无机化学-03-1 水的解离反应和溶液的酸碱性
无机化学 (2)
1.1107
c( H ) / c (c / c ) K a (1) 0.11.110 7 1.110 4 c( H ) 1.110 4 mol L1
pH lg1.1104 4 lg1.1 4 0.04 3.96
2
c 2 K i ( ) c
上式表示，AB的浓度c越小，解离度α 越大——稀释定律。
（三）弱酸或弱碱溶液中离子浓度的计算
以弱酸为例，使HA的浓度为c，其电离度为 K i ( HA) K w ，且c（HA）浓度值不是很小，则水 若 的离解可忽略。 HA H+ + A平衡浓度/mol·-1 c-c L c c c / c 如果 500 c（H+）<<c c-c(H+)≈c Ka 则： 2 2 2
平衡浓度/mol·-1 L c- c c c
Байду номын сангаас
[c( A ) / c ][c( B ) / c ] (c )(c ) 1 Ki c( AB) / c c(1 ) c
2 c ( )( ) 1 c
若 c / c
Ki
500, 则解离度 5%, 1 1 K i c / c
第三章 酸碱反应和沉淀反应
一、水的解离反应和溶液的酸碱度（简）
H2O(l) H+（aq）+OH-（aq） 14 c( H ) / c ][c(OH ) / c ] K w =1.0×10 =[
pH lg[c( H ) / c ]
用C（OH-）计算pH值时：
Kw c( H ) (c ) 2 c(OH )
第二节水的电离和溶液的PH
2024-09-04
目 录
水的电离与离子积常数影响KW因素分析影响水电离平衡的因素分析溶液酸碱性与 pH 值关系
01
水的电离与离子积常数
统一的化学用语： C(H+)H2O 表示水电离的氢离子浓度C(H+)HCI 表示HCI电离的氢离子浓度C(H+) 表示溶液中总的氢离子浓度
水的离子积常数 Kw
Kw = C(H⁺) × C(OH⁻)
溶液中总的氢离子浓度
溶液中总的氢氧根离子浓度
02
影响KW因素分析
温度升高，促进水的电离
随着温度的升高，水分子的热运动加剧，使得更多的水分子能够克服电离能，从而发生电离，导致KW值增大。
温度降低，抑制水的电离
当温度降低时，水分子的热运动减缓，电离过程受到抑制，导致KW值减小。
水是一种极弱的电解质，在电离过程中会生成氢离子和氢氧根离子，其电离方程式为：H₂O ⇌ H⁺ + OH⁻。
水的电离过程
在一定温度下，水的电离会达到一个动态平衡状态，即水的电离速率与氢离子和氢氧根离子的结合速率相等。存在平衡就应该有平衡常数
水的电离平衡
水的电离过程及表达式
离子积常数Kw是化学平衡常数的一种形式， 开始时用于描述在一定温度下，纯水中氢离子和氢氧根离子的浓度乘积。其表达式为：Kw = C(H⁺) × C(OH⁻) 后来实验发现这个公式不仅适用于纯水，也使用与稀得电解质溶液
温度对KW的影响
25℃ Kw=1.0×10-14
03
影响水电离平衡的因素分析
温度升高，促进水的电离
随着温度的升高，水分子的热运动加剧，使得更多的水分子能够克服电离能，从而发生电离，导致水电离程度增大。
无机化学酸碱反应与沉淀反应
Ka1 (H2S) 远远大于Ka2(H2S)， 以一元弱酸来处理
c(S2) = 1.3×10-13 mol·L-1
HAc (aq)
NH4+ (aq)
