3.2水的電離和溶液的酸堿性.ppt

1、3.2 水的電離和 溶液的酸堿性,（第一課時）,一、水的電離,Kw=K電離c(H2O)=c(H+)c(OH-),1、水的離子積常數(shù)Kw,1、加入酸或堿對水的電離有何 響？Kw呢？ 2、加入CH3COONa或NH4Cl對水的 電離平衡又有什么影響？Kw呢？ 3、加入NaCl呢？Kw呢？,思考：溫度不變，改變下列條件 對水的電離平衡及Kw的影響,結(jié)論： 1、任何水溶液中均存在水的電離平衡，且溫度不變Kw不變。 2、Kw不僅適用于純水，還適用于酸性、堿性或中性稀溶液。 3、水電離出的C(H+)=C(OH-).,(2)Kw適用任何稀溶液，且溫度不變，Kw通常不變。 室溫下任何稀溶液Kw1.010-14

2、,(1)溫度升高，水的離子積增大,思考：由表3-2推導(dǎo)水的電離的熱效應(yīng)以及Kw與溫度的關(guān)系？,2、影響KW的因素,討論:已知升高溫度，Kw增大。在100 KW=10-12，則在100時純水中的C(H+)等于多少？,C(H+) 10-6mol/L,思考：25 時，在10mL蒸餾水中加入10mL0.2mol/L的HCl溶液C(H+)和C(OH-)的變化如何？對水的電離平衡有何影響？,C(OH-),C(H+),C(H+)與C(OH-)大小比較,酸堿性,加酸后水的電離平衡,二、溶液的酸堿性與pH,1、溶液酸堿性的判斷,依據(jù)：c(H+)與c(OH-)的相對大小,酸性溶液： c(H+) c(OH-),中性

3、溶液： c(H+) = c(OH-),堿性溶液： c(H+) c(OH-),c(H+)=10-pH mol/L,從pH=lgc(H+)可知，c(H+)越大，pH越小，溶液酸性越強。,2、溶液的pH,pH=lgc(H+),注：1、pH適用于c(H+)或c(OH-)小于1mol/L的稀溶液，取值范圍是014。 2、當(dāng)pH 14時，溶液濃度較大，直接用c(H+)或c(OH-)表示溶液的酸堿性更為方便。,室溫下（25）,Kw= c(H+) c(OH-)=1.010-14,酸性溶液： c(H+)1.010-7mol/L，pH7；,中性溶液： c(H+)=1.010-7mol/L，pH7；,堿性溶液： c

4、(H+)7。,思考pH7的溶液一定呈酸性嗎？,答：不一定，室溫下才成立。,練習(xí)求室溫時下列溶液中的c(OH-)和水電離出的c(OH-)：,(1)pH=12的NaOH溶液,(2)0.5mol/L H2SO4溶液,3、pH的測定方法,(1)酸堿指示劑,(2)pH試紙,廣泛pH試紙和精密pH試紙 注：廣泛PH試紙只能精確到整數(shù),使用pH試紙的基本操作：,將干燥的pH試紙放在表面皿或點滴板上，用玻璃棒蘸取溶液或用膠頭滴管吸取溶液，滴在pH試紙上，將試紙與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對照，從而得出溶液的pH。,注意事項：,(3)pH計,玻璃棒或膠頭滴管應(yīng)潔凈、干燥，pH試紙不能潤濕，否則測得的是待測溶液稀釋后的pH。,不

5、能直接將pH試紙插入待測溶液中，否則會使待測溶液混入了雜質(zhì)。,結(jié)果應(yīng)在半分鐘內(nèi)觀察，時間太長試紙所顯示的顏色會改變。,3.2 水的電離和 溶液的酸堿性,（第二課時）,1、下列說法正確的是（ ） A、PH7的溶液一定是酸性溶液 B、水電離出的C(H+)=10-12的溶液呈堿性 C、PH相同的鹽酸和醋酸溶液均稀釋10倍后，前者PH更大 D、PH相同體積相同的鹽酸和醋酸溶液與足量Zn反應(yīng)產(chǎn)生H2相同,2、在室溫時，PH=3的醋酸溶液中，醋酸電離出的C(H+)是水電離出C(H+) _倍。,三、計算溶液的pH,1、單一溶液的pH,(1)強酸：,c(HnA) c(H+) pH,(2)強堿：,c (堿)c(

6、OH-) c(H+) pH,例1 求下列溶液的pH：,(1)0.5mol/L H2SO4溶液,(2)0.005mol/L Ca(OH)2溶液,2、混合溶液的pH,(1)兩種強酸混合,已知：c1、V1， c2、V2,（稀溶液混合體積變化忽略不計）,pH=lgc(H+),(2)兩種強堿混合,已知：c1、V1， c2、V2,c(H+)=Kw/ c(OH-),pH=lgc(H+),（溶液體積變化忽略不計）,例2pH=12的澄清石灰水與pH=13的燒堿溶液等體積混合后,忽略溶液體積的變化，求混合溶液的pH。,解：各取1L溶液混合，則混合溶液的體積為2L。,c(OH-)1=Kw/c(H+)1 =10-14

