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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
第一課時 水的電離和溶液的pH
在之前的學習中，我們學習了強、弱電解質，作為其溶劑的水呢？
新課導入
水是一種弱電解質，有什么方法可以證明？
純水大部分以H2O分子的形式存在，但其中也存在著極少量的離子。
在之前的學習中，我們學習了強、弱電解質，作為其溶劑的水呢？
水的電離
水合氫離子
水中沒有獨立存在的H+，所有的H+必須依附在H2O上，以H3O+的形式存在
精確的導電性實驗表明，純水絕大部分以H2O的形式存在，但其中也存在著極少量的H3O+（水合氫離子）和OH-。這表明水是一種極弱的電解質，能發生微弱的電離:
H2O＋ H2O H3O＋ ＋OH－
簡寫為：
H2O H＋ ＋OH－
在之前的學習中，我們學習了強、弱電解質，作為其溶劑的水呢？
水的電離
同前面所學平衡一樣，水的電離平衡也具有如下特點：
v電離
v結合
v電離 = v結合
t
t
υ
電離平衡狀態
逆、等、動、定、變
H2O H＋ ＋OH－
存在微粒：
H+、OH-、H2O
那么，如何衡量水電離的程度？
在之前的學習中，我們學習了強、弱電解質，作為其溶劑的水呢？
水的離子積常數Kw
水的電離常數表達式
K電離 =
c(H+)·c(OH-)
c(H2O)
對于純水和稀溶液，
c(H2O)為常數，看作”1”
水的離子積
Kw =c(H+)·c(OH-)
適用于純水和稀溶液
該表達式中的c(H+)與c(OH-)是c溶液(H+)與c溶液(OH-)
c溶液(H+)·c溶液(OH-)=Kw
c水(H+)=c水(OH-)
隨著溫度的升高，水的離子積增大。
ΔH > 0
電離常數在電解質確定時，只與溫度有關
在之前的學習中，我們學習了強、弱電解質，作為其溶劑的水呢？
水的電離
分析下表中的數據有何規律，并解釋之。
t/℃ 0 10 20 25 40 50 90 100
KW/10-14 0.114 0.292 0.681 1.01 2.92 5.47 38.0 54.5
隨著溫度的升高，水的離子積增大。
25℃時，Kw ≈ 1×10-14 ; 100℃時，Kw ≈ 1×10-12
25℃時水電離出的c(H+)=________mol·L-1，c(OH-)=_______mol·L-1；
100℃時水電離出的c(H+)=________mol·L-1，c(OH-)=_______mol·L-1；
1×10-7
1×10-7
1×10-6
1×10-6
ΔH > 0
在之前的學習中，我們學習了強、弱電解質，作為其溶劑的水呢？
水的電離
c(H+) ≈ 0.1 mol/L
HCl = H+ + Cl-
c(OH-) = Kw /c(H+)＝ 1.0×10-13 mol/L
室溫下，Kw = 1.0×10-14
由水電離產生的c水(H+)＝c水(OH-) ＝ 1.0×10-13 mol/L
室溫下，0.1 mol/L的稀鹽酸中，c(H+)、c(OH-)、由水電離產生的 c水(H+)、 c水(OH-)各多少？
多
極少
H2O = H+ + OH-
在之前的學習中，我們學習了強、弱電解質，作為其溶劑的水呢？
水的電離
c(OH-) ≈ 0.1 mol/L
NaOH = Na+ + OH-
c(H+) = Kw /c(OH-)＝ 1.0×10-13 mol/L
室溫下，Kw = 1.0×10-14
