高中化学人教版 (2019)选择性必修1第二节 水的电离和溶液的pH课时训练

第二节 水的电离和溶液的pH

一、水的电离

（一）水的电离

1、电离方程式：H2OH++OH-  或  H2O+H2O H3O ++OH-

2、特点：（1）极难电离 

（2）可逆过程，吸热   

（3）25℃，水中的c(H+)=c(OH-)=1.0×10-7mol/L

（4）由水电离出的H+与OH-浓度相等，即c(H+)水=c(OH-)水

3、影响因素：（1）促进：①升温 ②加活泼金属 ③加弱碱阳离子或弱酸阴离子（即能水解的盐）④电解

            （2）抑制：①降温 ②加酸或碱  ③加强酸酸式盐

（二）水的离子积

1、定义：当水的电离达到平衡时，电离产物H+和OH-浓度之积是一个常数，称为水的离子积常数，简称水的离子积，用Kw表示。

2、表达式：Kw=c(H+)·c(OH-)

说明：①c(H+)和c(OH-)均表示整个溶液中的H+、OH-的总物质的量浓度

②Kw不仅适用于纯水，也适用于酸、碱、盐的稀溶液

酸溶液中：Kw= c(H+)酸·c(OH-)水 

碱溶液中：Kw= c(H+)水·c(OH-)碱

盐溶液中：Kw= c(H+)水·c(OH-)水

③不同溶液中的c(H+)、c(OH-)可能不同，但任何溶液中的c(H+)水=c(OH-)水

④25℃时，水中的c(H+)=c(OH-)=1.0×10-7mol/L，Kw=1.0×10-14

100℃时，水中的c(H+)=c(OH-)≈1.0×10-6mol/L，Kw=1.0×10-12

⑤Kw有单位，其单位为mol2·L-2，因其复杂通常省略

⑥Kw只与温度有关，温度升高，Kw增大，水更易电离

二、溶液的酸碱性与pH

（一）溶液酸碱性的判断：看c(H+)与c(OH-)的相对大小

当c(H+)=c(OH-)时，为中性；    当c(H+)>c(OH-)时，为酸性；   当c(H+)<c(OH-)时，为碱性

（二）酸性强弱的判断

溶液中酸性的强弱：c(H+)越大，酸性越强

酸的酸性强弱：看酸电离出的H+的难易，越容易电离出H+，酸性越强

（三）溶液酸碱性的表示方法

当c(H+)或c(OH-)大于或等于1mol/L时，用c(H+)或c(OH-)直接表示

当c(H+)或c(OH-)小于1mol/L时，用pH表示

（四）pH

1、定义：用c(H+)的负对数来表示溶液酸碱性的强弱

2、适用范围：稀溶液

3、表达式：pH=-lgc(H+) 或c(H+)=1.0×10-pHmol/L

4、意义：pH↑→碱性增强，pH↓→酸性增强

5、pH与溶液酸碱性的关系：

注：在分析c(H+)、pH与溶液的酸碱性关系时，要注意溶液的温度

（五）溶液酸碱性的测定方法

1、用pH试纸测定

（1）pH试纸的制作：是将试纸用多种酸碱指示剂的混合溶液浸透，经晾干制成的，pH试纸一般呈黄色。

（2）pH试纸的种类：①广泛pH试纸：pH范围是1-14（最常用）或1-10，所测pH都为整数

②精密pH试纸：pH范围较窄，可判别pH差值为0.2或0.3

③专用pH试纸：用于酸性、中性或碱性溶液的专用pH试纸

（3）pH试纸的使用方法：取一小块试纸放在玻璃片或表面皿或点滴板上，用洁净干燥的玻璃棒直接蘸取待测液滴在干燥的试纸上，试纸变色后，在30s内与标准比色卡比较。

标准比色卡：其颜色与光谱一致，按pH从小到大依次是：红橙黄（酸性）、绿（中性）、蓝靛紫（碱性）

（4）注意：①pH试纸不能用水润湿，否则可能使测量结果偏大、偏小、不变

       ②所测pH值一般为整数

③若某溶液具有漂白性，则不能用酸碱指示剂测定溶液的酸碱性，也不能用pH试纸测定其pH

2、用pH计：pH计也叫酸度计，有多种型号，使用方法不尽相同，可精密测量溶液的pH，可精确到小数点后两位。其量程为0-14。

3、用酸碱指示剂测定：酸碱指示剂一般是有机弱酸（或弱碱），它们的颜色变化是在一定的pH范围内发生的，因此，可以用这些弱酸、弱碱来测定溶液的pH。但只能测出pH的范围，一般不能准确测定pH的具体值。常用指示剂的变色范围和颜色变化表示如下表：

