第二節(jié) 水的電離和溶液的酸堿性(1)

1、第二節(jié) 水的電離和溶液的酸堿性,一、水的電離,（一）水是一種極弱的電解質(zhì),可簡寫為：,2、室溫下，5.56×108個水分子中只有一個電離。,1、無需外界條件水就電離出H+和OH-,H2O + H2O H3O+ + OH -,H2O H+ + OH -,注意：,（二）外界條件對水的電離的影響,↓,↑,←,→,↓,←,↓,↓,↑,↑,↑,↑,不 變,不 變,不 變,不 變,注意：

2、加酸、加堿對水的電離都是抑制作用。,（三）水的離子積常數(shù),水的離子積常數(shù) KW = c (H+) ? c(OH-),（1）KW只受溫度影響，溫度升高，KW增大。和溶液濃度無關(guān)。,注意：,25℃ 純水中 c (H+) = c(OH-) = 1×10- 7 mol/L,KW = 10-14,100℃ KW = 10-12,純水中 c (H+) = c(OH-) = 1×10- 6 mol/L,（2）

3、水的離子積是指純水或稀水溶液所有c(H+)與所有c(OH-)的乘積，與溶液的酸性、中性或堿性無關(guān)。即溫度一定時， 任何稀水溶液中KW為一常數(shù)。,K電離 =,討論1： 25℃ 0.01mol/L的HCl中，c(H+) =？ c(OH-) =？ 水電離出的c(H+) =？ c(OH-) =？,討論2：25℃ 1×10- 10 mol/L的HCl中，c(H+) =？ c(OH-) =？ 水電離出的c(H+)

4、 =？ c(OH-) =？,（4）極稀溶液中，水的電離不能忽略。,注意：,（3）不同水溶液中，c (H+) 與c(OH-) 不一定相等，但任何水溶液中由水電離出的c (H+) 與c(OH-)一定相等。,KW = [c (H+)酸+c (H+)水] ?c(OH-)水,酸溶液：,堿溶液：,KW = [c (OH-)堿+c (OH-)水] ?c(H+)水,1、判斷下列說法是否正確（ ） A、 25℃ ，某稀溶液中水電

5、離出的c (H+) = 10 -12mol/L，則 該溶液是堿性溶液。 B、某溫度下，純水中 c (H+) = 2×10 -7 mol/L 。滴入鹽酸， c (H+) = 5×10 -6 mol/L ，則 c(OH-) = 8×10 -9 mol/L 。 C、某溫度下，向鹽酸中加水， c(OH-)增大 。 D、某溫度下，純水中 c (H+) = 1

6、0 -5 mol/L ，某酸中 c (H+) = 10 -2 mol/L ，則水電離出的c (H+) = 10 -2 mol/L 。,B C,2、某溫度時，測得純水中的,A,B,3、,二、溶液的酸堿性和pH,（一）溶液的酸堿性,10-7mol/L,10-7mol/L,c(H+)=c(OH-),變大,變小,c(H+)>c(OH-),變小,變大,c(H+)<c(OH-),比較下列情況下，c (H+)和c (O

7、H-）的值或變化趨勢（變大或變?。?c (H+) = c (OH-),= 1×10-7,中性,c (H+) > c (OH-),> 1×10-7,酸性,c (H+) < c (OH-),< 1×10-7,堿性,溶液的酸、堿性跟 c(H+)、c(OH-)的關(guān)系,【結(jié)論】,溶液酸堿性是指溶液中c(H+)和c(OH-)的相對大小。,注意：c(H+)越大，溶液酸性越強(qiáng)；c(OH-)越大

8、，溶液堿性越強(qiáng)。,思考：若為100℃呢？,對比：酸的強(qiáng)弱、溶液酸性強(qiáng)弱,（二）溶液pH,例如：25℃時，純水或中性溶液， c(H+) ＝ 1×10-7 mol/L，溶液pH為： pH = -lg{c(H+)} = -lg(1×10 -7) = 7,pH = -lg{c(H+)},c(H+) =10-pH,若某溶液c(H+)＝m×10-n mol·L-1，該溶液pH為：pH＝n

