水溶液中的离子平衡课件

第三章水溶液中的离子平衡第二节

水的电离和溶液的酸碱性某水溶液中C（H＋）大于1×10-7mol/L，则该溶液一定呈酸性。此说法是否正确，为什么？1、pH定义：pH=-lg{c(H+)}2、溶液的酸碱性与pH的关系（常温下）中性溶液酸性溶液碱性溶液pH=7pH<7pH>7溶液的酸性越强其pH越小，碱性越强其pH越大C(H+)

10010-1

10-210-3

10-410-5

10-610-7

10-810-9

10-1010-11

10-1210-13

10-14pH0123456

7

891011121314酸性碱性中性四、溶液的pH3、pH适用范围：pH为0到14。当溶液中氢离子大于1mol/L或氢氧根离子浓度大于1mol/L时直接用相应的离子浓度来表示。4、pH值测定方法酸碱指示剂法：粗略测定溶液的pH范围pH试纸法：广泛pH试纸（读数为整数）pH计法：pH计（也叫酸度计，能精确到0.01）。5、pH试纸的使用方法：检验溶液的性质取一小块试纸在表面皿或玻璃片上，用沾有待测液的玻璃棒或胶头滴管点于试纸的中部，待试纸变色后，再与标准比色卡比较来确定溶液的pH。2.检验气体的性质：先用蒸馏水把试纸润湿，粘在玻璃棒的一端，用玻璃棒把试纸靠近气体，观察颜色的变化，判断气体的性质。

3.注意：（1）试纸不可直接伸入溶液。（2）试纸不可接触试管口、瓶口、导管口等。（3）测定溶液的pH时，试纸不可事先用蒸馏水润湿，酸碱指示剂一般是弱的有机酸或弱的有机碱，他们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。pH1234567891011121314甲基橙红色橙色黄色石蕊红色紫色蓝色酚酞无色浅红色红色1.稀酸或稀碱电离时，发生电离的水是否仍为纯水状态时的1×10—7？酸或碱电离出来的H＋或OH—都会抑制水的电离，使水电离出来的H＋与OH—浓度减小。思考与交流2.比较下列情况，c（H＋）和c（OH—）的值是增加还是减少c（H＋）=c（OH—）

增加

减小

c（H＋）=c（OH—）

减小

增加

c（H＋）＞c（OH—）c（H＋）＜c（OH—）

3.常温下（1）酸性溶液：c（H＋）

c（OH—），c（H＋）＞

mol/L（2）中性溶液：c（H＋）

c（OH—），c（H＋）=

mol/L（3）碱性溶液：c（H＋）

c（OH—），c（H＋）＜

mol/L＞

1.0×10—7

1.0×10—7

1.0×10—7

=

＜

溶液的酸碱性---正误判断1、如果[H+]不等于[OH—]则溶液一定呈现酸碱性。2、在水中加酸会抑制水的电离，电离度减小。3、如果[H+]/[OH—]的值越大则酸性越强。4、任何水溶液中都有[H+]和[OH—]。5、[H+]等于10—6mol/L的溶液一定呈现酸性。6、对水升高温度电离度增大，酸性增强。溶液的pH值——正误判断1、一定条件下

pH值越大，溶液的酸性越强。2、用pH值表示任何溶液的酸碱性都很方便。3、强酸溶液的pH值一定小。4、pH值等于6是一个弱酸体系。5、pH值有可能等于负值。6、pH值相同的强酸和弱酸中[H+]相同。（1）C(H+)>C(OH-)酸性

C(H+)<C(OH-)碱性

C(H+)=C(OH-)中性（适用与任何温度）（2）常温时：PH<7酸性

PH=7中性

PH>7碱性

(3)常温时：C(H+)>10-7

酸性

C(H+)=10-7

中性

C(H+)<10-7

碱性6、溶液酸碱性判断1.某温度下水的离子积为KW,向此溶液中加入少量H2SO4后KW变大2.某温度,一溶液中c(H+)=1.0x10-6mol/L,则此溶液为酸性溶液.3、25℃

,某溶液中c(H+)水=1.0x10-8mol/L,则此溶液一定为酸性溶液.下列说法是否正确，说明理由4、判断下列说法是否正确：（1）pH=7的溶液是中性溶液。()（2）H2S溶液中c（H+）：c（S2-）=2：1()（3）0.1mol/L的HAc中c（H+）是0.2mol/LHAc中c（H+）的1/2()（6）中性溶液中c（H+）=c（OH-）()（5）0.1mol/L的HAc中c（OH-）c（HAc）大于0.01mol/L的HAc中c（OH-）c（HAc）()（4）0.1mol/L的HAc中c（H+）c（HAc）大于0.01mol/L的HAc中c（H+）c（HAc）

