倍。 3、溶液pH 的测定方法
②pH 试纸法:粗略测定溶液的pH 。 pH 试纸的使用方法:取一小块pH 试纸放在玻璃片(或表面皿) 上,用洁净的玻璃棒蘸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,确定溶液的pH 。
测定溶液pH 时,pH 试剂不能用蒸馏水润湿(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。pH 一般为整数。
③pH 计法:通过仪器pH 计(也叫酸度计)精确测定溶液pH 。 练习4. 下列溶液肯定是酸性的是( )
A. 含H+的溶液 B. 能使酚酞显无色的溶液 C.pH
解析:任何水溶液中均含H+和OH-, 故A 错。使酚酞显无色的溶液, 其pH
A. 将一小块试纸放在表面皿上, 用玻璃棒蘸取少量待测液点在试纸上, 再与标准比色卡对照 B. 将一小块试纸用蒸馏水润湿后放在表面皿上, 用玻璃棒蘸取少量待测液点在试纸上, 再与标准比色卡对照
C. 将一小块试纸在待测液中蘸一下, 取出后放在表面皿上, 与标准比色卡对照
D. 将一小块试纸先用蒸馏水润湿后, 在待测液中蘸一下, 取出后与标准比色卡对照
解析:用pH 试纸测定溶液的pH 时应将一小块试纸放在表面皿或玻璃片上, 用玻璃棒蘸取待测液点在试纸上, 再与标准比色卡对照。试纸在使用前不能用蒸馏水润湿, 否则待测液被稀释可能产生误差。答案:A
知识点三 有关溶液pH 的计算 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(H+) ,碱性先算c(OH—)
1. 单一溶液的pH 计算 ①由强酸强碱浓度求pH 。在25℃
++
强酸溶液(Hn A) ,其物质的量浓度为c mol/L,则:c (H) =nc mol/L,pH =-lg c (H) =-lg nc ;
-+
强碱溶液[B(OH)n ],其物质的量浓度为c mol/L,则c (OH) =nc mol/L,c (H) =
1.0×10
nc
-14
mol/L,
+
pH =-lg c (H) =14+lg nc 。 2. 加水稀释计算
①强酸pH=a,加水稀释10n 倍,则pH=a+n。 ②弱酸pH=a,加水稀释10n 倍,则pHb-n。
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 变化幅度大。 3. 酸碱混合计算
酸碱中和反应后溶液pH 的判断:
①当酸与碱pH 之和为14,等体积混合后(常温下) 若为强酸与强碱,混合后pH=7 若为强酸与弱碱,混合后pH>7 若为弱酸与强碱,混合后pH
规律:谁弱谁过量,谁弱显谁性。当酸与碱pH 之和为14,说明酸碱恰好可以中和。
练习6. 室温时,下列溶液等体积混合后,溶液pH 是大于7、小于7、等于7、还是无法判断? ①0.1 mol·L-1的盐酸溶液和pH=13的氢氧化钡溶液 ②0.1 mol·L-1的硫酸溶液和pH=13的氢氧化钠溶液
④pH=1的硫酸和0.1 mol·L-1某一元碱溶液{溶液中[OH-]∶[H+]=1×10^8} ⑤pH=3的醋酸溶液和0.001 mol·L-1的氢氧化钠溶液 ⑥pH=3的盐酸溶液和pH=11的氨水溶液 ⑦pH=3的硫酸溶液和pH=11的氢氧化钠溶液 ⑧pH=3的某酸溶液和pH=11的氢氧化钠溶液 ⑨pH=3的盐酸溶液和pH=11的某碱溶液 ⑩pH=3的某酸溶液和pH=11的某碱溶液 【解析】①pH=7 ②pH ﹤7。
④0.1mol·L-1某一元碱的[OH-]=1×108×[H+]=108×10-14(mol·L-1)2/[OH-] ,[OH-] =10-3 mol·L-1,故该一元碱是弱碱,pH ﹤7。 ⑤pH ﹤7。⑥pH ﹥7。⑦pH=7。⑧混合后溶液pH≤7。⑨混合后溶液pH≥7。 ⑩某酸与某碱的强弱情况均未知,故混合后溶液的酸碱性无法判断。
② 强酸(pH1)和强碱(pH2)混合呈中性时,二者的体积关系有如下规律:
a. 若pH1+pH2=14,则V 酸=V碱 b. 若pH1+pH2≠14,则
V 酸
=10pH1+pH2-14 V 碱