水的电离和溶液的酸碱性.ppt

第27讲 水的电离和溶液的酸碱性,知道水的离子积常数Kw及其与温度的关系 了解溶液的pH、溶液中c(H+)和c(OH-)的大小、溶液的酸碱性三者之间的关系 了解溶液pH与c(H+) 的定量关系，能进行有关溶液pH值的简单计算,1、水的电离 （1） H2O H+OH-,（2）水是极弱的电解质,25C 1L水只有10-7molH2O发生电离,（3）25C，多少个水分子才有1个电离？,55.6107,考点一:水的电离和水的离子积,在一定温度时： c(H+)c(OH-)=Kw，叫水的离子积 25时，Kw=110-14,2、水的离子积,水的浓度视为常数， K 电离也是常数 所以 K W c(H+)c(OH-）为一个新的常数。,提问：常数是否就不变呢？根据前面所学知识，水的离子积会受什么外界条件影响？,c(H+)=c(OH-)=110-7mol/L,分析表格中的数据，有何规律，并解释之。,1.1410-15 6.8110-15 110-14 5.4710-14 110-12,温度越高，Kw越大。,水的电离是吸热过程。,升高温度，促进水的电离,Kw增大。 Kw只于温度有关,与浓度无关。,（6）根据Kw=C(H)C(OH) 在特定温度下为定值,C(H) 和C(OH) 可以互求.,（5）不论是在中性溶液还是在酸碱性溶液，水电离出的C(H+)C(OH),（4）常温下,任何稀的水溶液中 Kw= C(H+)C(OH)=11014,（3）溶液的酸碱性与C(OH-)、 C（H+）的相对大小有关,（2）在溶液中,Kw中的C(OH-) 、 C（H+）指溶液中总的离子浓度.,（1）Kw取决于温度,不仅适用于纯水,还适用于其他溶液。,【小结】,水的电离过程为H2O HOH，在不同温度下其平衡常数为K(25)1.01014，K(35)2.11014。则下列叙述正确的是 A.c(H)随着温度的升高而降低 B.在35时，c(H)c(OH) C.水的电离度(25)(35) D.水的电离是吸热的,D,体验高考,跟踪训练,【思考与交流】,能发生自电离的共价化合物很多。如：BrF3+BrF3 BrF4+BrF2+，以水自电离思考，写出液氨、乙醇、乙酸自电离的电离方程式。,NH3+NH3 NH4+NH2 CH3CH2OH+CH3CH2OH CH3CH2OH2 + + CH3CH2O CH3COOH+CH3COOH CH3COOH2+CH3COO,强酸弱碱盐,强碱弱酸盐,强酸强碱盐,考点二、影响水的电离平衡的因素,1)酸,2)碱,3)盐,4)温度,抑制水的电离，KW保持不变,抑制水的电离，KW保持不变,促进水的电离，KW保持不变,促进水的电离，KW保持不变,不影响水的电离，KW保持不变,升高温度促进水的电离，KW增大,注意：KW是一个温度函数只随温度的升高而增大,加入强酸,增大OH-,增大H+,减小H+：加入强碱弱酸盐,减小OH-：加入强酸弱碱盐,升高温度,降低温度,加入强酸及中强酸的酸式盐。,抑制水电离,促进水电离,加入弱酸,加入强碱,加入弱碱,【总结】,(2) 下列物质溶解于水时，电离出的阴离子能使水的电离平衡向右移动的是（ ）,A,(1)下列微粒中不能破坏水的电离平衡的是（ ） A、H+ B、OH- C、S2- D、Na+,D,【课堂练习】,(3)某温度下纯水中c(H+) = 210-7 mol/L，则此时溶液中的c(OH-) = _。 若温度不变，滴入稀盐酸使c(H+) = 510-6 mol/L，则此时溶液中的c(OH-) = _,210-7 mol/L,810-9 mol/L,（4）在常温下，0.1mol/L的盐酸溶液中水电离出的c(H )和c(OH)是多少?,水电离出的c(OH-)=110-14/0.1=110-13mol/L = c(H ),【课堂练习】,（5）在常温下， 0.1mol/L的NaOH溶液中水电离出的c(H)和c(OH)是多少?,（6）在常温下，由水电离产生的C（H+）=110-13 mol/l的溶液，则该溶液的酸碱性如何？,答：可能是酸性也可能是碱性,(7)某溶液中由水电离出来的C(OH)=10-12mol/L，则该溶液中的溶质不可能是（ ） A、HCl B、NaOH C、NH4Cl D、H2SO4,C,课堂练习,(8)室温下，由水电离产生的c(OH)=10-11mol/L的溶液中，一定大量共存的离子组（ ） ANa+ 、 NH4+ 、 Cl- 、SO42- B. S2- 、 CH3COO- 、Na+ 、 NH4+ C. K+ 、 Na+ 、 HCO3- 、NO3- D. K+ 、 Na+ 、 NO3- 、SO42-,一定,可能,D,AD,练习： 1)10-5mol/L、0.1mol/L、 0.5mol/L、 1mol/L盐酸溶液的pH值分别为多少？ 