PDF《化学选修 4 化学反应与原理》

2、强碱与强碱的混合: (先求[OH- ]混:将两种酸中的 OH- 离子物质的量相加除以总体积,再 求其它) [OH- ]混=([OH- ]1V1+[OH- ]2V2)/(V1+V2) (注意 :不能直接计算[H+]混)

3、强酸与强碱的混合: (先据 H+ + OH- ==H2O 计算余下的 H+ 或OH- ,①H+ 有余,则用余下的 H+ 数除以溶液总体积求[H+ ]混;

OH- 有余,则用余下的 OH- 数除以溶液总体积求[OH- ]混,再求 其它)

四、稀释过程溶液 pH 值的变化规律:

1、强酸溶液:稀释 10n 倍时,pH 稀=pH 原+ n (但始终不能大于或等于 7)

2、弱酸溶液:稀释 10n 倍时,pH 稀〈pH 原+n (但始终不能大于或等于 7)

3、强碱溶液:稀释 10n 倍时,pH 稀=pH 原-n (但始终不能小于或等于 7)

4、弱碱溶液:稀释 10n 倍时,pH 稀〉pH 原-n (但始终不能小于或等于 7)

5、不论任何溶液,稀释时 pH 均是向

7 靠近(即向中性靠近) ;

任何溶液无限稀释后 pH 均 接近

7

6、稀释时,弱酸、弱碱和水解的盐溶液的 pH 变化得慢,强酸、强碱变化得快.

五、强酸(pH1)强碱(pH2)混和计算规律 w.w.w.k.s.5.u.c.o.m

1、若等体积混合 pH1+pH2=14 则溶液显中性 pH=7 pH1+pH2≥15 则溶液显碱性 pH=pH2-0.3 pH1+pH2≤13 则溶液显酸性 pH=pH1+0.3

2、若混合后显中性 pH1+pH2=14 V 酸:V 碱=1:1 pH1+pH2≠14 V 酸:V 碱=1:10 〔14-(pH1+pH2) 〕

六、酸碱中和滴定:

1、中和滴定的原理 实质:H+ +OH ― =H2O 即酸能提供的 H+ 和碱能提供的 OH- 物质的量相等.

2、中和滴定的操作过程: (1)仪②滴定管的刻度,O 刻度在 上 ,往下刻度标数越来越大,全部容积 大于 它 的最大刻度值,因为下端有一部分没有刻度.滴定时,所用溶液不得超过最低刻度,不得一 次滴定使用两滴定管酸(或碱) ,也不得中途向滴定管中添加.②滴定管可以读到小数点后 一位 . (2)药品:标准液;

待测液;

指示剂. (3)准备过程: 准备:检漏、洗涤、润洗、装液、赶气泡、调液面. (洗涤:用洗液洗→检漏:滴定管是否 漏水→用水洗→用标准液洗(或待测液洗)→装溶液→排气泡→调液面→记数据 V(始) (4)试验过程

3、酸碱中和滴定的误差分析 误差分析:利用 n 酸c酸V酸=n 碱c碱V碱进行分析 式中:n――酸或碱中氢原子或氢氧根离子数;

c――酸或碱的物质的量浓度;

V――酸或碱溶液的体积.当用酸去滴定碱确定碱的浓度时,则: c 碱= 上述公式在求算浓度时很方便,而在分析误差时起主要作用的是分子上的 V 酸的变化,因 为在滴定过程中 c 酸为标准酸,其数值在理论上是不变的,若稀释了虽实际值变小,但体现 的却是 V 酸的增大,导致 c 酸偏高;

V 碱同样也是一个定值,它是用标准的量器量好后注入 锥形瓶中的,当在实际操作中碱液外溅,其实际值减小,但引起变化的却是标准酸用量的减 少,即V酸减小,则c碱降低了;

对于观察中出现的误差亦同样如此.综上所述,当用标准 酸来测定碱的浓度时,c 碱的误差与 V 酸的变化成正比,即当 V 酸的实测值大于理论值时, c 碱偏高,反之偏低. 同理,用标准碱来滴定未知浓度的酸时亦然.

七、盐类的水解(只有可溶于水的盐才水解)

1、盐类水解:在水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的 H+ 或OH- 结合生成弱电解质的 反应.

2、水解的实质: 水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的 H+ 或OH- 结合,破坏水的电 离,是平衡向右移动,促进水的电离.