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,水是一種極弱的電解質(zhì)，能發(fā)生極微弱的電離,H2O H2O H3O OH,H2O H OH,一、水的電離,簡寫成：,室溫下c(H+) = c(OH-)=10-7mol/L,K電離 =,室溫下55.6mol H2O中，只有110-7mol H2O電離，因此c(H2O)可視為常數(shù)。,水的電離常數(shù),仍然是一個常數(shù),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。,1、水的離子積常數(shù),分析表格中的數(shù)據(jù)，有何規(guī)律，并解釋。,結(jié)論：,溫度越高，Kw越大。,室溫下：KW=110-14,1、Kw只與溫度有

2、關(guān)，且Kw不僅適用于純水，也適用于酸堿鹽的稀溶液。 2、任何水溶液中，c(H+)水電離 = c(OH-)水電離 3、純水中c(H+) 、 c(OH-)的計算方法為 c(H+) = c(OH-)= 常溫下，c(H+) = c(OH-)= =10-7mol/L,注意：,D,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,對常溫下的純水進行下列操作：,向右 增大 增大 c

3、(H+)=c(OH-) 增大,向左 增大 減小 c(H+)c(OH-) 不變,向左 減小 增大 c(H+)c(OH-) 不變,H2O H+ OH-,思考:,2、影響水電離的因素,溶液的酸堿性由溶液中H+、OH-濃度相對大小決定,酸性:c(H+) c(OH-),中性:c(H+) = c(OH-),堿性:c(H+) c(OH-),常溫25,c(H+)10-7mol/L,c(H+) = 10-7mol/L,c(H+)10-7mol/L,無論任何溫度，無論酸性、中性、堿性溶液，都存在水電離出的H+、OH-，并且由水電離出的這兩種離子濃度一定相等。,二、溶液的酸堿性與H+、OH濃度的關(guān)系,判斷正誤：,1

4、. 如果c(H+)不等于c(OH-)則溶液一定呈現(xiàn)酸堿性。,2. 在水中加酸會抑制水的電離，電離程度減小。,3. 如果c(H+)/c(OH-)的值越大則酸性越強。,4. 任何水溶液中都有c(H+)和c(OH-)。,5. c(H+)等于10-6mol/L的溶液一定呈現(xiàn)酸性。,6. 對水升高溫度電離程度增大，酸性增強。,計算下列溶液的pH，通過計算結(jié)果思考： 表示溶液的酸堿性什么時候用pH更加方便？ 25 10-5 mol/L鹽酸 、 1 mol/L鹽酸、 2 mol/L鹽酸 25 10-5 mol/LNaOH溶液 1 mol/LNaOH溶液,pH值意義：,表示溶液酸堿性的強弱。,用H+物質(zhì)的量濃

5、度的負對數(shù)表示,（1）定義式：,pH=-lgc(H+),用pH值表示c(H+)或c(OH-)1mol/L的溶液的酸堿性不用pH表示。,1、pH值,三、溶液的酸堿性與pH的關(guān)系,中性,pH,C(H),C(OH-),10-14 10-13 10-12 10-11 10-10 10-9 10-8 10-7 10-6 10-5 10-4 10-3 10-2 10-1 100,酸性,堿性,增強,增強,pH 越小,c(H+) 越大 酸性越強； （2）pH 越大，c(OH-) 越大,堿性越強。,結(jié)合pH與c(H+)的關(guān)系，思考溶液酸堿性與pH的關(guān)系,中性溶液,酸性溶液,堿性溶液,c(H+)=c(OH-)=1

6、10-7mol/L,c(H+)c(OH-),c(H+)c(OH-),pH =7,pH7,pH7,思考：pH為7的溶液是否一定是中性溶液？,(25),（2） 溶液的酸堿性與pH的關(guān)系,c(H+)110-7mol/L,c(H+)110-7mol/L,中性溶液,酸性溶液,堿性溶液,c(H+)=c(OH-)=110-6mol/L,c(H+)c(OH-),c(H+)c(OH-),pH =6,pH6,pH6,(100),溶液的酸堿性與pH的關(guān)系,c(H+)110-6mol/L,c(H+)110-6mol/L,思考：pH為7的溶液是否一定是中性溶液？,2、 pH的測定方法,酸堿指示劑的顏色變化是在一定的pH

7、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。,(1) 酸堿指示劑（定性測量范圍）,(2) pH試紙(定量粗略測量),(整數(shù)位),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？ 能否用廣泛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： 取一小塊pH試紙放在表面皿上，用潔凈的玻璃棒沾取少量被測溶液滴在干燥的pH試紙上，跟標準比色卡對比讀數(shù)。,(3) pH計(定量精確測量),(小數(shù)位),

