高中化学4-3-2水的电离和溶液的酸碱性课件

其中常数K与常数c(H2O)的积记为Kw, 称为水的离子积常数，简称为离子积
实验测得： 在25℃，水电离出来的c(H+)=c(OH-)=10-7mol/L
25℃时〔常温〕
KW =c〔H+〕·c〔OH-〕 =1×10-
如14果温度变化Kw会如何变化?为什么?
2. 影响水的电离平衡的因素
在25℃下，在纯水中存在电离平衡 H2O 如改变条件，填空：
10—12 10—13 10—14
增 强
10-14 10-13 10-12 10-11 10-10 10-9 10-8 10-7 10-6 10-5 10-4 10-3 10-2 10-1 100
2〕 溶液的酸碱性与pH的关系
任意温度 25℃
酸碱性与pH的关系
酸性 c(H+)＞c(OH-) PH＜7 c(H+) 越大pH越小，酸性越强
中性 c(H+) = c(OH-) PH = 7
碱性 c(H+)＜c(OH-) PH＞7 c(OH-) 越大pH越大，碱性越强
思考：pH为7的溶液是否一定是中性溶液？
练习:
1.甲溶液的pH＝3，乙溶液的pH＝1，那么甲溶液
中[H+]与乙溶液中[H+]之比为
B
pH相差a，[H+]相差10a
2. pH=3的盐酸 pH增大1，c(H+)差多少倍？盐酸
红色
(2) pH试纸(定量粗略测量)
(整数位)
pH 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14
红色
强酸性
橙 橙 黄 浅 深草 蓝色深蓝色 蓝
红 黄 色 草 绿色
紫
色色 绿
色
色
弱酸性 中性 弱碱性 强碱性
讨论： pH试纸的使用
▪能否直接把pH试纸伸到待测液中？
▪是否要先湿润pH试纸后，再将待测液滴到pH试纸上？
H2O
H+ + OH-
水是极弱的电解质,水电离出的H+、OH-浓度相等)
25℃ 1L水只有10-7molH2O分 子发生电离
多少个水分子才有1个电离？
×108
1、水的离子积常数
H2O
பைடு நூலகம்
H+ + OH-
K 电离＝
c(H+)×c(OH-）
c(H2O）
K .c(H2O) = c ( H+) .c( OH-) Kw = c ( H+) .c( OH-)
浓度差多少倍？ c(H+)相差10倍；物质的量浓度强酸相差10倍
2、有关溶液pH的计算
(1)单一溶液的计算 pH= -lgc(H+)
酸性:求c(H+) →pH 碱性:求c(OH-) → c(H+) → pH C(H+)·c(OH-) =1× 10-14
(2)强酸、强碱的稀释
例 1. pH=3 的 盐 酸 ① 加 水 稀 释 到 原 来 的 10 倍 ， pH=__4______②加水到原来的103倍，pH =__6_________, ③加水到原来的104 倍pH= __接__近__7_, ④加水到原来的106倍，
方法：先反应---按过量的计算， 若酸过量，求c(H+)，再算pH值。
若碱过量，先求c(OH-)，再求c(H+)，再算pH值
➢pH值的计算—— 强酸与强碱混合
例题9：在25℃时，100mol/L的氢氧化钠 溶液混合后, 溶液的pH值等于多少？
解： NaOH
mol
+ HCl = NaCl + H2O
pH=12 氨 水 加 水 稀 释 到 原 来 10 倍 ， 溶 液 的 pH 值 范 围
____1_1__~_1_2_______________
结论：弱酸〔碱〕每稀释10倍，pH值向7靠拢不到一个单位
弱酸、弱碱稀释后溶液pH的变化比强酸、强碱小。
例5. pH=4和pH=5的两种盐酸溶液等体积混合，求混 合溶液的pH值
▪在105 ℃ 时，纯水中c(H+)为多少？ ▪c(H+) ＞1×10-7mol/L是否说明105 ℃ 时纯水溶液呈酸性？ ▪105℃ 时， c(H+) = 1×10-7mol/L溶液呈酸性还是碱性？
不能用 c(H+)等于多少来判断溶液酸、碱性，只能通过 两者相对大小比较
1、pH
pH意义：表示溶液酸碱性的强弱。 用H+物质的量浓度的负对数表示
pH=_____接__近_ 7 关键：抓住氢离子进行计算！
