高三化學(xué)一輪復(fù)習(xí)溶液的酸堿性學(xué)習(xí)資料

高三化學(xué)總復(fù)習(xí)基本理論溶液的酸堿性一、水的電離100℃：c(H+)·c(OH-)=Kw=1×10-12水是極弱的電解質(zhì)；常溫下：c(H+)·c(OH-)=Kw=1×10-14H20H++OH—

Kw只與溫度有關(guān)，溫度升高則Kw增大在任何一個溶液中水電離產(chǎn)生的H+和OH-的濃度必相等。溫度：由于水的電離吸熱，升溫將促進水的電離，故平衡右移，c(H+)、c(OH-)同時增大，但仍然相等。pH變小，其他因素：如加入活潑金屬例．下列方法能使電離平衡向右移動，且使溶液呈酸性的是（）A．向水中加入少量硫酸氫鈉固體 B．向水中加入少量硫酸鋁固體C．向水中加入少量碳酸鈉固體 D．將水加熱到100℃，使水的pH＝6B溶液酸堿性的判斷溶液酸堿性的判據(jù)：c(OH-)和c(H+)的相對大小注意：溶液呈中性的標(biāo)志是CH+=COH-,未必pH=7。溶液的pH及其測定方法溶液的pH:用H+物質(zhì)的量濃度的負對數(shù)來表示。pH=-lg｛c(H+)｝（pOH=-lg｛c(OH-)｝）25℃時純水或稀溶液：pH+pOH=14酸性越強,pH值越小,堿性越強,pH值越大,pH值減小一個單位,c(H＋)就增大到原來的10倍，pH值減小n個單位,

c(H＋)就增大到原來的10n倍.任意水溶液中c(H＋)≠0,但pH可為0,此時c(H＋)＝1mol/L，

一般c(H＋)＞1mol/L時,pH＜0.故直接用c(H+)表示.

溶液的pH的測定方法●酸堿指示劑一般是弱的有機酸或弱的有機堿，他們的顏色變化是在一定的pH值范圍內(nèi)發(fā)生的。我們把指示劑發(fā)生顏色變化的pH值范圍叫做指示劑的變色范圍。pH1234567891011121314甲基橙紅色橙色黃色石蕊紅色紫色藍色酚酞無色淺紅色紅色●pH試紙法：將一小塊pH試紙放在一干燥、潔凈的玻璃片或表面皿上，用一干燥、潔凈的玻璃棒蘸取少量待測溶液點在試紙的中部，將所顯示的顏色與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對照?？纱致詼y定溶液的pH值。（注：測定前不能用水潤濕pH試紙)2.酸堿溶液的稀釋前后pH的變化(1)由于強酸或強堿在水中完全電離,加水稀釋后不會有溶質(zhì)進一步電離,故僅僅是體積增大的因素導(dǎo)致酸溶液中的CH+或堿溶液中的COH-減小.規(guī)律：pH=a的強酸稀釋10n倍，pH值增大n個單位，pH=a+n規(guī)律：pH=b的強堿稀釋10n倍，pH值減小n個單位，pH=b-n(2)弱酸或弱堿由于在水中不完全電離,加水稀釋同時,能促使其分子進一步電離,故導(dǎo)致相應(yīng)CH+或COH-減小的幅度降低.

pH值的變化比強酸或強堿小。規(guī)律：pH=a弱酸稀釋10n倍，pH值增大小于n個單位，pH<a+n規(guī)律：pH=b弱堿稀釋10n倍，pH值減小小于n個單位，pH>b-n3.溶液簡單混合(不發(fā)生反應(yīng)，忽略混合時體積變化)①強酸與強酸混合：先求

c(H+)總=，再求pH.c1V1+c2V2V1+V2②強堿與強堿混合：先求

c(OH-)總=，后求c(H+)

，再求pH.c1V1+c2V2V1+V24.強酸和強堿混合(發(fā)生中和反應(yīng),忽略體積變化)可能情況有三種:

①若酸和堿恰好中和.即n(H＋)＝n(OH-),pH＝7.②若酸過量,求出過量的c(H＋),再求pH值.③若堿過量,求出過量的c(OH-),再求出c(H＋)后求pH值(1).pH相同的酸(或堿)，酸性(或堿性)越弱，其物質(zhì)的量濃度越大．(2).pH相同的強酸和弱酸溶液，加水稀釋相同的倍數(shù)，則強酸溶液pH變化較大；堿也如此.不同溶液酸堿性的比較例：下列酸溶液的pH相同時，其物質(zhì)的量濃度最小的是（）AH2SO4BH2SO3CCH3COOHDHNO3A(3).酸與堿的pH之和為14，等體積混合①若為強酸與強堿，則pH=7②若為強酸與弱堿，則pH>7③若為弱酸與強堿，則pH<7范例：甲溶液pH=2,乙溶液pH=12.當(dāng)兩者等體積混和后,有關(guān)pH值變化的敘述正確的是()

A.pH＞7,B.pH=7,C.pH＜7,D.前面三種情況都有可能D酸堿中和滴定一、酸堿滴定的定義

用已知物質(zhì)的量的濃度的酸或堿（標(biāo)準(zhǔn)溶液）來測定未知物質(zhì)的量濃度的堿或酸（待測溶液或未知溶液）的方法叫做酸堿中和滴定。二、中和滴定原理在滴定達到終點(即酸堿恰好反應(yīng))時：即n：C酸V酸=C堿V堿

