1、第三章 水溶液中的離子平衡,第二節(jié) 水的電離和溶液的酸堿性,25，純水,C(H+)=C(OH-)=110-7mol/L,一、水的電離,1、水是一種極弱電解質(zhì)，能微弱電離:,Kw= c(H+) . c(OH-),1)表達式：,KW 叫做水的離子積常數(shù)，簡稱水的離子積。,在任何水溶液中，均存在水的電離平衡，也就是任何水溶液中都是H+、OH-共存的。,水的濃度為常數(shù)，所以 C(H+)C(OH-）為定值,3、水的離子積常數(shù),注：,提問：根據(jù)前面所學(xué)知識，水的離子積會受什么外界條件影響？,分析下表中的數(shù)據(jù)有何規(guī)律，并解釋之。,討論：,Kw= c(H+) . c(OH-),1)表達式：,KW 叫做水的離子

2、積常數(shù)，簡稱水的離子積。,水的濃度為常數(shù)，所以 KW C(H+)C(OH-）,2)影響KW的因素,KW只與溫度有關(guān)（與濃度無關(guān)）:溫度升高，KW增大,如： 25 KW=10-14 100 KW=10-12,注：常數(shù)無單位,3、水的離子積常數(shù),D,1、水的電離過程為H2O H+ + OH-，在不同溫度下其離子積為KW25=110-14， KW35 =2.1 10-14。則下列敘述正確的是（ ） A、H+ 隨著溫度的升高而降低 B、在35時，純水中 H+ OH- C、水的電離常數(shù)K25 K35 D、水的電離是一個吸熱過程,練習(xí),2、判斷正誤： 1)任何水溶液中都存在水的電離平衡。 2)任何水溶液中

3、（不論酸、堿或中性） 都存在Kw=10-14 。,練習(xí),討論：,對常溫下的純水進行下列操作，完成下表：,中性,=,酸性,不變,堿性,不變,小結(jié)：,加入酸或堿都能抑制水的電離,2. 酸,3. 堿,鹽?,1. 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,Kw是一個溫度函數(shù)，只隨溫度的升高而增大,水電離出的H+和OH- 永遠相等,（正反應(yīng)吸熱）,4、影響水電離平衡的因素,知識延伸： C（H）=1107mol/L，溶液一定呈中性嗎？ 說明：溶液或純水呈中性，是因為溶液中C（H）=C（OH）,4、影響水電離平衡的因素,例1、25時,某溶液中,c(H)=110-6 mol/L 問c(

4、OH)是多少?,例2、 25時,某溶液中, c(OH) =110- mol/L 問c(H)是多少?,4、利用Kw的定量計算,例4、常溫下，0.1mol/L的鹽酸溶液中水電離出 的c(H)和c(OH)各是多少?,例3、常溫下，0.1mol/L的NaOH溶液中水電離 出的c(H)和c(OH)各是多少?,水電離出的C(H+)=110-14/0.1=110-13mol/L = C(OH- ),水電離出的C(H+)=110-14/0.1=110-13mol/L = C(OH- ),3、根據(jù)Kw=c(H+)c(OH-) 為定值,c(H) 和 c(OH-) 可以互求；酸性溶液中水電離出來的c(H+)可以忽略

5、、堿性溶液中水電離出來的OH-離子可以忽略；,1、任何水溶液中H+和OH總是同時存在的,只是相對 含量不同；,2、常溫下,任何稀的水溶液中c(H+)c(OH-)=11014,4、Kw大小只與溫度有關(guān),與是否為酸堿性溶液無關(guān)。 25時， Kw =110-14 100時，Kw =110-12,強調(diào):,討論 1、某溶液中由水電離產(chǎn)生的c(H+) H2O= 10-12 mol/L ，則該溶液呈酸性還是堿性？并求算該溶液中 c(H+)的可能值 ？,2、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：鹽酸 醋酸溶液 硫酸溶液 氫氧化鈉溶液,解答： c(H+) H2O= c(O

6、H-) H2O= 10-12 mol/L 若c(H+) aq= c(H+) H2O= 10-12 mol/L 則 c(OH-) aq= 10-2 mol/L 溶液顯堿性 若c(OH-) aq= c(OH-) H2O = 10-12 mol/L 則 c(H+) aq= 10-2 mol/L 溶液顯酸性, = ,一、水的電離,1、水的電離,2、水的離子積,Kw= c(H+ ) c(OH-),（1）無單位常數(shù),（2）意義,（3） Kw只決定于溫度，溫度升高， Kw增大,25 Kw=1 10-14,100 Kw=1 10-12,（4） 加入酸或堿，抑制水的電離，但Kw不變,（5） 任何溶液中都存在Kw