例2. ①pH=10的NaOH溶液加水稀释到原来的10倍，那 么溶液的pH=9___________② 加水稀释到原来的102倍， 那么溶液的pH8=______________③加水稀释到原来的103 倍，那么溶液的接pH近=7_______________④加水稀释到原来 的105倍，那么溶液接的近pH7=_______________
一般地，浓度的溶液叫标准液， 未知浓度的溶液叫待测液
中和滴定的根本实验思路： 固定待测液体积，测定标准液体积， 结合反响计量系数，计算待测液浓度。
实验关键点：
⑴准确测定参加反响的两种溶液的—体—积—
—
进行完全
⑵准确判断中和反响是否———————
—。
2、酸碱中和滴定的仪器及试剂：
⑴标准液
试剂 ⑵待测液
关键：抓住氢氧根离子离子进行计算！
结论：
强酸溶液每稀释10倍，PH增大一个单位。 强碱溶液每稀释10倍，PH减小一个单位。 酸、碱溶液无限稀释时，pH均无限接近于7 (均要考虑水的电离)。
(3)弱酸、弱碱的稀释
例3. pH=3醋酸加水稀释到原来10倍，溶液的pH值范
围___3_~_4__________________
3、 pH的测定方法
(1) 酸碱指示剂〔定性测量范围〕
酸碱指示剂的颜色变化是在一定的pH值范围 内发生的。我们把指示剂发生颜色变化的pH值范 围叫做指示剂的变色范围。
pH 1 2 3.1 4.4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14
甲基橙 红色 橙色
黄色
石蕊
红色
紫色
蓝色
酚酞
无色
浅红 色
假设c(H+) aq= c(H+) 水= 10-12 mol/L 那么 c(OH-) aq= 10-2 mol/L 溶液显碱 性 假设c(OH-) aq= c(OH-)水= 10-12 mol/L 那么 c(H+) aq= 10-2 mol/L 溶液显酸性
二、溶液的酸碱性与pH
讨论：KW105℃=10-12
一、水的电离 二、溶液的酸碱性与pH 三、pH的应用
一、水的电离
阅读讨论：
H2O + H2O 简写： H2O
H3O+ + OHH+ + OH-
(1)由水电离出来的c(H+)与c(OH-)大小有何关系？
(2) 水的电离平衡常数表达式应如何表示？
（３）在25℃下，1L水中有多少mol水发生了电离呢? (4)离子积常数是指什么呢？
水的离子积：KW = c〔OH -〕·c〔H+〕 ( 25℃时，KW = 1.0 ×10 -
水的电离
14 ) 温度： T ↑， KW ↑
影响因素 酸： 抑制水的电离， KW不变
碱： 抑制水的电离， KW 不变
注意： H2O
H+ + OH-
1、在任何水溶液中，均存在水的电离平衡，
Kw=c(H+)·c(OH-)均成立。〔25℃时Kw =10-14 〕式中
▪能否用广泛pH试纸测出来？
标准比色卡中的数据都是整数
▪如用湿润的pH试纸检验待测液，对该溶液pH值的测定：
A、一定有影响
B、偏大 C、偏小 D、不确定
使用方法： 直接把待测液滴在枯燥的pH试纸上，跟标准比色卡
注相意比照：①不能用水润湿②要放在玻璃片(或外表 皿)上③用玻璃棒蘸待测液滴于试纸上
(3) pH计(定量精确测量) (小数位)
0.06 mol
C(H+
pH= -lg c(H+) = -lg10-1=1
例题10：在25℃时，100mol/L的氢氧化钠 溶液混合后,溶液的pH值等于多少？
解： NaOH +
mol
c(OH-
HCl = NaCl + H2O
mol
C(H+)=10-14/10-1=10-13mol/L
pH =-lgc(H+) = 13
计算：
1. 的盐酸溶液中， c〔H＋〕=？ 、 c〔OH-〕=？、
由水电离出的c〔OH-〕水=？、 c〔H＋〕水=？
的NaOH溶液中， c〔OH-〕=？、c〔H＋〕=？、
由水电离出的c〔OH-〕水=？、 c〔H＋〕水=？
的NaCl溶液中， c〔OH-〕=？、c〔H＋〕=？
逆推：
某溶液中由水电离产生的c(H+) = 10-12 mol/L ， 那么该溶液呈酸性还是碱性？ c(H+) 水= c(OH-) 水= 10-12 mol/L
