化学：第三章第二节《水的电离和溶液的酸碱性》原创课件(人教版选修4).ppt

1、,第三章 水溶液中的离子平衡,人教版选修4 化学反应原理,2 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?,1.实验,2.现象,3.结论,水是一种极弱的电解质,4.原因,实验测定(25时)：C(H+)=C(OH)=10-7mol/L,灵敏电流计,灯泡,25，纯水,C(H+)=C(OH-)=110-7mol/L,一、水的电离,1、水是一种极弱电解质，能微弱电离:,Kw= c(H+) . c(OH-),1)表达式：,KW 叫做水的离子积常数，简称水的离子积。,在任何水溶液中，均存在水的电离平衡，也就是任何水溶液中都是H+、OH-共存的。 任何水溶液中都存在Kw=c(H+)

2、. c(OH-),水的浓度为常数，所以 C(H+)C(OH-）= K 电离. C(H2O）=常数,2、水的离子积常数,注：,提问：根据前面所学知识，水的离子积会受什么外界条件影响？,分析下表中的数据有何规律，并解释之,讨论：,Kw= c(H+) . c(OH-),1)表达式：,KW 叫做水的离子积常数，简称水的离子积。,2)影响KW的因素,KW只与温度有关（与浓度无关）:温度升高，KW增大,如： 25 KW=10-14 100 KW=10-12,注：常数无单位,2、水的离子积常数,D,1、水的电离过程为H2O H+ + OH-，在不同温度下其离子积为KW25=110-14， KW35 =2.1

3、 10-14。则下列叙述正确的是（ ） A、H+ 随着温度的升高而降低 B、在35时，纯水中 H+ OH- C、水的电离常数K25 K35 D、水的电离是一个吸热过程,练习,2、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。,讨论：,对常温下的纯水进行下列操作，完成下表：,中性,=,酸性,不变,碱性,不变,小结：,加入酸或碱都抑制水的电离,（1）加入酸或碱，抑制水的电离，Kw不变； （2）升高温度，电离过程是一个吸热过程，促进 水的电离，水的离子积增大

4、，在常温时， KW=11014；在100时，KW=11012。,知识延伸： 1、C（H）=1107mol/L，溶液一定呈中性吗？ 说明：溶液或纯水呈中性，是因为溶液中 C（H）=C（OH） 2、纯水中溶液C(H )、C(OH)浓度的计算方法： C（H ）=C（OH）=,3、影响水电离平衡的因素,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.,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),常温下,任何稀的水溶液中 C(H+)C(OH)=11014,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、,任何水溶液中由水电离出来的 c(H+) H2O与 c(OH-) H2O相等 ;,4、利用Kw的定量计算,有关原则：,纯水中溶液C(H )、C(OH)浓度的计算方法： C（H ）=C（OH）=,例题 0.1mol/L的盐酸溶液中水电离出的C(H )和C(OH)是多少?,0.1mol/L的NaOH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 ),水电离出的C(H+)=110-14/0.1=110-13mol/L = C(OH- ),3、根据Kw=c(H+)c(OH-) 为定值,c(H) 和 c(OH-) 可以互求；

6、酸性溶液中水电离出来的c(H+)可以忽略、碱性溶液中水电离出来的OH-离子可以忽略；,1、任何水溶液中H+和OH总是同时存在的,只是相对 含量不同；,2、常温下,任何稀的水溶液中c(H+)c(OH-)=11014,4、Kw大小只与温度有关,与是否为酸碱性溶液无关。 25时， Kw =110-14 100时，Kw =110-12,再次强调:,0.1mol/L的NaOH溶液中， 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-）？、 由水电离出的c（OH-）水？、 c（H）水？、,3. 0.1mol

7、/L的NaCl溶液中， c（OH-）？、c（H）？,练习,5、水中加入氢氧化钠固体，c(OH-)_ ； 则水的电离平衡向_移动，水的电离 被_，Kw_，c(H+) _。,6、已知100时，Kw =110-12,分别求出该 温度下,纯水、0.1mol/LHCl溶液、 0.1mol/L的NaOH溶液中的c(H+) 。,4、25时，向纯水中加入少量氯化氢气体， 仍能保持不变的是 （ ） A. c(H+) B. c(OH-) C. Kw D. c(H+)/c(OH-),7.将0 .1molL-1的氨水稀释10倍，随着氨水浓度的降低，下列数据逐渐增大的是（ ） A. C(H+) B. C(OH)- C.

