1、,第二節(jié) 水的電離和溶液的酸堿性,高三化學第一輪復習,知道水的離子積常數(shù)kw及其與溫度的關(guān)系 了解溶液的ph、溶液中c(h+)和c(oh-)的大小、溶液的酸堿性三者之間的關(guān)系 了解溶液ph與c(h+) 的定量關(guān)系，能進行有關(guān)溶液ph值的簡單計算,1、水的電離 （1） h2o h+oh-,（2）水是極弱的電解質(zhì),25c 1l水只有10-7molh2o發(fā)生電離,（3）25c，多少個水分子才有1個電離？,55.6107,考點一:水的電離和水的離子積,【思考與交流】,能發(fā)生自電離的共價化合物很多。如：brf3+brf3 brf4+brf2+，以水自電離思考，寫出液氨、乙醇、乙酸自電離的電離方程式。,n

2、h3+nh3 nh4+nh2 ch3ch2oh+ch3ch2oh ch3ch2oh2 + + ch3ch2o ch3cooh+ch3cooh ch3cooh2+ch3coo,在一定溫度時： c(h+)c(oh-)=kw，叫水的離子積 25時，kw=110-14,2、水的離子積,水的濃度視為常數(shù)， k 電離也是常數(shù) 所以 k w c(h+)c(oh-）為一個新的常數(shù)。,提問：常數(shù)是否就不變呢？根據(jù)前面所學知識，水的離子積會受什么外界條件影響？,c(h+)=c(oh-)=110-7mol/l,分析表格中的數(shù)據(jù)，有何規(guī)律，并解釋之。,1.1410-15 6.8110-15 110-14 5.4710

3、-14 110-12,溫度越高，kw越大。,水的電離是吸熱過程。,升高溫度，促進水的電離,kw增大。 kw只于溫度有關(guān),與濃度無關(guān)。,（6）根據(jù)kw=c(h)c(oh) 在特定溫度下為定值,c(h) 和c(oh) 可以互求.,（5）不論是在中性溶液還是在酸堿性溶液，水電離出的c(h+)c(oh),（4）常溫下,任何稀的水溶液中 kw= c(h+)c(oh)=11014,（3）溶液的酸堿性與c(oh-)、 c（h+）的相對大小有關(guān),（2）在溶液中,kw中的c(oh-) 、 c（h+）指溶液中總的離子濃度.,（1）kw取決于溫度,不僅適用于純水,還適用于其他溶液。,【小結(jié)】,（2000年上海）水的

4、電離過程為h2o hoh，在不同溫度下其平衡常數(shù)為k(25)1.01014，k(35)2.11014。則下列敘述正確的是 a.c(h)隨著溫度的升高而降低 b.在35時，c(h)c(oh) c.水的電離度(25)(35) d.水的電離是吸熱的,d,體驗高考,跟蹤訓練,強酸弱堿鹽,強堿弱酸鹽,強酸強堿鹽,考點二、影響水的電離平衡的因素,1)酸,2)堿,3)鹽,4)溫度,抑制水的電離，kw保持不變,抑制水的電離，kw保持不變,促進水的電離，kw保持不變,促進水的電離，kw保持不變,不影響水的電離，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,加入強酸,

5、增大oh-,增大h+,減小h+：加入強堿弱酸鹽,減小oh-：加入強酸弱堿鹽,升高溫度,降低溫度,加入強酸及中強酸的酸式鹽。,抑制水電離,促進水電離,加入弱酸,加入強堿,加入弱堿,【總結(jié)】,(2) 下列物質(zhì)溶解于水時，電離出的陰離子能使水的電離平衡向右移動的是（ ）,a,(1)下列微粒中不能破壞水的電離平衡的是（ ） a、h+ b、oh- c、s2- d、na+,d,【課堂練習】,(3)某溫度下純水中c(h+) = 210-7 mol/l，則此時溶液中的c(oh-) = _。 若溫度不變，滴入稀鹽酸使c(h+) = 510-6 mol/l，則此時溶液中的c(oh-) = _,210-7 mol/