由水電離產生的c水(H+)＝c水(OH-) ＝ 1.0×10-13 mol/L
室溫下，0.1 mol/L的 NaOH 溶液中，c(H+)、c(OH-)、由水電離產生的 c水(H+)、 c水(OH-)各多少？
多
極少
H2O = H+ + OH-
在之前的學習中，我們學習了強、弱電解質，作為其溶劑的水呢？
水的電離
水的電離平衡影響因素有哪些？
體系變化條件　　　 平衡移動方向 Kw 水的電 離程度 c(OH－) c(H＋)
酸
堿
可溶性鹽 Na2CO3
NH4Cl
溫度 升溫
降溫
其他：如Na
逆
逆
逆
正
正
正
正
不變
不變
不變
不變
不變
增大
減小
減小
減小
減小
增大
增大
增大
增大
減小
減小
減小
增大
增大
增大
增大
減小
減小
減小
減小
增大
增大
增大
水的電離平衡曲線
1、曲線上的任意點(如a，b，c)的Kw都 ，
即c(H＋)·c(OH－) ，溫度 。
2、曲線外的任意點(如d)與曲線上任意點的Kw ，溫度 。
相同
相同
相同
3、實現曲線上點之間的轉化需保持溫度不變，改變 ；
實現曲線上點與曲線外點之間的轉化一定改變 。
不同
不同
酸堿性
溫度
溶液的pH
體系 純水 （常溫） 向純水中加入少量鹽酸 向純水中加入少量NaOH溶液 純水
（90 ℃）
酸堿性
比較下列情況中，c(H+)和c(OH-)的值或變化趨勢（增大或者減小）
c(OH-)
c(H+)和c(OH-)
的大小比較
c(H+)
c(H+)＞c(OH-)
1×10-7 mol/L
1×10-7 mol/L
減小
增大
c(H+)＝c(OH-)
c(H+)＜c(OH-)
增大
減小
c(H+)＝c(OH-)
增大
增大
中性
酸性
堿性
中性
溶液的pH
當c(H+)或c(OH-)很小時，用c(H+)或c(OH-)表示溶液的酸堿性方便嗎？
你知道還可以用什么方法表示溶液的酸堿性？
“pH”是由丹麥化學家彼得·索侖森在1909年提出的。索侖森當時在一家啤酒廠工作，經常要化驗啤酒中所含H+濃度。每次化驗結果都要記錄許多個零，頗為繁瑣，經過長期潛心研究，他發現：用H+濃度的負對數來表示酸堿性非常方便，并把它稱為溶液的pH(p代表德語Potenz，意思是濃度，H代表H+)。
溶液的pH
當c(H+)/c(OH-) ≤ 1×10-1 mol·L-1時，為了方便且直觀，可用pH表示溶液酸堿性規定pH是c(H+)的負對數：
pH=-lg c(H+)
如：已知在常溫下某溶液的 c(H+) = 1×10-5 mol·L-1，則其pH=_____。
pH=-lg c(H+) =-lg 10-5 = 5
5
已知在常溫下某溶液的 c(OH-) = 1×10-5 mol·L-1，則其pH=_____。
pH=-lg c(H+) =-lg 10-9 = 9
9

從數學角度研究，c(H+)越大，pH越小
溶液的pH
25℃時，c溶液(H+)·c溶液(OH-)=10-14
pH + pOH = 14
用pH表示溶液酸堿性時，pH的取值范圍一般在0~14（25℃時）之間，即適用于1×10-14 mol/L ≤ c(H+) / c(OH-) ≤1 mol/L的稀溶液
酸性增強
堿性增強
中性
常溫下，溶液的pH與溶液酸堿性的對應關系
溶液pH的測定方法
1.酸堿指示劑法
花青素在不同pH環境中的顏色
溶液pH的測定方法
只能粗略測定溶液的pH范圍，不能準確測定出pH的具體值
指示劑的變色范圍: 指示劑發生顏色變化的pH值范圍
pH 1 2 3.1 4.4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14