9、-lgm,3、常溫下， 0.1mol/L的Ba(OH)2溶液中，c(OH-)=？,pH=13 的Ba(OH)2溶液中，c(OH-)=？,4、常溫下，溶液中水電離出的c(H+)＝1×10-13mol/L， 溶液的pH=？,2、c(H+)=10-6mol/L的溶液在25℃ 、100℃的pH=？ c(OH-)=？,1、c(OH-) = 1×10-2mol/L的堿性溶液中，pH為多少？,討論2：若溶液中由水電離產(chǎn)

10、生的c(OH-)＝10-12 mol·L-1，滿足此條件的溶液中一定可以大量共存的是（ ）A．Al3+、Na+、NO3-、CO32-B．K+、Na+、Cl-、NO3- C．K+、Na+、Cl-、S2- D．K+、NH4+、SO42-、NO3-,c(H+) · c(OH-)＝KW等式兩邊取負(fù)對數(shù)值，即得：-lg{c(H+) ·c(OH-)} ＝ -lgKW -lg

11、{c(H+)} - lg{c(OH-)} ＝ -lgKW若定：-lg{c(OH-)} ＝ pOH 25℃時，-lgKW＝14 得：pH + pOH = 14故25℃時，純水或中性溶液中，pH = pOH = 7,知識拓展：,1、通常，當(dāng)c(H+)或c(OH-)≥1mol/L的溶液，其酸堿性不用 pH表示，而是直接用H+濃度或OH-濃度來表示。,溶液酸堿性、c(H+)和pH的關(guān)系如下圖所示：,酸性溶液中，pH7，

12、pH值越大，溶液堿性越強(qiáng)。,25℃時,注意：,（三）溶液的酸堿性和pH的關(guān)系,2、 pH 相差1， c(H+)或c(OH-)相差10倍。,pH 相差n， c(H+)或c(OH-)相差10n倍。,討論：當(dāng)溫度為100℃時，溶液的酸堿性和pH的關(guān)系？,練習(xí)：下列四種溶液中，由水電離生成的氫離子濃度（①：②：③：④）之比是 （ ）,①,②,③,④,A,pH值測定方法,定性測定：酸堿指示劑法（教材P47）,定量測定：pH試紙法

13、 pH計法,廣泛pH試紙,精密pH 試紙,使用方法：直接把待測液滴在干燥的pH試紙上，試紙上顯出顏色后馬上跟標(biāo)準(zhǔn)比色卡相對比,三 、 關(guān)于溶液pH的簡單計算和應(yīng)用,（一）酸、堿溶液稀釋,①強(qiáng)酸溶液稀釋,先求出稀釋后的c(H+)，再求pH,②強(qiáng)堿溶液稀釋，先求出稀釋后的c(OH-)，再求 pOH或pH,例： 25℃時，

14、pH = 3的鹽酸稀釋100倍， pH變?yōu)槎嗌伲?例： 25℃時， pH = 12的Ba(OH)2溶液稀釋100倍， pH變?yōu)槎嗌伲?1、強(qiáng)酸、強(qiáng)堿溶液稀釋,總結(jié)：抓住量多的離子的變化。,即酸溶液無論怎樣稀釋pH不可能大于7成為堿溶液，堿溶液無論怎樣稀釋pH不可能小于7成為酸溶液,例：常溫下， pH = 5的硫酸稀釋500倍，求溶液的pH約為多少？,③ 無限稀釋的溶液應(yīng)考慮水的電離，25℃，溶液pH≈7。,例：常溫下， pH = 3的醋

15、酸稀釋100倍，pH變?yōu)槎嗌伲?2、弱酸、弱堿溶液稀釋,例：常溫下， pH = 10的氨水稀釋100倍，pH變?yōu)槎嗌伲?（1）等物質(zhì)的量濃度的強(qiáng)酸（強(qiáng)堿）和弱酸（弱堿）的比較：例如：物質(zhì)的量濃度均為0.01 mol·L-1的HCl和CH3COOH的溶液,,0.01 mol·L-1,< 0.01 mol·L-1,＝2,> 2,＝4,> 4,HCl和CH3COOH相等,討論：,（2）等pH的