6、l,810-9 mol/l,（4）在常溫下，0.1mol/l的鹽酸溶液中水電離出的c(h )和c(oh)是多少?,水電離出的c(oh-)=110-14/0.1=110-13mol/l = c(h ),【課堂練習】,（5）在常溫下， 0.1mol/l的naoh溶液中水電離出的c(h)和c(oh)是多少?,（6）在常溫下，由水電離產(chǎn)生的c（h+）=110-13 mol/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,(7)某溶液中由水電離出來的c(oh)=10-12mol/l，則該溶液中的溶質(zhì)不可能是（ ） a、hcl b、naoh c、nh4cl d、h2so4,c,課堂練習,(8

7、)室溫下，由水電離產(chǎn)生的c(oh)=10-11mol/l的溶液中，一定大量共存的離子組（ ） ana+ 、 nh4+ 、 cl- 、so42- b. s2- 、 ch3coo- 、na+ 、 nh4+ c. k+ 、 na+ 、 hco3- 、no3- d. k+ 、 na+ 、 no3- 、so42-,一定,可能,d,ad,練習： 1)10-5mol/l、0.1mol/l、 0.5mol/l、 1mol/l、 3mol/l鹽酸溶液的ph值分別為多少？ 2) 10-5mol/l、0.1mol/l 、1mol/lnaoh溶液的ph值為多少？ 計算堿溶液ph值應先算c(oh-) ，再利用kw計算出

8、c(h+) 若poh用oh-物質(zhì)的量濃度的負對數(shù)來表示 ， 則0.1mol/lnaoh 溶液的poh值為多少？,1、意義：,ph的大小能反映出溶液中c(h+)的高低, 即表示稀溶液酸、堿性的強弱。,2、表示：,用h+物質(zhì)的量濃度的負對數(shù)來表示。,ph=-lgc(h+),ph+ poh =14,(一)ph值概念,表示較小的c(h+)=10-12mol/l時，很麻煩但應用廣 所以引入了一種方便方案：,c(h+) 10-12mol/l ,負對數(shù) p h+（hydrogen）h,lg2=0.3 lg3=0.477 lg5=0.7 lg5.5=0.74,考點三、溶液的ph,(二)溶液的ph值與酸堿性強弱

9、的關(guān)系,ph =7,ph7,ph7,討論： ph值變化與酸堿性變化的關(guān)系怎樣？,（未給明條件時）不能用ph值等于多少來判斷溶液酸、堿性。一般都是未注明條件都是指常溫。,ph值越大堿性越強，ph越小酸性越強,練習:kw100=10-12，試求在100 時純水的ph值 ph=6是否說明100 時純水成弱酸性？,ph值有關(guān)判斷正誤,1、一定條件下 ph值越大，溶液的酸性越強。 2、強酸溶液的ph值一定小。 3、ph值等于6的溶液，一定是一個弱酸體系。 4、ph值相同的強酸和弱酸中c(h+)相同。 5、在常溫下，ph=0的溶液酸性最強，ph=14的溶液堿性最強 6、ph值有可能等于負值。 7、常溫下，

10、由水電離出的c(h+) 10-12mol/l，則溶液ph定為12 8、相同體積和ph值的鹽酸，醋酸、硫酸中h+的物質(zhì)的量相等, ,【例題】（2002年理科綜合能力測試）有人曾建議用ag表示溶液的酸度，ag的定義為：ag=lgc(h+)/c(oh-)。下列表示正確的是 ( ) a.在25時，若溶液呈中性，則ph=7，ag=1 b.在25時，若溶液呈酸性，則ph7，ag0 c.在25時，若溶液呈堿性，則ph7，ag0 d.在25時，溶液的ph與ag的換算公式為ag=2(7-ph),d,課堂延伸,(三)ph值測定方法,1.定性測定：酸堿指示劑法,2.定量測定：ph試紙法 、ph計法等,酸堿指示劑一般

11、是弱的有機酸或弱的有機堿。 以hin代表石蕊分子,3.14.4,5.08.0,8.010.0,指示劑的變色范圍,hin（紅色） h+ +in- （藍色）,討論： ph試紙的使用 能否直接把ph試紙伸到待測液中？ 是否要先濕潤ph試紙后，再將待測液滴到ph試紙上？ 能否用ph試紙測出ph=7.1來？ 標準比色卡中的數(shù)據(jù)都是整數(shù) 如用濕潤的ph試紙檢驗待測液，對該溶液ph值的測定： a、一定有影響 b、偏大 c、偏小 d、不確定,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準比色卡相對比,0.1mol/l的naoh溶液中，ph=? c（oh-）？、c（h）？、 由水電離出的

