(完整版)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+H 2O H 3O ++OH -，通常简写为H

2O 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 -)=1×10-7mol/L ，平衡常数O)

c(H )

c(OH )c(H K 2-?=

+电离

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。 ④电解

如用惰性电极电解NaCl 溶液、CuSO 4溶液等。 （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：影响水的电离平衡的因素可归纳如下：

1. 水的离子积

（1）概念：因为水的电离极其微弱，在室温下电离前后n(H2O)几乎不变，因此c （H2O ）可视为常数，则在一定温度时，c(H +)与c(OH -)=K 电离c(H2O)的乘积是一个常数，称为水的离子积常数，简称水的离子积。

K W =c(H +)·c(OH -)，25℃时，K W =1×10-14(无单位)。 注意：

①K W 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，K W 增大。与c(H+)、c(OH-)无关. 25℃时K W =1×10-14，100℃时K W 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，K W

就不变。

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-)

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。

判据2在25℃时的溶液中：

pH<7溶液呈酸性

pH＝7溶液呈中性

pH>7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，pH<6才显酸性，pH>6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。

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-)=1×10-7mol·L-1，pH=7。

②酸性溶液：c(H+)>1×10-7mol·L-1>c(OH-), pH<7，酸性越强，pH越小。

③碱性溶液：c(H+)<1×10-7mol·L-1>c(OH-), pH>7，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-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

①酸碱指示剂法：

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。

标准比色卡的颜色按pH 从小到大依次是：红 (酸性)，蓝 (碱性)。 ③pH 计法：通过仪器pH 计（也叫酸度计）精确测定溶液pH 。 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(H n 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

－14

nc

mol/L ，

pH ＝－lg c (H ＋

)＝14＋lg nc 。 ②已知pH 求强酸强碱浓度

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 （1）两种强酸混合

c(H +)

混=

注意：当二者pH 差值≥2，[c(H+)]相差100倍以上时，等体积混合时可用近似规律计算，pH 混≈pH 小+0.3. （2）两种强碱混合

c(OH -)

混=

注意：当二者pH 差值≥2，[c(OH-)]相差100倍以上时，等体积混合时可用近似规律计算，pH 混≈pH 大-0.3. （3）强酸、强碱混合，

①强酸和强碱恰好完全反应，溶液呈中性，pH=7. ②酸过量：

先求c (H ＋

)余＝c (H ＋)·V (酸)－c (OH －)·V (碱)V (酸)＋V (碱)

，再求pH 。

③碱过量：

先求c (OH －)余＝c (OH －)·V (碱)－c (H ＋

)·V (酸)V (酸)＋V (碱)，再求c (H ＋

)＝K W c (OH －)，然后求pH 。

（4）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<7

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。

【问题】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？

2

12

211V V V )c(H V )c(H ++++2

12211V V V )c(OH V )c(OH ++--

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 ③pH=1的盐酸溶液和0.1 mol·L-1的氨水溶液

④pH=1的硫酸和0.1 mol·L-1某一元碱溶液{溶液中[OH －]∶[H+]=1×108} 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。

③pH=1的盐酸和0.1mol·L-1的氨水溶液恰好完全中和，生成NH4Cl 强酸弱碱盐水解呈酸性，pH ﹤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

14-pH2pH110V V +=碱

酸

知识点四 pH 的应用酸碱中和滴定

1.概念：用已知物质的量的浓度的酸或碱（标准溶液）来测定未知物质的量浓度的碱或酸（待测溶液或未知溶液）

的方法叫做酸碱中和滴定。

2.原理：根据酸碱中和反应的实质是： H ++OH -=H 2O

在滴定达到终点(即酸碱恰好反应)时：

有n (H +)=n (OH -) 即 c 酸 V 酸=c 碱V 碱

例：用0.1230mol/L 的NaOH 溶液滴定25.00mL 未知浓度的硫酸溶液，滴定完成时用去NaOH 溶液27.84mL 。计算待测硫酸溶液的物质的量浓度。

