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第三章 水溶液中的離子反應與平衡
第二節 水的電離和溶液的pH
第1課時 水的電離及溶液的
酸堿性與pH
學習目標
1.認識水的電離，了解水的離子積常數以及水的電離平衡及其影響因素；
2.認識溶液的酸堿性及pH，了解溶液的pH的計算及溶液稀釋時pH的變化規律。
3.了解溶液pH的調控在工農業生產和科學研究中的應用。
一、水的電離
精確的導電性實驗表明，純水大部分以H2O的形式存在，但其中也存在著極少量的H3O+和OH-：
+
+
H3O+
OH-
H2O
H2O

一、水的電離
水是一種極弱的電解質。
其電離方程式為：
可簡寫為：
1.水的電離方程式
H2O H+ + OH-
H2O + H2O H3O ++OH-
2. 水的電離特點
（2） Δ H ＞0
（1）微弱
（3）c(H+)水=c(OH-)水
實驗數據：25℃ 時, 1 L 水約等于 55.6 mol, 僅約有 10-7 mol H2O 分子發生電離
電離程度 ≈ ≈ 2×10-9
10-7
55.6
一、水的電離
3.水的離子積常數
(1)表達式
Kw叫做水的離子積常數，簡稱水的離子積。Kw可由實驗測得，也可以通過理論計算求得。
一、水的電離
c(H+) × c(OH-)
c(H2O)
=
K電離
c(H+) × c(OH-)=Kw
= K電離· c(H2O)
c(H+) × c(OH-)
常數
3.水的離子積常數
(2)影響因素
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：溫度升高，平衡右移， Kw增大
水的離子積常數不僅適用于純水（或其他中性溶液），
也適用于酸、堿、鹽的稀溶液。
一、水的電離
Kw僅是溫度的函數。
不同溫度下，水的離子積常數
常溫（25℃）時，Kw=1.0×10 -14
注意
4.外界條件的改變對水的電離平衡的影響
影響因素 移動方向 c(H+) c(OH-) Kw
升溫
加活潑金屬
弱堿陽離子
弱酸陰離子
加酸
加堿
增大
增大
右移
增大
不變
減小
右移
增大
不變
增大
右移
減小
不變
減小
右移
增大
不變
增大
左移
減小
不變
減小
左移
增大
一、水的電離
△H ＞0
H2O H+ + OH-
二、溶液的酸堿性與pH
1.判斷溶液酸堿性的依據
不能用c(H+)等于多少來判斷溶液酸、堿性，只能通過c(H+)和c(OH-)
的相對大小來判斷。
2.溶液的酸堿性與H+、OH-濃度的關系
c平(H+) > c平(OH-)
c平(H+) < c平(OH-)
c平(H+) = c平(OH-)
堿性增強
酸性增強
c平(OH-)
c平(H+)
中性
常溫下，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，堿性；
3.水溶液的pH
二、溶液的酸堿性與pH
（1）pH的定義： H+的物質的量濃度的負對數。
（2）表達式：pH=-lg c平(H+)
二、溶液的酸堿性與pH
（3）室溫下,水溶液pH與溶液酸堿性的關系:
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
堿性增強
酸性增強
3.水溶液的pH
注意
pH<7的溶液不一定是酸性溶液; pH>7的溶液不一定是堿性溶液;
pH=7的溶液也不一定是中性溶液。
如在某溫度下,水的離子積常數為1×10-12 mol2·L-2,此時pH=6的溶液為中性溶液,pH>6的溶液為堿性溶液,pH<6的溶液為酸性溶液。
4.溶液pH的測量方法
(2)pH試紙:
分類：廣泛pH試紙：范圍1~14，可識別的pH差值為1；
精密pH試紙：可判別0.2或0.3的pH差值
用法：將pH試紙放在表面皿(或玻璃片)上,用玻璃棒蘸取待測溶液點在pH試紙的中部,待顏色變化穩定后對照標準比色卡可以得到溶液pH,所得pH均為正整數。
二、溶液的酸堿性與pH
(1)酸堿指示劑:不同的指示劑在不同的pH范圍內變色。
(3) pH計：又叫酸度計，能夠直接測量溶液的pH,讀數可以精確到小數點后兩位。
根本依據
任意溫度下，c平(H+) 與 c平(OH-)的相對大小
c平(H+) >c平(OH-)為酸性
c平(H+) = c平(OH-)為中性
c平(H+) < c平(OH-)為堿性
常用依據1
常溫下，比較c平(H+) 與 10-7的相對大小
c平(H+) > 10-7為酸性
c平(H+) = 10-7為中性
c平(H+) < 10-7為堿性
常用依據2
