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1、水的電離

1）、水是極弱的電解質，也存在着電離平衡：H2O⇌H OH-。在一定溫度下，水電離出來的H 和OH-濃度的乘積是一個常數，稱為水的離子積常數，用符号KW表示。

2）、有關KW的兩點說明

a、水的離子積(KW)也适用于稀的電解質水溶液，c(H )和c(OH-)分别代表電解質溶液中H 和OH-的總物質的量濃度。KW與電解質溶液的酸堿性無關。一般情況下在25 ℃或室溫下，KW約為1.0×10-14；而100 ℃時，KW約為5.5×10-13。

b、在研究水溶液體系中離子的種類時，不要忽略H 、OH-的存在。

2、影響水的電離平衡的因素（水的電離平衡：H2O⇌H OH- ）

1、溶液的酸堿性

溶液的酸堿性取決于溶液中c(H )和c(OH-)的相對大小。

1）、c(H )>c(OH-)，溶液呈酸性；

2）、c(H )=c(OH-)，溶液呈中性；

3）、c(H )<c(OH-)，溶液呈堿性。

1、酸堿中和滴定目的：是利用中和反應，用已知濃度的酸(或堿)來測定未知堿(或酸)的濃度。

2、實驗用品

1）、試劑：标準液、待測液、指示劑、蒸餾水。

2）、主要儀器：酸式滴定管(如圖A)、堿式滴定管(如圖B)、滴定管夾、鐵架台、燒杯、錐形瓶。

3）、滴定管使用注意事項

a、“0”刻度在上，精确度為0.01 mL。

b、盛裝酸性、氧化性試劑一般用酸式滴定管，因為酸性、氧化性物質易腐蝕或氧化橡膠；盛裝堿性試劑一般用堿式滴定管，因為堿性物質易腐蝕玻璃，緻使活塞無法打開。

3、實驗操作

1）、滴定前的準備

a、滴定管：查漏→水洗→潤洗→裝液→排氣泡→調液面→記錄。

b、錐形瓶：注待測液→水洗→加指示劑。

2）、滴定過程

左手控制活塞或玻璃球，右手搖動錐形瓶，眼睛注視錐形瓶内溶液顔色變化。

3）、終點判斷

滴入最後一滴标準液，指示劑變色，且在半分鐘内不恢複為原來的顔色，視為滴定終點，記錄标準液的體積。

4）、數據處理

重複滴定操作2~3次，求出用去标準溶液的體積的平均值，根據下面的公式計算。

c(待測)=γ×（γ：酸堿反應的比例系數）

4、酸堿中和滴定誤差分析

以标準酸溶液滴定未知濃度的堿溶液(酚酞作指示劑)為例，常見的因操作不正确而引起的誤差有:

在水溶液中c(H )水和c(OH-)水始終是相等的。在酸溶液中，酸電離出的H 對水的電離有抑制作用，使水的電離程度降低，此時水電離出的c(H )水可通過KW求出：

KW = c(H )總·c(OH-) = [ c(H )水 c(H )酸 ]·c(OH-)

通常c(H )酸 ≫ c(H )水，c(H )總 ≈ c(H )酸，故上述式子可簡化為：

KW = c(H )酸 ·c(OH-)，c(OH-)=。

在酸溶液中，c(H )水等于溶液中的c(OH-)，所以c(H )水=。

利用相同的原理我們也可以得出在堿溶液中，c(OH-)水=。

在能夠發生水解的鹽溶液中，通常溶液中的H (或OH-)完全來自于水的電離。

例：常溫下，pH=9的CH3COONa溶液，溶液中的c(OH-)=10-5 mol·L-1，此時水電離出的c(H )也等于10-5 mol·L-1，隻不過大部分被CH3COO-結合生成了CH3COOH，存在于溶液中的H 的濃度僅為10-9 mol·L-1。

1、酸、堿溶液稀釋時pH的變化規律(25 ℃)

