水溶液中的離子平衡-講義-最新-文庫吧
2025-04-02 05:25 本頁面
【正文】 影響水的電離平衡的因素可歸納如下：H2O H++OH變化條件平衡移動方向電離程度c(H+)與c(OH)的相對大小溶液的酸堿性離子積KW加熱向右增大c(H+)=c(OH)中性增大降溫向左減小c(H+)=c(OH)中性減小加酸向左減小c(H+)c(OH)酸性不變加堿向左減小c(H+)c(OH)堿性不變加能結(jié)合H+的物質(zhì)向右增大c(H+)c(OH)堿性不變加能結(jié)合OH的物質(zhì)向右增大c(H+)c(OH)酸性不變⑶水的離子積在一定溫度時，c(H+)與c(OH)的乘積是一個常數(shù)，稱為水的離子積常數(shù)，簡稱水的離子積。KW=c(H+)c(OH)，25℃時，KW=11014(無單位)。①KW只受溫度影響，水的電離吸熱過程，溫度升高，水的電離程度增大，KW增大。25℃時KW=11014，100℃時KW約為11012。②水的離子積不僅適用于純水，也適用于其他稀溶液。不論是純水還是稀酸、堿、鹽溶液，只要溫度不變，KW就不變。⑷水電離的離子濃度計算例1：在25176。C時，濃度為1105mol/L的NaOH溶液中，由水電離產(chǎn)生的C(OH)是多少？酸：C(OH—) 溶液= C(OH—)水堿：C(H+)溶液= C(H+)水鹽：酸性 C(H+)溶液= C(H+)水 堿性 C(OH—) 溶液= C(OH—)水溶液的酸堿性溶液的酸堿性取決于溶液中的c(H+)與c(OH)的相對大小。在常溫下，中性溶液：c(H+)=c(OH)=1107mol/L；酸性溶液：c(H+)c(OH), c(H+)1107mol/L；堿性溶液：c(H+)c(OH)，c(H+)1107 mol/L。思考：c(H+)1107mol/L （pH7）的溶液是否一定成酸性？溶液的pH⑴表示方法pH=lgc(H+) c(H+)=10pH pOH=lgc(OH) c(OH)=10pOH常溫下，pH+pOH=lgc(H+)lgc(OH)=lgc(H+)c(OH)=14。⑵溶液的酸堿性與pH的關系(常溫時)①中性溶液：c(H+)=c(OH)=110 7molL1，pH=7。②酸性溶液：c(H+)1107molL1c(OH), pH7，酸性越強，pH越小。③堿性溶液：c(H+)1107molL1c(OH), pH7，堿性越強，pH越大。思考：甲溶液的pH是乙溶液的2倍，則兩者的c(H+)是什么關系？pH7的溶液是否一定成酸性？（注意：pH=0的溶液c(H+)=1mol/L。）⑶pH的適用范圍c(H+)的大小范圍為：1014molL1c(H+)1molL1。即pH 范圍通常是0～14。當c(H+)≥1molL1或c(OH)≥1molL1時，用物質(zhì)的量濃度直接表示更方便。⑷溶液pH的測定方法①酸堿指示劑法：只能測出pH的范圍，一般不能準確測定pH。指示劑甲基橙石蕊酚酞變色范圍pH～～～溶液顏色紅→橙→黃紅→紫→藍無色→淺紅→紅②pH試紙法：粗略測定溶液的pH。pH試紙的使用方法：取一小塊pH試紙放在玻璃片(或表面皿)上，用潔凈的玻璃棒蘸取待測液滴在試紙的中部，隨即(30s內(nèi))與標準比色卡比色對照，確定溶液的pH。測定溶液pH時，pH試劑不能用蒸餾水潤濕(否則相當于將溶液稀釋，使非中性溶液的pH測定產(chǎn)生誤差)；不能將pH試紙伸入待測試液中，以免污染試劑。標準比色卡的顏色按pH從小到大依次是：紅 (酸性)，藍 (堿性)。③pH計法：精確測定溶液pH。有關pH的計算基本原則： 一看常溫，二看強弱（無強無弱，無法判斷），三看濃度（pH or c） 酸性先算c(H+)，堿性先算c(OH—)⑴單一溶液的pH計算 ①由強酸強堿濃度求pH ②已知pH求強酸強堿濃度 ⑵加水稀釋計算 ①強酸pH=a，加水稀釋10n倍，則pH=a+n。 ②弱酸pH=a，加水稀釋10n倍，則pHa+n。 ③強堿pH=b，加水稀釋10n倍，則pH=bn。 ④弱堿pH=b，加水稀釋10n倍，則pHbn。 ⑤酸、堿溶液無限稀釋時，pH只能約等于或接近于7，酸的pH不能大于7，堿的pH不能小于7。⑥對于濃度（或pH）相同的強酸和弱酸，稀釋相同倍數(shù)，強酸的pH變化幅度大。⑶酸堿混合計算 ①兩種強酸混合 c(H+)混= ②兩種強堿混合c(OH
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