c(H+)与c(OH-) 比较
纯水 无
=10-7 =10-7 c(H+)=c(OH-)
HCl 左移 >10-7 <10-7 c(H+)>c(OH-)
NaOH 左移 <10-7 >10-7 c(H+)<c(OH-)
溶液 酸碱性
中性 酸性 碱性
溶液的酸碱性由 溶液中H+、OH-浓度相对大小决定
常温25℃ 酸性:c(H+) ＞c(OH-) c(H+)＞10-7mol/L
⑶指示剂
作用：通过指示剂—颜—色—变化确 定终点
仪器：
选择原那么变—色—明—显—、—灵—敏—， ——— 终点与变—色—范—围—一致 ———————
用作中和反 响容器，盛 装待测液
用于配制 标准液
例6. pH=10和pH=8的两种NaOH溶液等体积混合，求 混合溶液的pH值。
(4)强酸〔碱〕溶液混合
(5)强酸、强碱溶液混合
例7. 0.1L pH=2盐酸和0.1L pH=11的NaOH溶液相混合， 求混合后溶液的pH值 例8. pH=2盐酸和pH=12的Ba(OH)2溶液等体积相混合， 求混合后溶液的pH值。
三、酸碱中和滴定
化学分析的分类： 鉴定物质组成成分，叫做—定—性—分——析——； 测定物质组成成分的含量，叫做—定—量——分—析——；
酸碱中和滴定就是一种根本定量分析方法
1、酸碱中和滴定的定义：用———物—质—的—量 —浓—度—的—酸—(或—碱—) ————未来知测物定质—的—量—浓—度— —的—碱—(或—酸—)—————————————的 定量分析方法叫做酸碱中和滴定 酸碱中和反响的实质：—H—++—OH—－—=H—2O——— ———
的c(H+〕、 c(OH-)均表示整个溶液H+、 OH-中的总物质
的量浓度
2、水电离出的H+、OH-永远相等
3、溶液的酸碱性与H+、OH－浓度的关系
水的离子积常数 Kw = c ( H+) .c( OH-)
=1×10-14(25℃)
对水电 离平衡 的影响
c(H+) mol/L
c(OH-) mol/L
H++OH-
改变条件
参加HCl 参加NaOH 参加NaCl
水的电离平衡移 动方向
向逆向移动 向逆向移动
不移动
c(H+) 变化 增大 减少 不变
参加金属Na 向正向移动
减少
c(OH-) 变化
减少 增大 不变
增大
Kw
10-14 10-14 10-14 10-14
升高至 100℃
向正向移动 增大 增大 增大
4. 任何水溶液中都有c(H+)和c(OH-)。
√
5. c(H+)等于10-6mol/L的溶液一定呈现酸性。 ×
6. 对水升高温度电离程度增大，酸性增强。
×
比较： BADEC
以下五种溶液中c(H+)由大到小的排列顺序 A.0. 1 mol·L-1的盐酸； B.0.1 mol·L-1的硫酸；
C. 0.1 mol·L-1的NaOH; 1×10-13mol/L D. 0.1 mol·L-1的CH3COOH小; 于 E. 0.1 mol·L-1的NaCl， 1×10-7mol/L
中性:c(H+) = c(OH-) c(H+) = 10-7mol/L 碱性:c(H+) ＜c(OH-) c(H+)＜10-7mol/L
判断正误：
√ 1. 如果c(H+)不等于c(OH-)那么溶液一定呈现酸碱性。
√ 2. 在水中加酸会抑制水的电离，电离程度减小。
√ 3. 如果c(H+)/c(OH-)的值越大那么酸性越强。
pH
0
1
2
结合pH与c(H+)的关系， 3
思考溶液酸碱性与pH 4
的关系
5
6
7
c(H+) 越大
8 9
pH 越小
10 11
酸性越强，
12 13
14
C(H＋) C(OH-)
100
酸
10－1 性
10—2 10—3 10—4
增 强
10—5
中 10—6
10—7 10—8
性
10—9
碱 10—10
性 10—11
1〕定义式：pH=-lgc(H+)
计算以下溶液的pH，通过计算结果思考： 表示溶液的酸碱性什么时候用pH更加方便？ 25℃ 10-5 mol/L盐酸 1 mol/L盐酸 25℃ 10-5 mol/LNaOH溶液
用pH表示c(H+)或c(OH-)<1mol/L的溶液酸碱性比较方便。 c(H+)或c(OH-)>1mol/L的溶液的酸碱性不用pH表示。