8、 c(OH)- /c(NH3H2O) D. C(NH4)+,AC,讨论 1、某溶液中由水电离产生的c(H+) H2O= 10-12 mol/L ，则该溶液呈酸性还是碱性？并求算该溶液中 c(H+)的可能值 ？,2、浓度均为0.1mol/L的下列溶液中由水电离出的c(H+) H2O大小关系为：盐酸 醋酸溶液 硫酸溶液 氢氧化钠溶液,解答： c(H+) H2O= c(OH-) H2O= 10-12 mol/L 若c(H+) aq= c(H+) H2O= 10-12 mol/L 则 c(OH-) aq= 10-2 mol/L 溶液显碱性 若c(OH-) aq= c(OH-) H2O = 10-12

9、mol/L 则 c(H+) aq= 10-2 mol/L 溶液显酸性, = ,一、水的电离,1、水的电离,2、水的离子积,Kw= c(H+ ) c(OH-),（1）无单位常数,（2）意义,（3） Kw只决定于温度，温度升高， Kw增大,25 Kw=1 10-14,100 Kw=1 10-12,（4） 加入酸或碱，抑制水的电离，但Kw不变,（5） 任何溶液中都存在Kw= c(H+ ) c(OH-)且25 Kw=110-14,课堂小结,第二课时,重要规律：,电解质在一定温度时的稀溶液里，C(H+)与C(OH-)的乘积仍是一个常数。,经科学实验进一步证明,C(稀) 1mol/L,例：25时，Kw=1

10、10-14,思考与交流P46 1、2、3,根据室温时水的电离平衡，运用平衡移动原理分析 下列问题。 1.酸或碱的稀溶液的密度与纯水相近，1L酸或碱的稀 溶液约为1000 g，其中，H2O的物质的量近似为1000 g / 18 g /mol =55.6 mol。此时，发生电离的水是否仍为 纯水状态时的110-7mol ？,因酸电离出来的H或碱电离出来的OH对水的电离有抑制作用，所以发生电离的水的物质的量小于纯水状态时的110-7mol 。,思考与交流,2.比较下列情况下，c (H+)和c (OH-）的值或变化趋势（增加或减少）：,10-7mol/L,10-7mol/L,c(H+)=c(OH-),

11、变大,变小,c(H+)c(OH-),变小,变大,c(H+)c(OH-),3.酸性溶液中是否有OH-存在？碱性溶液中是否有H+存 在？,注意：,（1）只要是水溶液，不管是酸性、碱性或中性，一定存在水的电离，也或多或少的存在H+和OH- 。且水电离出的C(H+) 总等于水电离出的C(OH-) 。,（2）水的电离是吸热的，升高温度，促进水的电离，此时水的电离平衡常数和水的离子积都增大。如1000C时，KW =1 10-12。,（3）影响水的电离平衡的因素：温度 H+或OH-（抑制）与H+或OH-反应的离子（促进）。,c (H+) =c (OH-),=110-7,中性,c (H+)c (OH-), 1

12、10-7,酸性,c (H+) c (OH-),110-7,碱性,二、溶液的酸碱性与pH值,+,-,1、溶液的酸、碱性跟C(H+)、C(OH-)的关系,讨论：KW100=10-12 在100 时，纯水中H+ 为多少？ H+ 1107mol/L是否说明100 时纯水溶液呈酸性？,不能用 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,100 时，H+ = 1107mol/L溶液呈酸性还是碱性？,H+ =1106mol/L,否,中性,C(H+) 1mol/L或C(OH-) 1mol/L时，可直接用C(H+) 或C(OH-)表示溶液的酸碱性。一定温度下C(H+)越大,溶液酸性越强。 C(O

13、H-)越大，溶液碱性越强，酸性越弱。,C(H+) 1mol/L时，常用PH表示溶液的酸碱性。,2、溶液的酸碱性的表示方法,溶液的pH,(1)pH的定义：,C(H+)的负对数,(2)使用范围：,C(H+)1mol/L,例：c(H+)=0.001 mol /L pH=-lg 10-3 = 3 例：c(OH-) = 0.01mol /L c(H+)=110-14 / 10-2 = 110-12 mol /L pH=-lg 110-12 = 12,pH=-lg c (H+),lg2=0.3 lg3=0.477,酸性溶液,碱性溶液,H+=OH-,H+ 110-7mol/L,7,=7,H+OH-,H+ 1