甲基橙 紅色 橙色 黃色
石蕊 紅色 紫色 藍色
酚酞 無色 淺紅色 紅色
溶液pH的測定方法
2.定量測量——pH試紙法
（2）種類
（1）pH試紙是將試紙用多種酸堿指示劑的混合溶液浸透，經晾干制成的。它對不同pH的溶液能顯示不同的顏色，可用于迅速測定溶液的pH。
廣泛pH試紙：其pH范圍是 (最常用)，可以識別的pH差約為 。
精密pH試紙：可判別0.2或0.3的pH差值。
專用pH試紙：用于酸性、中性或堿性溶液。
1～14
1
溶液pH的測定方法
C、用廣泛pH試紙測得的pH是整數，不會有小數
（3）使用方法：取一小塊試紙放在干凈的玻璃板上，用干凈的玻璃棒蘸取溶液點在試紙的中央，待顯色后，與標準的比色卡對比，得出溶液的pH
A、測定溶液的pH時，不能將試紙用水潤濕。 (將溶液稀釋，導致所測定的pH不準確)
B、使用的玻璃器皿要干凈
溶液pH的測定方法
pH范圍：0~14(常用)/0~10
識別的pH差：約為1
pH范圍：范圍較窄
識別的pH差：約為0.2/0.3
溶液pH的測定方法
2.定量測量——pH計法（可精確到0.1）
通過電子儀器，把儀器的探棒放入溶液即可在顯示屏上讀出數據，該法精確度高。
pH計
溶液pH的測定方法
pH計，又叫酸度計，可用來精密測量溶液的pH，其量程為0~14。人們根據生產與生活的需要，研究了多種類型的pH計，廣泛應用于工業、農業、科研和環保等領域。
pH的應用
血液的正常 pH 范圍是 7.35~7.45。大多數體液都要保持一個較小的 pH 變化范圍，如果 pH 變化超出范圍，就可能產生危害。血漿中H2CO3/HCO3-緩沖體系對穩定體系的酸堿度發揮著重要作用。
CO2(g)+H2O(l) H2CO3(aq) H+(aq)+HCO3-(aq)
當體系中增加少量強酸時，平衡向逆反應方向移動而消耗H+ ；當增加少量強堿時，平衡向正反應方向移動而消耗OH- 。由于HCO3- 和H2CO3 的濃度較大且可以調節，因此可以防止體系的pH出現較大幅度的變化。
1、醫學上血液的pH是診斷疾病的一個重要參數
測試和調控溶液的pH，對工農業生產、科學研究，以及日常生活和醫療保健等都具有重要意義。
pH的應用
2、人體健康調節，如洗發時，
護發素主要功能是調節頭發的pH使之達到適宜的酸堿度
洗發水是堿性的，能夠洗去油污，但是對頭發有一定的傷害
護發素是酸性的，和洗發水發生中和反應，減少對頭發的傷害，起到護發的作用
pH的應用
H2SO4 + Ca(OH)2 == CaSO4 +2H2O
硫酸廠的污水中常含有硫酸等物質，可以用熟石灰進行中和處理
3、環保領域中酸性或堿性廢水常利用中和反應進行處理
pH的應用
適宜西瓜種植的土地酸堿度為5-7
適宜高粱種植的土地酸堿度為5.5-7.5
適宜蘆薈種植的土地酸堿度為6-7
4、農業生產中，調節土壤的pH，使其更適宜農作物生長
溶液的pH
5、在科學實驗和工業生產中，溶液 pH 的控制常常是影響實驗結果或產品質量、產量的一個重要因素
pH的計算
2、酸性溶液，先算c(H+)，pH= - lgc(H+)，
堿性溶液，先算c(OH-)， pOH= - lgc(OH-)， pH= 14 – pOH（常溫）
3、在加法運算中，相差100倍以上（含100）可忽略小的數！
4、lg2≈0.3；lg3≈0.5；lg5≈0.7。
pH計算的解題思路
1、pH=﹣lgc(H+)， c(H+)·c(OH-) = Kw
pH的計算
1、單一溶液pH的計算
②若為堿性，先求c(OH-) 后，由Kw求c(H+)，再求pH