3.滴定的关键

①准确测定参加反应的两种溶液的体积 ②准确判断完全中和反应终点 4、酸碱中和滴定指示剂的选择

⑴原则：①终点时，指示剂的颜色变化明显、灵敏②变色范围与终点pH 接近 ⑵酸碱指示剂：

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

滴定种类 选用的指示剂

达滴定终点时颜色变化

指示剂的用量 滴定终点的判断标准 强酸滴定强碱

甲基橙 黄色→橙色 2-3滴 当指示剂刚好变色，并在半分钟内不褪色，即认为以达到滴定终点

酚酞

红色→无色 强酸滴定弱碱 甲基橙 黄色→橙色 强碱滴定强酸 甲基橙

红色→橙色 酚酞

无色→粉红色 强碱滴定弱酸 酚酞

无色→粉红色

②强酸滴定弱碱：由于生成强酸弱碱盐使溶液显酸性，所以选用甲基橙作指示剂 ③强碱滴定弱酸：由于生成强碱弱酸盐使溶液显碱性，所以选用酚酞作指示剂 5、中和滴定仪器的特点和使用方法 ⑴需用的仪器及用途

酸(碱)式滴定管：用来滴定和准确量取液体体积；锥形瓶：反应器。 铁架台、滴定管夹、烧杯、（白纸） ⑵酸(碱)式滴定管 ①结构特点：

a.酸式 玻璃活塞 盛酸性溶液、强氧化性试剂 碱式 橡皮管玻璃球 盛碱性溶液

b.零刻度在上方，最大刻度在下，最小刻度0.1mL ，精确度0.01 mL ②规格：25ml 50ml 等

③用途：中和滴定（精确测定）；精确量取溶液的体积（两次读数差） ④使用注意：

a.先检查是否漏水，再用蒸馏水洗涤，最后用待盛溶液润洗。

b.酸式滴定管：中指内扣，防活塞拉出

c.碱式滴定管：拇指和食指挤压玻璃球上部的橡皮 4、中和滴定的基本操作和步骤 操作过程：

（1） 查漏 （2） 洗涤 （3） 润洗 （4） 灌液 （5） 赶气泡 （6） 调节液面 （7） 滴定 （8）数据记录 （9） 复滴 （10） 计算

⑴准备 ①查漏：检查两滴定管是否漏水、堵塞和 活塞转动是否灵活； ②洗涤：滴定管先用水洗净后，再用少量待装液润洗2－3次； 锥形瓶：只用蒸馏水洗，也不必干燥

③装液：用倾倒法将盐酸、氢氧化钠溶液注入酸、碱滴定管中，使液面高于刻度2-3cm

④赶气泡：酸式：快速放液

碱式：橡皮管向上翘起

⑤调液面：调节滴定管中液面在0或0刻度以下 ⑵滴定：

①往锥形瓶中加入2～3滴指示剂。

②操作要求：左手控制滴定管的活塞，右手振荡锥形瓶，眼睛注意观察锥形瓶中的溶液颜色的变化。

③终点：指示剂变色，且在半分钟内不恢复。

滴定操作：左手：控制活塞

右手：振荡锥形瓶

眼看：锥形瓶中溶液颜色变化

滴定终点：当滴入最后一滴时，指示剂的颜色突然改变，且30秒内不立即褪去或反滴一滴待测液

应读到小数点后两位

滴定前

滴定后

实际值

读出值

滴定前 滴定后

读

出值

实际值

颜色又复原,再读数。重复滴淀操作2到3次,取平均值。

⑶读数：

视线应液面凹面最低点水平相切。

滴定管读数时，要精确到0.01mL 。按上述要求重复滴定2～3次。 ⑷计算： 求平均值

操作注意事项

(1)滴速：先快后慢，当接近终点时，应一滴一摇。

(2)终点：最后一滴恰好使指示剂颜色发生明显的改变且半分钟内不变色，读出V (标)记录。

(3)在滴定过程中，左手控制活塞或玻璃小球，右手摇动锥形瓶，两眼注视锥形瓶内溶液颜色的变化。

注意.酸碱中和滴定中应注意哪些问题？

①准确量取待测液25.00ml 于锥形瓶中，滴入2～3滴酚酞，振荡。

②把锥形瓶放在酸式滴定管下面，在瓶底垫一张白纸，小心滴入酸液，边滴边摇动锥形瓶，直至滴入一滴酸液，溶液由红色变为无色，并在半分钟内不褪去为止。 ③记录滴定后液面刻度。 ④重复上述操作一至两次。

