水的電離和溶液的酸堿性l

1、第二節(jié) 水的電離和溶液酸堿性,本節(jié)學習目標:,1、知道水是一種極弱的電解質(zhì)，在一定溫度下，水的離子積是常數(shù)2、初步掌握測定溶液pH的方法，能進行pH的簡單計算，知道溶液pH的調(diào)控在工農(nóng)業(yè)生產(chǎn)和科學研究中的重要作用。,1、水電離的表示方法：,一、水的電離：,K電離只與溫度有關(guān)，升高溫度K電離增大。,2、水電離的特征：,(2) 水的電離程度很??；,(1) c(H+)水 = c(OH－)水,(3)25℃純水中,c(H+)=c(OH－)=

2、1×10－7 mol/L,室溫時， 1L水（55.6 mol H2O）中只有1×10－7 mol電離,常溫，KW = c(H+) ·c(OH－) = 1×10－14,(4) 25℃時，K電離×c(H2O)=Kw（水的離子積常數(shù)，簡稱水的離子積）,(5) KW不僅適用于純水，也適用于稀的電解質(zhì)溶液。,影響水的電離平衡的因素,,加入物質(zhì),變化,增大,減小,不變,減小,增大,不變,不移動,不變

3、,不變,不變,減小,增大,不變,增大,減小,不變,增大,增大,增大,3、影響水的電離平衡的因素：,1、溫度：,升高溫度，平衡向水的電離方向移動，電離程度增大。c(H+)和c(OH－)均增大，KW也增大,c(H+)=c(OH－)>1×10－7 mol/L (T>25℃純水),2、濃度：,KW = c(H+) ·c(OH－) > 1×10－14 (T>25℃純水或稀溶液),增大c(H+)

4、或c(OH－) ，平衡向結(jié)合成水方向移動；,減小c(H+)或c(OH－) ，平衡向水的電離的方向移動。,1、判斷正誤：任何水溶液中都存在水的電離平衡。 任何水溶液中，都存在Kw=10-14 。 某溫度下，某液體c(H+)= 10-7mol/L，則該溶液一定是純水。,2、水的電離為：H2O H+ + OH－，已知KW35℃ =2.1 ×10-14。則下列敘述正確的是： A、c(H+) 升

5、高時， c(OH－)一定降低 B、在35℃時，純水中 c(H+) ＞c(OH－) C、條件改變，c(H+) .c(OH－)之積不變 D、水的電離是一個吸熱過程,D,3、能影響水的電離平衡，并使溶液中的且　　　　　　　　c(H+) ＞c(OH－)的操作是,A.向水中投入一小塊金屬鈉,B.將水加熱煮沸,C.向水中通入二氧化碳氣體,D.向水中加入食鹽晶體,C,KW的應(yīng)用——計算溶液中的c(H+)或c(OH—)

6、,1、常溫下， 0.01mol/L鹽酸溶液中，c(H+)、c(OH－)分別為多少？,2、常溫下， 0.01mol/L NaOH溶液中，c(H+)、c(OH－)分別為多少？,c(H+) = 0.01mol/L,c(OH－) = 10-12 mol/L,c(OH－) = 0.01 mol/L,c(H+) = 10-12 mol/L,3、常溫下， 20mL 0.1mol/L的鹽酸，與30mL 0.05mol/L Ba(OH)2溶液混合， 求

7、混合液中c(H+)、c(OH－)。,Ba(OH)2過量,c(OH－) = 0.02 mol/L,c(H+) = 5×10-13 mol/L,KW的應(yīng)用——計算溶液中的c(H+)或c(OH—),4、25℃：A、B、C 三種溶液，其中： A中 c(H+)= 10-3 mol/L B 中 c(OH－) = 5?10-7mol/L C中c(H+)/c(OH－)= 106,

8、 則三種溶液的c(H+)由大到小順序 。,KW的應(yīng)用——計算溶液中的c(H+)或c(OH—),B中c(H+) = 2?10 -8 mol/L,C中c(H+) = 10 -4 mol/L,A>C>B,例1、常溫下， 0.01mol/L鹽酸溶液中。 c(OH－)是多少？由水電離出的c(H+)H2O是多少？,KW的應(yīng)用——計算c(H+)H2O或c(OH－) H2O,例2、0.01mol/L NaOH溶液中。c

