水的電離和溶液的酸堿性第二節(jié)水的電離和溶液的酸堿性第二節(jié)第一課時水的電離和溶液的酸堿性思考:如何用實驗證明水是一種極弱的電解質(zhì)?1.實驗2.現(xiàn)象

：指針擺動

：不亮G×3.結(jié)論純水中有自由移動的離子，但離子濃度很小實驗測定(25℃時)：C(H+)=C(OH－)=10-7mol/L靈敏電流計燈泡一、水的電離H2OH＋

＋OH－c(H+)·c(OH-)

c(H2O)·K電離

=室溫下1L（55.6mol）H2O中有1×10-7molH2O電離，因此c(H2O)可視為常數(shù)。

Kw水的離子積Kw=250C時1×10-14H2O＋H2OH3O＋

＋OH－K電離=C(H+)·C(OH-)C(H2O)1、水的電離2、水的離子積(常數(shù))：定義：在一定溫度下，水（稀溶液）中氫離子與氫氧根離子濃度的乘積。表達式：Kw=C（H+）·C（OH-）說明：1.常溫（25℃）Kw=1×10-14

2.稀溶液

3.溫度升高,Kw變大溫度0℃20℃25℃50℃100℃Kw1.14×10-156.81×10-151×10-145.47×10-141×10-12

加入酸：增大減少平衡逆向移動但Kw保持不變（正反應吸熱）H2OH++OH-

1、在水中加入鹽酸后，水的離子積是否發(fā)生改變？問題與討論

加入堿：減小增大平衡逆向移動但Kw保持不變（正反應吸熱）H2OH++OH-2、在水中加入強堿NaOH后，水的離子積是否發(fā)生改變？升高溫度：

平衡正向移動則得：C（H+）和C（OH-）都增大所以Kw增大（正反應吸熱）H2OH++OH-

3、升高溫度水的離子積是否發(fā)生改變？1、酸2、堿3、溫度抑制水的電離，Kw保持不變升高溫度促進水的電離，Kw增大

注意：Kw是一個溫度函數(shù)，只隨溫度的升高而增大二、影響水的電離平衡的因素討論：對常溫下的純水進行下列操作，完成下表：

酸堿性水的電離平衡移動方向C(H+)C(OH-)C(H+)

與C(OH-)大小關(guān)系Kw變化加熱

加HCl

加NaOH

中性正反應增大增大C(H+)=C(OH-)增大

酸性逆反應增大減小C(H+)>C(OH-)不變堿性逆反應減小增大C(H+)<C(OH-)不變H2OH++OH-（正反應吸熱）【結(jié)論】（5）加入酸或堿都抑制水的電離（1）Kw與溫度有關(guān),溫度升高，KW增大；溫度降低，KW減小。（2）常溫下（25℃）,任何稀的水溶液中

Kw=C(H+)×C(OH－)=1×10－14（3）在溶液中,Kw中的C(OH-)

、C（H+）指溶液中總的離子濃度.（4）不論是在中性溶液還是在酸堿性溶液中，C(H+)與C(OH－)可能相等也可能不等，但由水電離出的C(H+)水＝C(OH－)水三.溶液的酸堿性與C（H＋）、C（OH－）的關(guān)系1.關(guān)系(25℃)：溶液的酸堿性C（H＋）與C（OH－）的關(guān)系中性溶液酸性溶液堿性溶液C(H+)=C(OH-)=1×10-7mol/LC(H+)>C(OH-)C(H+)>1×10-7mol/LC(H+)<C(OH-)C(H+)<1×10-7mol/L注意①水溶液中H+與OH-始終共存②酸性溶液：C(H+)>C(OH-);C(H+)越大酸性越強③堿性溶液：C(H+)<C(OH-);C(OH-)越大堿性越強例1：計算下列溶液中C(H+)與C(OH-)(1)1×10-3mol/LHCl溶液解：C(H+)=由Kw=C(H+)·C(OH-)，得C(OH-)=C(HCl)=1×10-3mol/LKwC(H+)=1×10-141×10-11mol/l=1×10-3mol/l2.溶液中C(H+)、C(OH-)的計算(2)0.05mol/LBa(OH)2溶液C(H+)=KwC(OH-)=1×10-14解：C(OH-)=2C[Ba(OH)2]=0.1mol/L由Kw=C(H+)·C(OH-)，得0.1mol/l=1×10-13mol/l例2.常溫下，濃度為1×10-5mol/l的鹽酸溶液中，由水電離產(chǎn)生的C（H+）是多少？(1)解：C水（H+）=C水（OH-）

=

1×10-9mol/l1×10-141×10-5mol/l=KwC(H+)=例3.

