水溶液(酸碱平衡)
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第五章水溶液中酸碱平衡和配位平衡-1
溶剂 酸 乙酸 苯 氯仿 萘 水 凝固点(℃) K凝(K·kg·mol-1) 沸点(℃) K沸(K·kg·mol-1) 17 5.48 -63.5 80 0 3.9 5.12 4.68 6.8 1.86 118.1 80.2 62.3 100.0 2.93 2.53 3.63 0.51
例2 纯苯的凝固点为5.40℃，0.322g萘溶于80g苯，配 制成的溶液的凝固点为5.24℃。已知苯的K凝值为5.12， 求萘的摩尔质量。
i c R T
Tb K b m i Tf K f m i
强电解质溶液浓度越低，越接近于“全部电离”？
强电解质溶液中的离子氛
溶解机理
离子氛
总结
稀溶液的依数性
• 只与溶液浓度有关，与溶质种类无关； 只与溶液浓度有关 与溶质种类无关； • 根本原因是溶液比纯溶剂蒸气压下降；
•桑拿为什么பைடு நூலகம்(缺氧)? 为什么夏天的雨天叫桑拿天?
• 凝固--温度降低，液体分子平均动能下降，分子间
滑动停止，失去流动性形成固体；发生凝固的温度 为该物质的凝固点；
• 熔化--温度升高，固体变成了液体；对应的温度为 该物质的熔点。 • 物质熔点的高低主要取决于物质内部微粒之间的 相互作用力--范德华力、氢键； • 升华--直接由固态变为气态的过程； • 凝华--气态分子也会撞击固体的表面并在其表面停
第5章 水溶液中的酸碱和配位平衡
上海交通大学化学化工学院 大学化学教研室
学习目标
• 了解水的结构和性质； • 掌握水的相图、稀溶液的依数性： 掌握水的相图 稀溶液的依数性 蒸汽压下降（水的饱和
蒸气压、相对湿度）、沸点升高、凝固点下降、渗透压
• 熟悉各种酸碱理论对于酸 熟悉各种酸碱理论对于酸、碱的定义及弱电解质解离 碱的定义及弱电解质解离 平衡的计算，能够用合适的公式计算各种体系的pH值； • 掌握缓冲溶液的组成、原理和计算； 掌握缓冲溶液的组成 原 和计算 • 熟练掌握各种体系下沉淀的生成、溶解及沉淀平衡的 移动； • 掌握配位化合物结构，简单认识配位平衡；
例2 纯苯的凝固点为5.40℃，0.322g萘溶于80g苯，配 制成的溶液的凝固点为5.24℃。已知苯的K凝值为5.12， 求萘的摩尔质量。
i c R T
Tb K b m i Tf K f m i
强电解质溶液浓度越低，越接近于“全部电离”？
强电解质溶液中的离子氛
溶解机理
离子氛
总结
稀溶液的依数性
• 只与溶液浓度有关，与溶质种类无关； 只与溶液浓度有关 与溶质种类无关； • 根本原因是溶液比纯溶剂蒸气压下降；
•桑拿为什么பைடு நூலகம்(缺氧)? 为什么夏天的雨天叫桑拿天?
• 凝固--温度降低，液体分子平均动能下降，分子间
滑动停止，失去流动性形成固体；发生凝固的温度 为该物质的凝固点；
• 熔化--温度升高，固体变成了液体；对应的温度为 该物质的熔点。 • 物质熔点的高低主要取决于物质内部微粒之间的 相互作用力--范德华力、氢键； • 升华--直接由固态变为气态的过程； • 凝华--气态分子也会撞击固体的表面并在其表面停
第5章 水溶液中的酸碱和配位平衡
上海交通大学化学化工学院 大学化学教研室
学习目标
• 了解水的结构和性质； • 掌握水的相图、稀溶液的依数性： 掌握水的相图 稀溶液的依数性 蒸汽压下降（水的饱和
蒸气压、相对湿度）、沸点升高、凝固点下降、渗透压
• 熟悉各种酸碱理论对于酸 熟悉各种酸碱理论对于酸、碱的定义及弱电解质解离 碱的定义及弱电解质解离 平衡的计算，能够用合适的公式计算各种体系的pH值； • 掌握缓冲溶液的组成、原理和计算； 掌握缓冲溶液的组成 原 和计算 • 熟练掌握各种体系下沉淀的生成、溶解及沉淀平衡的 移动； • 掌握配位化合物结构，简单认识配位平衡；
酸碱平衡及其PH值计算
c(H 3O ) c(NH 3 )
c(
NH
4
)
5.6
1010
HS- + H2O
H3O+ + S2-
K
a
(HS
)
c(H 3O ) c(S c(HS )
2
)
7.1 1015
K
a
越大，酸的强度越大,由
K
a
(HAc)
＞
K
a
(NH
4
)
＞
K
a
(HS
由二级平衡: HS平衡浓度: 1.1 10-4
H+ + S2-
1.1 10-4
y
K1/K2>102 可做一元
弱酸处理
Ka2 = [H+][S2-]/[HS-] = 7.1 10-15 y = Ka2 = [S2-] = 7.1 10-15
酸根离子浓度 近似等于二级
电离常数
