高中化學-第2講-水的電離和溶液的酸堿性課件

1、2011屆高考化學一輪總復習第2講 水的電離和溶液的酸堿性第八章 水溶液中的離子平衡第1課時(07天津)25 時，水的電離達到平衡：H2O HOH；H0，下列敘述正確的是（ ）A、向水中加入稀氨水，平衡逆向移動，c(OH)降低B、向水中加入少量固體硫酸氫鈉，c(H)增大，KW不變C、向水中加入少量固體CH3COONa，平衡逆向移動，c(H)降低D、將水加熱，KW增大，pH不變B一、水的電離1、水是極弱的電解質：H2O + H2O H3O+ + OH-簡寫為： H2O H+OH （1）任何水溶液中同時存在H+和OH （2）任意溫度下，任何水溶液中（包括純水）： 恒有 c(H)水c(OH)水（3）

2、在25（室溫）時，純水中c(H+)=c(OH )=_？一、水的電離2、水的離子積常數： 在一定溫度下，c(H)與c(OH)的乘積是一個常數，稱為水的離子積常數，簡稱水的離子積，用符號Kw表示，即Kw=c(H)c(OH)（1） Kw不僅適用于純水中，而且適用于任何水溶液：在酸溶液中：Kw=c(H)酸c(OH)水在堿溶液中：Kw=c(H)水c(OH)堿在純水和鹽溶液中：Kw=c(H)水c(OH)水（2）Kw只受溫度影響，常溫時（25）Kw=11014，溫度升高，水的電離程度增大。Kw亦增大，100，Kw=11012。H2O HOH H0 條件變化移動方向c(H)c(OH)Kw升高溫度加鹽酸加NaO

3、H溶液加FeCl3溶液加Na2CO3溶液加活潑的金屬Na正向 增大 增大逆向 增大 減小逆向 減小 增大正向 增大 減小正向 減小 增大正向 減小 增大增大不變不變不變不變不變一、水的電離3、影響水的電離平衡因素：H2O HOH H0 一、水的電離3、影響水的電離平衡因素：（1）溫度：越熱越電離（2）加酸或堿：抑制（3）加正鹽：強酸強堿鹽：不影響，如NaCl能水解的鹽：促進，如Na2CO3（4）加酸式鹽：以電離為主：抑制，如NaHSO4、NaHSO3以水解為主：促進，如NaHCO3（5）加活潑金屬：促進1、25，在pH=3的鹽酸溶液中， c(H) ，c(OH) ， c(H)水 ， c(OH)水

4、_； 25，在pH=11的NaOH溶液中， c(H) , c(OH) ， c(H)水 ， c(OH)水_ ；想一想：2、25， 在pH=4的AgNO3溶液中， c(H)水 ， c(OH)水_； 25，在pH=10的Na2CO3的溶液中， c(H)水 ， c(OH)水_；10-3 molL110-11 molL110-11 molL110-11 molL110-11 molL110-3 molL110-11 molL110-11 molL110-4 molL110-4 molL110-4 molL110-4 molL1【例1】某溫度下純水中c(H)210 7 molL1，則此時c(OH) ；該溫

5、度下向純水中滴加鹽酸使 c(H)510 6 molL1，則此時c(OH) ?！纠?】 94上海下列四種溶液中，由水電離生成的氫離子濃度之比是 pH0的鹽酸 01 mol / L的鹽酸 001 mol / L的NaOH溶液 pH11的NaOH溶液A、1101001000 B、011211C、14131211 D、141323A二、溶液的酸堿性與pH1、溶液的酸堿性：（1）本質： 由溶液中c(H)、c(OH)相對大小決定的：c(H) c(OH)，溶液呈 ；c(H)c(OH)，溶液呈 ；c(H) c(OH)，溶液呈 。（2）用pH值判斷：必須是常溫下： 若pH7為中性溶液，pH7為酸性溶液，pH7為

6、堿性溶液。pH越小，酸性越強；pH越大，堿性越強?！纠?】 95某鹽溶液的pH值等于7，則該鹽可以是A、強酸強堿鹽 B、強酸弱堿鹽 C、強堿弱酸鹽 D、無法確定C二、溶液的酸堿性與pH2、溶液的pH：（1）定義：pH越小，酸性越強；pH越大，堿性越強。（2）測定：如何測定溶液的酸堿性無淺紅紅8.210.0紅橙黃3.14.4紅紫藍5.08.0甲基橙石蕊酚酞1.使用酸堿指示劑如何測定溶液的酸堿性2.使用pH試紙pH試紙用多種酸堿指示劑的混合溶液浸透，經晾干制成。對不同pH的溶液能顯示不同的顏色分為廣泛pH試紙和精密pH試紙兩大類使用方法：將一小段pH試紙放在干燥潔凈的玻璃片上，用干燥潔凈的玻璃棒醮

