电解质溶液的酸碱性.doc

五、电解质溶液的酸碱性

1、电解质量溶液的酸碱性的表示方法
（1）溶液的pH
在纯水和电解质的稀溶液里都存在水的电离平衡及水的离子积(Kw)。Kw指明了H+离子和OH－离子的依存关系及其数量关系。[H+]和[OH－]可以相互换算，因此可以用[H+]统一表示水溶液的酸碱性。但在稀溶液里[H+]很小，计算时很不方便。若取[H+]的负对数，计算时就很方便。因此pH是表示溶液酸碱性的一种方法。即pH = lg[H+]或[H+] = 10－pH。在常温下：
[H+]>10－7，则pH < 7，溶液呈酸性，[H+]越大，pH越小，酸性越强；[H+]= 10－7，则pH = 7，溶液呈中性；[H+] < 10－7，则pH > 7，溶液呈碱性，[H+]越小，pH越大，碱性越强。
（2）酸碱指示剂
借助于颜色的改变来表示溶液pH的物质叫做酸碱指示剂。例如甲基橙，它是一种有机弱酸，以 HIn表示，电离方程式为：
HIn H+ + In－
(红色) (黄色)
当黄色物（In－）和红色的（HIn）各占50%时，溶液显橙色；若[H+]增大到pH为3.1时，红色的HIn占90%，黄色的In－占10%，溶液显红色，[H+]再增大，即pH < 3.1，肉眼已看不出颜色的变化；若[H+]减小到pH为4.4时，约有90%的黄色离子、10%的红色分子，溶液显黄色，[H+]再减小，即pH > 4.4，肉眼也看不出颜色的变化。肉眼能观察到的颜色变化的pH范围叫做该酸碱指示剂的变化范围。变化范围中pH较小的一侧的颜色称为指示剂的酸色，pH较大的一侧的颜色称为指示剂的碱色。下表中是几种常用酸碱指示剂的变色情况：
指示剂名称
变色范围pH及颜色
颜 色

酸 色
碱 色
甲 基 橙
酚 酞
石 蕊
3.1—4.4（橙色）
8.0—10.0（浅红色）
5.0—8.0（紫色）
红
无色
红
黄
红
蓝

2、酸、碱能够抑制水的电离
酸溶液或碱溶液里都存在水的电离平衡及水的离子积，但由于酸溶液里[H+]较大，碱溶液里[OH－]较大，因此其中水的电离平衡均向逆方向移动，抑制了水的电离。举例如下：
（1）0.001 的HCl溶液、0.001 的CH3COOH(25℃, a = 13.2%)溶液中水的电离。HCl溶液里：[H+]= 10－3 ，则[OH－]水= [H+]水 = 10－－11 < 10－7, CH3COOH2溶液里：[H+] = 10－3×13.2×10－2 = 13.2×10－5 , 则[OH－]水 = [H+]水= 7.6×10－11< 10－7。
可见酸溶液里水的电离度小于纯水的电离度，且同浓度的一元强酸溶液里水的电离度小于一元弱酸溶液里水的电离度。
（2）0.001 NaOH溶液、0.001 NH3·H2O(25℃, a = 13.4%)中水的电离。
NaOH溶液里：

NH3·H2O溶液里：
[OH－] = 13.4×10－5, 则[H+]水 = [OH－]水 = 7.5×10－11<
10－7
可知碱溶液里水的电离度小于纯水的电离度，且同浓度的一元强碱溶液里水的电离度小于一元弱碱溶液里水的电离度。