结论:
多元弱酸中,若K1K2K3…,通常K1/K2>102,求[H+] 时, 可做一元弱酸处理。
加入1滴(0.05ml) 1mol·L-1 NaOH
50ml纯水pH = 7
pH = 3
pH = 11
50mLHAc—NaAc
[c(HAc)=c(NaAc)=0.10mol·L-1]
pH = 4.74
pH = 4.73
pH = 4.75
缓冲溶液：具有能保持本身pH值相对稳定性能的溶液 (也就是不因加入少量强酸或强碱而显著改变pH值的溶液)。
称为碱的解离常数。K
b
越大，碱的强度越大。一
水溶液平衡知识点总结
水溶液平衡知识点总结一、酸碱平衡1. 酸碱的定义酸碱是化学中常见的概念。
根据布朗斯特德酸碱理论，酸是能够给出质子（H+）的物质，而碱是能够接受质子的物质。
根据路易斯酸碱理论，酸是能够接受电子对的物质，而碱是能够给出电子对的物质。
2. 酸碱中的pH值在水溶液中，pH值是描述酸碱性的指标。
pH值的定义是负对数形式的氢离子浓度，通常在0到14的范围内。
pH值小于7表示溶液是酸性的，而pH值大于7表示溶液是碱性的。
pH值等于7表示溶液是中性的。
3. 酸碱中的离子平衡在水溶液中，酸碱反应会导致离子的生成和消耗。
例如，强酸会把水分子中的质子释放出来，形成氢离子（H+），而碱会接受氢离子并形成氢氧根离子（OH-）。
酸碱中的离子平衡是描述溶液酸碱性质的重要概念。
4. 酸碱中的平衡常数酸碱中的平衡常数（Ka和Kb）是描述酸碱反应强弱的指标。
Ka是酸的解离常数，描述酸在水溶液中的解离程度。
Kb是碱的电离常数，描述碱在水溶液中的电离程度。
平衡常数越大，表示酸碱反应越倾向于向右进行。
二、络合平衡1.络合物的定义络合物是指由中心金属离子和一个或多个配体（通常是有机分子）形成的化合物。
络合物在生物体内发挥着重要的作用，比如血红蛋白中的铁离子和配体之间就形成了络合物。
2.络合物的平衡在络合反应中，络合物通常会形成动态平衡。
络合反应的平衡常数（Kf）描述了络合物的形成程度和平衡状态。
Kf越大，表示络合物的形成程度越高。
3.络合物的溶解度平衡络合物的溶解度平衡是描述络合物在水溶液中的溶解程度和稳定性的概念。
络合物的溶解度和离解程度会受到络合平衡和酸碱平衡的影响。
三、溶解度平衡1.溶解度的定义溶解度是描述固体在溶液中溶解的程度。
通常用溶解度积（Ksp）来表示。
Ksp是固体溶解度的平衡常数，描述了固体溶解在水溶液中的程度和平衡状态。
Ksp越大，表示固体溶解程度越高。
2.共沉淀与共沉淀平衡在溶解度平衡中，当两种离子在溶液中的产生共沉淀时，称为共沉淀反应。
溶液中化学平衡(1)-酸碱电离平衡
K
a1
K
b3
K
a2
K
b2
K
a3
K
b1
K
w
22
Kb3
KW Ka1
1.0 1014 7.6 103
1.31012
K
a2
K
b3
23
3. 解离度和稀释定律
K a，K b是在弱电解质溶液体系中的一种平衡常数，不受浓度影
响，而浓度对解离度有影响，浓度越稀，其解离度越大。
如果弱电解质AB，溶液的浓度为c0，解离度为α。
HAc + OHNaAc的水解反应
H2O + Ac-
H2O + Ac- HAc + OH-
酸碱反应总是由较强的酸与较强的碱
作用，向着生成相对较弱的酸和较弱
的碱的方向进行。
12
4.2.2 酸碱的相对强弱
1.水的离子积常数
作为溶剂的纯水，其分子与分子之间也有质子的传递
H2O +H2O
H3O+ + OH-
例如0.10mol.L-1HAc的解离度是1.32%， 则溶液中各离子浓度是 c (H+)=c (Ac-)
=0.10×1.32%=0.00132mol.L-1。
2
4.1.2 活度与活度系数
强电解质的解离度并没有达到100%。这 主要是由于离子参加化学反应的有效浓度要 比实际浓度低。 离子的有效浓度称为活度。
a3
c(H )c(PO43 ) c(HPO42 )
4.4 1013
三种酸的强度为：H3PO4 ＞H2PO4- ＞HPO42--
20
21
磷酸各级共轭碱的解离常数分别为：
水溶液中的离子平衡知识点总结
水溶液中的离子平衡知识点总结在一定条件下，水分子自身也会发生电离，形成氢离子（H+）和氢氧根离子（OH-），这个过程称为水的电离平衡。
水的电离常数（Kw）是描述这个平衡的常数，它等于氢离子浓度和氢氧根离子浓度的乘积，即Kw=[H+][OH-]。
2、pH值和酸碱性：pH值是衡量溶液酸碱性的指标，它等于负的以10为底的氢离子浓度的对数，即pH=-log[H+]。
pH值越小，溶液越酸；pH值越大，溶液越碱。
中性溶液的pH值为7.3、酸碱指示剂：酸碱指示剂是一种能够根据溶液酸碱性变化颜色的物质。