指示剂变色时即“达到了滴定的终点”，通常与理论终点存在着一定的误差（允许误差），通常认为此时即达到了反应的终点——即“恰好中和”。 5、误差分析 ⑴分析原理：（标准酸滴定未知碱）

滴定过程中任何错误操作都可能导致C 标、V 标、V 测的误差，但在实际操作中认为C （标）是已

知的，V （测）是固定的，所以一切的误差都归结为V （标）的影响， V （标）偏大则C （测）偏大， V （标）偏小则C （测）偏小。

1. 用已知物质的量浓度的盐酸滴定未知物质的量浓度的碱溶液（取一定量的NaOH 溶液于锥形瓶中,滴2滴甲基橙作指示剂），试说明下列情况会使测定结果偏高、偏低还是无影响？

1）酸式滴定管用水洗

后便装液体进行滴

定；——高

2）锥形瓶只用蒸馏水洗涤后仍留有少量蒸馏水； ——无影响 3）锥形瓶用蒸馏水洗涤后，又用待测液润洗——高 4）锥形瓶用蒸馏水洗涤后，误用盐酸润洗； ——低 5）盐酸在滴定时溅出锥形瓶外； ——高 6）待测液在振荡时溅出锥形瓶外； ——低 7）滴定终点时，滴定管仰视读数； ——高 8）滴定终点时，滴定管俯视读数； ——低

9）记录起始体积时，仰视读数，终点时平视 ——低 10）记录起始体积时，仰视读数，终点时俯视； ——低 11）滴加盐酸，橙色不足半分钟即褪色； ——低 12）滴加盐酸，溶液变为红色； ——高

13）滴定前，酸式滴定管有气泡，滴定后消失； ——高

14）滴定前，酸式滴定管无气泡，滴定后产生气泡；——低

15）滴定后滴定管尖嘴处悬有一滴液体；——高

16）移液管用蒸馏水洗净后，就用来吸取待测液；——低

17）碱式滴定管水洗后，就用来量取待测液；——低

18）在配制待测氢氧化钠溶液过程中，称取一定质量的氢氧化钠时，内含少量的氢氧化钾，用标准盐酸溶液进行滴定。——低

19）滴定前仰视，滴定后俯视，——低

20）滴定前俯视，滴定后仰视，——高

思考：滴定管和量筒读数时有什么区别？

滴定管的“0”刻度在上面，越往下刻度值越大，而量筒无零刻度，并且越往上刻度越大；记录数据时滴定管一般到0.01 mL，而量筒仅为0.1mL。

下列为不正确操作导致的实验结果偏差：（考试中常出现）

(1)仪器洗涤

①酸式滴定管水洗后，未润洗(偏高)；②酸式滴定管水洗后，误用待测液润洗(偏高)；③碱式滴定管水洗后，未润洗(偏低)；④锥形瓶水洗后，用待测液润洗(偏高)。

(2)量器读数

①滴定前俯视酸式滴定管，滴定后平视(偏高)；

②

滴定前仰视酸式滴定管，滴定后俯视(偏低)如图所示；

③滴定完毕后，立即读数，半分钟后颜色又褪去(偏低)。

(3)操作不当

①滴定前酸式滴定管尖嘴部分有气泡，滴定结束后气泡消失(偏高)；

②滴定过程中，振荡锥形瓶时，不小心将溶液溅出(偏低)；

①滴定过程中，锥形瓶内加少量蒸馏水(无影响)。