7、= c(H+ ) c(OH-)且25 Kw=110-14,課堂小結(jié),2、水中加入氫氧化鈉固體，c(OH-)_ ； 則水的電離平衡向_移動，水的電離 被_，Kw_，c(H+) _。,鞏固練習(xí),3、已知100時，Kw =110-12,分別求出該 溫度下,純水、0.1mol/LHCl溶液、 0.1mol/L的NaOH溶液中的c(H+) 。,1、25時，向純水中加入少量氯化氫氣體， 仍能保持不變的是 （ ） A. c(H+) B. c(OH-) C. Kw D. c(H+)/c(OH-),第二課時,c (H+) =c (OH-),=110-7,中性,c (H+)c (OH-), 110-7,酸性,c

8、(H+) c (OH-),110-7,堿性,二、溶液的酸堿性與pH值,+,-,1、溶液的酸、堿性跟C(H+)、C(OH-)的關(guān)系,討論：KW100=10-12 在100 時，純水中H+ 為多少？ H+ 1107mol/L是否說明100 時純水溶液呈酸性？,不能用 H+ 等于多少來判斷溶液酸、堿性，只能通過兩者相對大小比較,100 時，H+ = 1107mol/L溶液呈酸性還是堿性？,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。,C(H+) 1mol

9、/L時，常用PH表示溶液的酸堿性。,2、溶液的酸堿性的表示方法,溶液的pH,(1)pH的定義：,C(H+)的負對數(shù),(2)使用范圍：,C(H+)1mol/L,例：c(H+)=0.001 mol /L pH=-lg 10-3 = 3 例：c(OH-) = 0.01mol /L c(H+)=110-14 / 10-2 = 110-12 mol /L pH=-lg 110-12 = 12,pH=-lg c (H+),酸性溶液,堿性溶液,H+=OH-,H+ 110-7mol/L,7,=7,H+OH-,H+ 110-7mol/L,3、溶液的酸、堿性跟pH的關(guān)系,溶液的pH值,酸性增強,堿性增強,4、pH

10、值測定方法,測定方法：酸堿指示劑法、pH試紙法、pH計法等。,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。我們把指示劑發(fā)生顏色變化的pH值范圍叫做指示劑的變色范圍。,4、pH測定：,pH試紙測定：不可先潤濕。與比色卡對照 pH 計（酸度計）。,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、常溫下，由水電離出的H+=10-12mol/L，則溶液pH定為12

11、 7、相同體積和pH值的鹽酸，醋酸、硫酸中H+的物質(zhì)的量相等, ,三、pH值的相關(guān)計算,1、溶液pH的計算原理,關(guān)鍵是先求出C(H+),（1）強酸溶液由C(H+)直接求出pH,（2）強堿溶液由C(OH-)先求出C(H+) 再求pH 。,2、計算類型：,例題：計算250C時0.01 mol/L的鹽酸溶液和0.01 mol/L的NaOH溶液的pH。,答案： 2； 12,（1）定義型：,pH=-lg c (H+),PH+ pOH =14,【例】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？,換算關(guān)系,c(H+ ) c(OH-)=Kw,PH+ pO

12、H =14,c(H+) 10PH,pH=-lg c(H+) ,c(OH+) 10POH,pOH=-lg c(OH+) ,酸的稀釋,例題：在25時，pH值等于3的鹽酸溶液稀釋到原來的100倍，pH值等于多少？,解：,pH=-lgH+,=-lg 1.0 10-5,=5,關(guān)鍵：抓住氫離子進行計算！,H+= =1.0 10-5mol/L,（2）溶液的稀釋：,例題：在25時，pH值等于12的強堿溶液稀釋到原來的100倍，pH 等于多少？,解：,稀釋前：OH- =,pH=-lgH+,關(guān)鍵：抓住氫氧根離子離子進行計算！,稀釋后：OH- =,H+ =,=10,=1 10-2mol/L,=1 10-4mol/L

13、,=,=1 10-10mol/L,堿的稀釋,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+),=-lg102/10,=-lg10-3,=3,此時不能忽視H2O的電離產(chǎn)生的H。 設(shè)水產(chǎn)生的c(H)=c(OH-)=x，則有：(108x)x=10-14 x0.9510-7mol/L c(H+)=KW/c(OH-) pH=-lg 10-14 /0.9510-7 =6.98,由HCl 產(chǎn)生的c(H+)=10-5/1000=10-8mol/L.,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：

14、,pH=-lgc(H+),=-lg102/1000,=-lg10-5,=5,練習(xí),5,4,9,10,約為7,約為7,鞏固練習(xí),結(jié)論1：強酸pH=a，加水稀釋10n，則pH=a+n。,結(jié)論3：弱酸pH= a ，加水稀釋10n，則pH a+n ， 但肯定大于a 。,結(jié)論4：弱堿pH=b，加水稀釋10n，則pHb-n，但肯定小于b 。,結(jié)論2：強堿pH=b，加水稀釋10n，則pH=b-n。,結(jié)論5：酸堿無限稀釋，pH只能接近于7，酸不可能大于7，堿不可能小于7。,知識小結(jié):溶液稀釋的PH計算有關(guān)規(guī)律,強酸與強酸混合,例題：在25時，pH值等于1的鹽酸溶液和pH值等于4的硫酸溶液等體積混合pH值等于多