常见的酸碱指示剂有酚酞、甲基橙、溴甲酚等。
4、酸碱反应：酸和碱在一定条件下可以发生中和反应，生成盐和水。
酸和碱的强弱可以通过它们的电离程度和pH值来判断。
强酸和强碱的电离程度高，pH值低；弱酸和弱碱的电离程度低，pH值高。
5、酸碱滴定：酸碱滴定是一种通过滴加一种酸或碱来确定另一种酸或碱浓度的方法。
滴定过程中使用的指示剂可以根据溶液的酸碱性变化颜色，从而确定滴定终点。
常见的酸碱滴定有酸度计滴定和碱度计滴定。
6、酸碱平衡的影响因素：影响酸碱平衡的因素包括温度、浓度、溶液中其他离子的影响等。
在一定条件下，这些因素可以改变酸碱平衡的位置和强度。
水的离子积Kw是指在特定温度下水中[H+]和[OH-]浓度的乘积，当温度为25℃时，[H+]和[OH-]的浓度均为10mol/L，因此Kw的值为1×10^-14.Kw只与温度有关，温度一定则Kw值不变。
Kw不仅适用于纯水，也适用于任何溶液，包括酸、碱和盐。
水电离具有可逆、吸热和极弱的特点。
外界因素会影响水电离的平衡，包括酸、碱、温度和易水解的盐。
酸、碱会抑制水的电离，易水解的盐会促进水的电离。
而温度则会促进水的电离，因为水的电离是吸热的。
溶液的酸碱性可以用pH值来表示，pH=-lgc[H+]。
pH值可以通过酸碱指示剂和pH试纸来测定。
酸碱指示剂包括甲基橙、石蕊和酚酞，它们的变色范围分别为3.1~4.4、5.0~8.0和8.2~10.0.pH试纸的使用方法是将玻璃棒蘸取未知液体在试纸上，然后与标准比色卡对比即可。
分析化学4-2(2)
H2O
H+ +AH + + OH -
质子条件: [H+] = Ca + [OH-]
[H ]2 C[H ] Kw 0
精确式
[H ] Ca Ca2 4Kw 2
当Ca ＞ 10-6 mol/L，忽略水的解离
[H ] Ca
近似式***
例 计算2×10－7mol/LHCl溶液的pH
解： 由于浓度很稀，由（3－10）式得
解一元二次方程即可。
H Ka Ka2 4Ca Ka 2
一元弱酸(HA)的[H+]的计算
精确表达式 [H ] Ka[HA] Kw
若: Kac≧20Kw
c/Ka≧400（即忽略HA的解离)
则ca-[H+]≈ca
得最简式:
[H ] Kaca
对于极弱极稀的酸溶液
由于CaKa<20Kw ，因此不能忽略水离解出来的H+ ， 即 Kw 项不能忽略。
第三节 水溶液中酸碱平衡的处理方法
1.物料平衡(MBE):各型体的平衡浓度之和等于其 分析浓度.
2.电荷平衡(CBE): 溶液中正离子所带正电荷的总 数等于负离子所带负电荷的总数.(电中性原则)
3.质子条件(PCE): 溶液中酸失去质子的数目等于 碱得到质子的数目.
1.物料平衡方程，简称物料平衡 用MBE表示。在一个化学平衡体系中，某
酸型
碱型
零水准
零水准
得质子产物
失质子产物
质子条件式: [H+] = [A-] + [OH -]
例2：Na2HPO4溶液水溶液的质子条件式
得失质子数示意图：
[H+]＋[H2PO4－]+ 2[H3PO4]=[ OH-]+[PO43-]
H+ +AH + + OH -
质子条件: [H+] = Ca + [OH-]
[H ]2 C[H ] Kw 0
精确式
[H ] Ca Ca2 4Kw 2
当Ca ＞ 10-6 mol/L，忽略水的解离
[H ] Ca
近似式***
例 计算2×10－7mol/LHCl溶液的pH
解： 由于浓度很稀，由（3－10）式得
解一元二次方程即可。
H Ka Ka2 4Ca Ka 2
一元弱酸(HA)的[H+]的计算
精确表达式 [H ] Ka[HA] Kw
若: Kac≧20Kw
c/Ka≧400（即忽略HA的解离)
则ca-[H+]≈ca
得最简式:
[H ] Kaca
对于极弱极稀的酸溶液
由于CaKa<20Kw ，因此不能忽略水离解出来的H+ ， 即 Kw 项不能忽略。
第三节 水溶液中酸碱平衡的处理方法
1.物料平衡(MBE):各型体的平衡浓度之和等于其 分析浓度.
2.电荷平衡(CBE): 溶液中正离子所带正电荷的总 数等于负离子所带负电荷的总数.(电中性原则)
3.质子条件(PCE): 溶液中酸失去质子的数目等于 碱得到质子的数目.
1.物料平衡方程，简称物料平衡 用MBE表示。在一个化学平衡体系中，某
酸型
碱型
零水准
零水准
得质子产物
失质子产物
质子条件式: [H+] = [A-] + [OH -]
例2：Na2HPO4溶液水溶液的质子条件式
得失质子数示意图：
[H+]＋[H2PO4－]+ 2[H3PO4]=[ OH-]+[PO43-]
水溶液中的酸碱平衡.
