第08講水的電離和溶液的pH

1號-目句目假〕

U------------

1.變化觀念與平衡思想：認識水的電離存在電離平衡，了解水的電離平衡的影響因素，知道

水的離子積常數(shù)，會分析水的電離平衡移動。了解酸堿中和滴定的原理，知道酸堿中和滴定

中溶液pH的變化是判斷滴定終點的依據(jù)，了解指示劑的選擇方法。

2.證據(jù)推理與模型認知：通過分析、推理等方法知道溶液pH的概念、溶液酸堿性與pH的

關系，建立溶液酸堿性判斷的思維模型。

3.科學探究與創(chuàng)新意識：知道酸堿中和滴定的主要儀器及用途，掌握酸堿中和滴定的實驗操

作、數(shù)據(jù)處理、誤差分析及其在定量測定中的遷移應用。

*?---------，

，，一

一、水的電離

1.水的電離

(1)水是一種極弱的電解質。

++

(2)水的電離方程式為H2O+H2O=H3O+OH,簡寫為H2O=H+OHo

(3)水的電離是吸熱過程。

2.水的離子積

+

(l)Kw表達式：2Cw=c(H)-c(OH")o

⑵Kw數(shù)值：室溫下：1x10-4；100℃時：Kw=1x10-12。

(3)除影響因素：只與溫度有關，升高溫度，Kw增大。

(4)Kw適用范圍：Kw不僅適用于純水，也適用于稀的電解質水溶液。

(5)設意義：品揭示了在任何水溶液中均存在H+和OJT,只要溫度不變，Kw不變。

3.外界條件對水的電離平衡的影響

分析下列條件的改變對水的電離平衡H2O=H++OJTAH>0的影響，并填寫下表：

改變條件平衡移動方向c(H+)c(OH-)水的電離程度Kw

升高溫度右移增大增大增大增大

加入HCl(g)左移增大減小減小不變

力口入NaOH(s)左移減小增大減小不變

加入金屬Na右移減小增大增大不變

加入NaHSO4(s)左移增大減小減小不變

4.影響水的電離平衡的因素

溫度溫度升高，水的電離平衡向正方向移動。

加酸或堿會抑制(填“促進”或“抑制”)水的電離。

加能水解的鹽可與水電離出的H+或OJT結合，使水的電離平衡正向移動。

加Na、K等活潑金屬會抑制(填“促進”或“抑制”)水的電離。

二、溶液的酸堿性與pH

1.溶液的酸堿性與氫離子、氫氧根離子濃度的關系

⑴任何水溶液中都有H+和0H，

(2)溶液的酸堿性取決于溶液中c(H+)、c(OJT)的相對大小。

'酸性溶液：c(H+)>c(OH-)

溶液的酸堿性|中性溶液：c(H+)=c(OH-)

、堿性溶液：c(H+)<c(OH")

2.溶液的pH與c(H+)及酸堿性的關系

計算公式pH=-lgc(H+)

pH越大，溶液的堿性越強；

意義

pH越小，溶液的酸性越強

pH<7,為酸性溶液；

溶液酸堿性與pH的關系(常溫下)pH=7,為中性溶液；

pH>7,為堿性溶液

適用范圍Ixl(pi4rnol-L-1<c(H+)<lmol-L1

【方法技巧】pH計算公式中c(H+)：

若強酸溶液：c(H+)=n-c(H?A)

若強堿溶液：.)=舟=而嬴而。

3.溶液酸堿性的測定方法

(1)利用pH試紙測定。使用pH試紙的正確操作為取一小塊pH試紙于干燥潔凈的玻璃片或

表面皿上，用干燥潔凈的玻璃棒蘸取試液點在試紙上，當試紙顏色變化穩(wěn)定后迅速與標準比

色卡對照，讀出pH。

①廣泛pH試紙：其pH范圍是1?14(最常用)，可以識別的pH差約為1。

②精密pH試紙：可判別0.2或0.3的pH差值。

③專用pH試紙：用于酸性、中性或堿性溶液的專用pH試紙。

(2)用pH計測量。

pH計也叫酸度計，該儀器可精密測量溶液的pH。其量程為。?14。

4.pH的應用

pH在醫(yī)療、生活、環(huán)保、農業(yè)生產和科學實驗中都有重要的應用。溶液pH的控制常常是

影響實驗結果或產品質量、產量的一個關鍵因素。

三、溶液的稀釋與pH計算

1.酸堿溶液稀釋時pH的變化圖像

(DpH相等的酸或堿溶液稀釋后溶液pH的變化示意圖

稀釋過程稀釋過程

(2)c相等的酸或堿溶液稀釋后溶液pH的變化示意圖

稀釋過程稀釋過程

可以看出無論是c相等還是pH相等，加水稀釋相同倍數(shù)pH變化大的都是強酸或強堿。

2.酸堿溶液稀釋時pH的變化

酸(pH=〃)堿(pH=。)