8、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如上圖所示。,四、pH值的應用,一些重要農(nóng)作物最適宜生長的土壤的pH值,1、單一強酸或強堿溶液的 pH,強酸：,c(酸),電離,c (H+),lg,pH,強堿：,c(堿),電離,c (OH),Kw,c (H+),lg,pH,lg,pOH,14pOH,pH,四、有關(guān)溶液的pH的計算,例：計算0.1mol/L的HCl溶液的pH值,解、 c (H+) 0.1mol/L,pH lg 0.1 1,練習：試計算常溫下下列溶液的pH值 0.005 mol

9、/L H2SO4溶液； 0.005 mol/L Ba(OH)2 溶液,解、 c (H+) 0.005mol/L20.01mol/L, pH lg 0.01 2, c(OH) 0.01mol/L, pH lg 1012 12,2、強酸與強酸混合求pH,強酸：,c,電離,c (H+),強酸：,c,電離,c (H+),c (H+)混合,lg,pH,例：計算10mL 0.1mol/L HCl和10mL 0.05 mol/L H2SO4混合溶液的pH,解： c (H+)0.1 mol/L c (H+)0.1 mol/L,c (H+)混合,pH - lg 0.1 1,關(guān)鍵：抓住氫離子進行計算！,練習：pH

10、2的鹽酸溶液和0.00005 mol/L的硫酸溶液等體積混合，試計算混合溶液的pH值,解：c (H+)0.01 mol/L c (H+)0.0001 mol/L,c (H+)混合,pH- lg 0.005 = 2+lg2 = 2.3,兩種強酸等體積混合，混合液pH pH 小 lg2 pH小0.3,3、強堿與強堿混合求pH,強堿：,C,電離,C (OH),強堿：,C,電離,C (OH),C (OH)混合,lg,pH,Kw,C (H+)混合,lg,pOH,14pOH,例:25 時，10mL 0.1mol/L NaOH和10mL 0.05 mol/L Ba(OH)2混合，計算混合溶液的pH值,解：c

11、(OH)0. 1mol/L c (OH)0.1mol/L,c (OH)混合,c(H+)混合,pH lg 1013 = 13,關(guān)鍵：抓住氫氧根離子離子進行計算！,解：c (OH)0.01mol/L c (OH)0.0001mol/L,c (OH)混合,pOH- lg 0.005 = 2+lg2 = 2.3,pH=14 2.3 11.7,兩種強堿等體積混合，混合液pH pH 大 lg2 pH大 0.3,練習：pH12的氫氧化鈉溶液和0.00005 mol/L的氫氧化鋇溶液等體積混合，試計算混合溶液的pH值,c(H+)混合,pH lg 21012 = 12-lg 2=12-0.3=11.7,計算下列

12、溶液等體積混合的混合液的pH： pH=13和pH11的強堿 pH=1和pH=3的強酸,解：pH混 pH大0.3130.312.7,pH混 pH小0.310.31.3,4、強酸與強堿混合求pH,強酸強堿恰好完全反應，溶液呈中性，混合溶液 pH = 7,例：將PH=2鹽酸aL和PH=13的氫氧化鈉bL混合,溶液恰好呈中性，則a:b等于多少？,pH=lg c(H+)余,例：求30mL pH=3的鹽酸溶液與20mL pH=11的氫氧化鈉溶液反應后溶液的pH,解： c(H+)103 mol / L c(OH)103 mol / L,pH=lg 2104 4lg2,強酸強堿混合酸過量，先求過量的酸的濃度，

13、再求pH,關(guān)鍵：酸過量抓住氫離子進行計算！,強酸強堿混合堿過量，先求過量的堿的濃度，再求pH,由c(OH)余,例：在25時，100ml0.4mol/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： c(H+)0.4 mol / L c(OH)0.6 mol / L,pH=-lg10-13=13,關(guān)鍵：堿過量抓住氫氧根離子進行計算！,3.3,2.3,10.7,11.7,7,3.3,10.7,練習:,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) B

14、V(堿)=102V(酸). CV(酸)2V(堿) D.V(堿)2V(酸),B,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，應加入_ mL （3）如果加入0.008 mol/L HCl溶液，應加入_ mL,900,1000,100,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“”“”“

15、”)（題中ab，b8）,10a + b 14,1,1/10,pH=2的A、B、C三種酸溶液各1mL，分別加水稀釋至1000mL，其pH與溶液（V）的變化關(guān)系如下圖所示，下例說法錯誤的是 （ ）,A. pH=2時，A、B、C都是稀溶液 B . 稀釋前的濃度大小為c（C）c（B）c（A） C. 稀釋后，A溶液中c（H+）最小 D. A是強酸，B和C是弱酸,A,將pH=1的鹽酸平均分為2份，一份加適量的水，另一份加入與該鹽酸物質(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,將pH=3的強酸與pH=12的強堿混合，當混合