1）、強酸、強堿的稀釋：在稀釋時，當它們的濃度大于10-5 mol·L-1時，不考慮水的電離；當它們的濃度小于10-5 mol·L-1時，應考慮水的電離。

例：

pH=6的鹽酸稀釋至原體積的100倍，稀釋後pH≈7(不能大于7)；

pH=8的NaOH溶液稀釋至原體積的100倍，稀釋後pH≈7(不能小于7)；

pH=3的鹽酸稀釋至原體積的100倍，稀釋後pH=5；

pH=10的NaOH溶液稀釋至原體積的100倍，稀釋後pH=8。

pH=a的強酸稀釋至原體積的10b倍，稀釋後pH=a b<7；

pH=a的強堿稀釋至原體積的10b倍，稀釋後pH=a-b>7；

2）、弱酸、弱堿的稀釋：在稀釋過程中既有濃度的變化，又有電離平衡的移動，不能求得具體數值，隻能确定其pH範圍。

例：

pH=3的CH3COOH溶液，稀釋至原體積的100倍，稀釋後3<pH<5；

pH=10的NH3·H2O溶液，稀釋至原體積的100倍，稀釋後8<pH<10。

2、溶液pH的計算方法(25 ℃)

1）、單一溶液

①、強酸溶液，如HnA溶液，設溶質的物質的量濃度為c mol·L-1，c(H ) = nc mol˙L-1，pH = -lg c(H ) = -lg nc 。

②、強堿溶液，如B(OH)n溶液，設溶質的物質的量濃度為c mol· L-1，c(H ) = nc mol·L-1，pH = -lg c(H ) = 14 lg nc 。

2）、兩強酸混合

PH=a的強酸和PH=b的強酸，按照體積比x：y混合。

由c(H )混=，先求出混合後的c(H )混，再根據公式pH=-lg c(H )求pH。 若兩強酸溶液等體積混合，可采用速算方法：混合後溶液的pH等于混合前溶液pH小的加0.3。如：pH=3和pH=5的兩種鹽酸等體積混合後，pH=3.3。

3）、兩強堿混合

PH=a的強堿和PH=b的強堿，按照體積比x：y混合。

由c(OH-)混=，先求出混合後的c(OH-)混，再通過KW求出c(H )混，最後求pH。

若兩強堿溶液等體積混合，可采用速算方法：混合後溶液的pH等于混合前溶液pH大的減0.3。如：pH=9和pH=11的兩種燒堿溶液等體積混合後，pH=10.7。

4）、強酸與強堿混合

PH=a的強堿和PH=b的強堿，按照體積比x：y混合。

強酸與強堿混合的實質為中和反應，H OH-=H2O，中和後溶液的pH有以下三種情況:

①、若恰好中和，pH=7；

②、若剩餘酸，先求中和後剩餘的c(H )剩，再求pH；

c(H )剩=

③、若剩餘堿，先求中和後剩餘的c(OH-)剩，再通過KW求出c(H )，最後求pH。

c(OH-)剩=

5）、已知強酸和強堿的pH之和，判斷等體積混合後溶液的pH

①、若強酸與強堿溶液的pH之和等于14，則混合後溶液顯中性，pH=7。

②、若強酸與強堿溶液的pH之和大于14，則混合後溶液顯堿性，pH>7。

③、若強酸與強堿溶液的pH之和小于14，則混合後溶液顯酸性，pH<7。

6）、已知酸和堿的pH之和等于14，根據等體積混合後的pH，判斷酸堿強弱

①、若混合後溶液顯中性，則酸為強酸、堿為強堿。

②、若混合後溶液顯堿性，則酸為強酸、堿為弱堿。

③、若混合後溶液顯酸性，則酸為弱酸、堿為強堿。

7）、一元酸和一元堿的等體積等濃度混合後的pH，判斷酸堿強弱

①、若混合後溶液顯中性，則酸為強酸、堿為強堿。

②、若混合後溶液顯堿性，則酸為弱酸、堿為強堿。

③、若混合後溶液顯酸性，則酸為強酸、堿為弱堿。

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