④ Ka•Kb = [H+][OH-]=Kw=10-14 (3—2)
注意：多元酸、碱的离解常数的Ka、
Kb对应关系
H3PO4
H2PO4 - + H+
Ka1
Kb3
H2PO4-
HPO42- + H+
Ka2
Kb2
HPO42-
PO43- + H+
Ka3
Kb1
多 元 酸 碱 在 水 中 逐 级 离 解 ， 强 度
概念和关系式：
（ a ）“共轭酸碱对” ：因一个质子的得失 而互相转变的每一对酸碱。
（ b）“酸碱半反应” ：各个共轭酸碱对的 质子得失反应。
例如：弱酸、弱碱的离解以及盐类的水解等等。
醋酸在水中的离解：
半反应1 HAc（酸1）
Ac- （碱1） + H+
半反应2 H+ + H2O（碱2）
H3O+（酸2）
HAc（酸1） + H2O （碱2）
H3O+（酸2） + Ac- （碱1）
共轭酸碱对
氨在水中的离解：
半反应1 半反应2
NH3（碱1）+ H+ H2O（酸2）
NH4+（酸1） OH-（碱2）+ H+
NH3（碱1） + H2O （酸2）
OH- （碱2） + NH4+ （酸1）
共轭酸碱对
（c）水的质子自递反应及其常数 水溶液中
0.064mol / L
2.3 多元酸溶液
H2C2O4
HC2O4-+ H+
HC2O4-
C2O42- + H+
注意：多元酸、碱的离解常数的Ka、
Kb对应关系
H3PO4
H2PO4 - + H+
Ka1
Kb3
H2PO4-
HPO42- + H+
Ka2
Kb2
HPO42-
PO43- + H+
Ka3
Kb1
多 元 酸 碱 在 水 中 逐 级 离 解 ， 强 度
概念和关系式：
（ a ）“共轭酸碱对” ：因一个质子的得失 而互相转变的每一对酸碱。
（ b）“酸碱半反应” ：各个共轭酸碱对的 质子得失反应。
例如：弱酸、弱碱的离解以及盐类的水解等等。
醋酸在水中的离解：
半反应1 HAc（酸1）
Ac- （碱1） + H+
半反应2 H+ + H2O（碱2）
H3O+（酸2）
HAc（酸1） + H2O （碱2）
H3O+（酸2） + Ac- （碱1）
共轭酸碱对
氨在水中的离解：
半反应1 半反应2
NH3（碱1）+ H+ H2O（酸2）
NH4+（酸1） OH-（碱2）+ H+
NH3（碱1） + H2O （酸2）
OH- （碱2） + NH4+ （酸1）
共轭酸碱对
（c）水的质子自递反应及其常数 水溶液中
0.064mol / L
2.3 多元酸溶液
H2C2O4
HC2O4-+ H+
HC2O4-
C2O42- + H+
第二节 水溶液中弱酸(碱)各型体的分布
1
1 [ Ac ]
[H
[H
]
a
] K
[ HAc ]
Ac
HAc
1
说 明
(1)
从上式知，已知HAc酸的pH和cHAc，
便可求出HAc, A-, [HAc], [A-]
(2)
计算不同pH值时的HAc和A- ，以为 通过控制溶液的酸度可得到所需的型
纵坐标，pH为横坐标，可得-pH曲线。
型体的实际浓度称为平衡浓度。 单位：mol.L-1 表示：[ ] 例如：[HAc]
3. 分析浓度与平衡浓度的关系
溶质各型体的平衡浓度之和等于其分析
浓度。 例如：当溶质HAc与溶剂间发生质子转 移反应达到平衡时，溶质HAc则以HAc 和Ac－两种型体存在。此时HAc和Ac－的 实际浓度称为HAc和Ac－的平衡浓度。那 么： cHAc =[HAc]+[ Ac－ ]
第二节
水溶液中弱酸(碱)各型体的分布
一、处理水溶液中酸碱平衡的方法
（一）分析浓度和平衡浓度 1. 分析浓度：
指单位体积的溶液中含有某种溶质的 物质的量。 包括：已离解的溶质的浓度和未离解溶质 的浓度。 单位：mol.L-1 表示：c
2. 平衡浓度
指平衡状态时，溶液中溶质存在的各种
PBE：[H2PO4- ]+2[H3PO4 ]+[H+]=[NH3]+[PO43- ]+[OH-]
练习：写出下列物质的质子条件式。 (1)NH4CN (2)Na2CO3 (3)(NH4)2HPO4
解： (1) [H+] + [HCN] = [NH3] + [OH-] (2) [H+] + [HCO3-] +2[H2CO3]= [OH-]
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＋ ＋ ＋ ＋ ＋ ＋
③强酸、强碱混合 a．恰好完全中和：pH＝7 [H＋]酸V酸－[OH－]碱V碱 ＋ b．酸过量：[H ]混＝ V酸＋V碱 [OH－]碱V碱－[H＋]酸V酸 － c．碱过量：[OH ]混＝ V酸＋V碱 Kw [H ]混＝ [OH－]混
＋
名师提示
(1)强酸(或强碱)溶液稀释后性质不会改变，
＋ －
解析
本题综合考查了水的电离平衡的影响因素，应从