7、/10-12mol/L0.01mol/L,c(OH-)2=Kw/c(H+)2 =10-14/10-13mol/L0.1mol/L,混合溶液中：,c(OH-)=(0.01mol+0.1mol)/2L =0.055mol/L,c(H+)=Kw/ c(OH-) =1.010-14/0.055mol/L =1.810-13mol/L,pH=lgc(H+)=lg(1.810-13) =13lg1.8,錯解：c(H+)=(10-12+10-13)/2 mol/L =5.510-13 mol/L,強調(diào)：對于呈堿性的溶液，一定要先求c(OH-)，再換算成c(H+)后求pH。,(3)強酸與強堿混合,酸過量：先求

8、c(H+)，再求pH；,pH=lgc(H+),堿過量：先求c(OH-),再求c(H+),后求pH。,c(H+)=Kw/ c(OH-),pH=lgc(H+),例3pH=2的硫酸與pH=13的燒堿溶液體積比為9：1混合后,忽略溶液體積的變化，求混合溶液的pH。,3、酸或堿溶液加水稀釋后的pH,(1)強酸或強堿的稀釋,濃度極小時水的電離不能忽略,(2)弱酸或弱堿的稀釋,例4 (1)pH=3的乙酸溶液加水稀釋100倍后pH的范圍是 。(2)pH=10的氨水加水稀釋100倍后pH的范圍是 。,3pH5,8pH10,2pH4,思考 pH=2的某酸溶液加水稀釋100倍后pH的范圍是 。,3.2 水的電離和

9、溶液的酸堿性,（第三課時）,練習(xí)1pH=2的硫酸與pH=4的硝酸溶液等體積混合,忽略溶液體積的變化，求混合溶液的pH。,pH=2+lg2,練習(xí)2pH=a的硫酸與pH=b的燒堿溶液混合后,恰好完全反應(yīng)，兩種溶液的體積比。,V酸:V堿=10a+b-14,四、酸堿中和滴定,1、概念,利用中和反應(yīng)，用一種已知濃度的酸（或堿）來測定未知濃度的酸（或堿）的實驗方法。,2、原理,H+OH- = H2O,c(H+) V (酸) = c(OH-) V(堿),例題1注意有效數(shù)字!,解:v(HCl)=(27.84+27.83+27.85)/3 mL=27.84mL,n(HCl)=c(HCl) V(HCl) =0.1

10、032mol/L0.02784L =0.002873mol,n(NaOH)=n(HCl)=0.002873mol,c(NaOH)=,=0.1149mol/L,答:所測NaOH溶液的物質(zhì)的量濃度是0.1149mol/L。,3、滴定終點：溶液pH突變,4、指示劑的選擇,滴定終點前后，溶液顏色改變要由淺到深且對比明顯。因此，強堿滴定強酸時，一般選用酚酞作指示劑；強酸滴定強堿時，一般選用甲基橙作指示劑；石蕊因變色不明顯，不能作指示劑。,5、滴定管,(1)構(gòu)造,最小刻度0.1mL，讀數(shù)時再估讀一位，即精確到小數(shù)點后兩位；,“0”刻度在上方，越往下讀數(shù)越大,對比量筒沒有“0”刻度，最小刻度可以達(dá)到0.1m

11、L，但不能估讀，因為量筒是粗量器。,(2)使用范圍,酸式滴定管用于盛裝酸性或氧化性溶液，堿式滴定管用于盛裝堿性溶液。,(3)使用方法,檢查是否漏水,潤洗23遍,加入反應(yīng)溶液,調(diào)節(jié)起始讀數(shù),放出液體，記錄末讀數(shù),V=末讀數(shù)初讀數(shù),6、實驗步驟,例：用0.1000mol/L HCl溶液滴定20.00mL未知濃度NaOH溶液,(1)將酸式滴定管用0.1000mol/L HCl溶液(標(biāo)準(zhǔn)溶液)潤洗23次；,(2)取標(biāo)準(zhǔn)溶液注入酸式滴定管至“0”刻度線以上23cm；,(3)用滴定管夾固定好酸式滴定管，保持滴定管豎直；,(4)在酸式滴定管下面放一只燒杯，調(diào)節(jié)活塞使尖嘴部分充滿溶液，再將液面調(diào)節(jié)至“0”刻度

12、或“0”刻度以下，記下初讀數(shù)；,(5)用堿式滴定管或移液管量取20.00mLNaOH溶液(待測溶液)，注入潔凈的錐形瓶中，加入23滴甲基橙溶液，然后將錐形瓶放在酸式滴定管的下面；,(6)用標(biāo)準(zhǔn)溶液進(jìn)行滴定。左手控制活塞，右手拿錐形瓶，邊滴邊振蕩，快到終點時要逐滴滴加，當(dāng)溶液顏色發(fā)生突變且半分鐘內(nèi)不恢復(fù)原來顏色時即為終點，停止滴定。記錄末讀數(shù)。,(7)重復(fù)滴定2次，取3次實驗數(shù)據(jù)的平均值。(避免偶然誤差),說明若HCl溶液滴在錐形瓶外，或滴加過量，又或振蕩時有溶液濺出瓶外，實驗都宣告失敗，應(yīng)該重做。滴定時若有溶液滴在靠瓶口處的內(nèi)壁上，可用蒸餾水將其沖入瓶內(nèi)。為便于觀察溶液顏色的變化，可在錐形瓶下墊一張白紙。,例1：用0.1mol/L 的HCl溶液滴定