弱酸強酸弱堿強堿

稀釋10”倍pH<〃+〃pH=a+TIpH>/7—npH=/?一〃

無限稀釋pH趨向于7

3.溶液pH的計算

(1)單一溶液的pH計算

強酸溶液：如H“A,設濃度為cmomc(H+)=ncmol-L^1,pH=—lgc(H+)=—1g(nc)?

io-14

強堿溶液(25℃)：如設濃度為cmoLL-i,c(H+)=-^mol-L_1,pH=-lgc(H+)

=14+lg(nc)o

(2)混合溶液pH的計算類型

①兩種強酸混合：直接求出。(H+)通，再據(jù)此求pH。c(H+)混

Vi-rV2，=

②兩種強堿混合：先求出c(OJT)混，再據(jù)Kw求出c(H+)混，最后求pH。c(OH^)s=

c(or)10+c(orc)2y2

V1+V20

③強酸、強堿混合：先判斷哪種物質過量，再由下式求出溶液中H+或OIF的濃度，最后求

pH?

|c(H+)/酸一。(OIT)減

c(H+)混或c(OJT)海=

v8+w

【規(guī)律總結】

1.稀釋規(guī)律：酸、堿溶液稀釋相同倍數(shù)時，強電解質溶液比弱電解質溶液的pH變化幅度大,

但不管稀釋多少倍，最終都無限接近中性。

2.酸堿混合規(guī)律

(1)等濃度等體積一元酸與一元堿混合的溶液一“誰強顯誰性，同強顯中性”。

(2)25℃時，等體積pH之和等于14的一強一弱酸堿混合溶液——“誰弱誰過量，誰弱顯誰

性”。

(3)強酸、強堿等體積混合(25℃時)

①pH之和等于14呈中性；

②pH之和小于14呈酸性；

③pH之和大于14呈堿性。

四、酸堿中和滴定實驗

1.概念和原理

⑴概念

依據(jù)中和反應，用已知濃度的酸(或堿)來測定未知濃度的堿(或酸)的方法。

(2)原理

在中和反應中，酸提供的H+與堿提供的OFT之間的物質的量相等。即：c(H+>V酸=c(OH)V

+_c(H+)-V

堿，貝n!lJc(H)—~或c(OH)-vz#o

2.主要儀器使用

⑴儀器：滴定管，鐵架臺，滴定管夾，錐形瓶，燒杯。

hf

LE

1-1I

n

H

O

B

ab

儀器a是酸式滴定管，儀器b是堿式滴定管。精密度：0.01mLo

(2)滴定管的使用方法

①檢查儀器：使用前先檢查滴定管活塞是否漏水。

②潤洗儀器：在加入溶液之前，潔凈的滴定管要用所要盛裝的溶液潤洗2?3遍。

③加入溶液：分別將溶液加入到相應滴定管中，使液面位于滴定管0刻度線以上。

④調節(jié)起始讀數(shù)：在滴定管下放一燒杯，調節(jié)活塞，使滴定管尖嘴部分充滿溶液，然后調節(jié)