温度、H＋浓度、OH－浓度对电离平衡的影响进行综合分 析。温度升高电离程度增大，[H＋]增大，但纯水中[H＋]＝ [OH－]；向水中加入KHSO4，H＋浓度增大，抑制水的电离； NaHCO3能水解，促进水的电离。
答案
C
考点2
中和滴定指示剂的选择及误差分析
1.指示剂的选择 (1)常用指示剂的变色范围
(2)常见滴定类型中指示剂的选择 ①强酸与弱碱滴定结果溶液呈酸性，可选用甲基橙为指 示剂(变色点pH＝4.4)；②强碱与弱酸滴定结果溶液呈碱 性，可选用酚酞为指示剂(变色点pH＝8.2)；③强酸与强碱 滴定结果为中性，两种指示剂均可。
2．中和滴定的误差分析 (1)原理 依据原理c(标准)· V(标准)＝c(待测)· V(待测)，所以c(待测) c标准· V标准 ＝ ，因c(标准)与V(待测)已确定，因此只要分 V待测 析出不正确操作引起V(标准)的变化，即分析出结果。
[答案] 不相同。醋酸溶液中水的电离程度大，NaOH 溶液和盐酸溶液水的电离程度相同。
即时训练1
水的电离过程为H2O ＋OH ，在不 H
＋
－
同温度下其平衡常数为Kw(25 ℃)＝1.0×10－14，Kw(35 ℃)＝ 2.1×10－14。下列叙述正确的是( )
A．c(H＋)随着温度的升高而降低 B．35 ℃时，纯水中[H ]>[OH ] C．向水中加入KHSO4溶液会抑制水的电离 D．向水中加入NaHCO3溶液会抑制水的电离
解析
若开始正确，滴定结束后平视时，读出的读数应
为正确读数；仰视时，将液面看低，使读数变大，最终得出 溶液的体积变大；俯视时，将液面看高，使读出的读数变 小，得出溶液的体积变小。
答案
A
规律技巧
方法攻略
溶液pH的计算 1．总体原则 (1)若溶液为酸性，先求[H＋]，再求pH＝－lg[H＋]。 (2)若溶液为碱性，先求[OH－]，再求[H＋]＝Kw/[OH－]， 最后求pH。
－1
，故pH＝6时溶液呈中性，此条件下，如果pH＝7，溶液
显碱性。
三、酸碱中和滴定 1．概念 利用酸碱中和反应，用已知浓度酸(或碱)来测定未知浓 度的碱(或酸)的实验方法。
2．实验用品 (1)仪器：酸式滴定管(如图A)、碱式滴定管(如图B)、滴 定管夹、铁架台、烧杯、锥形瓶。
(2)试剂：标准液、待测液、指示剂、蒸馏水。 (3)滴定管的使用 ①酸性、氧化性的试剂一般用酸式滴定管，因为酸和氧 化性物质易腐蚀橡胶； ②碱性的试剂一般用碱式滴定管，因为碱易腐蚀玻璃， 致使玻璃活塞无法打开。
第三部分 必修2＋选修4
第八章 物质在水溶液中的行为
第1讲
水溶液
酸碱中和滴定
回归教材
考点导析
课堂演练
双基限时练
高考解读
考点预测
回归教材
夯实基础
一、水的电离 1．写出水的电离方程式H2O ＋＋OH－，ΔH>0。 H 2．水的离子积常数Kw＝[H＋][OH－]，室温下Kw＝ 1.0×10
2．类型及方法 (1)酸、碱溶液pH的计算方法。 ①强酸溶液：如HnA，设浓度为cmol· －1，[H＋]＝ L ncmol· －1，pH＝－lg[H＋]＝－lg(nc)。 L ②强碱溶液：如B(OH)n，设浓度为cmol· 1，[H ]＝ L 10－14 mol· －1，pH＝－lg[H＋]＝14＋lg(nc)。 L nc
－14
mol2· 2。 L
－
(1)适用范围：Kw不仅适用于纯水，也适用于稀的水溶 液。 (2)影响因素：只与温度有关，当温度升高时，Kw会变 大。
1.水的离子积常数Kw＝[H＋][OH－]中H＋和OH－一定是水电 离出来的吗？为什么？
答案
－
不一定。水的离子积常数，实质上是溶液中的H＋
＋ －
和OH 浓度的乘积，不一定是水电离出的H 和OH 浓度的乘 积。任何水溶液都存在Kw＝[H ][OH ]。
＋ －
二、溶液的酸碱性与pH 1．溶液的酸碱性 溶液的酸碱性取决于溶液中[H＋]与[OH－]相对大小 [H＋]＝[OH－]，溶液呈中性； [H ]>[OH ]，溶液呈酸性，[H ]越大酸性越强； [H＋]<[OH－]，溶液呈碱性，[OH－]越大碱性越强。
＋ － ＋
2．溶液的pH (1)定义：pH＝－lg[H＋]。 (2)适用范围：[H＋]或[OH－]≤1.0mol· －1，pH的范围 L 0～14。 (3)意义：表示溶液酸碱性的强弱，pH越小，溶液酸性 越强，pH越大，溶液碱性越强。 25 ℃时，中性溶液pH＝7，酸性溶液pH<7，碱性溶液 pH>7(填“>”“＝”或“<”)。
3．实验操作(以标准盐酸滴定待测NaOH溶液) (1)滴定前的准备 滴定管：查漏→洗涤→润洗→装液→调液面→记录。 (2)滴定 左手控制酸式滴定管的玻璃活塞，右手摇动锥形瓶，眼 睛注视锥形瓶内溶液颜色变化，滴定终点时，记录标准液的 体积。