NH3 (aq) + H + (aq)
H2O (l)
OH - (aq) + H + (aq)
H3O+ (aq)
H2O (l) + H + (aq)
共轭酸碱对表示一个酸碱半反应 。若酸越易给出质子，则其共轭碱就越难接受质子，即酸越强，其共轭碱就越弱；反之，酸越弱，其共轭碱就越强。但是酸不能自动放出质子，必须有碱来接受质子；反之碱也如此。因此两对共轭酸碱对之间的质子传递反应，即质子的受授过程就是常见的酸碱反应。该理论不仅适应于水体系，而且适应于非水体系。
Ka ,Kb称为HA, B-的标准解离常数, Ka ,Kb称为HA, B-的实验解离常数，它们都具有平衡常数的特性，其值越小，表示电解质越弱。电离常数可以通过实验测得，也可以利用热力学方法根据化学热力学数据计算求得。
Kb =
{ ceq(HB)/c } . { ceq(OH- ) /c }
3.2.4 解离平衡的移动
同离子效应 （common ion effect） 在弱电解质溶液中加入具有相同离子的易溶强电解质时，使弱电解质解离度降低的现象。
HAc + H2O
H3O+ + Ac-
+ H+
水的电离和溶液的酸碱性、盐类水解讲义
龙文教育学科教师辅导讲义课题水的电离和溶液的酸碱性、盐类水解教学目标1.了解水的电离、溶液pH等概念。
2.了解强酸强碱中和滴定的原理。
3.理解盐类水解的原理。
4.了解盐溶液的酸碱性。
5.理解离子反应。
重点、难点1.了解水的电离、离子积常数。
2.了解溶液pH的定义。
3.初步掌握测定溶液pH的方法，能进行pH的简单计算。
4.初步掌握中和滴定的原理和方法。
5.了解中和滴定的误差分析方法。
6.能运用滴定原理对其他类型反应进行定性、定量分析。
7.理解盐类水解的原理。
8.了解影响盐类水解的主要因素。
9.认识盐类水解在生产、生活中的应用。
10.初步学会比较溶液中离子浓度大小的方法。
11.理解盐溶液蒸干后所得产物的判断。
考点及考试要求1.水的电离以及离子积常数的认识。
2.pH的测定以及计算。
3.中和滴定原理和方法，定性、定量的分析。
4.盐类水解的原理以及影响因素和生活中的应用。
5.溶液中离子浓度大小方法。
6.盐溶液蒸干后的产物判断。
教学内容1考点知识清单一、水的电离以及溶液的酸碱性电离方程式：，常温下，纯水中c(H+)= ，c(OH-)=水的离子积：Kw= ，常温下Kw= 。
温度升高，Kw=1.水的温度：水的电离是过程，温度升高，平衡移动。
电离影响水的电离外加酸、碱：加入的酸、碱，会使水中c(H+)或c(OH-)增大，平衡移动。
平衡的因素盐：加入可水解的盐，盐电离出的离子会与水电离出的H+或OH-结合生成，平衡移动。
溶液酸、碱性的本质是c(H+) c(OH-)，呈中性2.溶液的酸碱性溶液中c(H+) c(OH-)，呈酸性c(H+) c(OH-)，呈碱性计算公式：pH=测定方法：pH试纸或3. pH有关的知识pH试纸的使用方法：用干燥洁净的蘸取滴在pH试纸上，然后与对照。
pH试纸使用前湿润，读数时读出小数。
二、酸碱中和滴定1.概念：利用反应，用已知浓度的（或）来测定位置浓度的（或）的试验方法。
2.实验用品试剂：、、、蒸馏水。
大学无机化学第四版第三章课件
= 4.2 10-7
第二步：HCO－3 (aq) + H 2O(l)
H
3O
+
(aq)
+
CO
2－ 3
(aq)
{ { }{ } } Ka2 (H2CO3 ) =
