水的电离和溶液PH值.ppt

第二节水的电离和溶液的酸碱性,思考:如何用实验证明水是一种极弱的电解质?,结论,水是一种极弱的电解质,一、水的电离,1、水是极弱的电解质,实验测定：纯水中25时1L水中(55.6mol)有1107mol水发生了电离100时1L水中(55.6mol)有1106mol水发生了电离,注意：由水电离出的H+和OH-一定相等,K电离c(H2O)=c(H+)c(OH-),2.水的离子积(常数)：,KW：在一定温度下，溶液中氢离子与氢氧根离浓度的乘积。,KW,KWc(H)c(OH),250C时：,KW=C(H+)C(OH-)=110-14,KW适用于纯水，也适用于酸、碱、中性溶液。,溶液中有：C(H+)C(OH-)=KW250C时：C(H+)C(OH-)=KW=110-14,KW是温度的函数，只受温度影响，温度越高，KW越大。1000C是，KW=110-12,对常温下的纯水进行下列操作，填写下表,加NaOH,加HCl,加热,Kw,c(H+)与c(OH-)大小关系,c(OH-),c(H+),水的电离平衡移动方向,酸碱性,条件,中性,正方向,c(H+)=c(OH-),增大,增大,增大,碱性,逆方向,减小,增大,c(H+)c(OH-),不变,结论：,加入酸或碱都抑制水的电离,总结,3、影响水的电离平衡的因素,1.温度,2.酸,3.碱,4.盐,升高温度促进水的电离，Kw增大,抑制水的电离，Kw保持不变,（第三节再作介绍）,c(H+)水=c(OH-)水110-7mol/L,例1.25时,某溶液中,c(H)=110-6mol/L问c(OH)是多少?,例4.常温下，0.1mol/L的盐酸溶液中水电离出的c(H)和c(OH)各是多少?,例3.常温下，0.1mol/L的NaOH溶液中水电离出的c(H)和c(OH)各是多少?,例2.25时,某溶液中,c(OH)=110-mol/L问c(H)是多少?,4、溶液中C(OH-)和C(H+)的计算,（2）强酸：,H+来源于水电离和酸电离，忽略水电离产生的H+,c(H+)总c(H+)酸,c(OH-)总c(OH-)水=Kwc(H+)=c(H+)水,（3）强碱：,OH-来源于水电离和碱电离，忽略水电离产生的OH-,c(OH-)总c(OH-)碱,c(H+)总c(H+)水=Kwc(OH-)=c(OH-)水,（1）纯水:,c(H)=c(OH)=,（4）不论是在中性、酸性还是碱性溶液中，c(H+)与c(OH)可能相等也可能不等，但由水电离出的C(H+)水c(OH)水,（2）常温下（25）,任何稀的水溶液中Kw=c(H+)c(OH)=11014,（3）在溶液中,KW中的c(OH-)、c(H+)指溶液中总的离子浓度.,（1）KW与温度有关,温度升高，KW增大；温度降低，KW减小。（水的电离是吸热的）,【再次强调】,课堂练习,1、向纯水中加入少量NaHSO4，在温度不变时,溶液中()A水的电离度增大B酸性增强C水中c(H+)与c(OH-)乘积增大Dc(OH-)减小,BD,2、某温度时，测得纯水中的c(H+)2.4107mol/L，则c(OH-)是()A2.4107mol/LB0.1107mol/LC1.01014/2.4107mol/LD无法确定,A,（2)25时,0.5mol/L的NaOH溶液中,由水电离出来的H+的浓度为mol/L,由水电离出来的OH-的浓度为mol/L.,3、（1)25时,1mol/L的盐酸中，溶液中的(H)为mol/L,溶液中的C(OH-)为mol/L;由水电离出来的OH-的浓度为mol/L,由水电离出来的H+的浓度为mol/L;,11014,21014,21014,11014,11014,1,二、溶液的酸碱性与pH,1、溶液的酸碱性与C(H+)和C(OH-)的关系,中性溶液,酸性溶液,碱性溶液,c(H)=c(OH)c(H)c(OH)c(H)c(OH),=1107mol/L,c(H)1107mol/L,c(H)1107mol/L,室温下：,溶液的酸碱性只能根据H+和OH-的相对大小来确定！,讨论：表示溶液的酸碱性时，为什么要引入pH？,溶液中c(H+)和c(OH)较小时，直接用c(H+)和c(OH)的大小表示溶液的酸碱性强弱极不方便，引入pH是为了方便表示溶液的酸碱性强弱。,2、溶液的酸碱性与pH的关系,（1）pH的定义：,C(H+)=10-pH,pH=lgc(H),例：100,KW=10-12,水的pH?,pH=6溶液的酸碱性？