7、取待測溶液，將其滴在pH試紙上，在30s內將其顏色與標準比色卡對比，讀數。（紅色、藍色石蕊試紙、淀粉KI試紙、醋酸鉛試紙的使用方法）如何測定溶液的酸堿性3.使用pH計2011屆高考化學一輪總復習第2講 水的電離和溶液的酸堿性18 八月 2022第八章 水溶液中的離子平衡肥西農興中學 謝守愛第2課時3、室溫下，在pH11的某溶液中，由水電 離出的c(OH)可能為 _1、室溫下，某溶液中由水電離出的c(OH)為 10-12 molL1，則該溶液的pH可能為_2、100下，某溶液中由水電離出的c(OH)為 10-3 molL1，則該溶液的pH可能為_2或121或1110-3 molL1 或10-11

8、 molL1三、有關溶液pH值的簡單計算2、溶液稀釋的pH計算：【例4】 pH=5的鹽酸加水稀釋，體積擴大10倍后，pH ；體積擴大1000倍后，pH 。pH=12的氨水加水稀釋，體積擴大100倍后，pH 。室溫，將pH=5的硫酸稀釋10倍后，c(H+):c(SO4)= ；將稀釋后的溶液再稀釋100倍后，c(H+):c(SO4)= 。1、單一溶液的pH計算：溶液稀釋時的pH（1）強酸 pH=a，加水稀釋10n倍，則pH=a+n（2）弱酸 pH=a，加水稀釋10n倍，則pHb-n酸溶液或堿溶液的無限稀釋，其pH只能很接近7，不能大于7或小于7。將pH相同的強酸和弱酸稀釋相同的倍數，強酸的pH變化

9、大，弱酸的pH變化小。將pH相同的強酸和弱酸稀釋后pH仍相同，則弱酸中所加的水比強酸中的多。三、有關溶液pH值的簡單計算2、溶液稀釋的pH計算：三、有關溶液pH值的簡單計算3、溶液混合的pH計算：（1） 兩強酸混合（2）兩強堿混合（3）強酸強堿混合 【例5】 常溫下，有pH=12的NaOH 溶液100 mL，若將其pH變?yōu)?1。（下列混合溶液體積變化不計，保留1位小數。） 若用水，應加入 mL； 若用pH=10的NaOH 溶液，應加入 mL； 若用pH=2的鹽酸溶液，應加入 mL；若用0.01mol/L的醋酸溶液呢？【例6】 常溫下，某學生用0.1 molL1H2SO4溶液滴定0.1 molL

10、1NaOH溶液，中和后加水至100 mL。若滴定終點的判定有誤差：少滴了一滴H2SO4溶液；多滴了一滴H2SO4溶液（1滴為0.05 mL），則和兩種情況下所得溶液的pH之差是（ ）A、4 B、4.6 C、5.4 D、6關于溶液的pH計算的有關規(guī)律。（1）pH之和為14的兩溶液等體積混合，誰弱顯誰性。（2）物質的量濃度相同的酸堿等體積混合，恰好完全反應，生成的鹽要考慮鹽類水解。D1、（06上海）室溫下，下列溶液等體積混合后，所得溶液的pH一定大于7的是A、0、1mol/L的鹽酸和0、1mol/L的氫氧化鈉溶液B、0、1mol/L的鹽酸和0、1mol/L的氫氧化鋇溶液C、pH4的醋酸溶液和pH10的氫氧化鈉溶液D、pH4的鹽酸和pHl0的氨水2、（07全國）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pH11的氨水等體積混合B、pH=3的鹽酸和pH11的氫氧化鋇等體積混合C、pH=3的醋酸和pH11的氫氧化鋇等體積混合D、pH=3的硫酸和pH11的氨水等體積混合課堂練習BDC四、酸堿中和滴定1、概念和原理： 用已知濃度的酸（或）堿測定未知濃度的堿（或酸）的方法叫做酸堿中和滴定。C酸V酸=C堿V堿 2、實驗關鍵：（1）準確測量參加反應的兩種溶液的體積。（2）準確中和反應是否恰好完全