2) 10-5mol/L、0.1mol/L 、1mol/LNaOH溶液的pH值为多少？ 计算碱溶液pH值应先算c(OH-) ，再利用KW计算出c(H+) 若pOH用OH-物质的量浓度的负对数来表示 ， 则0.1mol/LNaOH 溶液的pOH值为多少？,1、意义：,pH的大小能反映出溶液中c(H+)的高低, 即表示稀溶液酸、碱性的强弱。,2、表示：,用H+物质的量浓度的负对数来表示。,pH=-lgc(H+),pH+ pOH =14,(一)pH值概念,表示较小的c(H+)=10-12mol/L时，很麻烦但应用广 所以引入了一种方便方案：,c(H+) 10-12mol/L ,负对数 p H+（hydrogen）H,lg2=0.3 lg3=0.477 lg5=0.7 Lg5.5=0.74,考点三、溶液的pH,(二)溶液的pH值与酸碱性强弱的关系,pH =7,pH7,pH7,讨论： pH值变化与酸碱性变化的关系怎样？,（未给明条件时）不能用pH值等于多少来判断溶液酸、碱性。一般都是未注明条件都是指常温。,pH值越大碱性越强，pH越小酸性越强,练习:KW100=10-12，试求在100 时纯水的pH值 pH=6是否说明100 时纯水成弱酸性？,pH值有关判断正误,1、一定条件下 pH值越大，溶液的酸性越强。 2、强酸溶液的pH值一定小。 3、pH值等于6的溶液，一定是一个弱酸体系。 4、pH值相同的强酸和弱酸中c(H+)相同。 5、在常温下，pH=0的溶液酸性最强，pH=14的溶液碱性最强 6、pH值有可能等于负值。 7、常温下，由水电离出的c(H+) 10-12mol/L，则溶液pH定为12 8、相同体积和pH值的盐酸，醋酸、硫酸中H+的物质的量相等, ,(三)pH值测定方法,1.定性测定：酸碱指示剂法,2.定量测定：pH试纸法 、pH计法等,酸碱指示剂一般是弱的有机酸或弱的有机碱。 以HIn代表石蕊分子,3.14.4,5.08.0,8.010.0,指示剂的变色范围,HIn（红色） H+ +In- （蓝色）,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？ 能否用pH试纸测出pH=7.1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：直接把待测液滴在干燥的pH试纸上，试纸上显出颜色后马上跟标准比色卡相对比,0.1mol/L的NaOH溶液中，pH=? c（OH-）？、c（H）？、 由水电离出的c（OH-）水？、 c（H）水？、,2. 0.1mol/L的H2SO4溶液中， c（H）？ 、 c（OH-）？、pH=? 由水电离出的c（OH-）水？、 c（H）水？、,3. 0.1mol/L的NaCl溶液中， c（OH-）？、c（H）？pH=?,考点四、有关pH的计算,单一溶液的pH计算,要注意温度、溶剂对Kw的影响。,练习1某温度下，重水（D2O)的离子积常数为110-12。若用定义pH一样来规定pD= -lg c(D+)，则在该温度下，下列叙述正确的是： A.纯净的重水中，pD=7 B.1L溶液有0.01molDCl的重水溶液，其pD=2 C.1L溶液有0.01molNaOD的重水溶液，其pD=12 D.纯净的重水中，c(D+)c(OD-)1.010-14,单一溶液的pH计算,练习2. 某温度下的溶液中，c(H+)=10xmol/L,c(OH-)=10ymol/L.x与y的关系如下图所示:求该温度下,中性溶液的pH. 求该温度下0.01mol/LNaOH溶液的pH.,由图知c(H+) c(OH-)=10-15,中性溶液中, c(H+) =c(OH-) = 10-7.5mol/L pH=7.5,0.01mol/LNaOH中 ,c(OH-)=10-2, c(H+) =KW/c(OH-) = 10-13mol/L pH=13,单一溶液的pH计算,先求混合溶液 中c(H+) , 再求 pH, pH将变大,强酸混合后求溶液pH,例: pH=5和 pH=3的两种盐酸等体积混合后,求混合溶液的pH。,cH+混 =, 510-4mol/L,则pH = -lg510-4 = 3.3。,解析：pH=5的盐酸溶液中cH+=10-5 mol/L，pH=3的盐酸溶液 中cH+=10-3mol/L，所以:,考点四、有关pH的计算,先求混合溶液中c(OH-) , 再求 混合溶液中c(H+) , 最后求 pH ；,强碱混合后求溶液pH,例:常温下pH=10与pH=12的NaOH溶液等体积混合，求混合液的pH。,错解：pH=10的NaOH溶液中cH+=10-10mol/L，pH=12的NaOH溶液中cH+ = 10-12mol/L，所以:,分析：上述解法在近似处理时，是把pH=12的NaOH溶液中的cH+忽略不计，而对于NaOH溶液来说，pH越大，碱性越强，NaOH浓度越大，cH+越小，把浓溶液忽略不计，显然是错误的。