水溶液中離子的平衡知識(shí)點(diǎn)(編輯修改稿)
2025-07-17 01:23 本頁面
【文章內(nèi)容簡介】 H＋)和c(OH－)的相對(duì)大小，判斷溶液酸堿性的依據(jù)主要有三點(diǎn)：判據(jù)1 在25℃時(shí)的溶液中： 常溫下，c(H＋)10－7 mol/L時(shí)，溶液呈酸性，且c(H＋)越大，酸性越強(qiáng)；c(OH－)越大，堿性越強(qiáng)。判據(jù)3 在任意溫度下的溶液中：c(H＋)c(OH－) 溶液呈酸性c(H＋)＝c(OH－) 溶液呈中性c(H＋)c(OH－) 溶液呈堿性【注意】用pH判斷溶液酸堿性時(shí)，要注意條件，即溫度。不能簡單地認(rèn)為pH等于7的溶液一定為中性，如100℃時(shí)，pH＝6為中性，pH6才顯酸性，pH6顯堿性，所以使用pH時(shí)需注明溫度，若未注明溫度，一般認(rèn)為是常溫，就以pH＝7為中性。【影響水電離平衡的外界因素】： ①酸、堿 ：抑制水的電離 KW〈1*1014 ②溫 度 ：促進(jìn)水的電離（水的電離是吸熱的），故水的電離平衡向右移動(dòng)，H＋和OH－的濃度同時(shí)增大， KW增大，PH變小，但由于c(H＋）和c(OH－)始終保持相等，故仍顯中性. ③易水解的鹽：促進(jìn)水的電離 KW 〉1*1014。若向純水加入能發(fā)生水解的鹽，由于弱酸根陰離子或弱 堿的陽離子能結(jié)合水電離出來的H＋或OH－，生成較難電離的物質(zhì)，破壞水的平衡，使 水的電離平衡正向移動(dòng)，使水溶液呈酸性或堿性，PH改變，但只要溫度不變，KW就不 變。若所加的鹽既不能與水中的H＋或OH－發(fā)生反應(yīng)，自身有不能電離出H＋或OH－，則 不能破壞水的電離平衡，不能使水的電離平衡發(fā)生移動(dòng)。 ④其他因素： 如向水中加入活潑金屬，由于與水電離出的H＋反應(yīng)，因而使水的電離向右移動(dòng)。【溶液的酸堿性和pH】：酸堿指示劑變色范圍：甲基橙 （橙色） （紫色） （淺紅色）【重難點(diǎn)】 pH試紙的使用1． 使用pH試紙測量溶液的pH時(shí)，一般先把一小片試紙放在潔凈干燥的表面器皿或玻璃片上，用沾 有待測液的玻璃棒點(diǎn)在試紙的中部，不能把試紙放在待測液中測定。 2． 使用pH試紙測量溶液pH時(shí)，不能用水將pH試紙潤濕。因?yàn)檫@樣做，已將溶液稀釋，導(dǎo)致測定 的pH不準(zhǔn)確。3．用廣泛pH試紙測出的溶液pH只是整數(shù)值，、?！局仉y點(diǎn)四】 有關(guān)pH的計(jì)算1．單一溶液pH的計(jì)算【混合液的pH值計(jì)算方法公式】 強(qiáng)酸與強(qiáng)酸的混合： 強(qiáng)堿與強(qiáng)堿的混合： 強(qiáng)酸與強(qiáng)堿的混合：（先據(jù)H+ + OH ==H2O計(jì)算余下的H+或OH）， ①H+有余， 則用余下的H+數(shù)除以溶液總體積求[H+]混； ②OH有余，則用余下的OH數(shù)除以溶液總體積求[OH]混，再求其它【稀釋過程溶液pH值的變化規(guī)律】： 不論任何溶液，稀釋時(shí)pH均是向7靠近（即向中性靠近）；任何溶液無限稀釋后pH均接近7 稀釋時(shí)，弱酸、弱堿和水解的鹽溶液的pH變化得慢，強(qiáng)酸、強(qiáng)堿變化得快?！舅釅A中和滴定】：②滴定管可以讀到小數(shù)點(diǎn)后一位 。酸堿中和滴定的誤差分析誤差分析：利用n酸c酸V酸=n堿c堿V堿進(jìn)行分析式中：n——酸或堿中氫原子或氫氧根離子數(shù)； c——酸或堿的物質(zhì)的量濃度； V——酸或堿溶液的體積。當(dāng)用酸去滴定堿確定堿的濃度時(shí)，則： c堿=【重難點(diǎn)五 中和滴定】 1．中和滴定的關(guān)鍵(1)準(zhǔn)確測定參加反應(yīng)的兩種溶液的體積。(2)準(zhǔn)確判斷中和滴定的終點(diǎn)。 2．指示劑的選擇在酸堿中和滴定時(shí)，常選甲基橙和酚酞作指示劑，不能用石蕊試液(因變色范圍太大)。 3．操作注意事項(xiàng)(1)滴速：先快后慢，當(dāng)接近終點(diǎn)時(shí)，應(yīng)一滴一搖。(2)終點(diǎn)：最后一滴恰好使指示劑顏色發(fā)生明顯的改變且半分鐘內(nèi)不變色，讀出V(標(biāo))記錄。(3)在滴定過程中，左手控制活塞或玻璃小球，右手搖動(dòng)錐形瓶，兩眼注視錐形瓶內(nèi)
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