4．数据处理 将上述操作重复二至三次，求出用去标准盐酸的体积平 cHCl×VHCl 均值，根据c(NaOH)＝ 计算。 VNaOH
－
[答案] B
【互动探究2】 示剂？
若题中盐酸改为醋酸，应选择什么指
[答案] 醋酸滴定氢氧化钠溶液，达到终点时，溶液呈 碱性，应选择酚酞作指示剂。
即时训练2 用滴定管进行滴定时，若开始读数时，方 法正确，在滴定结束，读液体体积时，平视时读出溶液的体 积为nmL，仰视时读出溶液的体积为xmL，俯视时读出溶液 的体积为ymL，则x，n，y三者的关系正确的是( A．x>n>y C．y＝n>x B．y>n>x D．n>x>y )
－ ＋
＋
]，则二者物质的量浓度相同。
[答案] D
[归纳反思]
温度相同时，[H ](或[OH ])相同的酸(或
＋
－
碱)对水的电离抑制程度相同，且[H＋](或[OH－])越大，对水 的电离抑制程度就越大。
【互动探究1】
均为0.1mol· 1的NaOH溶液、盐酸、 L
－
醋酸中水电离出的[H＋]相同吗？为什么？
②H2SO4，③CH3COOH，④HCl，当由水电离出的[H＋]相 同时，以上四种溶液物质的量浓度由大到小的顺序是( A．③>①>④>② C．②>①＝④>③ B．③>④>①＝② D．③>①＝④>② )
[解析]由于水电离出的[H ]相等，则以上溶液中酸自身 电离出的[H＋]与碱自身电离出的[OH－]相等。由于 CH3COOH是弱酸，电离出相同浓度的H＋，CH3COOH溶液 的浓度最大，而H2SO4是二元强酸，其物质的量浓度最小。 盐酸和NaOH分别为一元强酸和一元强碱，若[H ]＝[OH
＋ ＋ －
]H2O通常忽略。
(3)水的离子积常数揭示了在任何水溶液中均存在水的电 离平衡，都有H＋和OH－共存，只是相对含量不同而已。并 且在稀酸或稀碱溶液中，当温度为25 ℃时，Kw＝[H＋]· －] [OH ＝1×10－14mol2· －2仍为同一常数。 L
2．影响水电离平衡的因素 (1)温度：由于水的电离吸热，温度越高，水的电离程度 越大，Kw越大，但仍为中性。 (2)酸、碱：在纯水中加入酸或碱，酸或碱电离出的H＋ 或OH ，会使水的电离平衡左移，从而抑制水的电离，但Kw 不变。
3.实验中滴定管和量筒的读数有何区别？
答案
二者的区别主要有两点：(1)滴定管0刻度在上
方，因此仰视读数，结果偏大，俯视读数，结果偏小；量筒 的最小刻度在下方，因此仰视读数，结果偏小，俯视读数， 结果偏大。(2)记录数据时，滴定管的读数应记录到小数点后 两位有效数字，如15.00mL；量筒的读数记录到小数点后一 位有效数字，如15.0mL。
3．pH的测定 (1)用pH试纸测定 把小块pH试纸放在表面皿(或玻璃片)上，用玻璃棒蘸取 待测液点在试纸的中部，试纸变色后，与标准比色卡比较来 确定溶液的pH。
名师提示
pH试纸使用时不能用蒸馏水润湿。
(2)用pH计测定 使用pH计能直接测定溶液的pH。
2.pH＝7的溶液一定呈中性吗？为什么？
－ ＋
(2)酸、碱混合溶液pH的计算 ①两强酸混合：直接求[H ]混，代入公式pH＝－lg[H ]混 计算。 [H ]1V1＋[H ]2V2 ＋ [H ]混＝ V1＋V2 ②两强碱混合：先求[OH－]混，再根据Kw＝[H＋]· －] [OH 计算，求[H ]混，由[H ]混求pH。 [OH－]1V1＋[OH－]2V2 － [OH ]混＝ V1＋V2
(2)常见误差 以标准酸溶液滴定未知浓度的碱(酚酞作指示剂)为例， 常见的因操作不正确而引起的误差有：
名师提示 ≠溶液呈中性。
(1)恰好中和＝滴定终点＝酸碱恰好完全反应
(2)在酸碱中和滴定误差分析中，要看清标准液与待测液 的位置。标准液在滴定管中与标准液在锥形瓶中产生的误差 情况相反。酸碱反应时，达到滴定终点溶液不一定呈中性。
酸稀释后pH增大，但不会超过7，碱稀释后pH减小，但pH 不会小于7。 (2)pH相同的强酸与弱酸(或强碱与弱碱)，稀释相同的倍 数，强酸(或强碱)pH变化大，弱酸(或弱碱)pH变化小。
【典例1】
答案
不一定。中性溶液是指[H ]＝[OH ]的溶液，常
＋
－
温时，Kw＝1×10－14mol2· －2，[H＋]＝[OH－]＝1×10－7mol· L L
③强酸、强碱混合 a．恰好完全中和：pH＝7 [H＋]酸V酸－[OH－]碱V碱 ＋ b．酸过量：[H ]混＝ V酸＋V碱 [OH－]碱V碱－[H＋]酸V酸 － c．碱过量：[OH ]混＝ V酸＋V碱 Kw [H ]混＝ [OH－]混
＋
名师提示
(1)强酸(或强碱)溶液稀释后性质不会改变，
＋ －
解析
本题综合考查了水的电离平衡的影响因素，应从