常溫下，比較pH 與 7的相對大小
pH < 7為酸性
pH = 7為中性
pH > 7為堿性
溶液
酸堿性
判斷依據
二、溶液的酸堿性與pH
歸納總結
三、溶液pH的簡單計算
1.單一溶液的pH計算
例1、計算25℃時物質的量濃度為0.5 mol·L－1的硫酸溶液的pH。
例2、計算25℃時物質的量濃度為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
方法小結
三、溶液pH的簡單計算
單一溶液pH計算：
單一酸溶液，直接求c(H+)，再求pH值；
單一堿溶液先求c(OH-)，再求c(H+)，最后求pH值
（1）強酸與強酸混合
例3、計算在25℃時，pH=1的鹽酸溶液和pH=4的硫酸溶液等體積混合后溶液的pH值。
2.混合溶液的pH計算
三、溶液pH的簡單計算
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、計算在25℃時，0.1mol/L的鹽酸溶液和0.05mol/L的硫酸溶液等體積混合后溶液的pH值。
三、溶液pH的簡單計算
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的簡單計算
兩強酸溶液混合后溶液pH計算:
方法小結
先求出混合后的溶液中c混(H+)=，再根據公式pH=-lgc混(H+)，求得pH。
（2）強堿與強堿混合
例5、計算在25℃時，pH=9和pH=11的兩種氫氧化鈉溶液等體積混合后溶液的pH值。
三、溶液pH的簡單計算
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、計算在25℃時，0.01mol/LNaOH溶液與0.045mol/L的Ba(OH)2溶液等體積混合后溶液的pH值。
三、溶液pH的簡單計算
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的簡單計算
兩強堿溶液混合后溶液pH計算:
方法小結
先求出混合后的溶液中C混(OH-)=,再通過KW求出c混(H+),然后根據公式pH=-lgc混(H+)求得pH。
(3)強酸與強堿混合:
例7、計算在25℃時，100mL 0.6mol/L的鹽酸與等體積0.4mol/L的氫氧化鈉溶液混合后溶液的pH值。
三、溶液pH的簡單計算
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、計算在25℃時，100mL 0.4mol/L的鹽酸與等體積0.3mol/L的Ba(OH)2溶液混合后溶液的pH值。
三、溶液pH的簡單計算
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
方法小結
強酸與強堿混合后溶液pH計算:
三、溶液pH的簡單計算
強酸與強堿溶液混合,要先根據H++OH- === H2O計算出哪種物質過量,一般有如下三種情況:
若酸過量:先算c混(H+)=,然后求pH;
若恰好完全反應：c酸(H+)·V(酸)=c堿(OH-)·V(堿),溶液呈中性;
若堿過量:先算c混(OH-)=,再根據KW求出c平(H+),然后求pH。
四、控制溶液pH的意義
測試和控制溶液的pH,對工農業生產和科學實驗、日常生活、人體健康都有重要的意義和價值。
血液的pH是診斷疾病的一個重要參數，當體內酸堿平衡失調時，利用藥物控制pH則是輔助治療的重要手段之一。
四、控制溶液pH的意義
具有調節頭發的pH使之達到適宜酸堿度的功能
環保領域，酸性或堿性廢水的中和過程中可用它進行檢測和控制
護發素
pH自動測定儀
四、控制溶液pH的意義
農業生產中，土壤的pH影響植物對不同形態養分的吸收及養分的有效性，各種作物生長對土壤的pH范圍有一定的要求。（參考教材64頁圖3-9、表3-2）
科學實驗和工農業生產中，溶液的pH的控制常常是影響實驗結果或產品質量、產量的一個關鍵因素。在酸堿中和滴定中，溶液的pH變化是判斷滴定終點的依據。
課堂小結
pH<7，酸性
pH=7，中性
pH>7，堿性
常溫下
單一
溶液
強酸
強堿
混合
溶液
強酸混合
強堿混合
酸堿混合
c(H+) > c(OH-)，酸性
c(H+) = c(OH-)，中性
c(H+) < c(OH-)，堿性
表達式
影響因素
常溫Kw
pH定義
pH與溶液
酸堿性關系
pH計算
測定
pH意義
水的電離和溶液的pH
溶液pH
水的離子積
溶液酸堿性
謝 謝

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