滴定管液面使其處于“0”刻度或“0”刻度以下的某一刻度。準確讀取數(shù)值并記錄。

3.主要試劑

（1）待測液；（2）標準液；（3）指示劑（一般用酚猷或甲基橙，一般不用石蕊，顏色改變不明顯）。

4.指示劑的選擇

（1）原理：由曲線可以看出，在酸、堿中和滴定過程中，溶液的pH在接近滴定終點時有一個

突變過程，在此范圍內，滴加很少的酸（或堿），溶液的pH就有很大的變化，能使指示劑的

顏色變化明顯，所以即使酚酰、甲基橙的變色不在恰好中和的pH=7的點上，但體積差距很

小，可以忽略不計。

突

變

范

圍

u10203040

V（NaOH）/mL

圖：0.1000molL-1NaOH溶液滴定20.00mL0.1000mol-L1HC1溶液的滴定曲線。

（2）酸堿指示劑法（只能測定溶液的pH范圍）

常見酸堿指示劑的變色范圍：

指示劑變色范圍（顏色與pH的關系）

石蕊<5.0紅色5.0-8.0紫色>8.0藍色

酚麟<8.2無色8.2?10。淺紅色>10.0紅色

甲基橙<3.1紅色3.1-4.4橙色>4.4黃色

【特別提醒】若滴定終點為堿性時，選擇酚醐，酸性時，選擇甲基橙，中性時，酚獻、甲基

橙都行，一般不選擇石蕊，變色現(xiàn)象不明顯。

5.滴定操作

眼睛注視錐形瓶

內溶液顏色變化

特別提醒①滴速：先快后慢，當接近終點時，應一滴一搖，甚至半滴一搖，利用錐形瓶內

壁承接尖嘴處懸掛的半滴溶液。

②終點的判斷：滴入最后一滴標準液，指示劑變色，且在半分鐘內不變回原色，視為滴定終

點。

6.數(shù)據(jù)處理

為減少實驗誤差，重復實驗2?3次，求出所用標準溶液體積的平均值，然后再計算待測液

的物質的量濃度。

五、中和滴定誤差分析

1.分析依據(jù)

c待測待測=c標準?V標準

。標準?/準

c待測=-B

v待測

c標準、丫待測均為代入定值，誤差均體現(xiàn)在v標準的大小。

2.常見的誤差分析

以用標準鹽酸滴定待測氫氧化鈉溶液為例：

步驟操作V標準c待測

酸式滴定管未用標準溶液潤洗變大偏高

堿式滴定管未用標準溶液潤洗變小偏低

洗滌

錐形瓶用待測溶液潤洗變大偏高

錐形瓶洗凈后還留有蒸儲水不變無影響

取液放出堿液的滴定管開始有氣泡，放出液體后氣泡消失變小偏低

酸式滴定管滴定前有氣泡，滴定終點時氣泡消失變大偏高

振蕩錐形瓶時部分液體濺出變小偏低

滴定部分酸液滴出錐形瓶外變大偏高

溶液顏色較淺時滴入酸液過快，停止滴定后再加一滴

變大偏高

NaOH溶液無變化

滴定前讀數(shù)正確，滴定后俯視讀數(shù)(或前仰后俯)變小偏低

讀數(shù)

滴定前讀數(shù)正確，滴定后仰視讀數(shù)(或前俯后仰)變大偏高

【歸納總結】滴定管讀數(shù)誤差分析

滴定管正確的讀數(shù)方法是視線、刻度線、凹液面最低點在同一水平線上。試分析下列圖示讀

數(shù)對滴定結果的影響：

(1)如圖I,開始仰視讀數(shù)，滴定完畢俯視讀數(shù)，滴定結果會偏小。

(2)如圖H,開始俯視讀數(shù)，滴定完畢仰視讀數(shù)，滴定結果會偏大。

--■假初翎〕

考點一外界條件對水的電離平衡的影響

例1.25℃時，水的電離達到平衡：H2OH++OH-AH>0,下列敘述正確的是

A.將水加熱，Kw增大，pH增大

c（H+）

B.向水中加入少量硫酸氫鈉固體，3~~々增大

c（0H）

C.在蒸儲水中滴加濃H2sO,，K?,不變，c（T）增大

D.向水中滴入少量NaOH濃溶液，平衡逆向移動，C（OH]降低

考點二對水的離子積常數(shù)的理解及應用

例2.水的電離常數(shù)如圖所示，下列說法錯誤的是

c(OH-)/mol-L-1

O10.10-6c（H+）/moi?LT

A.曲線上的點都符合c（H+）?c（OH尸Kw

B.圖中溫度：TI>T2

C.圖中五點Kw間的關系：B>C>A=D=E

D.若處在B點時，將0.005mol?L>的硫酸溶液與由水電離的^H^l.OxlO^mobL1的KOH

溶液等體積混合后，溶液顯中性

考點三溶液的酸堿性的判斷與pH

例3.下列敘述中正確的是

A.某溶液由水電離出來的c（H+）=10iOmol[i,則該溶液一定為堿性

B.95℃純水的pH<7,說明加熱可導致水呈酸性

C.常溫下，純堿溶液的Kw〉1。"