,cH+混 =, 510-11 mol/L,则pH = -lg510-11 = 10.3。,正解：pH=10的NaOH溶液中cH+=10-10mol/L，cOH-=10-4mol/L， pH=12的NaOH溶液中cH+=10-12mol/L，cOH-=10-2mol/L。所以:,cOH-混 =, 510-3 mol/L,cH+混=210-12mol/L,则pH = -lg210-12 = 11.7。,溶液稀释有关计算,pH=5的H2SO4溶液稀释500倍后，溶液中的cH+与cSO42-之比为_。 A.1：1 B.2：1 C.1：10 D.10：1,错解：pH=5的H2SO4溶液中cH+=10-5mol/L， cSO42-= 510-6mol/L， 稀释500倍后，cH+=10-5mol/L/500=210-8mol/L， cSO42-=510-6mol/L/500=10-8mol/L，则：cH+:cSO42-=2:1。,分析：pH=5的H2SO4溶液稀释500倍后，硫酸和水电离的cH+ 相差无几，计算溶液中的cH+不能忽略水的电离。,正解：pH=5的H2SO4溶液中，cH+=10-5mol/L， cSO42-= 510-6mol/L，稀释500倍后，溶液中接近中性， cH+10-7mol/L，cSO42-= 510-6mol/L/500= 10-8mol/L， 则cH+:cSO42-=10:1。,溶液稀释有关计算,对于强酸来说，每稀释10倍，溶液的pH增大1个单位；对于强碱来说，每稀释10倍，溶液的pH减小1个单位。 对于弱酸、弱碱来说，当稀释10倍时，由于电离平衡向右移动，使溶液的pH增大或减小不到1个单位。 当溶液无限稀释时，不能忽略水的电离。如酸性溶液无限稀释后pH 不可能大于或等于7。 pH相同的强酸与弱酸，若加水稀释相同的倍数，则强酸的pH变化比弱酸大；pH相同的强碱与弱碱，若加水稀释相同的倍数，则强碱的pH变化比弱碱大。,考点四、有关pH的计算,1、有相同pH的三种酸HX、HY、HZ的溶液，稀释相同倍数后，pH的变化值依次增大，则HX、HY、HZ的酸性由强到弱的顺序是( ) A、HX. HY. HZ B、HZ. HY. HX C、HX. HZ. HY D、HY. HZ. HX,2、pH=2的A、B两种酸溶液各1mL，分别加水稀释到1000mL，其pH值与溶液体积V的关系如图所示。下列说法正确的是： A、B两酸溶液的物质的量浓度一定相等 稀释后，A溶液的酸性比B溶液强 a=5时，A是强酸，B是弱酸 若A、B都是弱酸，则5a2,B,C、D,跟踪训练,强酸与强碱完全中和,11体积pH=2.5的盐酸与10体积某一元强碱恰好完全反应，则该碱溶液的PH等于_。 A9.0 B9.5 C10.5 D11.0,解析：强酸与强碱完全反应时，溶液的pH=7，有：,= 10pH酸+pH碱-14,= 10pH酸+pH碱-14,=,= 102.5+pH碱-14,= 10-1,-1= 2.5+pH碱-14,pH碱=10.5，选C。,10a+b-141，则a+b-140，又a=0.5b，则3a14 , 故 a14/3；,强酸与强碱完全中和,2. 25时，若体积为Va，PH= a的某一元强酸与体积为Vb，PH= b的某一元强碱混合，恰好中和，且已知VaVb和a=0.5b，请填写下列空白： a值可否等于3（填“可”或“否”）_，其理由是_。 a值可否等于5（填“可”或“否”）_，其理由是_。 a的取值范围是_。,解析： 若a=3，由a=0.5b,可知b=6，由题意一元强碱的pH为b，b应大于7，与题设矛盾； 若a=5，则b=10，故有：,= 10a+b-14=10,与题设VaVb矛盾；,由VaVb知：,又pH=b = 2a7,故a3.5；,所以：3.5a14/3。,强酸与强碱反应碱过量,1pH=13的强碱溶液与pH=2的强酸溶液混合，测得混合液的pH=11，则强碱与强酸的体积比是_。 A111 B91 C111 D19,解析: PH=11即碱过量,有:,c(OH-)混 =10pH-14 mol/L= 10-3 mol/L,10-3 (V酸+V碱)= 10-1V碱 - 10-2V酸,V酸+V碱= 102V碱 - 10V酸,11V酸 = 99V碱 ,即：V碱 V酸=19。,强酸与强碱反应碱过量,2在一定体积的pH=12的Ba(OH)2溶液中，逐滴加入一定物质的量浓度的NaHSO4溶液，当溶液中的Ba2+恰好完全沉淀时，溶液pH=11。若反应后溶液的体积等于Ba(OH)2溶液与NaHSO4溶液的体积之和，则Ba(OH)2溶液与NaHSO4溶液的体积体积比是： A19