c(H3O+ )
c(CO
2－ 3
)
c(HCO－3 )
= 4.7 10-11
K a1
Байду номын сангаас
103
K a2
溶液中的H 3 O + 主要来自于第一步解离反应，
平衡浓度
•由于同离子效应的存在，通常用初始浓度 c0(HA) ,c0(A－)代替c(HA) ,c(A－) 。
例1：H2CO3 - NaHCO 3 Ka1 = 4.2 10-7
pH
=
pK a1
-
lg
c(H 2CO3 )
c(HCO
3
)
例 2：H3PO4 - NaH2PO4
H3PO4 (aq) + H 2O(l)
H3O+
(aq)
+
H
2
PO
4
(aq)
ceq /mol L-1 cHA - x
x
cA- + x
x (cA- + cHA - x
x)
=
K a1
=
6.7 10-3
因为 Ka1 较大，x不能忽略，必须解一元 二次方程，
此时，缓冲溶液 pH值公式中的 c(HA)，c(A- )应是平衡
浓度，不能用初始浓度 代之。
c(H3O+ )的计算可按一元弱酸的解离平衡
水的电离和溶液的pH(第一课时)
水的电离和溶液的pH（第一课时）水的电离和溶液的pH是化学中十分重要的基础概念。
本文将在“接地气”的写作风格下，对水的电离和溶液的pH进行科普，增加一些语气词和情绪词，让化学学习更加生动有趣！
一、水的电离
水是一种极其重要的物质，它的化学性质对许多化学反应和地球环境有着重要影响。
水分子在互相碰撞时，会有一些分子间的反应，使其中一部分水分子转化为氢离子（H+）和氢氧根离子（OH-），此过程即称为水的电离。
水的电离反应可以表示为：H2O = H+ + OH-，其中H+离子称为酸性离子，OH-离子称为碱性离子。
二、酸碱中和
酸和碱是化学中重要的概念。
当酸性溶液和碱性溶液混合时，会发生中和反应，生成的溶液称为酸碱中和溶液。
如何确定溶液的酸碱性呢？这时就需要用到溶液的pH值。
pH值是刻画溶液酸碱性质的重要参数，它表示溶液中氢离子浓度的负对数，即pH = -log[H+]。
当溶液中[H+]浓度为1×10^-7mol/L时，它的pH为7，称为中性溶液。
当溶液中[H+]浓度高于1×10^-7mol/L时，pH小于7，称为酸性溶
液，如橙汁；当[H+]浓度低于1×10^-7mol/L时，pH大于7，称为碱性
溶液，如肥皂水。
三、结论
水的电离和溶液的pH一直是化学学习中不可或缺的基础知识。
通
过本文的科普，我们可以了解到水的电离反应和酸碱中和的基本概念，并学会了如何确定溶液的酸碱性质。
相信我们在接下来的学习中，将
更加轻松深入地了解更多化学知识。
水的电离和溶液酸碱性
中性溶液 [H+]=[OH—]=1×10—7mol/L 酸性溶液 [H+]＞[OH—] 1×10—7mol/L 碱性溶液 [H+]＜[OH—] 1×10—7mol/L
pH =7 pH＜7 pH＞7
思考: 判断溶液酸碱性的依据？
【课堂练习】
判断正误
1、一定条件下 pH值越大，溶液的酸性越强。× 2、pH值等于6的溶液，一定是一个弱酸体系。×
4、在常温下，0.1mol/L的盐酸溶液中，C(H＋)和 C(OH－)是多少？由水电离出的C(H＋)和C(OH－)是多 少? 5、在常温下， 0.1mol/L的NaOH溶液中，C(H＋)和 C(OH－)是多少?水电离出的C(H＋)和C(OH－)是多少 ?