16、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,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,第四課時,強酸的稀釋：,例：取1mL pH=3的硫酸溶液加水稀釋到100mL，溶液的 pH變?yōu)槎嗌伲?解：,c(H+) =,pH = - lgc(H+) = - lg10-5 = 5,若上述溶液加水稀釋到體積為原來的1000倍， 則溶液的pH變?yōu)槎嗌伲?若稀釋到體積為原來的105倍，則溶液的pH 變?yōu)槎嗌伲?102,103,pH = 6,pH = 8,pH 接近于7,5、酸堿的稀釋問題,例、將pH=3的醋酸稀釋100倍后，溶液的pH等

17、于5 嗎？,弱酸稀釋： （1）PH=a的弱酸稀釋10n倍后, PH增大的量小于n，即 aPHa+n (2)PH值相同的兩酸溶液稀釋相同倍數(shù)后，酸性強的酸PH值變化大,強酸弱酸稀釋 例：pH=2的鹽酸稀釋10倍后pH=？ pH=2的醋酸稀釋10倍后pH=？ 結(jié)論：稀釋10倍pH變化（增大）1,3,3,鹽酸,醋酸,10倍,稀釋相同倍數(shù)時 pH： 鹽酸醋酸,稀釋到相同pH時 稀釋的倍數(shù)： 醋酸鹽酸,強堿的稀釋,例：取 pH=11的NaOH溶液與水按1:99的體積比混合后， 溶液的pH變?yōu)槎嗌伲?解：,稀釋前c(OH-) = 10-3 mol/L,若上述溶液加水稀釋到體積為原來的1000倍， 則溶液的

18、pH變?yōu)槎嗌伲?若稀釋到體積為原來的105倍，則溶液的pH 變?yōu)槎嗌伲?103,pH = 8,pH = 6,pH 接近于7,原來的102,稀釋后c(OH-) =,稀釋后溶液的pH = 9,例4 將pH=10的氨水稀釋100倍后后，溶液的pH是8，對嗎？,弱堿稀釋： （1）PH=b的弱堿稀釋10n倍后, PH減小的量小于n ，即b-nPHb (2)PH值相同的兩堿溶液稀釋相同倍數(shù)后，堿性強的堿PH值變化大,弱堿稀釋 例：pH=12的NaOH溶液稀釋10倍后pH=？ pH=12的氨水稀釋10倍后pH=？ 結(jié)論：稀釋10倍pH變化（減?。?.,11,11,NaOH,氨水,10倍,稀釋相同倍數(shù)時 pH

19、： 氨水NaOH,稀釋到相同pH時 稀釋的倍數(shù)： 氨水NaOH,弱堿的稀釋,酸或堿的稀釋與pH的關(guān)系,強酸pH=a，加水稀釋10n倍，則pH=a+n； 弱酸pH=a，加水稀釋10n倍，則pHb-n； 酸、堿溶液無限稀釋時，pH只能接近7，但酸 不能大于7，堿不能小于7； 對于濃度（或pH）相同的強酸和弱酸，稀釋 相同倍數(shù)，強酸的pH變化幅度大。 （強堿、弱堿相似）,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. HXC、HX. HZ. HY D、HY. HZ. HX,2、

20、酸HA、HB兩溶液的pH值為3，且體積相同，加水稀釋兩溶液，PH值與加入水的體積關(guān)系如圖所示，則兩者酸性較強的是,加水體積,pH,HB,HA,HB,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,第五課時,酸堿中和滴定及曲線,酸堿中和滴定,一、酸堿中和滴定基本原理：,1、化學分析的分類：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

21、中和滴定,3、原理：中和反應中,當n（H+)=n(OH-),完全中和,對于一元酸與堿反應時：,C酸V酸=C堿V堿,4、關(guān)鍵：,準確測出參加反應的兩種溶液的體積。,準確判斷中和反應是否恰好進行完全。,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=0.0005=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”的存在為準確判斷終點提供了方便,二、酸堿中和滴定所需的儀器和試劑,待測液：,選擇原則 ,2.酸堿

22、中和滴定所需的儀器,酸式滴定管,堿式滴定管,錐形瓶,鐵架臺,滴定管夾,容量瓶,2.儀器,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“0”刻度。 移液管：精量儀，讀數(shù)精確到0.01mL準確量取一定量的試液(中和滴定時用來量取待測液）,1、如何判斷酸式滴定管和堿式滴定管？,4、滴定管準確讀到多少毫升？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,滴定管,2、儀器：,用作中和反應容器，盛裝待測液,用于配制標準液,放置滴定管

