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1、,第二节 水的电离和溶液的酸碱性,第一课时,一、水的电离,1.水的电离,简写为：,总结水的电离有什么特点？ 电离方程式怎么写？,实验证明，在25时，1L水（物质的量是多少？）中只有110-7mol的水分子发生电离，那么，纯水中c(H+)与c(OH-)大小有何关系？浓度是多少？,水电离出来的 c(H+) = c(OH-)=10-7mol/L,结论：,水是一种极弱的电解质， 能发生极微弱的电离,2.水的离子积常数,K电离.c(H2O)=,25时，Kw= c(H+) . c(OH-) =10-14,近视55.6mol/L，常数,常数,c(H+)(OH-)=,Kw,水的离子积常数，无单位,定义：,一定
2、温度下，水电离出的H+、 OH-的浓度的乘积为一常数，叫水的离子积常数，简称水的离子积。,分析表格中的数据，有何规律，并解释之。,0.134 0.681 1.01 5.47 55.0,温度越高，Kw越大。,水的电离是吸热过程。,升高温度，促进水的电离,Kw增大。,对常温下的纯水进行下列操作，填写下表,中性,正向,增大,增大,c(H+)=c(OH-),增大,酸性,逆向,增大,减小,c(H+)c(OH-),不变,碱性,逆向,减小,增大,c(H+)c(OH-),不变,总结：水的离子积常数,1),2)影响KW的因素,KW只与温度有关（与浓度无关）:温度升高， KW值增大,思考:含有H+的溶液一定是酸，
3、含OH-的溶液一定是碱吗？ 任何酸中只含H+,任何碱中只含OH-吗? 结论: 在任何稀水溶液中，均存在水的电离平衡，也就是任何酸或碱或盐的水溶液中 都同时含有H+、OH-，并且c(H+) . c(OH-) =Kw在一定温度下为定值。（Kw 25 =10-14 ） 在纯水中加入酸或碱，抑制水的电离，但是Kw不变。,如：KW25=10-14 KW100=10-12，,计算：,在100ml纯水中滴入1滴(0.05ml) 1mol/L的NaOH溶液，计算溶液中的c(OH-),c(H+)和水电离出的C(OH-)的变化？,解：c(OH-)=n(OH-) / Vaq =,0.0510-3L 1 mol/L,
4、0.1L,=510-4 mol/L,1 10-14/5 10-4=210-11(mol/L),c(OH-)水= c(H+)水=,c(H+)溶液=210-11(mol/L),c(H+)=Kw/ c(OH-)=,思路：分析溶液中存在的微粒种类及其来源,2) 25，0.01mol/L盐酸溶液中。 c(H+)、 c(OH-)分别为多少？由水电离出的c(H+)为多少？,1)判断正误： 1)任何水溶液中都存在水的电离平衡。 2)任何水溶液中（不论酸、碱或中性） 都存在Kw=10-14 。 3)某温度下，某液体c(H+)= 10-7mol/L，则该溶液一定是纯水。,c(H+) = 0.01mol/L c(O
5、H-) = KW / c(H+) = 10-12 mol/L,c(OH-) = 0.01mol/L c(H+) = KW / c(OH-) = 10-12 mol/L,3) 25，0.01mol/L NaOH溶液中. c(H+) 、 c(OH-)分别为多少？由水电离出的c(OH-)为多少？,4) 25、浓度均为0.1mol/L的下列溶液中c(H+)由大到小的排列顺序：氨水 NaOH 盐酸 醋酸, ,二、溶液的酸碱性和PH,1.溶液的酸碱性与c(H+)、c(OH-)的关系,P46思考与交流,讨论：溶液的酸碱性跟H+ 和OH-浓度有什么关系？,常温下,c(H+) = c(OH-),c(H+) c(
6、OH-),c(H+) c(OH-),讨论：已知KW100=10-12 在100 时，纯水中c(H+)为多少？ c(H+) 1107mol/L是否说明该溶液呈酸性？,没有温度不能用 c(H+)是否等于7来判断溶液酸、碱、中性。只能通过两者相对大小比较,100 时， c(H+) = 1107mol/L溶液呈酸性还是碱性？,练习： 1)10-5mol/L、0.1mol/L、 0.5mol/L、 1mol/L、 3mol/L盐酸溶液的pH值分别为多少？ 2)室温 10-5mol/L、0.1mol/L 、1mol/LNaOH溶液的pH值为多少？ 计算碱溶液pH值应先算c(OH-) ，再利用KW计算出c(
