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第三章 水溶液中的离子反应与平衡
第二节 水的电离和溶液的pH
第1课时 水的电离及溶液的
酸碱性与pH
学习目标
1.认识水的电离，了解水的离子积常数以及水的电离平衡及其影响因素；
2.认识溶液的酸碱性及pH，了解溶液的pH的计算及溶液稀释时pH的变化规律。
3.了解溶液pH的调控在工农业生产和科学研究中的应用。
一、水的电离
精确的导电性实验表明，纯水大部分以H2O的形式存在，但其中也存在着极少量的H3O+和OH-：
+
+
H3O+
OH-
H2O
H2O

一、水的电离
水是一种极弱的电解质。
其电离方程式为：
可简写为：
1.水的电离方程式
H2O H+ + OH-
H2O + H2O H3O ++OH-
2. 水的电离特点
（2） Δ H ＞0
（1）微弱
（3）c(H+)水=c(OH-)水
实验数据：25℃ 时, 1 L 水约等于 55.6 mol, 仅约有 10-7 mol H2O 分子发生电离
电离程度 ≈ ≈ 2×10-9
10-7
55.6
一、水的电离
3.水的离子积常数
(1)表达式
Kw叫做水的离子积常数，简称水的离子积。Kw可由实验测得，也可以通过理论计算求得。
一、水的电离
c(H+) × c(OH-)
c(H2O)
=
K电离
c(H+) × c(OH-)=Kw
= K电离· c(H2O)
c(H+) × c(OH-)
常数
3.水的离子积常数
(2)影响因素
t/℃ 0 10 20 25 40 50 90 100
Kw/10-14 0.115 0.296 0.687 1.01 2.87 5.31 37.1 54.5
可知：温度升高，平衡右移， Kw增大
水的离子积常数不仅适用于纯水（或其他中性溶液），
也适用于酸、碱、盐的稀溶液。
一、水的电离
Kw仅是温度的函数。
不同温度下，水的离子积常数
常温（25℃）时，Kw=1.0×10 -14
注意
4.外界条件的改变对水的电离平衡的影响
影响因素 移动方向 c(H+) c(OH-) Kw
升温
加活泼金属
弱碱阳离子
弱酸阴离子
加酸
加碱
增大
增大
右移
增大
不变
减小
右移
增大
不变
增大
右移
减小
不变
减小
右移
增大
不变
增大
左移
减小
不变
减小
左移
增大
一、水的电离
△H ＞0
H2O H+ + OH-
二、溶液的酸碱性与pH
1.判断溶液酸碱性的依据
不能用c(H+)等于多少来判断溶液酸、碱性，只能通过c(H+)和c(OH-)
的相对大小来判断。
2.溶液的酸碱性与H+、OH-浓度的关系
c平(H+) > c平(OH-)
c平(H+) < c平(OH-)
c平(H+) = c平(OH-)
碱性增强
酸性增强
c平(OH-)
c平(H+)
中性
常温下，溶液中
c平(H+) = 1.0×10 -7，中性；c平(H+) > 1.0×10 -7，酸性；c平(H+) < 1.0×10 -7，碱性；
3.水溶液的pH
二、溶液的酸碱性与pH
（1）pH的定义： H+的物质的量浓度的负对数。
（2）表达式：pH=-lg c平(H+)
二、溶液的酸碱性与pH
（3）室温下,水溶液pH与溶液酸碱性的关系:
0
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
100
10-1
10-2
10-3
10-4
10-5
10-6
10-7
10-8
10-9
10-10
10-11
10-12
10-13
10-14
c平(H+)
/mol·L-1
pH
中性
碱性增强
酸性增强
3.水溶液的pH
注意
pH<7的溶液不一定是酸性溶液; pH>7的溶液不一定是碱性溶液;