D.常溫下，將0.2molLi的鹽酸加水稀釋至體積為原來的兩倍，稀釋后溶液pH=l

考點四溶液稀釋pH的變化規(guī)律

例4.關于常溫下pH=2的H3PO4溶液，下列說法不正確的是

A.由水電離出的H+濃度約為1.0xlO^mol-L-1

+

B.c（H）=c（H2PO4）+2C（HPOj）+3C（PO/+C（OH（

C.加水稀釋使電離度增大，溶液pH減小

D.加入少量Na3PO,固體，溶液酸性減弱

考點五滴定操作及數(shù)據(jù)處理

例5.用O.lOOOmol/LNaOH溶液滴定待測HC1溶液，下列說法正確的是

A.堿式滴定管用蒸儲水洗滌后，加入NaOH溶液，趕出氣泡，調節(jié)液面，記錄讀數(shù)

B.用待測HC1溶液潤洗錐形瓶后，準確滴入25.00mL待測HC1溶液于錐形瓶中

C.用酚酥作指示劑，當錐形瓶中溶液由無色變紅色時停止滴定

D.其他操作正確，滴定過程中，有部分NaOH溶液滴在錐形瓶外，測定結果偏大

考點六滴定誤差分析

例6.準確移取20.00mL某待測HC1溶液于錐形瓶中，用O.lOOOmokLiNaOH溶液滴定。下

列說法正確的是

A.滴定管用蒸儲水洗滌后，裝入NaOH溶液進行滴定

B.滴定達終點時，發(fā)現(xiàn)滴定管尖嘴部分有懸滴，則測定結果偏大

C.用酚麟作指示劑，當?shù)稳胱詈笠坏稳芤海F形瓶中溶液由紅色變?yōu)闊o色且半分鐘不再改

變，即達滴定終點

D.隨著NaOH溶液滴入，錐形瓶中溶液pH由大變小

考點七中和滴定圖像（曲線）

例7.常溫下，用O.lOOOmoLLT鹽酸滴定ZOOOmLNazR溶液，溶液中H/、印^、R?一的

分布分數(shù)5隨pH變化曲線及滴定曲線如圖。下列說法正確的是

/c\CK~

已知：5R2-二7=一:一｛—-―-

72

\c（RJ+c（HR）+C（H2R）

1

A.c（Na2R）=0.lOOOmol-UB.H2R的Kal的值為10-1025

C.第一次突變，可選甲基橙作指示劑D.NaHR溶液呈酸性

-------------------

1.用0.1026mol-LT的鹽酸滴定25.00mL未知濃度的氫氧化鈉溶液，滴定達到終點時，滴定

管中的液面如圖所示，正確的讀數(shù)為

221

23-

A.22.30mLB.22.35mLC.23.65mLD.23.70mL

2.室溫下，下列各組離子在指定溶液中一定能大量共存的是

A.LOmoLL-KNC)3溶液：H+>Fe2+,Br>SO，

B.使pH試紙顯藍色的溶液：K+、Na+、S—SO：

C.水電離的c(H+)=lxlOT2moi.廠的溶液：Na+、Fe2+>CT、SO:

D.與鋁反應生成H?的溶液：Na+、Mg2\C「、SO;

3.下列關于水的電離平衡的相關說法正確的是

A.將水加熱，Kw增大，但pH不變

B.c(H+)=JTmolL的溶液一定呈中性

C.向水中加入少量硫酸氫鈉固體，溶液的c(H+)增大，Kw減小

D.向O.lmlL醋酸溶液中加水，溶液中水電離產生的c(H+)將減小

4.水的離子積常數(shù)隨著溫度的變化關系如表：

溫度/℃255075100

K/10T41.05.520.056.0

下列說法正確的是

A.純水中｛H+)的大小與溫度無關

B.水的電離度a(50℃)<a(75℃)

C.100℃時某溶液的c(OH-)=LOxlO-7moi.iji,該溶液呈中性

12

D.25℃時，O.OlmoLCNaOH溶液中，^w(H2O)=1.0xl0-

5.用一定濃度的NaOH標準溶液滴定未知濃度的醋酸溶液，下列情況會使測定的醋酸溶液

物質的量濃度偏低的是

A.堿式滴定管用蒸儲水洗凈后，直接注入NaOH標準溶液

B.錐形瓶用蒸儲水洗凈后，直接裝入未知濃度的醋酸溶液

C.滴定到終點讀數(shù)時，俯視刻度線(滴定前平視)

D.堿式滴定管尖端滴定前有氣泡，滴定后氣泡消失

6.KOH標準溶液的配制和標定，需經過KOH溶液配制，基準物質H2c2?！?凡。的稱量以

及用KOH溶液滴定等操作。下列有關說法正確的是

(J50,待測液

nH2c2O4溶液

(含指示劑)

g==.1;