12、c（oh-）水？、 c（h）水？、,2. 0.1mol/l的h2so4溶液中， c（h）？ 、 c（oh-）？、ph=? 由水電離出的c（oh-）水？、 c（h）水？、,3. 0.1mol/l的nacl溶液中， c（oh-）？、c（h）？ph=?,考點四、有關(guān)ph的計算,單一溶液的ph計算,要注意溫度、溶劑對kw的影響。,練習1某溫度下，重水（d2o)的離子積常數(shù)為110-12。若用定義ph一樣來規(guī)定pd= -lg c(d+)，則在該溫度下，下列敘述正確的是： a.純凈的重水中，pd=7 b.1l溶液有0.01moldcl的重水溶液，其pd=2 c.1l溶液有0.01molnaod的重水溶液，

13、其pd=12 d.純凈的重水中，c(d+)c(od-)1.010-14,單一溶液的ph計算,練習2. 某溫度下的溶液中，c(h+)=10 xmol/l,c(oh-)=10ymol/l.x與y的關(guān)系如下圖所示:求該溫度下,中性溶液的ph. 求該溫度下0.01mol/lnaoh溶液的ph.,由圖知c(h+) c(oh-)=10-15,中性溶液中, c(h+) =c(oh-)= 10-7.5mol/l ph=7.5,0.01mol/lnaoh中 ,c(oh-)=10-2, c(h+) =kw/c(oh-)= 10-13mol/l ph=13,單一溶液的ph計算,先求混合溶液 中c(h+) , 再求

14、ph, ph將變大,強酸混合后求溶液ph,例: ph=5和 ph=3的兩種鹽酸等體積混合后,求混合溶液的ph。,ch+混 =, 510-4mol/l,則ph = -lg510-4 = 3.3。,解析：ph=5的鹽酸溶液中ch+=10-5 mol/l，ph=3的鹽酸溶液 中ch+=10-3mol/l，所以:,考點四、有關(guān)ph的計算,先求混合溶液中c(oh-) , 再求 混合溶液中c(h+) , 最后求 ph ；,強堿混合后求溶液ph,例:常溫下ph=10與ph=12的naoh溶液等體積混合，求混合液的ph。,錯解：ph=10的naoh溶液中ch+=10-10mol/l，ph=12的naoh溶液中

15、ch+ = 10-12mol/l，所以:,分析：上述解法在近似處理時，是把ph=12的naoh溶液中的ch+忽略不計，而對于naoh溶液來說，ph越大，堿性越強，naoh濃度越大，ch+越小，把濃溶液忽略不計，顯然是錯誤的。,ch+混 =, 510-11 mol/l,則ph = -lg510-11 = 10.3。,正解：ph=10的naoh溶液中ch+=10-10mol/l，coh-=10-4mol/l， ph=12的naoh溶液中ch+=10-12mol/l，coh-=10-2mol/l。所以:,coh-混 =, 510-3 mol/l,ch+混=210-12mol/l,則ph = -lg2

16、10-12 = 11.7。,溶液稀釋有關(guān)計算,ph=5的h2so4溶液稀釋500倍后，溶液中的ch+與cso42-之比為_。 a.1：1b.1：2c.1：10d.10：1,錯解：ph=5的h2so4溶液中ch+=10-5mol/l， cso42-= 510-6mol/l， 稀釋500倍后，ch+=10-5mol/l/500=210-8mol/l， cso42-=510-6mol/l/500=10-8mol/l，則：ch+:cso42-=2:1。,分析：ph=5的h2so4溶液稀釋500倍后，硫酸和水電離的ch+ 相差無幾，計算溶液中的ch+不能忽略水的電離。,正解：ph=5的h2so4溶液中，

