水的电离和溶液的酸碱性知识点.docVIP

知识点一 水的电离和水的离子积 一、水的电离 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-，通常简写为H2O H++OH-；ΔH0 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-)=1×10-7mol/L 2.影响水的电离平衡的因素温度c(H+)和c(OH-)同时增大，KW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H2，使水的电离平衡向右移动。由于盐的离子结合H+OH-而促进水的电离，使水的电离程度增大。温度不变时，KW不变。酸、碱向纯水中加酸碱平衡向左移动，水的电离程度变小，KW不变。影响水的电离平衡的因素可归纳如下： H2O H++OH- 平衡移 动方向 电离 程度 c(H+)与c(OH-)的相对大小 溶液的 酸碱性 离子积 KW 加热 向右 增大 c(H+)=c(OH-) 中性 增大 降温 向左 减小 c(H+)=c(OH-) 中性 减小 加酸 向左 减小 c(H+)c(OH-) 酸性 不变 加碱 向左 减小 c(H+)c(OH-) 碱性 不变 加能结合 H+的物质 向右 增大 c(H+)c(OH-) 碱性 不变 加能结合 OH-的物质 向右 增大 c(H+)c(OH-) 酸性 不变 水的离子积在一定温度时，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℃时，KW=1×10-14()。 ①KW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，KW增大。 25℃时KW=1×10-14，100℃时KW约为1×10-12。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。 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-) 4.水电离的离子浓度计算 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＋)1×10－7 mol/L　溶液呈酸性 c(H＋)＝1×10－7 mol/L　溶液呈中性 c(H＋)1×10－7 mol/L　溶液呈碱性 常温下，c(H＋)10－7 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。 　在25℃时的溶液中： pH7　溶液呈酸性 pH＝7　溶液呈中性 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＋)c(OH－)　溶液呈碱性 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才显酸性，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。 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。 ⑴概念：表示方法 pH=-lgc(H+) c(H+)=10-pH ⑵溶液的酸碱性与pH的关系(常温时) ①中性溶液：c(H+)=c(OH-)=1×107mol·L-1，pH=7。 ②酸性溶液：c(H+)1×10-7mol·L-1c(OH-), pH7，酸性越强，pH越小。 ③碱性溶液：c(H+)1×10-7mol·L-1c(OH-), pH7，碱性越强，pH越大。 ⑶pH的适用范围 c(H+)的大小范围为：1.0×10-14mol·L-1c(H+)1mol·L-1。即pH 范围通常是0～14。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。溶液pH的测定方法 ①酸碱指示剂法：只能测出pH的范围，一般不能准确测定pH。 指示剂 甲基橙 石蕊 酚酞 变色范围pH 3.1～4.4 5.0～8.0 8.2～10.0 溶液颜色 红→橙→黄 红→紫→蓝 无色→浅红→红 ②pH试纸法：粗略测定溶液的pH