三、中和滴定實驗的關(guān)鍵是什么？①準(zhǔn)確測量參加反應(yīng)的兩種溶液的體積②準(zhǔn)確判斷中和滴定的終點四、滴定過程

1、滴定前滴定管的準(zhǔn)備：洗滌---查漏---潤洗---注液---趕氣泡---調(diào)液（1）、實驗儀器酸式滴定管、堿式滴定管、鐵架臺、滴定管夾、錐形瓶、容量瓶滴定管的結(jié)構(gòu)儀器的使用（2）、讀數(shù)注意事項您讀得準(zhǔn)嗎？25.602、錐形瓶的準(zhǔn)備：

洗滌，注入（用滴定管）一定體積的待測液到錐形瓶中，滴加2-3滴指示劑。（1）強酸強堿間的滴定：（2）強酸滴定弱堿兩者正好完全反應(yīng)，生成強酸弱堿鹽，溶液顯酸性選用甲基橙作指示劑（3）強堿滴定弱酸兩者正好完全反應(yīng)，生成強堿弱酸鹽，溶液顯堿性選用酚酞作指示劑甲基橙、酚酞3.指示劑的選擇

4、滴定：滴定至終點---記數(shù)---重復(fù)1-2次---計算。操作中要注意的：滴定過程右手搖動錐形瓶，眼睛注視錐形瓶內(nèi)溶液顏色變化滴定終點達到后，半分鐘內(nèi)顏色不變，再讀數(shù)重復(fù)滴淀操作2到3次學(xué)生實驗數(shù)據(jù)記錄及計算編號滴入標(biāo)準(zhǔn)鹽酸的體積c(HCl)=0.1154mol?L-1待測NaOH終讀數(shù)b初讀數(shù)a體積mL體積mL濃度mol?L-112325.000.5027.2226.7225.000.4527.1526.7025.000.0026.710.12330.12320.123326.71c(NaOH)=(0.1233+0.1232+0.1233)mol?L-1÷3=0.1233mol?L-1

ba五、酸堿中和滴定中的誤差分析

產(chǎn)生誤差的原因：操作不當(dāng)，滴定終點判斷不準(zhǔn)等。以標(biāo)準(zhǔn)HCl滴定NaOH為例分析誤差如下根據(jù)原理：待測量的計算式。c

未

=c標(biāo)·V標(biāo)V未(1)、酸式滴定管的因素1、未用標(biāo)準(zhǔn)鹽酸標(biāo)準(zhǔn)液潤洗酸式滴定管（）2、滴定管內(nèi)壁不干凈，滴定后，酸式滴定管內(nèi)壁掛水珠（）3、滴定管尖嘴處有氣泡，滴定后氣泡消失（）4、滴定操作時，有少量鹽酸滴于錐形瓶外（）5、滴定前仰視刻度，滴定后俯視刻度（）偏高偏高偏高偏高偏低導(dǎo)致鹽酸被稀釋，V酸偏大V酸偏大V酸偏大V酸偏大V始偏大V末偏小V酸偏小(2)、錐形瓶因素6、錐形瓶內(nèi)用蒸餾水洗滌后，再用待測氫氧化鈉潤洗2-3次，將潤洗液倒掉，再裝NaOH溶液（）7、錐形瓶用蒸餾水洗后未倒盡即裝NaOH溶液（）8、滴定過程中搖動錐形瓶，不慎將瓶內(nèi)的溶液濺出一部分。（）偏高無影響偏低錐形瓶壁上殘留NaOH，V酸偏大導(dǎo)致NaOH的損失，V酸偏小NaOH的物質(zhì)的量不變，V酸不變(3)、堿式滴定管的因素9、堿式滴定管用水洗后，未用待測液潤洗（）10、取待測液時，未將盛待測液的堿式滴定管尖嘴的氣泡排除。取液后滴定管尖嘴充滿溶液（）偏低偏低導(dǎo)致NaOH被稀釋，V酸偏小所取NaOH物質(zhì)的量偏小，V酸偏小例題

用標(biāo)準(zhǔn)NaOH溶液滴定未知濃度的鹽酸，選用酚酞為指示劑，下列情況對測定的結(jié)果有無影響？如有影響是偏大還是偏??？

1、堿式滴定管用蒸餾水洗滌后未用標(biāo)準(zhǔn)溶液潤洗。

2、滴定前堿式滴定管尖嘴部分有氣泡，滴定后氣泡消失。

3、滴定終點讀數(shù)時，俯視滴定管的刻度，其它操作正確。

4、配制標(biāo)準(zhǔn)溶液的NaOH中混有碳酸鈉雜質(zhì)。

5、NaOH標(biāo)準(zhǔn)溶液放置在空氣中時間較長。1偏大2、偏大3、偏小4、偏大5、無影響例題練習(xí)1

用已知濃度的鹽酸滴定未知濃度的NaOH溶液時，如滴定過程中進行如下操作，對滴定的結(jié)果有無影響（填“偏高”、“偏低”、“無影響”）？

1、滴定前，滴定管尖嘴處有氣泡，滴定后氣泡消失，_____