()四、有关溶液pH的计算相应的计算公式：1、在常温下，0.05mol/L的H2SO4溶液的pH为

。2、在常温下，0.05mol/L的Ba(OH)2溶液的pH为

。（一）、单一酸碱型：3、100℃，0.05mol/L的H2SO4溶液的pH为

。4.100℃，0.05mol/L的Ba(OH)2溶液的pH为

。例1、常温下，向1mL0.01mol/L的盐酸中加入99mL水，忽略混合后溶液体积的变化，求稀释后溶液的pH=

。如果稀释1000倍，pH=

？（二）、稀释型1、强酸强碱思路:c(酸)→c(H+)稀→pH原理:稀释定律c(浓)v(浓)=c(稀)v(稀)c(H+)→pH练习:25.C将10mLpH=11的NaOH溶液加水稀释后，pH=9，需加水的体积为

？如果稀释105倍后pH为

？结论1:强酸强碱每稀释10n倍

pH（后）=pH（前）±n（强酸为“+”，强碱为“－”）结论2:酸、碱溶液稀释超过一定倍数时，水的电离不能再忽略。pH不能越过7。这就提示我们一定要注意公式、概念、规律的适用范围。

练习:将pH=a的盐酸加水稀释10n倍，稀释后溶液的pH=

。2、弱酸、弱碱的稀释例:pH=3的HAc加水稀释到原来100倍，溶液的pH值范围_______________________pH=12氨水加水稀释到原来100倍，溶液的pH值范围________________________

弱酸弱碱→取值范围思路:理论依据:1.化学平衡——勒夏特列原理2.极值——强酸强碱→范围弱酸（碱）每稀释10倍，pH值向7靠拢不到一个单位；结论：补充稀释图像1、25℃时，pH=1的盐酸和pH=5的硫酸等体积混合，混合后溶液的pH=

？（三）、酸酸或碱碱混合型注意：1.体积关系2.浓度关系3.pH关系思路：pH→c(H+)1c(H+)2c(H+)混pH2、25℃时，pH=8和pH=10的两种强碱等体积混合，混合后溶液的pH（）A、9B、7.7C、9.7D、10.3注意事项[小结]pH（酸/碱等体混）=pH（强）±0.3[结论]可以表示为常温下，等体混，酸加酸，小加0.3；碱加碱，大减0.3适用条件：①强酸、强碱②等体积混合，③△pH≥2。四、强酸强碱混合型*0.4mol/L

的NaOH溶液和100ml0.6mol/L的盐酸等体积混合，求混合液的PH？注意；先判断氢离子和氢氧根大小关系；若二者相等，正好反应。溶液为中性。若氢离子过量，溶液显酸性。先求c(H+)混，再求PH若氢氧根过量，溶液显碱性。先求c(OH-)混，再求PH酸按酸、碱按碱无限稀释7为限同类溶液合并算PH差2弱点三酸碱中和两相减（1）盐酸的PH为2，NaOH溶液的PH为12，它们等体积相混合，混合液的PH值

。（2）盐酸的PH为3，NaOH溶液的PH为13，它们等体积相混合，混合液的PH值

。（3）盐酸的PH为2，NaOH溶液的PH为10，它们等体积相混合，混合液的PH值

。强酸强碱等体积混合时结论：1、pH1+pH2<14的强酸强碱等体积混合后，pH混=pH酸+0.32、pH1+pH2=14的强酸强碱等体积混合后，pH混=73、pH1+pH2>14的强酸强碱等体积混合后，pH混=pH碱-0.3强酸强碱等体积混合时1）PH=a的盐酸溶液和PH=b的NaOH溶液混合使溶液恰好中性，求酸和碱的体积比？强酸强碱混合后呈中性强酸与强碱的pH之和强酸与强碱的体积比a+b=14a+b＞14a+b＜14V(酸):V(碱)=1:1V(酸):V(碱)=10a+b-14V(酸):V(碱)=10a+b-14（1）0.1mol/L的盐酸和0.1mol/L的NaOH等体积相混合，则混合液PH_______________（2）0.1mol/L

的NaOH溶液和0.1mol/L的醋酸溶液等体积相混合，则混合液呈________性（3）0.1mol/L的氨水和0.1mol/L的盐酸等体积相混合，则混合液呈

__________性（4）0.1mol/L

的NaOH溶液和0.1mol/L的某酸溶液等体积相混合，则混合液PH______________酸碱恰好反应时酸或碱的强弱混合后溶液的酸碱性强酸与强碱中性强酸与弱碱酸性弱酸与强碱碱性弱酸与弱碱谁强显谁性，等强显中性酸碱恰好反应和酸碱混合恰好中性一样吗?（1）0.1mol/L的盐酸和0.1mol/L的NaOH等体积相混合，则混合液PH_______________（2）0.1mol/L的NaOH溶液和0.1mol/L的醋酸溶液等体积相混合，则混合液呈________性（3）0.1mol/L的NaOH溶液和0.1mol/L的醋酸溶液混合恰好中性，则酸和碱的体积比为（）A.1:1B.大于1:1

C小于1:1（1）PH为12的NaOH溶液和PH为2的醋酸溶液等体积相混合，则混合液呈________性（2）PH为12的氨水和PH为2的盐酸等体积相混合，则混合液呈

__________性（3）PH为2的盐酸和PH为12的某碱等体积相混合，则混合液PH_______________

（4