温度、H＋浓度、OH－浓度对电离平衡的影响进行综合分 析。温度升高电离程度增大，[H＋]增大，但纯水中[H＋]＝ [OH－]；向水中加入KHSO4，H＋浓度增大，抑制水的电离； NaHCO3能水解，促进水的电离。
答案
C
考点2
中和滴定指示剂的选择及误差分析
1.指示剂的选择 (1)常用指示剂的变色范围
(2)常见滴定类型中指示剂的选择 ①强酸与弱碱滴定结果溶液呈酸性，可选用甲基橙为指 示剂(变色点pH＝4.4)；②强碱与弱酸滴定结果溶液呈碱 性，可选用酚酞为指示剂(变色点pH＝8.2)；③强酸与强碱 滴定结果为中性，两种指示剂均可。
2．中和滴定的误差分析 (1)原理 依据原理c(标准)· V(标准)＝c(待测)· V(待测)，所以c(待测) c标准· V标准 ＝ ，因c(标准)与V(待测)已确定，因此只要分 V待测 析出不正确操作引起V(标准)的变化，即分析出结果。
[答案] 不相同。醋酸溶液中水的电离程度大，NaOH 溶液和盐酸溶液水的电离程度相同。
即时训练1
水的电离过程为H2O ＋OH ，在不 H
＋
－
同温度下其平衡常数为Kw(25 ℃)＝1.0×10－14，Kw(35 ℃)＝ 2.1×10－14。下列叙述正确的是( )
A．c(H＋)随着温度的升高而降低 B．35 ℃时，纯水中[H ]>[OH ] C．向水中加入KHSO4溶液会抑制水的电离 D．向水中加入NaHCO3溶液会抑制水的电离
解析
若开始正确，滴定结束后平视时，读出的读数应
为正确读数；仰视时，将液面看低，使读数变大，最终得出 溶液的体积变大；俯视时，将液面看高，使读出的读数变 小，得出溶液的体积变小。
答案
A
规律技巧
方法攻略
溶液pH的计算 1．总体原则 (1)若溶液为酸性，先求[H＋]，再求pH＝－lg[H＋]。 (2)若溶液为碱性，先求[OH－]，再求[H＋]＝Kw/[OH－]， 最后求pH。
－1
，故pH＝6时溶液呈中性，此条件下，如果pH＝7，溶液
显碱性。
三、酸碱中和滴定 1．概念 利用酸碱中和反应，用已知浓度酸(或碱)来测定未知浓 度的碱(或酸)的实验方法。
2．实验用品 (1)仪器：酸式滴定管(如图A)、碱式滴定管(如图B)、滴 定管夹、铁架台、烧杯、锥形瓶。
(2)试剂：标准液、待测液、指示剂、蒸馏水。 (3)滴定管的使用 ①酸性、氧化性的试剂一般用酸式滴定管，因为酸和氧 化性物质易腐蚀橡胶； ②碱性的试剂一般用碱式滴定管，因为碱易腐蚀玻璃， 致使玻璃活塞无法打开。
第三部分 必修2＋选修4
第八章 物质在水溶液中的行为
第1讲
水溶液
酸碱中和滴定
回归教材
考点导析
课堂演练
双基限时练
高考解读
考点预测
回归教材
夯实基础
一、水的电离 1．写出水的电离方程式H2O ＋＋OH－，ΔH>0。 H 2．水的离子积常数Kw＝[H＋][OH－]，室温下Kw＝ 1.0×10
2．类型及方法 (1)酸、碱溶液pH的计算方法。 ①强酸溶液：如HnA，设浓度为cmol· －1，[H＋]＝ L ncmol· －1，pH＝－lg[H＋]＝－lg(nc)。 L ②强碱溶液：如B(OH)n，设浓度为cmol· 1，[H ]＝ L 10－14 mol· －1，pH＝－lg[H＋]＝14＋lg(nc)。 L nc
－14
mol2· 2。 L
－
(1)适用范围：Kw不仅适用于纯水，也适用于稀的水溶 液。 (2)影响因素：只与温度有关，当温度升高时，Kw会变 大。
1.水的离子积常数Kw＝[H＋][OH－]中H＋和OH－一定是水电 离出来的吗？为什么？
答案
－
不一定。水的离子积常数，实质上是溶液中的H＋
＋ －
和OH 浓度的乘积，不一定是水电离出的H 和OH 浓度的乘 积。任何水溶液都存在Kw＝[H ][OH ]。
＋ －
二、溶液的酸碱性与pH 1．溶液的酸碱性 溶液的酸碱性取决于溶液中[H＋]与[OH－]相对大小 [H＋]＝[OH－]，溶液呈中性； [H ]>[OH ]，溶液呈酸性，[H ]越大酸性越强； [H＋]<[OH－]，溶液呈碱性，[OH－]越大碱性越强。
＋ － ＋
2．溶液的pH (1)定义：pH＝－lg[H＋]。 (2)适用范围：[H＋]或[OH－]≤1.0mol· －1，pH的范围 L 0～14。 (3)意义：表示溶液酸碱性的强弱，pH越小，溶液酸性 越强，pH越大，溶液碱性越强。 25 ℃时，中性溶液pH＝7，酸性溶液pH<7，碱性溶液 pH>7(填“>”“＝”或“<”)。
3．实验操作(以标准盐酸滴定待测NaOH溶液) (1)滴定前的准备 滴定管：查漏→洗涤→润洗→装液→调液面→记录。 (2)滴定 左手控制酸式滴定管的玻璃活塞，右手摇动锥形瓶，眼 睛注视锥形瓶内溶液颜色变化，滴定终点时，记录标准液的 体积。
4．数据处理 将上述操作重复二至三次，求出用去标准盐酸的体积平 cHCl×VHCl 均值，根据c(NaOH)＝ 计算。 VNaOH