（六）溶液中pH的计算

1、单一溶液的pH计算

（1）强酸：c(酸)→c(H+)→pH

（2）强碱：c(碱)→c(OH-)     c(H+)→pH

注：对于碱而言，必须先算出c(OH-)，再算出c(H+)，再求pH值，不能直接求c(H+)

2、酸碱混合溶液的pH计算

（1）两种强酸混合：c(H+)混=

（2）两种强碱混合：c(OH-)混=

（3）强酸与强碱混合：

①若恰好完全反应，溶液呈中性，pH=7

②酸过量，c(H+)过量=

③碱过量，c(OH-)混=

特殊：强酸、强碱溶液等体积混合时pH的计算

④强酸与弱碱或强碱与弱酸等体积混合

当pH酸+pH碱=14时，若是强酸与弱碱混合，则弱碱过量，pH>7

                   若是强碱与弱酸混合，则弱酸过量，pH<7

3、稀释后溶液pH的计算

（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a<pH<a+n

（3）强碱：pH=b，加水稀释10n倍，则pH=b-n

（4）弱碱：pH=b，加水稀释10n倍，则b-n<pH<b

（七）pH的应用

1、工业   2、农业   3、科学研究    4、日常生活    5、医疗保健

三、酸碱中和滴定

（一）酸碱中和滴定的概念：

依据中和反应，用已知浓度的酸（或碱）来测定未知浓度的碱（或酸）的方法

（二）实验原理：

酸碱中和滴定的原理：H++OH-=H2O 即利用中和反应时，c(H+)酸·V酸= c(OH-)碱·V碱

则c(H+)酸=  或 c(OH-)碱=

（三）实验用品

1、仪器：酸式滴定管、碱式滴定管、滴定管夹、铁架台、锥形瓶、烧杯、pH计

2、试剂：标准液、待测液、指示剂、蒸馏水

3、滴定管的使用：

（1）构造：内径均匀，带有刻度的细长玻璃管，下端有控制液体流量的玻璃活塞（或由橡皮管、玻璃球组成的阀）

注：①滴定管的“0”刻度在上，由上向下刻度依次增大下端有一部分无刻度，全部容积大于它的最大刻度值

②滴定管的精确读数可估读到0.01

（2）用途：精确的放出一定体积的液体

4、实验步骤

（1）滴定前的准备：

①滴定管：查漏→水洗（洗液→自来水→蒸馏水）→润洗→装液→赶气泡→调液面→记录数据

②锥形瓶：水洗→装液→加指示剂

③指示剂的选择：

原则：选用变色明显、灵敏，且变色范围与酸碱恰好完全反应后溶液的pH接近，在pH突变的范围内,常用甲基橙和酚酞。“强酸滴碱甲基橙，强碱滴酸用酚酞，强酸强碱若互滴，甲基橙酚酞都可以”

变色情况：

（2）滴定：                                             边滴边振荡→滴速先快后慢→左手控制滴定管活塞， 且结束前不能离开，右手摇动锥形瓶，眼睛注视锥形瓶内溶液变化→判定终点→读数（等1-2min液面稳定后）

（3）终点判断

①滴定终点：酸碱恰好完全中和的时刻

注：恰好中和=酸碱恰好完全反应≠溶液呈中性

②判断终点的方法：等到滴入最后一滴标准液，指示剂变色，且在半分钟内不恢复原来的颜色，视为滴定终点。

                  记录此时标准液的体积。

（4）数据处理：

①酸碱中和滴定：按上述操作重复二至三次，求出所用标准液的平均值，根据公式计算

②用pH计测定待测液的pH和每加入一定量标准液之后的混合pH

以标准液体积为横坐标，以pH为纵坐标，作图（以NaOH滴定HCl为例）

                                   当接近滴定终点（pH=7）时，很少量（0.04mL，约一滴）的

                                   碱或酸就会引起溶液pH突变

（5）误差分析：

①原理： ，其中，已知量包括：，未知量只有V标，所以c测与V标成正比。

②常见误差：标准液在滴定管中的情况

（6）酸碱中和滴定的注意事项

①不能用量筒代替滴定管。滴定管的优点：一是读数精确（0.01），二是可以逐滴滴加液体。

②酸式滴定管有玻璃活塞，能与碱液发生反应：SiO2+2NaOH=Na2SiO3+H2O，Na2SiO3能将活塞粘住。

③润洗滴定管的目的是因为滴定管内壁有蒸馏水，对所装溶液有稀释作用，造成实验误差，通过润洗可减少误差。

④视线应与凹液面最低点在同一水平线上。

⑤在中和滴定过程中，标准液和待测液的盛放的位置可以颠倒，因此在误差分析中，要看清楚标准液与待测液的位置。标准液在滴定管中与标准液在锥形瓶中产生误差的情况恰好相反；在分析误差时，都只考虑滴定管中体积对浓度的影响。