9、(H+)是多少 ？由水電離出的c(H+) H2O 和c(OH－)H2O分別是多少？,c(OH－) = c(H+)H2O = 10 -12 mol/L,注意：任何水溶液中由水電離出來的c(H+)H2O = c(OH-)H2O,c(H+)=c(H+)H2O=c(OH－) H2O = 10 -12 mol/L,5、 25℃、濃度均為0.1mol/L的下列溶液中c(H+)由大到小的排列順序： ①氨水 ② NaOH ③鹽酸

10、④醋酸,KW的應(yīng)用——計算溶液中的c(H+)或c(OH—),③ ④ ① ②,2、常溫下，0.05mol/L的硫酸溶液中由水電離產(chǎn)生的c(H+)是多少?在100℃時呢？,1、0.1mol/LNaOH溶液中的OH－的濃度為？ 水電離出的OH－濃度為？,KW的應(yīng)用——計算c(H+)H2O或c(OH－) H2O,3、濃度均為0.1mol/L的下列溶液中由水電離出的c(H+ )H2O大小關(guān)系為： ①鹽酸

11、 ②醋酸溶液 ③硫酸溶液 ④氫氧化鈉溶液,c(OH－)=0.1mol/L,c(OH－)H2O= 10 -13 mol/L,c(H+) H2O 25℃=10 -13mol/L,c(H+) H2O 100℃=10 -11mol/L,②> ①= ④> ③,KW的應(yīng)用——計算c(H+)H2O或c(OH－) H2O,4、在某溫度下純水中c(H+)=3.0×10－7mol/L,此時純水中c(

12、OH－)為： 。5、25℃時，在0. 1 mol·L－1的鹽酸溶液中：c(H+)= ， c(OH－)＝ 。 由水電離出的c(H+)= 。6、在0.0 1 mol·L－1的硫酸溶液中由水電離出的c(H+)=

13、 。,3.0×10-7mol / L,0.1mol / L,1×10－13mol / L,1×10－13mol / L,5×10－13mol / L,【例】 25℃時,某物質(zhì)水溶液中由水電離出來的c(H+)=1×10－12mol/L,該溶液中c(OH－)為 _____________________________.,1&

14、#215;10－2mol/L或1×10－12mol/L,感悟： 25℃時,水電離出來的c(H+)<10-7mol/L的溶液可能是酸性溶液、也可能是堿性溶液。,7、在某溫度下，純水中c(H+)=2.0×10－7mol/L，此時純水中c(OH－)為：A：大于2.0×10－7mol/L　B：小于2.0×10－7mol/LC：等于2.0×10－7mol/L　 D：無法

15、判斷,C,一些溶液的pH值：,溶液的pH (25℃),,中性,pH,H＋,OH－,10—1410—1310—1210—1110—1010—910—810—710—610—510—410—310－210－1 100,酸性,堿性,,1.根據(jù)H+、OH－的相對濃度確定溶液的酸堿性2.pH、c(H+)、溶液酸堿性之間的關(guān)系,增強,增強,pH=0的溶液是酸性最強的溶液嗎?,c(H+) 越大， 溶液酸性越強，

16、 c(H+) 越小， 溶液酸性越弱， c(OH-)越大，溶液的堿性越強， c(OH-)越小，溶液的堿性越弱， 25℃時，中性溶液：c(H+)=c(OH-)= 1×10－7mol/L 酸性溶液：c(H+)>c(OH-)， c(H+)> 1×10－7mol/L 堿性溶液：c(H+)<c(OH-)， c(H+)< 1×10－7mol/L,二、

17、溶液的酸堿性與pH,加酸、加堿會抑制水的電離,已知KW100℃=10-12 討論：在100 ℃ 時，純水中c(H+) 為多少？,100℃ 時，c (H+) = 1×10-7mol/L溶液呈酸性還是堿性？,c(H+) ＞10-7mol/L是否說明100 ℃ 時純水溶液呈酸性？,c(H+)=1×10-6mol/L,純水一定呈中性,此時純水的pH=6,c(OH－)=1×10-5mol/L,c(H+) &l