pH=7的溶液也不一定是中性溶液。
如在某温度下,水的离子积常数为1×10-12 mol2·L-2,此时pH=6的溶液为中性溶液,pH>6的溶液为碱性溶液,pH<6的溶液为酸性溶液。
4.溶液pH的测量方法
(2)pH试纸:
分类：广泛pH试纸：范围1~14，可识别的pH差值为1；
精密pH试纸：可判别0.2或0.3的pH差值
用法：将pH试纸放在表面皿(或玻璃片)上,用玻璃棒蘸取待测溶液点在pH试纸的中部,待颜色变化稳定后对照标准比色卡可以得到溶液pH,所得pH均为正整数。
二、溶液的酸碱性与pH
(1)酸碱指示剂:不同的指示剂在不同的pH范围内变色。
(3) pH计：又叫酸度计，能够直接测量溶液的pH,读数可以精确到小数点后两位。
根本依据
任意温度下，c平(H+) 与 c平(OH-)的相对大小
c平(H+) >c平(OH-)为酸性
c平(H+) = c平(OH-)为中性
c平(H+) < c平(OH-)为碱性
常用依据1
常温下，比较c平(H+) 与 10-7的相对大小
c平(H+) > 10-7为酸性
c平(H+) = 10-7为中性
c平(H+) < 10-7为碱性
常用依据2
常温下，比较pH 与 7的相对大小
pH < 7为酸性
pH = 7为中性
pH > 7为碱性
溶液
酸碱性
判断依据
二、溶液的酸碱性与pH
归纳总结
三、溶液pH的简单计算
1.单一溶液的pH计算
例1、计算25℃时物质的量浓度为0.5 mol·L－1的硫酸溶液的pH。
例2、计算25℃时物质的量浓度为0.5 mol·L－1Ba(OH)2溶液的pH。
解：c(H+)=2c(H2SO4)=2×0.5mol·L－1=1mol·L－1，
所以，pH=-lg1=0
解：c(OH-)=2c[Ba(OH)2]=2×0.5mol·L－1=1mol·L－1，
c(H+)=Kw/c(OH-)=1.0×10 -14/1=1.0×10 -14 mol·L－1，
所以，pH=-lg(1.0×10 -14)=14
方法小结
三、溶液pH的简单计算
单一溶液pH计算：
单一酸溶液，直接求c(H+)，再求pH值；
单一碱溶液先求c(OH-)，再求c(H+)，最后求pH值
（1）强酸与强酸混合
例3、计算在25℃时，pH=1的盐酸溶液和pH=4的硫酸溶液等体积混合后溶液的pH值。
2.混合溶液的pH计算
三、溶液pH的简单计算
c混(H+)=
10 -1×V+ 10 -4×V
V+ V
=
5× 10 -2
=
所以，pH=-lgc混(H+)=-lg(5× 10 -2)=1.3
例4、计算在25℃时，0.1mol/L的盐酸溶液和0.05mol/L的硫酸溶液等体积混合后溶液的pH值。
三、溶液pH的简单计算
c混(H+)=
0.1×V+ 0.05×2 × V
V+ V
=
0.1
=
所以，pH=-lgc混(H+)=-lg0.1=1
三、溶液pH的简单计算
两强酸溶液混合后溶液pH计算:
方法小结
先求出混合后的溶液中c混(H+)=，再根据公式pH=-lgc混(H+)，求得pH。
（2）强碱与强碱混合
例5、计算在25℃时，pH=9和pH=11的两种氢氧化钠溶液等体积混合后溶液的pH值。
三、溶液pH的简单计算
c混(OH-)==
10 -5×V+ 10 -3×V
V+ V
=
5× 10 -4
c混(H+)=Kw/c混(OH-)=
1.0×10 -14
5× 10 -4
=
2× 10 -11
所以，pH=-lgc混(H+) =-lg2× 10 -11=10.7
例6、计算在25℃时，0.01mol/LNaOH溶液与0.045mol/L的Ba(OH)2溶液等体积混合后溶液的pH值。
三、溶液pH的简单计算
c混(OH-)=
0.01×V+ 0.045×2 × V
V+ V
=0.05