,注意：pH=7为中性溶液，指温度为25时；一般不特殊说明，温度默认为常温25,思考：求10mol/LHClpH=?10mol/LNaOHpH=?,（2）pH的适用范围:,pH范围为014,（3）常温下c(H+)、pH与溶液酸碱性的关系,3、pH计算,小结：酸中的【OH-】全为【OH-】水，碱中的【H+】全为【H+】水酸中的【H+】水可忽略，碱中的【OH-】水可忽略【H+】水一定等于【OH-】水,2)、浓稀溶液混合(lg2=0.3，lg3=0.5),0.8,1.3,13.5,12.7,规律：（1）两种pH不同的强酸溶液（差值2）等体积混合，则混合后溶液的pH=较小的pH0.3。（2）两种pH不同的强碱溶液（差值2）等体积混合，则混合后溶液的pH=较大的pH0.3。（3）pH相同的强酸或强碱溶液混合，pH不变。,3)、酸碱溶液混合pH的计算,7,3,11,4)、关于溶液稀释的计算,分析对比：与、与,5,5,5,7,规律：（1）强酸和强碱稀释时，强酸每稀释10倍，pH增加1，强碱每稀释10倍，pH减小1。,（2）强酸溶液和弱酸溶液稀释相同倍数，强酸溶液pH变化大，强碱溶液和弱碱溶液稀释相同倍数，强碱溶液pH变化大,（3）大量稀释时，水的电离不能忽略，溶液的pH只能无限接近7。,4、测定溶液pH的方法：,（1）酸碱指示剂,红色,紫色,蓝色,红色,橙色,黄色,无色,浅红色,红色,(只能确定溶液的pH范围),（2）pH试纸,用镊子把试纸撕成小段放在玻璃片或表面皿上;,(粗略测定溶液的pH),用玻璃棒蘸取待测溶液点在pH试纸中部;,半分钟后，跟标准比色卡对比，确定pH.,练习1：某溶液中由水电离出的c(H)1013mol/L，则该溶液的pH为多少？,解：如果为酸溶液，则pH1如果为碱溶液，则pH13,练习2、向10mLpH=2的某酸溶液中加入10mLpH=12的氢氧化钠溶液,反应后溶液的酸碱性如何?,如酸为强酸，反应后溶液显中性如酸为弱酸，氢氧化钠刚好把弱酸中已电离的氢离子中和完，而在中和过程中，弱酸还要不断电离产生新的氢离子，所以反应后溶液显酸性,点击高考,B,课堂练习,1、25时，向纯水中加入NaOH，使溶液pH11，则由水电离出OH离子浓度和NaOH电离出OH离子浓度之比为()A101B1081C11D51091,A,2、pH4和pH2的盐酸等体积混合后，溶液的PH为()A1.7B2.3C3.7D4.3,B,3、将pH为4的硫酸溶液稀释100倍，稀释后溶液中SO42与H的浓度之比为()A、11B、12C、110D、101,B,4、pH9和pH12的溶液NaOH溶液等体积混合后，溶液的pH为()A9.3B9.7C11.7D12.3,C,5、一种pH4的酸和一种pH10的碱等体积混合后，溶液pH7，其原因可能是()A稀的强酸和浓的强碱溶液反应B稀的强酸和浓的弱碱溶液反应C等浓度的弱酸和强碱溶液反应D生成了一种强碱弱酸盐水解,B,6、将pH1的盐酸分为两等份，一份加入适量的水，另一份加入与该盐酸物质的量浓度相同的适量NaOH溶液后，pH都增大1，则加入的水与NaOH溶液的体积比为()A9B10C11D12,C,1、原理：,用已知物质的量浓度的酸(或碱)来测定未知浓度的碱（或酸）的方法，简称中和滴定,酸碱中和反应的实质：,H+OH=H2O,即n(H+)=n(OH),C酸V酸X=C碱V碱y,三、酸碱中和滴定,2、仪器酸式滴定管、碱式滴定管、滴定管夹、铁架台、锥形瓶、烧杯、漏斗。,酸式滴定管(活塞):不能盛放碱液,滴定管特点：“0”刻度在上，与量筒相反，读数到0.01,碱式滴定管(玻璃球):不能盛放酸液和强氧化性溶液,3、操作步骤(标准酸液滴定待测碱液),准备过程：,A查：使用前先检查，看酸式滴定管的活塞是否灵活，是否漏水；碱式滴定管的阀的橡胶管弹性是否良好，是否漏水。,B洗：用蒸馏水洗净酸式、碱式滴定管和锥形瓶。,C润：用少量标准酸液润洗酸式滴定管2-3次；用少量待测碱液润洗碱式滴定管2-3次；,D装：用漏斗分别注入酸、碱液于滴定管“0”以上23cm。,E排：放液于烧杯中赶走滴定管下端尖嘴管中的气泡，让尖嘴充满溶液。,F调：调节起始刻度在“0”或“0”以下，读数并记录。（V酸1和V碱1）,G取：取一定体积的待测酸液于锥形瓶中，读数并记录（V酸2），加入2滴指示剂。,滴定过程：,A滴：左手滴定管，右手旋瓶，目视瓶中；,B定：滴滴入瓶，突变暂停，半分定终。（V酸2）,C算：重复几次，计算结果，求平均值。,指示剂颜色突变后半分钟不变为滴定终点,5、注意：滴定时先快后慢，最后一滴一摇。为便于观察，锥形瓶下放一张白纸。滴定管需润洗锥形瓶不能润洗，也无需干燥,思考：锥形瓶是否需要用待测液润洗?,4、指示剂的选择,选用酚酞或甲基橙，不用石蕊(颜色变化不明显),6、滴定终点pH的突跃,向20ml0.1mol/L的NaOH溶液中逐滴滴加0.1mol/L的盐酸(每滴约为0.04ml),填表:,13,7,9.7,4.3,1.7,红,浅红,无,无,无,黄,黄,黄,橙,红,图象:,滴定终点附近,1滴溶液pH突跃46个单位,酸碱反应曲线,以标准NaOH滴定盐酸溶液为例，判