水的电离和溶液PH值.ppt

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1、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?电源G灵敏电流计灯泡结论结论现象现象：指针摆动：指针摆动：不亮：不亮G G水是一种水是一种极弱的电解质极弱的电解质一、水的电离1、水是极弱的电解质H2O+H2O H3O+OH-简写为：H2O H+OH-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c(H)c(OH)c(H2O)K电离 c(H2O)=c(H+)c(OH-)2.2.水的离子积水的离子积(常数常数)：KW：在一定温

2、度下，溶液中氢离子与氢氧根离：在一定温度下，溶液中氢离子与氢氧根离浓度的乘积。浓度的乘积。KWKW c(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=110-14KW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Kwc(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

3、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 110-7 mol/L例1.25时,某溶液中,c(H)=110-6 mol/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-)

4、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

5、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D c(OH-)减小B D2、某温度时，测得纯水中的 c(H+)2.4107 mol/L，则 c(OH-)是()A2.4107 mol/L B0.1107 mol/LC1.01014/2.4107 mol/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、（

6、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;11014210142101411014110141二、溶液的酸碱性与pH1、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/Lc(H)1107mol/Lc(H)1107 mol/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

7、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-pHpH=lg c(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/L HCl pH=?10mol/L NaOH pH=?（2）pH的适用范围:pH 范围为 0 14（3）常温下c(H+)、pH 与溶液酸碱性的关系10-510-410-310-210-110-710-810-910-1010-1110-12

8、10-1310-1410-654 3 2 1 78 9 10 11 12 13 146c(H+)pHc(H+)增大，pH 减小酸性增强c(H+)减小，pH 增大碱性增强3、pH 计算 pH【H+】水【OH-】水1 103mol/L HCl0.5 103mol/L H2SO40.1mol/L NaOH0.05mol/L Ba(OH)2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 pH10ml 0.1mol/L HCl 与20ml0.2mol/L HCl 混合pH=1和pH=4的HCl溶液等体积混

9、合10ml 0.1mol/L NaOH 与20ml0.2mol/L Ba(OH)2溶液混合pH10和pH=13的NaOH溶液等体积混合2)、浓稀溶液混合(lg2=0.3，lg3=0.5)0.81.313.512.7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 pHpH=2的盐酸和pH=12的氢氧化钠溶液等体积混合0.2mol/L NaOH溶液99.5mL与0.1mol/L H

10、2SO4 100.5mL混合0.2mol/L NaOH溶液100.5mL与0.1mol/L H2SO4 99.5mL混合7311 pH 10ml pH=3的 HCl 稀释至1L 10ml pH=3的 HAc稀释至1L 10ml 1103mol/L HCl 稀释至1L 10ml 1103mol/L HAc 稀释至1L10ml pH=3的 HCl 稀释至1000L4)、关于溶液稀释的计算分析对比：与、与 5557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

11、，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）酸碱指示剂试剂 pH pH pH石蕊 8.0酚酞 10甲基橙 4.4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10mL pH=2的某酸溶液中加入 10mLpH=

12、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()A101 B1081C11 D51091A2、pH4和 pH2的盐酸等体积混合后，溶液的PH为()A1.7 B2.3 C3.7 D4.3 B3、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、11 B、12 C、110 D

13、、101B4、pH9和pH12的溶液NaOH溶液等体积混合后，溶液的pH为()A9.3 B9.7 C11.7 D12.3C5、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B6、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()A9 B10 C11 D12C1、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

14、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

15、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

16、橙，不用石蕊(颜色变化不明显)6、滴定终点pH的突跃向20ml 0.1mol/L的NaOH溶液中逐滴滴加0.1mol/L的盐酸(每滴约为0.04ml),填表:V盐酸(ml)0 19.98 20.00 20.02 30.00 pH指示剂的颜色酚酞甲基橙13 7 9.74.3 1.7红 浅红无 无 无黄 黄黄橙 红图象:20pHV盐酸9.74.3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，判断滴定误差c(HCl)=能引起误差的一些操作 c(HCl)锥形瓶用蒸馏水洗净后，未把水倒净锥形瓶用蒸馏水洗净后，又用待测液润洗碱式滴定管未用标准液润洗取液时，酸式滴定管未用待测液润洗碱式滴定管内有气泡，滴定后无气泡滴定时部分标准液附在锥形瓶瓶壁上滴前仰视读数，滴后又俯视读数用酚酞做指示剂，当无色变成红色，反滴一滴盐酸，无颜色变化无影响增大增大增大增大增大减小减小7、中和滴定的误差分析取一定体积的待测液，测定消耗的标准液的体积，可计算待测液的浓度。3、酸碱中和滴定的关键（1）准确测定参加反应的酸、碱溶液的体积（2）准确判断中和反应恰好进行完全酸碱指示剂用酸式滴定管（活塞）、碱式滴定管（玻璃球）0在上，精确到0.01mL，酸管装酸性或氧化性溶液（1）指示剂的变色范围（2）指示剂的选择