15、少？,解：,pH=-lgH+,=-lg（1101+1104）/（1+1）,=-lg5102,=2-lg5,=1.3,關(guān)鍵：抓住氫離子進行計算！,（3）溶液的混合：,強堿與強堿混合,解：,=-lg2+11,=10.7,例題：在25時，pH值等于9和pH值等于11的兩種氫氧化鈉溶液等體積混合pH值等于多少？,OH=（ 1 105+1103）/(1+1),H+=10-14/OH-,pH=-lg10-14/(10-3/2),關(guān)鍵：抓住氫氧根離子離子進行計算！,強酸與強堿混合,例題：在25時，100mlO.6mol/L的鹽酸與等體積0.4mol/L的氫氧化鈉溶液混合后,溶液的pH值等于多少？,解：,Na

16、OH+HCl=NaCl+H2O,0.06,0.04,pH=-lgH+,=-lg0.02/（0.1+0.1）,=-lg101,=1,關(guān)鍵：酸過量抓住氫離子進行計算！,強酸與強堿混合,例題：在25時，100mlO.4mol/L的鹽酸與等體積0.6mol/L的氫氧化鈉溶液混合后,溶液的pH值等于多少？,解：,NaOH+HCl=NaCl+H2O,0.04,0.06,關(guān)鍵：堿過量抓住氫氧根離子進行計算！,OH=0.1(0.6-0.4)/0.2,H+=10-14/OH= 10-14/0.1,pH=-lg10-13=,13,小結(jié),（1）酸I+酸II H+ =,(2)堿I+堿II OH- =,（3）酸I+堿I

17、I 完全中和：H+ = OH- =1 107mol/L 酸過量： H+= 堿過量：OH-=,小結(jié),3.3,2.3,10.7,11.7,7,3.3,10.7,鞏固練習(xí),1、在25時，有pH為a的HCl溶液和pH為b的NaOH溶液，取VaL該鹽酸溶液用該NaOH溶液中和至呈中性，需VbLNaOH 溶液，問： （1）若a+b=14，則VaVb （2）若a+b=13，則VaVb （3）若a+b14，則VaVb ，且Va Vb(填“”“”“”)（題中ab，b8）,10a + b 14,1,1/10,課后練習(xí),2、60mL0.5molLNaOH溶液和40mL0.4molL的H2SO4相混合后，溶液的pH約

18、為 () 05172132,B,3、有一pH=12的NaOH溶液100 mL ，欲使它的pH降為11。 （1）如果加入蒸餾水，就加入_ mL （2）如果加入pH = 10的NaOH溶液，應(yīng)加入_ mL （3）如果加入0.008 mol/L HCl溶液，應(yīng)加入_ mL,900,1000,100,4、某強酸溶液pH=a，強堿溶液pH=b，已知ab12，酸堿溶液混合pH=7，則酸溶液體積V(酸)和堿溶液體積V(堿)的正確關(guān)系為 （ ） AV(酸)=102V(堿) BV(堿)=102V(酸). CV(酸)2V(堿) D.V(堿)2V(酸),B,5、將pH=1的鹽酸平均分為2份，一份加適量的水，另一份加

19、入與該鹽酸物質(zhì)的量濃度相同的NaOH溶液，pH都升高了1，則加入的水與NaOH溶液的體積比為（ ） A 9 B 10 C 11 D 12,C,6、將pH=3的強酸與pH=12的強堿混合，當(dāng)混合液的pH =11時，強酸與強堿的體積比為（ ） A 9：2 B 9：1 C 1：10 D 2：5,A,知識小結(jié):混合溶液PH計算的有關(guān)規(guī)律,1、強酸或強堿溶液的等體積混合，當(dāng)PH相差兩個或兩個以上的單位時，,（酸）= PH小 + 0.3,（堿）= PH大 0.3,2、強酸和強堿的等體積混合,若PH酸 + PH堿=14，則PH混= 7,若PH酸 + PH堿1，則PH混= PH酸 +0.3,若PH酸 + PH