7、H+) 若pOH用OH-物质的量浓度的负对数来表示 ， 则0.1mol/LNaOH 溶液的pOH值为多少？,1、意义：,pH的大小能反映出溶液中c(H+)的高低, 即表示稀溶液酸、碱性的强弱。,2、表示：,用H+物质的量浓度的负对数来表示。,pH=-lgc(H+),pH+ pOH =14,(一)pH值概念,表示较小的c(H+)=10-12mol/L时，很麻烦但应用广 所以引入了一种方便方案：,c(H+) 10-12mol/L ,lg2=0.3 lg3=0.477 lg5=0.7 Lg5.5=0.74,注意,1、PH越小，酸性越强，PH越大，碱性越强。 2、PH范围一般是0-14之间（最常用）。
8、 3、PH等于0的溶液不是酸性最强的溶液， PH等于14的溶液不是碱性最强的溶液 4、PH增加一个单位C（H+） 减小倍,(二)溶液的pH值与酸碱性强弱的关系,pH =7,pH7,pH7,讨论： pH值变化与酸碱性变化的关系怎样？,（未给明条件时）不能用pH值是否等于7来判断溶液酸、碱、中性。一般未注明条件是指常温。,pH值越大碱性越强，pH越小酸性越强,练习:KW100=10-12，试求在100 时纯水的pH值 pH=6是否说明100 时纯水成弱酸性？,溶液的pH值 c(H+),酸性增强,碱性增强,pH值越大碱性越强，酸性越弱,当c(H+) 1mol/L或小于10-14 （ c(OH-) 1
9、mol/L）时，使用pH值更不方便。所以用物质的量浓度表示更好。 pH值一般表示1mol/L以下c(H+)的浓度。,pH值越小酸性越强，碱性越弱,pH值有关判断正误,1、一定条件下 pH值越大，溶液的酸性越强。 2、强酸溶液的pH值一定小。 3、pH值等于6的溶液，一定是一个弱酸体系。 4、pH值相同的强酸和弱酸中c(H+)相同。 5、在常温下，pH=0的溶液酸性最强，pH=14的溶液碱性最强 6、常温下，由水电离出的c(H+) 10-12mol/L，则溶液pH定为12 7、相同体积和pH值的盐酸，醋酸、硫酸中H+的物质的量相等, ,pH值测定方法,1.定性测定：酸碱指示剂法（书P49阅读）,
10、2.定量测定：pH试纸法（书P47阅读） 、pH计法等,酸碱指示剂一般是弱的有机酸或弱的有机碱。 以HIn代表石蕊分子,3.14.4,5.08.0,8.010.0,指示剂的变色范围,HIn（红色） H+ +In- （蓝色）,讨论： pH试纸的使用 能否直接把pH试纸伸到待测液中？ 是否要先湿润pH试纸后，再将待测液滴到pH试纸上？ 能否用pH试纸测出pH=7.1来？ 标准比色卡中的数据都是整数 如用湿润的pH试纸检验待测液，对该溶液pH值的测定： A、一定有影响 B、偏大 C、偏小 D、不确定,使用方法：直接把待测液滴在干燥的pH试纸上，试纸上显出颜色后马上跟标准比色卡相对比,pH计法:,通过
11、电子仪器，把仪器的探棒放入溶液即可在显示屏上读出数据，该法精确度高。,三、pH的应用,1、pH与人体健康的关系 人体正常的生理过程对所涉及的体液都有较严格的酸碱性要求。如人体血液的PH范围7.357.45，否则会出现“酸中毒”或者“碱中毒”。 胃液0.9-1.5 2、pH在环保上的应用 3、土壤pH与土壤有效成 分关系。,溶液pH计算的类型,1、溶液稀释的pH计算,2、溶液混合的pH计算,（1）溶液等体积混合的pH计算,pH=2的HCl溶液和pH=4的H2SO4溶液等体积混 合，求混合后的溶液的pH。,pH=10的NaOH溶液和pH=12的NaOH溶液等体 积混合，求混合后的溶液的pH。,（2
12、）酸碱等体积混合的pH计算,500ml 0.1mol/L的HCl溶液和500ml 0.3mol/L的 NaOH溶液混合，求混合后溶液的pH。,思考,2、如将pH=5的盐酸溶液稀释1000倍，溶液的pH 为多少？,pH混= pH大-0.3,pH混= pH小+0.3,小结：强酸或强碱溶液混合求PH值,C（H+）相差较大的两强酸溶液等体积混合后,C（OH-）相差较大的两强碱溶液等体积混合后,讨论：,(1).0.1mol/L的NaOH溶液中,c(OH-) =? c(H+)=? 由水电离出的c(OH-)水 =? c(H+)水=?,(2). 0.1mol/L的H2SO4溶液中, c(H+)=? c(OH-) =?由水电离出的c(OH-)水 =? c(H+)水=?,(3). 0.1mol/L的NaCl溶液中, c(H+)=? c(OH-) =?,