23、,酸式滴定管,堿式滴定管,滴定管用于測定標準液或待測液的準確體積,滴定管的構(gòu)造特點：酸式滴定管，堿式滴定管。,玻璃活塞,橡皮套加玻璃珠,滴定管上有刻度線，標明了最大體積和使用溫度,3)滴定管使用注意事項：,酸式滴定管：,不能盛放堿液、水解顯堿性的鹽溶液、氫氟酸,堿式滴定管：,不能盛放酸性溶液和強氧化性溶液,練1下列所述儀器“0”刻度位置正確的是（ ） A在量筒的上端 B在滴定管上端 C容量瓶上端、 D在托盤天平刻度尺的右邊,B,練2：量取25.00mL，KMnO4溶液可選用儀器（ ） A50mL量筒，B100mL量筒 C50mL酸式滴定管 ， D50mL堿式滴定管,C,想一想：量筒的構(gòu)造與滴定

24、管有何不同？,量筒“0”刻度線，其刻度由下到上讀數(shù)，最大刻度線在其。,沒有,由小到大,上方,普通滴定管的精密度為 mL,0.01,滴定管的“0”刻度線，但并未在，滴定管上的刻度由上到下，讀數(shù)，最大刻度線在滴定管。,上方,最上方,由小到大,下方,滴定管下端有氣泡，必須排除；排除方法為：,滴定管使用前，應檢查滴定管下端是否漏液和存在氣泡,滴定管讀數(shù)必須刻度線,平視,俯視刻度線，讀數(shù)結(jié)果 仰視刻度線，讀數(shù)結(jié)果,偏低,偏高,3、中和滴定指示劑的選擇,酚 酞,無粉紅,粉紅無,甲基橙,橙黃,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

25、作,滴定,錐形瓶的準備,滴定管的準備,計算,（以標準鹽酸滴定NaOH為例）,1、準備工作：,、滴定管：檢查滴定管是否以及下端；滴定管洗滌：用蒸餾水洗滌酸式滴定管再用洗滌23次、堿式滴定管用蒸餾水洗滌后再用洗滌23次 裝液：將標準鹽酸溶液裝入酸式滴定管、將待測NaOH溶液裝入堿式滴定管至“0”刻度線上方處并排除滴定管嘴尖處的； 調(diào)整液面：將滴定管中的標準液或待測液的液面調(diào)整到（或以下某刻度），讀數(shù),漏液,是否有氣泡,標準液,待測液,23cm,氣泡,“0”刻度,“0”刻度,檢漏洗滌潤洗注液趕氣泡調(diào)液讀數(shù),、錐形瓶：只能用洗滌，不能用洗滌,蒸餾水,待測液,使用滴定管時要注意的手勢：,酸式滴定管使用,

26、用 量取一定體積的待測液（NaOH)于錐形瓶中，滴入23滴指示劑（酚酞試液），待測液變成,2、滴定過程：,堿式滴定管,紅色,用握活塞旋轉(zhuǎn)開關(guān)，不斷旋轉(zhuǎn)振蕩錐形瓶，眼睛注視錐形瓶中 和滴定管，至變 成，且半分鐘不褪色為止，記下滴定管刻度,左手,右手,液流速度,紅色,無色,重復上述操作次，算出消耗標 準液體積的,23,平均值,注意：左手、右手、眼睛,3、結(jié)果計算：,用上述標準液體積的平均值進行計算,操作步驟：,洗滌 檢漏 蒸餾水洗 溶液潤洗 裝液 排氣泡調(diào)整液面并記錄放出待測液 加入指示劑 滴定 記錄 計算。,4.滴定過程中溶液的pH變化,例：用0.100mol/LNaOH溶液滴定20.00mL0.100mol/L鹽酸,1.0 2.3 3.3 4.3 7.0 9.7 10.7 11.7 12.5,問題3:以NaOH加入量為橫坐標,以pH值變化為縱坐標,繪制中和滴定曲線,問題2:滴定終點時多半滴和少半滴溶液性質(zhì)發(fā)生怎樣改變? PH發(fā)生怎樣改變?,問題1:滴定終點消耗堿多少? pH等于多少?,引出pH值突變概念及范圍,PH,12,10,8,6,4,2,10,20,30,40,突變范圍,反應終點,加入NaOH(ml),中和滴定曲線,酸堿指示劑的顏色在此pH值突躍范圍發(fā)生明顯的改變，則就能以極小的誤差指示出滴定終點的到達。,第三章 水溶液中的離子平衡,