17、ch+=10-5mol/l， cso42-= 510-6mol/l，稀釋500倍后，溶液中接近中性， ch+10-7mol/l，cso42-= 510-6mol/l/500= 10-8mol/l， 則ch+:cso42-=10:1。,溶液稀釋有關(guān)計算,對于強酸來說，每稀釋10倍，溶液的ph增大1個單位；對于強堿來說，每稀釋10倍，溶液的ph減小1個單位。 對于弱酸、弱堿來說，當稀釋10倍時，由于電離平衡向右移動，使溶液的ph增大或減小不到1個單位。 當溶液無限稀釋時，不能忽略水的電離。如酸性溶液無限稀釋后ph 不可能大于或等于7。 ph相同的強酸與弱酸，若加水稀釋相同的倍數(shù)，則強酸的ph變化比

18、弱酸大；ph相同的強堿與弱堿，若加水稀釋相同的倍數(shù)，則強堿的ph變化比弱堿大。,考點四、有關(guān)ph的計算,1、有相同ph的三種酸hx、hy、hz的溶液，稀釋相同倍數(shù)后，ph的變化值依次增大，則hx、hy、hz的酸性由強到弱的順序是( ) a、hx. hy. hz b、hz. hy. hx c、hx. hz. hy d、hy. hz. hx,2、ph=2的a、b兩種酸溶液各1ml，分別加水稀釋到1000ml，其ph值與溶液體積v的關(guān)系如圖所示。下列說法正確的是： a、b兩酸溶液的物質(zhì)的量濃度一定相等 稀釋后，a溶液的酸性比b溶液強 a=5時，a是強酸，b是弱酸 若a、b都是弱酸，則5a2,b,c、

19、d,跟蹤訓練,強酸與強堿完全中和,1（2004年全國理綜高考題）1體積ph=2.5的鹽酸與10體積某一元強堿恰好完全反應，則該堿溶液的ph等于_。 a9.0b9.5c10.5d11.0,解析：強酸與強堿完全反應時，溶液的ph=7，有：,= 10ph酸+ph堿-14,= 10ph酸+ph堿-14,=,= 102.5+ph堿-14,= 10-1,-1= 2.5+ph堿-14,ph堿=10.5，選c。,10a+b-141，則a+b-140，又a=0.5b，則3a14 , 故 a14/3；,強酸與強堿完全中和,2.（2000年全國高考題）25時，若體積為va，ph= a的某一元強酸與體積為vb，ph=

20、 b的某一元強堿混合，恰好中和，且已知vavb和a=0.5b，請?zhí)顚懴铝锌瞻祝?a值可否等于3（填“可”或“否”）_，其理由是_。 a值可否等于5（填“可”或“否”）_，其理由是_。 a的取值范圍是_。,解析： 若a=3，由a=0.5b,可知b=6，由題意一元強堿的ph為b，b應大于7，與題設矛盾； 若a=5，則b=10，故有：,= 10a+b-14=10,與題設vavb矛盾；,由vavb知：,又ph=b = 2a7,故a3.5；,所以：3.5a14/3。,強酸與強堿反應堿過量,1(2005年江蘇高考題)在一定體積的ph=12的ba(oh)2溶液中，逐滴加入一定物質(zhì)的量濃度的nahso4溶液，

21、當溶液中的ba2+恰好完全沉淀時，溶液ph=11。若反應后溶液的體積等于ba(oh)2溶液與nahso4溶液的體積之和，則ba(oh)2溶液與nahso4溶液的體積體積比是： a19 b11 c12 d14,解析：ba2+完全沉淀時反應為： ba(oh)2+nahso4 = baso4+naoh+h2o，nba(oh)2=n（nahso4）,1011-14 = 10-3,nba(oh)2=0.5c(oh-) v堿=0.51012-14v堿=510-3v堿,解得：v堿v酸=14，選d。,即：5v堿=v酸+v堿，,強酸與強堿反應堿過量,2（98年全國高考題）ph=13的強堿溶液與ph=2的強酸溶液

22、混合，測得混合液的ph=11，則強堿與強酸的體積比是_。 a111b91c111d19,解析: ph=11即堿過量,有:,c(oh-)混 =10ph-14 mol/l= 10-3 mol/l,10-3 (v酸+v堿)= 10-1v堿 - 10-2v酸,v酸+v堿= 102v堿 - 10v酸,11v酸 = 99v堿 ,即：v堿 v酸=19。,強酸、強堿混合,先求混合后c(h+)混 , 再求ph,先求混合液 c(oh-)混 , 再求c(h+) , 最后求 ph,強酸與強堿混合計算問題,若酸、堿完全反應ph=7,若酸過量ph7,若堿過量ph7,n(h+)酸=n(oh-)堿,c(h+)酸v酸=c(oh