18、t; c(OH－) 溶液呈堿性,>10－7,=10－7,<10－7,> 10－6,=10－6,<10－6,c(H+) >c(OH－),c(H+) =c(OH－),c(H+) <c(OH－),pH<7,pH=7,pH>7,pH<6,pH=6,pH>6,c(H+) >c(OH－),c(H+) =c(OH－),c(H+) <c(OH－),小結(jié)：1、溫度越高

19、，水電離程度越大，KW越大；2、溶液的酸堿性只能由溶液中c(H+)和c(OH－)的相對大小決定,1、下列溶液肯定呈酸性的是( ),C,練 習,含有H+的溶液 B. 含有OH－的溶液,C. c(H+) ＞c（OH－） D. pH小于7的溶液,E. 非電解質(zhì)得到的溶液,6、在100℃時,水的離子積為1×10－12,若該溫度下某溶液中的H+濃度為 1 × 1

20、0－7mol/L,則該溶液 ( )A.呈堿性 B.呈酸性 C.呈中性 D.c(OH－）=100c(H+）,AD,7、在100℃時,水的離子積為1×10－12,若該溫度下某溶液中的水電離出的H+濃度為 1 × 10－7　mol/L,則該溶液 ( )A.呈堿性

21、 　 B.呈酸性 C.呈中性 　　　D.C(OH-）=C(H+）,AB,8、下列五種溶液中C(H+)由大到小的排列順序為：A.0. 1 mol·L-1的鹽酸B.0.1 mol·L-1的硫酸C. 0.1 mol·L-1的NaOHD. 0.1 mol·L-1的CH3COOHE. 0.1 mol

22、3;L-1的NaCl,BADEC,0.1mol/L,0.2mol/L,1×10－13mol/L,小于0.1mol/L,1×10－7mol/L,7、相同體積和pH值相同的鹽酸，醋酸、硫酸中H+的物質(zhì)的量相等,2、用pH表示任何溶液的酸堿性都很方便。,3、強酸溶液的pH一定大。,4、pH等于6是一個弱酸體系。,5、pH相同的強酸和弱酸中c(H+)相同。,6、常溫下，由水電離出的c(H+)=10－12mol/L，則溶液pH

23、一定為12,1、一定條件下 pH越大，溶液的酸性越強。,溶液的pH——正誤判斷,×,×,×,×,×,√,√,8、pH值相同的鹽酸，醋酸、硫酸溶液中相應(yīng)酸的物質(zhì)的量濃度相等,×,A、pH與c(H+)、 c(OH－)的換算：,1、求室溫時c(H+)=2×10－3的溶液的pH值。,2、 25℃時，0.05mol/L H2SO4溶液100mL，求該溶液的pH。,pH=3－lg

24、2 = 2.7,pH=1,3、已知25℃時醋酸的電離常數(shù)約為1×10－5,試計算0.1mol/L 的醋酸溶液的pH。,pH=3,（1）酸性溶液pH值計算：,pH的計算專題,pH=-lgc(H+),c(H+)=10-pH,4、下列溶液在常溫下酸性最強的是 A、pH=4的溶液 B、1L 溶液里溶有22.4mL(標準狀況)HCl的溶液C、c(OH－

25、)=10－12mol/L的溶液 D、c(H+)=10－3mol/L的溶液,C,pH=3,pH=2,pH=3,c(H+)= 10－4mol/L,c(H+)= 10－3mol/L,c(H+)= 10－2mol/L,5、pH=0的溶液，下列敘述正確的是 A、是酸性最強的溶液 B、與0.5mol/L H2SO4溶液中c(H+)相同C、c(H+)＝0的溶液 D、與1mol/L

26、 CH3COOH溶液中c(H+)相同,B,c(H+) =1mol/L,c(H+) <1mol/L,（2）堿性溶液pH計算：,2、求0. 01mol/L的NaOH溶液的pH,=12,3、求25℃時0.1mol/LBa(OH)2溶液的pH ；如果在100℃ 時呢?,pH=14－lg5= 13.3,pH=12－lg5 = 11.3,1、求c(OH-)=2×10-3的pH值,pH=-lgc(H+) = -lg5×10-

27、12= 11.3,例：將pH為2的鹽酸與水等體積混合，求稀釋后溶液的pH。,1、將pH為2的鹽酸加水稀釋成體積為原來的 10 倍，則溶液的pH變?yōu)槎嗌伲?2、若將pH=3的某弱酸溶液稀釋到100倍，所得溶液的pH： A、pH＝5 B、pH>5 C 、3<