常溫下，濃度為1×10-5mol/l的NaOH溶液中，由水電離產(chǎn)生的C(OH-)是多少？解：C水（OH-）=C水（H+）

=1×10-9mol/l1×10-141×10-5mol/l=C(OH-)=Kw

思考題：1.在常溫下，由水電離產(chǎn)生的C（H+）=1×10-9mol/l的溶液，則該溶液的酸堿性如何？答：可能是酸性也可能是堿性2.（1）常溫下，某溶液中由水電離產(chǎn)生的

C（H+）=10-6mol/l，則此溶液有可能是（）（2）常溫下，某溶液中由水電離產(chǎn)生的C（H+）=10-9mol/l，則此溶液有可能是（）A、NaOHB、NaClC、NaHSO4D、NH4ClDAC一.水的電離：1、水是一種極弱的電解質(zhì)，能微弱的電離；2、水的離子積常數(shù)Kw

；3、影響水電離的因素。二.判斷溶液酸堿性三.計算酸溶液或堿溶液中水電離出的C(H＋)和C(OH－)課堂小結(jié)本節(jié)課我主要學習了：水的電離和溶液的酸堿性第二節(jié)第二課時溶液的pH和pH計算溶液的酸堿性溶液的酸堿性C（H＋）與C（OH－）的關(guān)系中性溶液酸性溶液堿性溶液C(H+)=C(OH-)=1×10-7mol/LC(H+)>C(OH-)C(H+)>1×10-7mol/LC(H+)<C(OH-)C(H+)<1×10-7mol/L知識回顧一、溶液的酸堿性與pH

1、定義：化學上常采用H+的物質(zhì)的量濃度的負對數(shù)來表示溶液的酸堿性。

2、表示方法：pH=-lg{c（H+）}（1）pH

用來表示c(H+)

和c(OH-)較?。ā?mol/L）的稀溶液的酸堿性。說明：（2）pH的數(shù)值范圍：0～14之間

(3)C(H+)﹥1mol/L或C(OH-)﹥1mol/L時，可直接用C(H+)

或C(OH-)表示溶液的酸堿性。一定溫度下C(H+)越大,溶液酸性越強。C(OH-)越大，溶液堿性越強，酸性越弱。

(4)一定溫度下，pH越小，則C(H+)

越大，溶液酸性越強，堿性越弱。反之，pH越大，則C(OH-)越大，溶液堿性越強，酸性越弱。溶液酸堿性任何情況下

25℃c(H+)/mol·L-1

pH中性溶液c(H+)=c(OH-)=1×10-7=7酸性溶液c(H+)>c(OH-)>1×10-7<7堿性溶液c(H+)<c(OH-)<1×10-7>7【小結(jié)】溶液的酸堿性

pH01234567891011121314

酸性增強堿性增強中性3、溶液的酸堿性與pH值的關(guān)系二.pH的測定：pH計（酸度計）（2）pH試紙注意：①不能用水潤濕②要放在玻璃片（或表面皿）上③不是將試紙伸到溶液中④廣泛pH試紙只能讀出整數(shù)粗略測定（1）酸堿指示劑甲基橙石蕊酚酞酸色堿色

紅

黃

紅

藍無紅精確測定：變色范圍(pH)3.1~4.45.0~8.08.2~10.0了解用法：用玻璃棒蘸溶液，點在pH試紙中央，半分鐘后與比色卡比色人體幾種體液和代謝產(chǎn)物的正常pH人體體液和代謝產(chǎn)物都有正常的pH范圍，測定人體體液和代謝產(chǎn)物的pH，可以幫助了解人的健康狀況。一些體液和代謝產(chǎn)物的正常pH如下圖所示。

三.pH的應用1、人類的生活和健康作物pH作物pH水稻6~7生菜6~7小麥6.3~7.5薄荷7~8玉米6~7蘋果5~6.5大豆6~7香蕉5.5~7油菜6~7草莓5~7.5棉花6~8水仙花6~6.5馬鈴薯4.8~5.5玫瑰6~7洋蔥6~7煙草5~6一些重要農(nóng)作物最適宜生長的土壤的pH值2、農(nóng)業(yè)生產(chǎn)3、環(huán)境保護

環(huán)保領(lǐng)域，用PH自動儀進行監(jiān)測和控制廢水的排放。4、科學實驗

測定酸堿濃度的酸堿中和滴定中，溶液PH的變化是判斷滴定終點的依據(jù)5、工業(yè)生產(chǎn)