23、-)堿v堿,10-ph酸v酸= 10ph堿-14v堿,= 10ph酸+ph堿-14,考點四、有關(guān)ph的計算,(2007年高考全國理綜卷i)室溫時，下列混合溶液的ph一定小于7的是( ) (a)ph = 3的鹽酸和ph = 11的氨水等體積混合 (b)ph = 3的鹽酸和ph = 11的氫氧化鋇溶液等體積混合 (c)ph = 3的醋酸和ph = 11的氫氧化鋇溶液等體積混合 (d)ph = 3的硫酸和ph = 11的氨水等體積混合,c,體驗高考,常溫下，有ph為x的鹽酸和ph為y的naoh溶液，取vx l該鹽酸同該naoh溶液中和，需vy l naoh，求： (1)若x+y=14時，則vx vy

24、=_(數(shù)值） (2)若x+y=13時，則vx vy=_(數(shù)值） (1)若x+y14時，則vx vy=_ (表達式） 且vx_vy (填、=、）,1,1/10,10x+y-14,跟蹤訓練,1.（1）恒溫下，向ph=6的蒸餾水中加入2.3g金屬鈉，充分反應后，再加蒸餾水稀釋到1l，所得溶液的ph= 。 （2）向ph=6的蒸餾水和c(h+)=106moll1的稀鹽酸中分別投入大小、質(zhì)量相同的金屬鈉，反應剛開始時，產(chǎn)生h2的速率前者與后者相比是 (填選項序號)。 a、一樣快 b、前者快 c、后者快 d、無法比較 （3）用惰性電極電解nacl與nahco3混合溶液，測得溶液ph變化如下圖所示。, 在0t

25、時間內(nèi)，兩個電極上的電極反應式為： 陽極 ；陰極 。 用離子方程式表明0t時間內(nèi)，溶液ph升高比較緩慢的原因： 。,11,b,2cl-2e-=cl2,2h+2e-=h2,hco3-+oh-=co32-+h2o,考點五 中和滴定,滴定法： 酸堿中和滴定（利用中和反應） 氧化還原滴定（利用氧化還原反應） 沉淀滴定（利用生成沉淀的反應） 絡合滴定（利用絡合反應） 中和滴定 （1）用中和滴定法測定naoh溶液的濃度 （2）食醋中總酸量的測定,用中和滴定法測定naoh溶液的濃度,原理： naohhclnaclh2o 1mol 1mol c1v1 c2v2,思考：若是用h2so4滴定naoh溶液呢？ 2n

26、aoh h2so4 na2so4 2h2o 2mol 1mol c1v1 c2v2,儀器、裝置： 鐵架臺 滴定管夾 堿式滴定管 酸式滴定管 錐形瓶 燒杯 洗瓶 藥品： 待測液 標準液 指示劑,酸滴定堿的終點：由色剛好變色； 堿滴定酸的終點：由色剛好變色；,酸滴定堿的終點：由色剛好變色； 堿滴定酸的終點：由色剛好變色；,強酸強堿：用酚酞或甲基橙,選擇指示劑指示中和滴定的終點,酚酞,7,甲基橙,7,淺紅,無,無,淺紅,黃,橙,橙,黃,強酸強堿：用酚酞或甲基橙 強酸弱堿：用； 強堿弱酸：用；,選擇指示劑指示中和滴定的終點,甲基橙,酚酞,思考： （1）用鹽酸滴定naoh溶液，分別用酚酞和甲基橙做指示劑，測得的naoh的濃度是否相同？（2）用鹽酸滴定na2co3溶液，分別用酚酞和甲基橙做指示劑，到達終點時，產(chǎn)物有何不同。,準備 檢漏 洗滌 潤洗 裝液 調(diào)液 讀數(shù),酸堿中和滴定的操作步驟,滴定： 放液（或移液） 加指示劑（錐形瓶中） 滴加另一溶液（左手、右手、眼） 確定滴定終點 12min后讀數(shù) 重復實驗（v0.02ml）,到達終點