c混(H+)=Kw/c混(OH-)=
1.0×10 -14
0.05
=
2× 10 -13
=
所以，pH=-lgc混(H+)=-lg(2× 10 -13)=12.7
三、溶液pH的简单计算
两强碱溶液混合后溶液pH计算:
方法小结
先求出混合后的溶液中C混(OH-)=,再通过KW求出c混(H+),然后根据公式pH=-lgc混(H+)求得pH。
(3)强酸与强碱混合:
例7、计算在25℃时，100mL 0.6mol/L的盐酸与等体积0.4mol/L的氢氧化钠溶液混合后溶液的pH值。
三、溶液pH的简单计算
HCl + NaOH NaCl + H2O
n(H+)= n(HCl)= 0.6mol/L ×0.1 L=0.06 mol
n(OH-)= n(NaOH)= 0.4mol/L ×0.1 L=0.04 mol
n(H+)剩余=0.06 mol- 0.04 mol=0.02 mol
c混(H+)=
n(H+)剩余
V混
0.02
0.1+0.1
=
=0.1
所以，pH=-lgc混(H+)==-lg2× 10 -11=10.7
例8、计算在25℃时，100mL 0.4mol/L的盐酸与等体积0.3mol/L的Ba(OH)2溶液混合后溶液的pH值。
三、溶液pH的简单计算
2HCl + Ba(OH)2 BaCl2 + 2H2O
n(H+)=n(HCl)= 0.4mol/L ×0.1 L=0.04 mol
n(OH-)= 2n[Ba(OH)2 ]= 2 × 0.3mol/L ×0.1 L=0.06 mol
n(OH-)剩余=0.06 mol- 0.04 mol=0.02 mol
c混(OH-)=
n (OH-)剩余
V混
0.02
0.1+0.1
=
=0.1
所以，pH=-lgc混(H+)==-lg(1.0× 10 -13)=13
c混(H+)=Kw/c混(OH-)=
1.0×10 -14
0.1
=
1.0× 10 -13
方法小结
强酸与强碱混合后溶液pH计算:
三、溶液pH的简单计算
强酸与强碱溶液混合,要先根据H++OH- === H2O计算出哪种物质过量,一般有如下三种情况:
若酸过量:先算c混(H+)=,然后求pH;
若恰好完全反应：c酸(H+)·V(酸)=c碱(OH-)·V(碱),溶液呈中性;
若碱过量:先算c混(OH-)=,再根据KW求出c平(H+),然后求pH。
四、控制溶液pH的意义
测试和控制溶液的pH,对工农业生产和科学实验、日常生活、人体健康都有重要的意义和价值。
血液的pH是诊断疾病的一个重要参数，当体内酸碱平衡失调时，利用药物控制pH则是辅助治疗的重要手段之一。
四、控制溶液pH的意义
具有调节头发的pH使之达到适宜酸碱度的功能
环保领域，酸性或碱性废水的中和过程中可用它进行检测和控制
护发素
pH自动测定仪
四、控制溶液pH的意义
农业生产中，土壤的pH影响植物对不同形态养分的吸收及养分的有效性，各种作物生长对土壤的pH范围有一定的要求。（参考教材64页图3-9、表3-2）
科学实验和工农业生产中，溶液的pH的控制常常是影响实验结果或产品质量、产量的一个关键因素。在酸碱中和滴定中，溶液的pH变化是判断滴定终点的依据。
课堂小结
pH<7，酸性
pH=7，中性
pH>7，碱性
常温下
单一
溶液
强酸
强碱
混合
溶液
强酸混合
强碱混合
酸碱混合
c(H+) > c(OH-)，酸性
c(H+) = c(OH-)，中性
c(H+) < c(OH-)，碱性
表达式
影响因素
常温Kw
pH定义
pH与溶液
酸碱性关系
pH计算
测定
pH意义
水的电离和溶液的pH
溶液pH
水的离子积
溶液酸碱性
谢 谢

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