20、堿1，則PH混= PH堿0.3,3、強酸和強堿混合呈中性時，二者的體積比,（1）若pH酸+ pH堿=14，則V酸：V堿=1：1,（2）若pH酸+ pH堿14，則V酸：V堿=10（ pH酸+ pH堿-14）：1,（3）若pH酸+ pH堿14，則V酸：V堿=1：1014-（ pH酸+ pH堿）,例：室溫時將pH=3的強酸與pH=12的強堿混合，當(dāng)混合液的pH =7時，強酸與強堿的體積比為 （ ） A 10：1 B 3：1 C 1：2 D 2：5,A,第三課時,酸堿中和滴定,一、酸堿中和滴定基本原理：,1、化學(xué)分析的分類：鑒定物質(zhì)組成成分，叫做；測定物質(zhì)組成成分的含量，叫做；,定性分析,定量分析,酸

21、堿中和滴定就是一種基本定量分析方法,2、酸堿中和滴定的定義：用已知 來測定 的定量分析方法叫做酸堿中和滴定；,物質(zhì)的量濃度,堿（或酸）,的酸（或堿）,未知物質(zhì)的量濃度的,一、酸堿中和滴定基本原理 ：,H+OH=H2O,酸堿中和滴定,3、原理：中和反應(yīng)中,當(dāng)n（H+)=n(OH-),完全中和,對于一元酸與堿反應(yīng)時：,C酸V酸=C堿V堿,4、關(guān)鍵：,準(zhǔn)確測出參加反應(yīng)的兩種溶液的體積。,準(zhǔn)確判斷中和反應(yīng)是否恰好進行完全。,用0.1000mol/L的NaOH溶液，滴定20 .00ml 0.1000mol/L的HCl 溶液，求隨V NaOH的增大，pH=？,滴定過程的pH變化,誤差：0.0240=0.0

22、005=0.05%,思考,突躍范圍,20.02mL,19.98mL,加入NaOH溶液的體積V(mL),溶 液 的pH,“突躍”的存在為準(zhǔn)確判斷終點提供了方便,1.酸堿中和滴定所需的儀器,二、酸堿中和滴定所需的儀器和試劑,燒杯,1、如何判斷酸式滴定管和堿式滴定管？,4、滴定管準(zhǔn)確讀到多少毫升？可估讀到多少毫升？,2、量筒和滴定管的“0”刻度位置是否一致？,3、量筒和滴定管哪個更精確一些？,想一想：,中和滴定主要實驗儀器,量取液體常用儀器：量筒、移液管、滴定管,量筒：粗量儀，10mL量筒最小分刻度為0.1mL、 讀數(shù)精確到0.1mL，無“O”刻度。 移液管：精量儀，讀數(shù)精確到0.01mL 準(zhǔn)確量取

23、一定量的試液(中和滴定時用來量取待測液） 滴定管 標(biāo)有溫度、容積、“0”刻度在最高點 常用規(guī)格：25mL、50mL 最小分刻度：0.1mL，讀數(shù)精確到0.01mL （精量儀可估讀一位，粗量儀不能估讀）,2、中和滴定指示劑的選擇,酚 酞,無粉紅,粉紅無,甲基橙,紅橙,黃橙,無粉紅,黃橙,4.3 突躍范圍 9.7,石蕊的變色不明顯，所以不能做中和滴定的指示劑。,三、酸堿中和滴定實驗操作,滴定,錐形瓶的準(zhǔn)備,滴定管的準(zhǔn)備,計算,檢漏洗滌潤洗注液趕氣泡調(diào)液讀數(shù),潤 洗：用標(biāo)準(zhǔn)液或待測液分別潤洗酸式滴定管和 堿式滴定管。,調(diào) 液：調(diào)節(jié)液面至零或零刻度線以下。如果尖嘴部分有氣泡，要排出氣泡。,讀 數(shù)：視線

24、和凹液面最低點相切（平視）,滴定管的準(zhǔn)備,洗滌后，用滴定管注入一定體積的待測溶液到錐形瓶中，滴加2-3滴指示劑。,只要洗干凈即可,錐形瓶的準(zhǔn)備,1、取標(biāo)準(zhǔn)鹽酸溶液： 用標(biāo)準(zhǔn)液潤洗酸式滴定管12次； 注入標(biāo)準(zhǔn)液至“0”刻度線以上； 固定在滴定管夾上； 迅速轉(zhuǎn)動活塞將尖嘴氣泡排除并調(diào)整液面在“0”刻度以下。 記下準(zhǔn)確讀數(shù)。,操作步驟：,2、取待測NaOH溶液： 用待測液潤洗堿式滴定管12次； 注入待測液至“0”刻度線以下； 固定在滴定夾上； 迅速擠壓玻璃球，將尖嘴氣泡排出； 調(diào)整液面在“0”或“0”刻度線以下，準(zhǔn)確記下讀數(shù)。 往潔凈的錐形瓶內(nèi)準(zhǔn)確放入25.00毫升的堿液。,操作步驟：,3、滴定,滴定至終點記錄讀數(shù)重復(fù)2-3次,滴定過程中注意：,左手：控制活塞(活塞朝右