14、10-7mol/L,3、溶液的酸、碱性跟pH的关系,溶液的pH值,酸性增强,碱性增强,4、pH值测定方法,测定方法：酸碱指示剂法、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，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。,pH测定：,pH试纸测定：不可先润湿。与比色卡对照 pH 计（酸度计）。,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H+相同。 5、在常温下，pH=0的溶液酸性最强，pH=

15、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, ,5、pH值的简单计算,【例1 】计算下列溶液的PH,(1)0.4gNaOH固体溶于水配成1000ml溶液，求所得溶液的PH。,(2)1.12LHCl气体（标况）溶于1L水中，加水稀释至5L，求所得溶液的PH。,(3)求0.05mol/LH2SO4溶液的PH。,(4)求0.5mol/LBa(OH)2溶液中c(H+)及PH。,（1）PH12,（2）PH2,（3）PH1,（4） c(H+) 1014mol/LPH14,

16、【例2】（1）计算PH2的H2SO4溶液中H2SO4和OH的浓度。,（2）求PH9的NaOH溶液中c(OH)及水电离出的c(OH)水。,（1）c(H2SO4)=0.005molL c(OH-)= 1012mol/L,（2） c(OH-) 105mol/Lc(OH)水= 109mol/L,第三课时,三、pH值的有关计算,1、溶液pH的计算原理,关键是先求出C(H+),（1）强酸溶液由C(H+)直接求出pH,（2）强碱溶液由C(OH-)先求出C(H+) 再求pH 。,2、计算类型：,例题：计算250C时0.01 mol/L的盐酸溶液和0.01 mol/L的NaOH溶液的pH。,答案： 2； 12,

17、pH值计算1 定义型,酸的稀释,例题：在25时，pH值等于3的盐酸溶液稀释到原来的100倍，pH值等于多少？,解：,pH=-lgH+,=-lg 1.0 10-5,=5,关键：抓住氢离子进行计算！,H+= =1.0 10-5mol/L,pH值计算2 溶液的稀释,例题：在25时，pH值等于12的强碱溶液稀释到原来的100倍，pH 等于多少？,解：,稀释前：OH- =,pH=-lgH+,关键：抓住氢氧根离子离子进行计算！,稀释后：OH- =,H+ =,=10,=1 10-2mol/L,=1 10-4mol/L,=,=1 10-10mol/L,碱的稀释,1、在25时，pH等于2的盐酸溶液稀释到原来的1

18、0倍，pH等于多少？稀释到1000倍后， pH等于多少？,解：,pH=-lgc(H+),=-lg102/10,=-lg10-3,=3,此时不能忽视H2O的电离产生的H。 设水产生的c(H)=c(OH-)=x，则有：(108x)x=10-14 x0.9510-7mol/L c(H+)=KW/c(OH-) pH=-lg 10-14 /0.9510-8 =14-8+0.98=6.98,由HCl 产生的c(H+)=10-5/1000=10-8mol/L.,在25时，pH等于5的盐酸溶液稀释到原来的1000倍后，pH等于多少？,解：,pH=-lgc(H+),=-lg102/1000,=-lg10-5,=

19、5,练习,5,4,9,10,约为7,约为7,巩固练习,结论2：强酸pH=a，加水稀释10n，则pH=a+n。,结论4：弱酸pH= a ，加水稀释10n，则pH a+n ， 但肯定大于a 。,结论5：弱碱pH=b，加水稀释10n，则pHb-n，但肯定小于b 。,结论3：强碱pH=b，加水稀释10n，则pH=b-n。,结论6：酸碱无限稀释，pH只能接近于7，酸不可能大于7，碱不可能小于7。,知识小结:溶液稀释的PH计算有关规律,结论1： c(H+)或c(OH)相差（改变）10倍，PH相差（改变）一个单位。,强酸与强酸混合,例题：在25时，pH值等于1的盐酸溶液和pH值等于4的硫酸溶液等体积混合pH