任何水溶液中由水电离出来的[H+] H2O与[OH-] H2O相等
pH值计算二—— 强酸与强酸混合
例题：在25℃时，pH值等于1的盐酸溶液1L 和pH值等于4的硫酸溶液1000L混合pH值等 于多少？
解： pH=-lg[H+]
=-lg（1×10—1+1000×10-4）/（1+1000） =-lg2×10—4
=4-lg2 =3.7
关键：抓住氢离子进行计算！
pH值碱性与pH值
考点一:有关PH值的计算
1、意义： 表示溶液酸碱性的强弱。
2、表示： 用H+物质的量浓度的负对数来表示。 3、计算公式：pH=-lg[H+]
如[H+]=1×10-7mol/L的溶液
pH=7
pOH=-lg[OH-]
常温下：PH+POH=？14
4、溶液的pH值与酸碱性
常温下，溶液的酸碱性跟pH的关系：
↓
↑
水的电离溶液的酸碱性与pH
中性溶液中，H+和OH-浓度相等， 且等于Kw的平方根。
水的电离平衡常数是描述水分子电离 程度的定量参数，其值受温度影响。
酸碱性和pH值是描述溶液中H+和 OH-浓度的参数，对于判断溶液酸碱 性以及进行滴定分析具有实际应用价 值。
pH值的范围
总结词
pH值的范围是0-14，其中7为中性，小于7为酸性，大于7为碱 性。
详细描述
根据pH值的定义，其取值范围在0-14之间。当pH值为7时， 表示溶液呈中性；当pH值小于7时，表示溶液呈酸性；当pH 值大于7时，表示溶ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ呈碱性。因此，根据不同的pH值，可 以判断出溶液的酸碱性质。
pH值的影响因素
酸碱性与pH值的应用
工业生产
在工业生产中，酸碱度是控制化 学反应的重要参数，如印染、制
药、食品加工等行业。
环境保护
酸雨是环境污染的一种表现，其 形成与大气中二氧化硫等酸性气 体增多有关。酸碱度对土壤、水
体等环境因素也有重要影响。
人体健康
人体血液的酸碱度必须维持在一 定范围内，过酸或过碱都会影响 人体正常生理功能。因此，饮食 中酸碱性食物的平衡对保持身体
酸碱指示剂
酸碱指示剂的原理
酸碱指示剂是一种可以随溶液酸碱性变化而改变颜色的化学物质。它们通常含有对酸或碱敏感的化学物质，当与 酸或碱反应时，会改变颜色。
常见的酸碱指示剂
酚酞、甲基橙、溴酚蓝等。
酸碱性的分类
01
02
03
弱酸弱碱
弱酸和弱碱在水溶液中只 能部分电离，因此它们的 酸性或碱性较弱。
强酸强碱
详细描述
温度是影响水电离的重要因素，温度升高会使水电离 程度增大。压力对水电离的影响较小，但水的电离会 随着压力的增大而略有增大。酸碱度对水电离有直接 影响，酸性溶液中氢离子浓度增大，碱性溶液中氢氧 根离子浓度增大，都会抑制水的电离。此外，电解质 也会影响水电离，因为电解质在水中会电离出带电粒 子，这些粒子会影响水分子的电离平衡。
水的电离和溶液的酸碱性知识点总结
水的电离和溶液的酸碱性一、水的电离1． 水是一种极弱的电解质，水的电离是永恒存在的。
只要是水溶液，不要忽略H + 和 OH –的同时存在，注意不是大量共存。
（1）水分子能够发生电离，存在有电离平衡：H 2O+H 2H 3O + ＋ OH – 简写为H 2H + ＋ OH –（2）水分子发生电离后产生的离子分别是H 3O + 和OH –（3）发生电离的水分子所占比例很小根据水的电离平衡，写出相应的平衡常数表达式应有K 电离＝ 室温时，1L 纯水中（即55.56mol/L ）测得只有1×10-7molH 2O 发生电离，电离前后H 2O 的物质的量几乎不变，故c (H 2O)可视为常数，上式可表示为：c (H +)·c (OH –)＝K 电离·c (H 2O)K 电离与常数c (H 2O)的积叫做水的离子积常数，用K W 表示2．水的离子积一定温度下，无论是稀酸、稀碱或盐溶液中室温时K W ＝c (H +)·c (OH –) =1×10-14水的电离是个吸热过程，故温度升高，水的K W 增大。