控制溶液的PH是影響實驗結(jié)果或產(chǎn)品質(zhì)量、產(chǎn)量的一個關(guān)鍵因素四、溶液pH的計算1.溶液pH的計算的思路：（1）強酸溶液由C(H+)直接求出pH（2）強堿溶液C(OH-)C(H+)pH。例1：計算250C時0.01mol/L的鹽酸溶液的pH。例2：計算250C時0.01mol/L的NaOH溶液的pH。判斷溶液酸堿性解：C(H+)＝C（HCl)=0.01mol/L

∴

pH=-lg{c（H+）}＝-lg0.01＝2分析：NaOH溶液呈堿性，先計算溶液中OH－濃度。解：C(OH－)＝C（NaOH)=0.01mol/LC(H+)＝KWC(OH－)＝1×10-140.01

＝10－12∴

pH=122、有關(guān)幾種常見PH的計算：pH=-lg{c（H+)}1、溶液的稀釋2、強酸與強酸的混合強堿與強堿的混合3、強酸、強堿混合pH計算1—

酸的稀釋例題：①在25℃時，pH等于2的鹽酸溶液稀釋到原來的10倍，pH等于多少？稀釋到1000倍后，pH等于多少？解：pH=-lgc(H+)=-lg10－2/10=-lg10-3=3此時不能忽視H2O的電離產(chǎn)生的H＋。設水產(chǎn)生的c(H＋)=c(OH-)=x，則有：(10－8＋x)·x=10-14x≈0.95×10-7mol/Lc(H+)=KW/c(OH-)pH=-lg10-14/0.95×10-8=14-8+0.98=6.98由HCl產(chǎn)生的c(H+)=10-5/1000=10-8mol/L.

②在25℃時，pH等于5的鹽酸溶液稀釋到原來的1000倍后，pH等于多少？解:pH=-lgc(H+)=-lg10－2/1000=-lg10-5=5pH計算2——

堿的稀釋例題：在25℃時，pH等于9的強堿溶液稀釋到原來的10倍，pH等于多少？稀釋到1000倍后，pH等于多少？解：①c(OH-)=10—5/10≈10-6pH=-lgc(H+)=-lgKW/c(OH-)=-lg10-14/10-6=8②c(OH-)=10-5/1000=10-8mol/L設溶液中c(H+)=x,則有:x(x+10-8)=10-14解得：x=0.95×10-7mol/LpH=-lg0.95×10-7=8-0.98=7.02=lg10-8pH的計算3—強酸與強酸的混合（抓住H+計算）例、pH=4和pH=5的兩種鹽酸溶液等體積混合，求混合溶液的pH值。PH=4.31×10-4V+1×10-5VC(H+)=2V=5.5×10-5mol/LpH=4的鹽酸，C(H+)=10-4mol/L解：pH=5的鹽酸，C(H+)=10-5mol/L設鹽酸的體積為VL，則混合溶液的C(H+)為：pH=-lgc(H+)＝=-lg

（5.5×10-5）pH的計算4—強堿與強堿混合（抓住OH-計算）例1、pH=10和pH=8的兩種NaOH溶液等體積混合，求混合溶液的pH值。1×10-4V+1×10-6VC(OH-)=2V=5.05×10-5mol/LPH=9.7解：pH=10的NaOH溶液，C(OH－)=10-4mol/LpH=8的NaOH溶液，C(OH－)=10-6mol/L設NaOH溶液的體積為VL，則混合溶液的C(OH－)為：pH=-lgc(H+)＝=-lgKWC(OH-)＝5.05×10-51×10-14例2：在25℃時，pH=10與pH=12氫氧化鈉溶液等體積混合后,溶液中c(H+)等于多少？解：①c(H+)=(10-10+10-12)mol/(1+1)L=0.5×10-10mol/L正確的是

。②c(OH-)=(10-4+10-2)mol/(1+1)L=0.5×10-2mol/Lc(H+)=10-14/0.5×10-2=2×10-12mol/L關(guān)鍵：堿性溶液中抓住OH-進行計算②pH值計算5——強酸、強堿的混合(1)酸過量：則c(H+)=c(H+)V1-c(OH-)V2

V1+V2(2)堿過量：則c(OH-)=

c(H+)=Kw/c(OH-)c(OH-)V2-c(H+)V1

V1+V2例1、0.1LpH=2鹽酸和0.1LpH=11的NaOH溶液相混合，求混合后溶液的pH值。

例2、pH=2鹽酸和pH=13的Ba(OH)2溶液等體積相混合，求混合后溶液的pH值。1×10-2×0.1-1×10-3×0.1C(H+)=0.2=4.5×10-3mol/L1×10-1V-1×10-2VC(OH-)=2V=4.5×10-2mol