3、盐溶液的酸碱性
盐溶液里也存在水的电离平衡及水的离子积。
（1）强酸强碱（正）盐溶液呈中性
由于强酸强碱盐电离出来的金属阳离子和酸根阴离子能跟水电离出来的H+离子、
OH－离子大量共存，不会结合成弱电解质，因此不影响水的电离平衡，溶液中：
[H+] = [OH－] = 10－7，呈中性。强酸强碱盐不发生不解反应。
（2）强酸弱碱盐溶液呈酸性
强酸弱碱盐电离出来的阳离子和酸根阴离子，前者能跟水电离出来的OH－离子结合成难电离的弱碱，而后者跟水电离出来的H+离子能大量共存，因此使水的电离平衡向正方向移动，结果溶液中[H+] > [OH－]，显酸性。强酸弱碱盐能发生水解反应。
（3）强碱弱酸盐溶液呈碱性
强碱弱酸盐电离出来的阳离子和酸根阴离子，前者能跟水电离出来的OH－离子大量共存，而后者跟水电离出来的H+离子结合成难电离的弱酸，因此必促进了水的电离，结果溶液中[OH－] > [H+]，显碱性。强碱弱酸盐能发生水解反应。
（4）弱酸弱碱盐溶液的酸碱性
弱酸弱碱盐电离出来的阴、阳离子能分别结合水电离出来的H+离子和OH－离子，生成相应的弱酸和弱碱，大大促进了水的电离。其溶液的酸碱性，要由水解生成的弱酸和弱碱的相对强弱来决定。例如在CH3COONH4溶液中，CH3COO－ + NH4+ + H2O = CH3COOH + NH3·H2O，因为a酸 = a碱，所以溶液中[H+] = [OH－]，呈中性，又如在NH4CN溶液中，NH4+ + CN－+ H2O = NH3·H2O + HCN，因为a酸 < a碱，呈碱性。
从以上分析可知，除强酸强碱盐之外，其它各类盐的离子可以跟水中的H+离子或
OH－离子相结合而生成弱电解质，从而破坏水的电离平衡，使溶液中的[H+]和[OH－]相对发生改变，使这些盐的溶液显酸性或显碱性，这就是盐类水解反应的实质。
影响盐类水解的因素：
①盐的组成。例如不同弱酸的钠盐、酸根对应的酸越弱，其水解程度越大，溶液的碱性越强。酸性：H2SO4 > H2CO3 > H2SiO3，溶液的碱性：Na2SiO3 > Na2CO3 > Na2SO3。
②外界条件。例如：用水稀释或加热可促进盐的水解；在盐溶液中加入酸可抑制阳离子水解，加入碱可抑制阴离子水解。
（5）酸式盐溶液的酸碱性
①强酸酸式盐溶液显酸性：如NaHSO4。
②弱酸酸式盐溶液
电离程度大于其水解程度的，显酸性。如：NaHSO3、NaH2PO4。
水解程度大于电解程度的，显碱性。如：NaHCO3、HaHS、Na2HPO4等。

4、酸碱中和滴定
（1）原理：根据酸碱反应的化学方程式确定它们的浓度、体积的关系。
如用标准盐酸（或硫酸）滴定未知浓度的氢氧化钠溶液：
HCl——————NaOH H2SO4——————2NaOH

（2）操作过程（以标准盐酸滴定待测氢氧化钠溶液为例）
①用蒸馏水洗净酸滴定管、碱滴定管和锥形瓶，并检查滴定管是否漏水，用标准盐酸润洗酸滴定管、用待测NaOH溶液润洗碱滴定管各2—3次。
②将标准盐酸注入酸滴定管、待测NaOH溶液注入碱滴定管，使各自液面均在“0”以上，固定在管夹上，使各自的尖嘴部分均充满溶液，并调整液面在“0”或“0”以下某一刻度。
③用锥形瓶取一定体积的待测NaOH溶液，滴入2滴酚酞指示剂。
④用标准盐酸滴定待测NaOH溶液，不断摇动锥形瓶，眼睛注视锥形瓶内溶液颜色的变化。当看到加入1滴盐酸时，溶液立即褪成无色，再加1滴NaOH溶液，溶液又显红色，即达到了滴定终点。
⑤记录两个滴定管的刻度，确定用去的盐酸和NaOH溶液的体积，用公式进行计算。
注意：若只用水洗酸、碱滴定管后没有分别用标准酸液和待测碱液润洗；用水洗锥形瓶后再用待测碱液润洗；滴定管尖嘴部分留有气泡；滴定过程中不摇动锥形瓶，一旦发现所加指示剂变色了就当作滴定终点；读取滴定管放出液体的体积时视线与刻线不在同一水平线上等等不正确的操作，均会造成测定结果产生误差。
将上述有关知识归纳如下：