同样K W 只与温度有关。
归纳：①电离常数是表示弱电解质电离趋势的物理量。
K 值越大，电离趋势越大。
②一种弱电解质的电离常数只与温度有关，而与该弱电解质的浓度无关。
③电离常数随温度升高而增大。
室温范围温度对电离常数影响较小，可忽略c (H +)·c (OH -) c (H 2O)④水的离子积不仅适用于纯水，也适用于酸、碱、盐稀溶液⑤任何溶液中由水电离的c(H+)与c(OH–)总是相等的3．影响水的电离平衡的因素：温度、酸、碱、水解盐等。
二、溶液的酸碱性和pH1．常温pH=7（中性）pH＜7 （酸性）pH＞7（碱性）2．pH测定方法：pH试纸、酸碱指示剂、pH计3．溶液pH的计算方法（1）酸溶液：n (H+)→c(H+)→pH（2）碱溶液：n(OH–) →c(OH–) →c(H+)=1×10-14/ c(OH–) →pH（3）酸碱混合：pH=7 ：n (H+)= n(OH–)pH＞7 ：n (H+)＜n(OH–)，c(OH–)= n(OH–) - n (H+)/V混合液→c(H+) →pHpH＜7；n (H+)＞n(OH–)，c(H+)= n (H+)- n(OH–) /V混合液→pH4．特例。
酸碱反应和沉淀反应
第二章酸碱反应和沉淀反应§2-1水的解离反应和溶液的酸碱性一、酸碱电离理论最早在无机化学领域获得诺贝尔化学奖的是瑞典化学家S.Arrhenius。
他应用物理学的方法研究稀溶液中化学电解分离问题，提出一个新学说——电离理论。
他认为酸是在水溶液中电离产生的阳离子全部是H+的物质；碱是在水溶液中电离产生的阴离子全部是OH-的物质，酸碱反应的实质是H+和OH-结合生成水的过程。
二、水的解离反应纯水有极微弱的导电能力，其原因是水有微弱的电离，使纯水中存在极微量的H3O+和OH-。
水的电离平衡（在纯水或稀溶液中）H2O + H2O ⇌ H3O+ + OH-；或H2O ⇌H+ + OH-；在25ºC时，纯水中[H+]和[ OH-]各等于1.0×10-7 mol·L-1，Kθ=[ H+] [OH-] /[H2O]；由于水的电离度很小，则纯水的浓度可视为常数，[H2O]=1000g·L-1/（18 g·moL-1）=55.6 mol·L-1；所以[ H+] [OH-]= Kθ·[H2O]= K wθ，K wθ称为水的离子积。
这是一个非常重要的关系式，它明确地表达了在纯水中H+和OH-浓度的乘积为一常数（K wθ）。
在25ºC时，K wθ= [H+] [OH-]=1.0×10-7×1.0×10-7=1.0×10-14。
一般，在室温下可按此值处理。
同样，K wθ=f（T）。
表1 不同温度下水的离子积t/ºC 5 10 20 25 50 100 K wθ/10-140.185 0.292 0.681 1.007 5.47 55.1三、溶液的酸碱性和pH值不仅在纯水中，而且在以水为溶剂的稀溶液中均存在着水的电离平衡，[H+] [OH-]=1.0×10-14。
1、酸性溶液：[ H+] >1.0×10-7 mol·L-1>[OH-]；2、中性溶液：[ H+] =1.0×10-7 mol·L-1=[OH-]；3、碱性溶液：[ H+] <1.0 ×10-7 mol·L-1<[OH-]；当溶液中[H+]或[OH-]较小（一般指小于1 mol·L-1）时，用[H+]的负对数（简称pH值）来表示溶液的酸碱性更方便。
水的电离和溶液的酸碱性
3)25℃：A、B、C 三种溶液，其中A中c(H+) = 10—3mol/L ，B
中 c(OH-) = 510—7mol/L，C中c(H+) / c(OH-) = 106,则三种 溶液的酸性强弱顺序如何？ A＞ C ＞ B B中c(H+) = KW / c(OH-) =2 10—8mol/L
【作业】
1.《红对勾》P60-62。 2.《红对勾》 P63-65。
3.《红对勾》 P65-69。 4.预习教材P48-52“中和滴定”并思考：
①中和滴定的原理。 ②中和滴定实验操作。 ③中和滴定数据处理。 ④中和滴定误差分析。