20、值等于多少？,解：,pH=-lgH+,=-lg（1101+1104）/（1+1）,=-lg5102,=2-lg5,=1.3,关键：抓住氢离子进行计算！,pH值计算 溶液的混合,强碱与强碱混合,解：,=-lg2+11,=10.7,例题：在25时，pH值等于9和pH值等于11的两种氢氧化钠溶液等体积混合pH值等于多少？,OH=（ 1 105+1103）/(1+1),H+=10-14/OH-,pH=-lg10-14/(10-3/2),关键：抓住氢氧根离子离子进行计算！,强酸与强碱混合,例题：在25时，100mlO.6mol/L的盐酸与等体积0.4mol/L的氢氧化钠溶液混合后,溶液的pH值等于多少？

21、,解：,NaOH+HCl=NaCl+H2O,0.06,0.04,pH=-lgH+,=-lg0.02/（0.1+0.1）,=-lg101,=1,关键：酸过量抓住氢离子进行计算！,强酸与强碱混合,例题：在25时，100mlO.4mol/L的盐酸与等体积0.6mol/L的氢氧化钠溶液混合后,溶液的pH值等于多少？,解：,NaOH+HCl=NaCl+H2O,0.04,0.06,关键：碱过量抓住氢氧根离子进行计算！,OH=0.1(0.6-0.4)/0.2,H+=10-14/OH= 10-14/0.1,pH=-lg10-13=,13,小结,（1）酸I+酸II H+ =,(2)碱I+碱II OH- =,（3

22、）酸I+碱II 完全中和：H+ = OH- =1 107mol/L 酸过量： H+= 碱过量：OH-=,小结,第四课时,例题：PH1=8的NaOH溶液与PH2=10的NaOH溶液等体积混合，求混合溶液的PH。,解一：c(H+)1= 108 c(H+)2= 1010 c(H+)混= (108 + 1010)/2 = 5.05109 PH = 9 lg5.05 = 8.3,解二：c(H+)1= 108 c(OH)1= 106 c(H+)2= 1010 c(OH)2= 104 c(OH)混= (106 + 104)/2 = 5.05105 POH = 5 lg5.05 = 4.3 PH = 9.7,

23、3.3,2.3,10.7,11.7,7,3.3,10.7,巩固练习,知识小结:混合溶液PH计算的有关规律,1、强酸或强碱溶液的等体积混合，当PH相差两个或两个以上的单位时，,（酸）= PH小 + 0.3,（碱）= PH大 0.3,2、强酸和强碱的等体积混合,若PH酸 + PH碱=14，则PH混= 7,若PH酸 + PH碱，则PH混= PH酸 +0.3,若PH酸 + PH碱1，则PH混= PH碱0.3,3、强酸和强碱混合呈中性时，二者的体积比,（1）若pH酸+ pH碱=14，则V酸：V碱=1：1,（2）若pH酸+ pH碱14，则V酸：V碱=10（ pH酸+ pH碱-14）：1,（3）若pH酸+

24、pH碱14，则V酸：V碱=1：1014-（ pH酸+ pH碱）,例：室温时将pH=3的强酸与pH=12的强碱混合，当混合液的pH =7时，强酸与强碱的体积比为 （ ） A 10：1 B 3：1 C 1：2 D 2：5,A,1、在25时，有pH为a的HCl溶液和pH为b的NaOH溶液，取VaL该盐酸溶液用该NaOH溶液中和至呈中性，需VbLNaOH 溶液，问： （1）若a+b=14，则VaVb （2）若a+b=13，则VaVb （3）若a+b14，则VaVb ，且Va Vb(填“”“”“”)（题中ab，b8）,10a + b 14,1,1/10,练习,2、60mL0.5molLNaOH溶液和40

25、mL0.4molL的H2SO4相混合后，溶液的pH约为 () 05172132,B,3、有一pH=12的NaOH溶液100 mL ，欲使它的pH降为11。 （1）如果加入蒸馏水，就加入_ mL （2）如果加入pH = 10的NaOH溶液，应加入_ mL （3）如果加入0.008 mol/L HCl溶液，应加入_ mL,900,1000,100,4、某强酸溶液pH=a，强碱溶液pH=b，已知ab12，酸碱溶液混合pH=7，则酸溶液体积V(酸)和碱溶液体积V(碱)的正确关系为 （ ） AV(酸)=102V(碱) BV(碱)=102V(酸). CV(酸)2V(碱) D.V(碱)2V(酸),B,5、p