28、;pH<5 D、無法確定,(1)強酸溶液的稀釋,B、溶液稀釋后pH的計算：,強酸稀釋10n倍：pH2= pH1+n,100,10n,3,4,2+n,C,1、pH=1.2的強酸溶液，加水稀釋，若溶液體積擴大10倍，則c(H+)或c(OH－)的變化 A、c(H+)和c(OH－)都減少　　　B、c(H+)增大 C、c(OH－)增大D、c(H+)減小,C D,2、 pH

29、值相同的醋酸和鹽酸溶液,分別用蒸餾水稀釋至原體積的m倍和n倍,稀釋后兩溶液的pH值仍相等,則m和n的關(guān)系是( )A.m>n B.m=n c.m<n D.無法確定,A,3、pH＝3的鹽酸與pH＝1的鹽酸相比，前者c(H+)與后者c(H+) 之比=

30、 ；前者c(HCl)后者c(HCl) 之比= ；,pH減小a， c(H+)增大為原來的10a,1︰100,4、pH＝3的醋酸與pH＝1的醋酸相比，前者c(H+)與后者c(H+) 之比 ；前者c(CH3COOH)與后者c(CH3COOH) 之比 ；,1︰100,=1︰1

31、00,<1︰100,練習5:pH=6的鹽酸1mL, 加水稀釋到1000mL,溶液的pH變?yōu)槎嗌?,解:原溶液體積為1mL 稀釋到1000mL，相當于加入了999mL的水,c(H+)=,故pH = 6.996,1mL×10-6mol +999mL×10-7mol,1000mL,,=1.01×10-7mol/L,無限稀釋7為限,6+3=9,結(jié)論,酸性溶液無限稀釋時，溶液的pH永小于7且接近于7——無限稀釋

32、7為限,1、pH=11的NaOH溶液1mL, 加水稀釋到100mL,溶液的pH變?yōu)槎嗌?,解：pH為11 ，則c(H+)為1 ×10-11mol/L ，體積擴大為原來的100倍后， c(H+)為原來的百分之一，即c(H+) = 1 ×10-11mol/L ÷ 100= 1 ×10-13mol/L 故 pH=-lg 1 ×10-13=13,越稀釋，則溶液的堿性越強?,顯然，這是不對的,

33、,？,(2)強堿溶液的稀釋,1、pH=11的NaOH溶液1mL, 加水稀釋到100 mL,溶液的pH變?yōu)槎嗌?,pH前,強堿稀釋10n倍：pH2= pH1-n,c(H+)前,c(OH-)前,,,c(OH-)后,,c(H+)后,,pH后,,堿性溶液無限稀釋時，溶液的pH永大于7且接近于7——無限稀釋7為限,1000,9,8,B、溶液稀釋后pH的計算：,稀釋規(guī)律,A.強酸pH=a，稀釋10n倍后pH=a+n，且總＜7，無論稀釋多

34、少倍，溶液總是顯酸性；,B.強堿pH=b，稀釋10n倍后pH=b－n，且總＞7，無論稀釋多少倍，溶液總是顯堿性；,C、弱酸、弱堿稀釋后溶液pH的變化比強酸、強堿小。,C、強酸與強酸、強堿與強堿混合：,1、pH=3與pH=6的鹽酸以1︰4的體積比混合后溶液的pH=？,2、pH=3與pH=6的鹽酸以1︰1的體積比混合后溶液的pH=？,3.7,3.3,(1)強酸與強酸混合,——同強相混在其間：,pH值計算：,堿性:求c(OH－) → pOH

35、→ pH,∵pH＋pOH＝14∴pOH＝14－pH∴c(OH－)＝10－pOH＝ 10－(14－pH),酸性:求c(H+) →pH堿性:求c(OH－) → c(H+) → pH,酸按酸，堿按堿,4、將pH=2和pH=5的兩種鹽酸，以等體積混合后，溶液的pH是A 2 B 2.3 C 3.5 D 11.7,B,5、在25℃時， pH值等于5硫酸溶液與pH值等于6鹽酸溶液等體積混合。求