5.《练习手册》P135-136。 6.《练习手册》P137-138。
＋
或
KW c(OH ) c(H＋ )
－
利用Kw的定量计算——1.求溶液中的c(H+)或c(OH-)
1)判断正误：
1)任何水溶液中都存在水的电离平衡。 √ 2)任何水溶液中（不论酸、碱或中性） 都存在Kw=10-14 。 × 3)某温度下，某液体c(H+)= 10-7mol/L，则该溶液一定是纯水。 ×
若c(OH-) aq= c(OH-) H2O= 10-12 mol/L 则 c(H+) aq= 10-2 mol/L
小结
水的离子积
概念：KW c (H ) c (OH )
＋ －
25℃时： K
W
1.0 10
14
影响因素： 增大 升高温度，KW_____ 稀溶液 适用范围：纯水和_______ 中性溶液 c(H＋)=c(OH－)
酸性溶液 c(H＋)>c(OH－) c(H＋)>1.0×10-7mol/L
水的电离和溶液的酸碱性
求出混合溶液的c(OH－)。再通过Kw求出
c(H＋)，最后求pH。
高三总复习
人教版·化学
(3)强酸溶液与强碱溶液混合。实质是发生中和反应：H＋＋
ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ
OH－===H2O。首先要比较酸溶液中n(H＋)与碱溶液中n(OH－)的 相对大小，若n(H＋)>n(OH－)，则混合液显酸性，求出混合溶液
的c(H＋
)＝
高三总复习
人教版·化学
3．实验用品
高三总复习
人教版·化学
①最小分度是0.1mL，读数时应估读至0.01mL。 ②规格有25mL、50mL等。 (2)试剂：标准溶液、待测溶液、酸碱指示剂。
高三总复习
人教版·化学
4．实验操作 (1)准备过程 ①滴定管 a．检查仪器：滴定管使用前，应首先检查是否漏水。 b．润洗仪器：滴定管在加入酸、碱溶液之前，分别要用待盛溶 液润洗2～3次。 c．装液：分别将酸、碱反应液加入酸式滴定管、碱式滴定管中， 使液面位于滴定管刻度“0”以上2～3mL处。 d．调节起始读数：在滴定管下放一烧杯，调节活塞，使滴定管 尖嘴部分充满反应液(如滴定管内部有气泡，应快速放液赶出气泡)， 以免引起实验误差，并使液面处于某一刻度，准确读取读数并记录。
人教版·化学
4．pH＝10的NaOH溶液和pH＝13的NaOH溶液等体积混合，混 合溶液的pH约是________。
[解析]pH＝10 的 NaOH 溶液中[OH－]＝10－4 mol·L－1，pH＝
13 的 NaOH 溶液中[OH－]＝10－1 mol·L－1，混合溶液的[OH－]＝
10－4
mol·L－1＋10－1 2
高三总复习
人教版·化学
2．酸碱中和滴定误差分析
高三化学复习课水的电离和溶液的酸碱性ppt课件.ppt
与 c(OH—)总
酸碱性
关系
pH=4 NH4Cl
10-14 10-4
10-4
10-4 10-10
4
＞
酸
pH=10 CH3COONa
10-14
10-4
10-4
10-10 10-4 10
＜
碱
NaCl 10-14 10-7
10-7
10-7
10-7
7
=
中
影响水电离平衡因素的定量分析 病原体侵入机体，消弱机体防御机能，破坏机体内环境的相对稳定性，且在一定部位生长繁殖，引起不同程度的病理生理过程
病原体侵入机体，消弱机体防御机能 ，破坏 机体内 环境的 相对稳 定性， 且在一 定部位 生长繁 殖，引 起不同 程度的 病理生 理过程
能力 提升
☆(07天津)25 ℃时，水的电离达到平衡：
H2O
H＋＋OH－；H＞0，
下列叙述正确的是( B )
A.向水中加入稀氨水，平衡逆向移动，c(OH－)降低
B.向水中加入少量固体硫酸氢钠，c(H＋)增大，KW不变 C.向水中加入少量固体CH3COONa，平衡逆向移动，c(H＋)降低 D.将水加热，KW增大，pH不变