甲乙

A,用經水濕潤的pH試紙測量KOH溶液的pH

B.中和滴定時，錐形瓶用所盛裝的反應液潤洗2~3次

C.用圖甲所示操作檢查堿式滴定管是否漏液

D.用圖乙所示裝置以KOH待測液滴定H2C2O4溶液

7.下列說法正確的是

A.強電解質溶液的導電能力一定比弱電解質溶液的強

B.O.lmoLLi氨水加水不斷稀釋，c(NH；)減小

C.升高溫度，純水的pH不變

D.若鹽酸中溶質濃度是醋酸中溶質濃度的2倍，則鹽酸中c(H+)也是醋酸中c(H+)的2倍

8.25℃時，對于pH相同的鹽酸與醋酸溶液，下列說法正確的是

A.水的電離程度：鹽酸＞醋酸

B.加水稀釋10倍后pH的大?。蝴}酸〉醋酸

C.與等量Zn粉反應，相同時間內產生H2的量：鹽酸〉醋酸

D,與足量NaOH溶液反應，消耗NaOH的量：鹽酸,醋酸

9.工農業(yè)生產和科學實驗中常常涉及溶液的酸堿性，生活和健康也與溶液的酸堿性有密切

關系。pH是表示溶液酸堿度的一種方法。下列說法不正確的是

A.可以用pH試紙測量溶液的pH,也可以用酸度計來測量

B.測量和調控溶液的pH,對工農業(yè)生產，科學研究都具有重要意義

C.pH試紙可測量任何溶液的pH值

D.酸堿指示劑是一些有機弱酸或弱堿，在溶液中存在電離平衡，指示劑的顏色變化在一定

pH范圍內發(fā)生

10.向25mL的滴定管中注入0.01mol-L1NaOH溶液至10.00mL刻度處，再把管中的溶

液全部放入錐形瓶中，需用15.00mL稀鹽酸才能恰好中和，則所用稀鹽酸的濃度為

A.大于0.01mol-LJ1B.等于0.01mol

C.小于0.01mol-I71D.無法確定

/二陽病的］

11.室溫時，在由水電離出的c(H+)=1.0xl0i3mol?Li的無色溶液中，一定能大量共存的離子

組是

A.K+、Na+、HCO；、ClB.K+、Fe3+>Br、Cl

C.Na+、Cl、NO］、SOtD.Al3\NH；、ChSO：

12.下列說法正確的是

A.常溫下，pH=13的溶液中，由水電離出的dOH1為lxioTmoLL-

B.常溫下，IxlOTmoLU的鹽酸pH=-lg(lxl(T8)=8

C.常溫下，當水電離出的c(H+)為ixlcL2moi/L時，此溶液的pH可能為2或12

D.常溫下，將pH=2的鹽酸和醋酸各1mL分別稀釋至100mL,所得醋酸的pH略大

+

13.在25℃時，水的電離達到平衡：H2OH+OHAH>0,下列敘述正確的是

A.向水中加入稀氨水，平衡向左移動，溶液中c(OH)降低

B.向水中加入少量固體硫酸氫鈉，溶液中c(H+)減小，Kw不變

C.向水中加入少量固體CH3coONa,溶液中C(OH)增大，平衡向左移動

D.將水加熱，Kw增大，pH減小

14.下列說法正確的是

A.0.11110卜廠1(2113€：00?：加水稀釋，溶液中c(OH)減小

B.向CH3coONa溶液中加入少量CH3coONa(s),溶液中對￡22)的值減小

C(CH3COOH)

C.lLpH=10的Na2s溶液中，發(fā)生電離的水的物質的量為104moi

D.pH=2的鹽酸與等體積的水混合后的pH=2.7(lg2=0.3)

15.向100mL0.01mol/LBa(OH)2溶液中滴加0.1mol/LNaHCO3溶液，測得溶液電導率的

變化如圖。下列說法錯誤的是

A.Ba(OH)2和NaHCCh都是強電解質

2+

B.A-B電導率下降的主要原因是發(fā)生了反應：Ba+OH-+HCO；=BaCO3；+H2O

C.B—C,溶液中的c(OH-)增大

D.A、B、C三點水的電離程度：A<B<C

16.25℃在等體積的①pH=0的H2s。4溶液，②0.05mol-Li的Ba(OH)2溶液，③pH=10的Na2s

溶液，④pH=5的NH4NO3溶液中，發(fā)生電離的水的物質的量之比是

A.1：10：1O10：109B.1：5：5x109：5x109

C.1：20：1O10：109D.1：10：104：109

17.常溫下，下列各組離子在指定溶液中一定能