16、強(qiáng)酸（強(qiáng)堿）和弱酸（弱堿）的比較：例如：pH均為2的HCl和CH3COOH的溶液,,0.01 mol·L-1,0.01 mol·L-1,＝4,< 4,HCl<CH3COOH,0.01 mol·L-1,> 0.01 mol·L-1,,（二）兩溶液相混合,1、酸 - 酸混合,例：pH = 2和pH = 4的強(qiáng)酸等體積混合，求混合溶液的pH 。,前提：稀溶液密度近似為1g·

17、cm-3，故稀溶液總體積等于 分體積之和（體積差忽略不計）。,思路：H+的物質(zhì)的量守恒,,先求混合后溶液的c(H+)，再求pH。,注意：若兩強(qiáng)酸等體積混合，當(dāng)兩溶液中c(H+) 相差102及其 以上時，可忽略離子濃度小的溶液中溶質(zhì)， 混合后溶液pH=pH小+0.3,2、堿 - 堿混合,例：常溫pH = 8和pH = 10的強(qiáng)堿等體積混合，求混合溶液的pH 。,先求出混合后 溶液的c(OH-

18、)，再求pH 。,思路：OH-的物質(zhì)的量守恒，,×,注意：若兩強(qiáng)堿等體積混合，當(dāng)兩溶液中c(H+) 相差102及其以上 時，混合后溶液pH=pH大 — 0.3,3、強(qiáng)酸、強(qiáng)堿溶液混合(以下均為常溫),例：pH = 3和pH = 11的強(qiáng)酸強(qiáng)堿等體積混合，求混合溶液的pH 。,例：pH = 3和pH = 12的強(qiáng)酸強(qiáng)堿等體積混合，求混合溶液的pH 。,例：pH = 2和pH = 11的強(qiáng)酸強(qiáng)堿等體積混合，

19、求混合溶液的pH 。,若是酸過量則應(yīng)先求出反應(yīng)后溶液中剩酸的c(H+)，再求pH 。,思路：抓住量多的離子,若 n(H+) = n(OH-) 溶液為中性， pH = 7,若 n(H+) > n(OH-) 溶液為酸性， pH < 7,若 n(H+) 7,若是堿過量，則先求出反應(yīng)后溶液中剩堿的C(OH-)，再求pH 。,注意：若V1=V2或是V酸=V堿，當(dāng)兩溶液中C(H+)或C(OH-)相差102以上時，可忽略離子濃度

20、很小溶液中溶質(zhì)，看作是將離子濃度大的溶液加水稀釋，使體積增大1倍。,1、常溫下,將pH為8的溶液與pH為10的NaOH溶液等體積混合后，溶液中的氫離子濃度最接近于 （ ）,練習(xí)：,2、25 ℃ pH=13的強(qiáng)堿溶液與pH =2的強(qiáng)酸溶液混合，所得溶液的pH=11，則強(qiáng)堿與強(qiáng)酸的體積比是 ( )A. 11：1 B. 9 : 1 C. 1 : 11

21、 D. 1 : 9,3、用0.01mol/L 的NaOH溶液完全中和pH=3的下列溶液各100mL，需NaOH溶液體積最大的是 （ ） A. 鹽酸 B. 硫酸 C. 高氯酸 D. 醋酸,4、 常溫下,下列各組溶液充分混合后，混合溶液的pH值一定 大于7的是（ ） A、pH=3的醋酸與pH=11的NaOH溶液等體積混合 B、

22、pH=2的鹽酸與pH=12的Ba(OH)2溶液等體積混合 C、0.1mol·L-1的酸性溶液與0.1mol·L-1的堿性溶液等體積混合 D、pH=9的某溶液稀釋100倍,5、25℃時， pH=a的鹽酸 VaL 與pH=b的NaOH VbL 恰好完全中和。（1）a+b=14 Va﹕Vb=（2）a+b=13 Va﹕Vb=（3）a+b ＞14 Va﹕Vb