病原体侵入机体，消弱机体防御机能 ，破坏 机体内 环境的 相对稳 定性， 且在一 定部位 生长繁 殖，引 起不同 程度的 病理生 理过程
课前 小测
25℃时, 1、pH=2的溶液中,水电离的c(H+)=
2、水电离的c(H+)=1×10-12mol·L-1,则溶液的pH=
病原体侵入机体，消弱机体防御机能 ，破坏 机体内 环境的 相对稳 定性， 且在一 定部位 生长繁 殖，引 起不同 程度的 病理生 理过程
- 1、下载文档前请自行甄别文档内容的完整性，平台不提供额外的编辑、内容补充、找答案等附加服务。
- 2、"仅部分预览"的文档,不可在线预览部分如存在完整性等问题,可反馈申请退款(可完整预览的文档不适用该条件!)。
- 3、如文档侵犯您的权益，请联系客服反馈,我们会尽快为您处理(人工客服工作时间：9:00-18:30)。
3-1-1 酸碱的电离理论
阿仑尼乌斯酸碱电离理论
酸：在水溶液中解离产生的阳离子全部
碱：是在3H水-+1溶的-1液化酸中合碱解物的离产电生离的理阴论离子全部
是OH-的化合物 酸碱中和反应的实质：
H+和OH-结合生成H2O 酸碱的相对强弱可根据在水溶液中解离 出来的H+和OH-程度来衡量
无机化学多媒体电子教案
第三章 酸碱反应和沉淀反应
第一和溶节第水 液一的 的解 酸节离 碱反性应 水的解离反应 和溶液的酸碱性
2020/8/23
3-1-1 酸碱的电离理论
酸碱理论
阿仑尼乌斯(Arrhenius)电离理论
富兰克3-林1-(1F酸ra碱nk的lin电)溶离剂理理论论
布朗斯泰德(Bronsted)质子理论 路易斯(Lewis)电子理论 皮尔逊(Pearson)软硬酸碱理论
2020/8/23
3-1-2 水的解离反应和溶液的酸碱性
水的解离反应
纯水或稀溶液中
3-1-2H水2O的(l) 解离H反+(a应q)和+ O溶H液-(a的q) 酸 {c(H+)/c }{碱c(O性H-)/c }=Kw
Kw——水的离子积
Kw与温度有关 Kw(298.15K)=1.0×10-14
2020/8/23
溶液的酸碱性和pH
溶液的酸碱性
溶液酸碱性 酸性 中性 碱性
c(H+)p/mHo值l·L越-1 小>1.0，×溶10-7液1.酸0×性10-越7 <强1.0×10-7 c(OH[-pc)(/HHm+值o)l/·cL越]-1[c大<(O1.H0，×-)/溶1c0]-7=液11..碱00××性1100--越714>=强1K.0w×10-7
例 2 0.10 mol·L-1NH3·H2O溶液中, c(OH-)=1.32×10-3mol·L-1
pH=14-pOH=14+lg[c(OH-)/c ] =14+lg(1.32×10-3)=11.12
2020/8/23
溶液的酸碱性和pH
酸性增强 中性 碱性增强
c(H )/(mol·L ) +
-1 1 10-1 10-2 10-3 10-4 10-510-6 10-7 10-810-910-1010-1110-1210-1310-
pH试纸在不同的pH溶液中显不同的颜色
2020/8/23
无机化学多媒体电子教案
第一节结束
第三章 酸碱反应和沉淀反应
第一节 结束
14
pH 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14
pH值能否 < 0, 或 > 14 ?
2020/8/23
酸碱指示剂
能在一定pHBiblioteka 围内保持一定颜色的某些 有机弱酸或弱碱
3.1 ~ 4.4 甲基橙 红← 橙 → 黄
石蕊
红←5.0 紫~ 8.0→蓝
酚酞
无色←8.0粉~红10.→0 红
pH=-lg [c(H+)/c ]
溶液酸碱性 酸性
pH值
<7
pOH=-lg [c(OH-)/c ]
中性 =7
碱性 >7
p202H0/8/2=3 pKw-pOH=14-pOH
例１ 0.10 mol·L-1HOAc溶液中, c(H+)=1.34×10-3mol·L-1
pH=-lg[c(H+)/c ]=-lg[1.34×10-3]=2.87