36、混合后溶液的pH值等于多少？,或?qū)憺椋?-lg5.5,5.26,3、pH=1與pH=4的鹽酸以1︰1000的體積比混合后溶液的pH=？,3.7,1、將pH=8與pH=11的NaOH溶液等體積混合,混合后溶液的pH=?,10.7,再求c(H＋),2、將pH=8與pH=11的NaOH溶液以4︰1的體積比混合,混合后溶液的pH=?,10.3,C、強酸與強酸、強堿與強堿混合：,(2)強堿與強堿混合,——同強相混在其間：,3、將pH=10的氫氧化

37、鈉溶液和pH=12的氫氧化鈉溶液以 1：2 的體積比混合，混合后溶液的pH最接近于A 10.5 B 11.8 C 10.8 D 11,B,4、在25℃時，PH等于11 氫氧化鈉溶液與pH值等于10的氫氧化鋇溶液等體積混合。求混合后溶液的pH值等于多少？,或?qū)憺椋?0+lg5.5,10.74,1：1,=11.7,(2)強堿與強堿混合,D、酸堿中和后的pH：,（2）若H＋過量，溶液顯酸性，則,

38、c(H+)=,,c(H+)V酸－ c(OH－)V堿,V酸+ V堿,（3）若OH－過量，溶液顯堿性，則要先算c(OH－),c(OH－)=,c(OH－)V堿 － c(H+)V酸,V酸+ V堿,,——異強相混看過量,先判斷誰過量。（1）恰好中和，顯中性。常溫pH=7,1、在25℃時，0.6mol/L的鹽酸與0.4mol/L 的NaOH溶液等體積混合后,溶液的pH值=？,2、將0.01mol/L鹽酸與0.05mol/L氫氧化鋇溶液按體積比為9

39、︰2 混合后，溶液的pH=？,12,1,pH計算口訣,公式,pH=-lgc (H+),Kw＝c(H+) ×c(OH-)=1×10-14,c(H+) =10- pH,堿性溶液要先計c(OH－),酸按酸，堿按堿；同強混合在之間；異強混合看過量；無限稀釋七為限。,1、常溫下，若使pH=4的鹽酸與pH=12的NaOH溶液混合使其成為pH=7的溶液，混合時兩溶液的體積比=？,對比練習,2、常溫下，若使pH=5的鹽酸與pH

40、=8的Ba(OH)2溶液混合使其成為pH=7的溶液，混合時兩溶液的體積比=？,100℃時,pH=7的溶液顯 性.,堿,100︰1,1︰10,對比練習,3、常溫下，若使0.01mol/L的鹽酸與0.01mol/L的NaOH溶液混合使其成為pH=7的溶液，混合時兩溶液的體積比=？,4、常溫下，若使0.01mol/L的鹽酸與0.01mol/L的Ba(OH)2溶液混合使其成為pH=7的溶液，混合時兩溶液的體積比=？,1︰1,2︰1,

41、1、常溫下，若使pH=5的鹽酸與pH=8的Ba(OH)2溶液混合使其成為pH=7的溶液，混合時兩溶液的體積比=？,2、100℃下，若使pH=5的鹽酸與pH=8的Ba(OH)2溶液混合使其成為pH=7的溶液，混合時兩溶液的體積比=？,作業(yè),3、把80mL NaOH溶液加入到120mL鹽酸中，所得溶液的pH為2，如果混合前NaOH溶液和鹽酸的物質(zhì)的量濃度相同，它們的濃度是A、0.5mol/L B、0.1mol/L　C

42、、0.05mol/L D、1mol/L,25℃時，將某強堿溶液和某強酸溶液按1︰10的體積比混合后溶液恰好呈中性，則混合前強堿與強酸的pH之和：pH酸 + pH堿＝？,15,25℃時，將某強堿溶液和某強酸溶液按10︰1的體積比混合后，在下列三種情況下溶液混合前強堿與強酸的pH之和pH酸 + pH堿分別為多少：①恰好呈中性；②呈酸性；③呈堿性,=13,<13,>13,常溫下，下列溶液等體積混合后的溶液pH是大