－
[答案] B
【互动探究2】 示剂？
若题中盐酸改为醋酸，应选择什么指
[答案] 醋酸滴定氢氧化钠溶液，达到终点时，溶液呈 碱性，应选择酚酞作指示剂。
即时训练2 用滴定管进行滴定时，若开始读数时，方 法正确，在滴定结束，读液体体积时，平视时读出溶液的体 积为nmL，仰视时读出溶液的体积为xmL，俯视时读出溶液 的体积为ymL，则x，n，y三者的关系正确的是( A．x>n>y C．y＝n>x B．y>n>x D．n>x>y )
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]，则二者物质的量浓度相同。
[答案] D
[归纳反思]
温度相同时，[H ](或[OH ])相同的酸(或
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碱)对水的电离抑制程度相同，且[H＋](或[OH－])越大，对水 的电离抑制程度就越大。
【互动探究1】
均为0.1mol· 1的NaOH溶液、盐酸、 L
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醋酸中水电离出的[H＋]相同吗？为什么？
②H2SO4，③CH3COOH，④HCl，当由水电离出的[H＋]相 同时，以上四种溶液物质的量浓度由大到小的顺序是( A．③>①>④>② C．②>①＝④>③ B．③>④>①＝② D．③>①＝④>② )
[解析]由于水电离出的[H ]相等，则以上溶液中酸自身 电离出的[H＋]与碱自身电离出的[OH－]相等。由于 CH3COOH是弱酸，电离出相同浓度的H＋，CH3COOH溶液 的浓度最大，而H2SO4是二元强酸，其物质的量浓度最小。 盐酸和NaOH分别为一元强酸和一元强碱，若[H ]＝[OH
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]H2O通常忽略。
(3)水的离子积常数揭示了在任何水溶液中均存在水的电 离平衡，都有H＋和OH－共存，只是相对含量不同而已。并 且在稀酸或稀碱溶液中，当温度为25 ℃时，Kw＝[H＋]· －] [OH ＝1×10－14mol2· －2仍为同一常数。 L
2．影响水电离平衡的因素 (1)温度：由于水的电离吸热，温度越高，水的电离程度 越大，Kw越大，但仍为中性。 (2)酸、碱：在纯水中加入酸或碱，酸或碱电离出的H＋ 或OH ，会使水的电离平衡左移，从而抑制水的电离，但Kw 不变。
3.实验中滴定管和量筒的读数有何区别？
答案
二者的区别主要有两点：(1)滴定管0刻度在上
方，因此仰视读数，结果偏大，俯视读数，结果偏小；量筒 的最小刻度在下方，因此仰视读数，结果偏小，俯视读数， 结果偏大。(2)记录数据时，滴定管的读数应记录到小数点后 两位有效数字，如15.00mL；量筒的读数记录到小数点后一 位有效数字，如15.0mL。
3．pH的测定 (1)用pH试纸测定 把小块pH试纸放在表面皿(或玻璃片)上，用玻璃棒蘸取 待测液点在试纸的中部，试纸变色后，与标准比色卡比较来 确定溶液的pH。
名师提示
pH试纸使用时不能用蒸馏水润湿。
(2)用pH计测定 使用pH计能直接测定溶液的pH。
2.pH＝7的溶液一定呈中性吗？为什么？
－ ＋
(2)酸、碱混合溶液pH的计算 ①两强酸混合：直接求[H ]混，代入公式pH＝－lg[H ]混 计算。 [H ]1V1＋[H ]2V2 ＋ [H ]混＝ V1＋V2 ②两强碱混合：先求[OH－]混，再根据Kw＝[H＋]· －] [OH 计算，求[H ]混，由[H ]混求pH。 [OH－]1V1＋[OH－]2V2 － [OH ]混＝ V1＋V2
(2)常见误差 以标准酸溶液滴定未知浓度的碱(酚酞作指示剂)为例， 常见的因操作不正确而引起的误差有：
名师提示 ≠溶液呈中性。
(1)恰好中和＝滴定终点＝酸碱恰好完全反应
(2)在酸碱中和滴定误差分析中，要看清标准液与待测液 的位置。标准液在滴定管中与标准液在锥形瓶中产生的误差 情况相反。酸碱反应时，达到滴定终点溶液不一定呈中性。
酸稀释后pH增大，但不会超过7，碱稀释后pH减小，但pH 不会小于7。 (2)pH相同的强酸与弱酸(或强碱与弱碱)，稀释相同的倍 数，强酸(或强碱)pH变化大，弱酸(或弱碱)pH变化小。
【典例1】
答案
不一定。中性溶液是指[H ]＝[OH ]的溶液，常
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温时，Kw＝1×10－14mol2· －2，[H＋]＝[OH－]＝1×10－7mol· L L