26、H=2的A、B、C三种酸溶液各1mL，分别加水稀释至1000mL，其pH与溶液（V）的变化关系如下图所示，下例说法错误的是 （ ）,A. pH=2时，A、B、C都是稀溶液 B . 稀释前的浓度大小为c（C）c（B）c（A） C. 稀释后，A溶液中c（H+）最小 D. A是强酸，B和C是弱酸,A,6、将pH=1的盐酸平均分为2份，一份加适量的水，另一份加入与该盐酸物质的量浓度相同的NaOH溶液，pH都升高了1，则加入的水与NaOH溶液的体积比为（ ） A 9 B 10 C 11 D 12,C,7、将pH=3的强酸与pH=12的强碱混合，当混合液的pH =11时，强酸与强碱的体积比为（ ） A 9

27、：2 B 9：1 C 1：10 D 2：5,A,第五课时,人体几种体液和代谢产物的正常pH,人体体液和代谢产物都有正常的pH范围，测定人体体液和代谢产物的pH，可以帮助了解人的健康状况。一些体液和代谢产物的正常pH如上图所示。,三、pH值的应用,一些重要农作物最适宜生长的土壤的pH值,酸碱中和滴定,一、酸碱中和滴定基本原理：,1、化学分析的分类：鉴定物质组成成分，叫做；测定物质组成成分的含量，叫做；,定性分析,定量分析,酸碱中和滴定就是一种基本定量分析方法,2、酸碱中和滴定的定义：用已知 来测定 的定量分析方法叫做酸碱中和滴定；,物质的量浓度,碱（或酸）,的酸（或碱）,未知物质的量浓度的,一、

28、酸碱中和滴定基本原理 ：,H+OH=H2O,酸碱中和滴定,3、原理：中和反应中,当n（H+)=n(OH-),完全中和,对于一元酸与碱反应时：,C酸V酸=C碱V碱,4、关键：,准确测出参加反应的两种溶液的体积。,准确判断中和反应是否恰好进行完全。,用0.1000mol/L的NaOH溶液，滴定20 .00ml 0.1000mol/L的HCl 溶液，求随VHCl的增大，pH=？,滴定过程的pH变化,误差：0.0240=0.0005=0.05%,思考,突跃范围,20.02mL,19.98mL,加入NaOH溶液的体积V(mL),溶 液 的pH,“突跃”的存在为准确判断终点提供了方便,1.酸碱中和滴定所需

29、的仪器,二、酸碱中和滴定所需的仪器和试剂,1、如何判断酸式滴定管和碱式滴定管？,4、滴定管准确读到多少毫升？可估读到多少毫升？,2、量筒和滴定管的“0”刻度位置是否一致？,3、量筒和滴定管哪个更精确一些？,想一想：,中和滴定主要实验仪器,量取液体常用仪器：量筒、移液管、滴定管,量筒：粗量仪，10mL量筒最小分刻度为0.1mL、 读数精确到0.1mL，无“O”刻度。 移液管：精量仪，读数精确到0.01mL 准确量取一定量的试液(中和滴定时用来量取待测液）,滴定管 标有温度、容积、“0”刻度在最高点 思考：“0”刻度在最高点的构造有何好处？ 常用规格：25mL、50mL 思考：25mL量程的滴定管

30、只能盛放25mL的液体吗？ 最小分刻度：0.1mL，读数精确到0.01mL （精量仪可估读一位，粗量仪不能估读）,中和滴定主要实验仪器,2、中和滴定指示剂的选择,酚 酞,无粉红,粉红无,甲基橙,橙黄,黄橙,无粉红,黄橙,4.3 突跃范围 9.7,石蕊的变色不明显，所以不能做中和滴定的指示剂。,三、酸碱中和滴定实验操作,滴定,锥形瓶的准备,滴定管的准备,计算,检漏洗涤润洗注液赶气泡调液读数,润 洗：用标准液或待测液分别润洗酸式滴定管和 碱式滴定管。,调 液：调节液面至零或零刻度线以下。如果尖嘴部分有气泡，要排出气泡。,读 数：视线和凹液面最低点相切（平视）,滴定管的准备,洗涤后，用滴定管注入一定体积的待测溶液到锥形瓶中，滴加2-3滴指示剂。,只要洗干净即可,锥形瓶的准备,1、取标准盐酸溶液： 用标准液润洗酸式滴定管12次； 注入标准液至“0”刻度线以上； 固定在滴定管夹上； 迅速转动活塞将尖嘴气泡