43、于7、小于7還是等于7？pH＝1的HCl與pH＝13的NaOHpH＝1的HCl與pH＝14的NaOHpH＝2的HCl與pH＝13的NaOHpH＝1的HCl與pH＝12的NaOHpH=3的CH3COOH與pH＝11的NaOHpH=3的HCl與pH＝11的NH3·H2OpH＝3的某酸與pH＝11的NaOHpH=3的HCl與pH＝11的某堿,=7,＜7,＞7,≤7,≥7,＞7,＞7,＜7,常溫下，pH＝a的強酸與pH

44、＝b的強堿混合，混合后溶液呈中性，則酸堿溶液的PH之和與它們的體積之比的關(guān)系為：,V(酸)︰V(堿) ＝10a＋b－14,D、酸堿中和——混合液顯中性時，強酸、強堿體積比的計算：,1、將pH=3的H2SO4 溶液和pH=12的NaOH溶液混合,當混合液的pH=7時,強酸和強堿的體積之比為__________。,10：1,2、在25℃時，若10體積的某強酸溶液與1體積的某強堿溶液混合后溶液呈中性，則混合之前，該強酸的pH值之間應(yīng)滿足的關(guān)系

45、是,2、 若a代表Ba(OH)2溶液，b代表NaOH溶液，c代表NH3·H2O溶液，完成下列問題(用a、b、c表示)(1)同物質(zhì)的量濃度的三種溶液的pH大小為：_____________(2)同pH的三種溶液物質(zhì)的量濃度大小為：________________(3)同pH時,三種溶液稀釋相同倍數(shù),pH大小為：___________,a>b>c,2a=b<c,a=b<c,溶液混合pH計算原理的應(yīng)用

46、(4)同pH時,三種溶液稀釋不同倍數(shù)后pH仍相同,(pH>7),則三種溶液稀釋的倍數(shù)大小為：_______(5)同物質(zhì)的量濃度同體積的三種溶液消耗同濃度的鹽酸的體積大小為：_____________(6)同pH同體積的三種溶液消耗同濃度的鹽酸的體積大小為：_____________,a=b<c,a=2b=2c,a=b<c,測定pH方法（閱讀課本P47資料）,(1)定量精確測量: pH計(小數(shù)位),(2)定量粗略測

47、量:,廣泛pH試紙(整數(shù)位),精密pH試紙(0.2或0.3pH差值),專用pH試紙,,(3)定性測量范圍: 酸堿指示劑,取一小塊pH試紙放在玻璃片（或表面皿）,放在干燥器中密封,注意：不能直接用pH試紙去醮取溶液。,,若用事先用水濕潤pH試紙，測得的溶液pH值是否一定會出現(xiàn)偏差？,如何保存pH試紙？,使用pH試紙能否事先用水潤濕？,不一定,pH試紙的使和方法：,上，用潔凈的玻璃棒醮取待測液，滴在試紙中部，隨即（30s內(nèi)）與標準比色卡對照

48、確定溶液的pH,？,不能,酸堿指示劑一般是弱的有機酸或弱的有機堿，他們的顏色變化是在一定的pH值范圍內(nèi)發(fā)生的。,H＋,OH-,指示劑發(fā)生顏色變化的pH值范圍叫做指示劑的變色范圍。,紅色,紅色,無色,黃色,紅色,藍色,常用指示劑的變色范圍及顏色：,判斷下列溶液的酸堿性：,1、滴加酚酞顯紅色的溶液,堿性,2、滴加石蕊顯紅色的溶液,酸性,3、滴加甲基橙顯紅色的溶液,酸性,4、滴加甲基橙顯橙色的溶液,酸性,5、滴加甲基橙顯黃色的溶液,酸性、中性

49、、堿性都有可能,6、滴加酚酞顯淺紅色的溶液,弱堿性,練習5:將pH相同的HCl和CH3COOH分別沖稀a倍和b倍，若a=b，則pH的關(guān)系＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿；若沖稀后pH相同，則a、b的關(guān)系＿＿＿＿＿。,練習6:把aL bmol/L H2SO4和cL dmol/L 氨水混合，pH＝7，則a、b、c、d的關(guān)系 ＿＿＿＿＿＿。,鹽酸大于醋酸,a＜b,2ab＜cd,在室溫時，pH=a的氨水與pH=b的鹽酸等體積混合，恰好完全反應(yīng)，則氨水的電離