①若為酸性，先求出c(H+)后，由pH =-lg c(H+)求pH
例如：強酸(HnA)溶液的濃度為c mol/L，則c(H＋)＝nc mol/L，pH＝－lg c(H＋)＝－lg (nc)。
例如：25 ℃，強堿[B(OH)n]溶液的濃度為c mol/L，c(OH-)＝nc mol/L，則 c(H＋)＝10-14/nc mol/L，pH＝－lg c(H＋)＝14＋lg (nc)。
pH的計算
2、混合溶液pH的計算
①兩種強酸混合：直接求出c(H＋)混，再據此求pH。
關鍵：
1、抓住氫離子進行計算！
2、當相加、減的兩個量相差100倍以上時，小的可忽略
例1：計算pH=3的鹽酸與pH=5的硫酸等體積混合后的pH。
c(H＋) ＝ mol/L ＝5×10－4 mol/L
V10－3＋V10－5
2V
pH＝－lgc(H＋)＝－lg(5×10－4)＝3.3
【結論】兩種pH不同的強酸等體積混合時ΔpH≥2時，pH混=pH小+0.3
pH的計算
②兩種強堿混合：先求出c(OH－)混，再據Kw求出c(H＋)混，最后求pH。
關鍵：抓住OH- 進行計算！再轉化為H+
例2：計算pH=10與pH=12的NaOH溶液等體積混合后的pH。
c(OH－) ＝ mol/L ＝5×10－3 mol/L
10－4 V+10－2V
2V
pH＝－lgc(H＋) ＝－ lg(2×10－12)＝11.7
【結論】兩種pH不同的強堿等體積混合時ΔpH≥2 時，pH混=pH大- 0.3
pH的計算
③強酸強堿混合：”誰過量先求誰”
pH=7（常溫）
a、當n(H＋)＝n(OH－)時，恰好中和
b、當n(H＋)＞n(OH－)時，酸過量
c、當n(H＋)＜n(OH－)時，堿過量
pH的計算
例4：在25℃時，100ml 0.4mol/L的鹽酸與等體積0.6 mol/L的NaOH溶液混合后，溶液的pH值等于多少？
例3：在25℃時，100ml 0.6mol/L的鹽酸與等體積0.4 mol/L 的NaOH溶液混合后，溶液的pH值等于多少？
NaOH + HCl == NaCl + H2O
0.06
0.04
NaOH + HCl == NaCl + H2O
0.06
0.04
pH=1
pH=13
pH的計算
3、強酸、強堿溶液等體積混合后，pH的變化規律
1、pH1+pH2 = 14
2、pH1+pH2 ＞ 14
3、pH1+pH2 ＜ 14
混合后為中性 pH=7
混合后為堿性 pH＞7
混合后為酸性 pH＜7
例5：常溫時，pH=4的H2SO4溶液與pH=11的NaOH溶液混合，當混合 溶液的pH=10時，則兩溶液的體積比為 。
9∶2
4、一強一弱等體積混合且pH之和等于14
1、若為強酸、弱堿溶液，則混合后溶液顯 堿 性。
2、若為弱酸、強堿溶液，則混合后溶液顯 酸 性。
弱的濃度大！
pH的計算
1、若為一元強酸（a mol·L－1）、一元強堿（b mol·L－1）溶液等體積混合后呈中性，則混合前a ＝ b。
2、若為一元強酸（a mol·L－1）、一元弱堿（b mol·L－1）溶液等體積混合后呈中性，則混合前a ＜ b。
3、若為一元弱酸（a mol·L－1）、一元強堿（b mol·L－1）溶液等體積混合后呈中性，則混合前a ＞ b。
5、一元酸和一元堿溶液混合呈中性
弱的濃度大！
規律：誰弱誰過量，誰弱顯誰性。
原因：酸和堿已電離出的H＋與OH－恰好中和，誰弱誰的H＋或OH－有儲備(即物質過量)，還能繼續電離。
酸或堿稀釋后溶液pH的計算（25℃）
pH的計算
5、酸或堿稀釋后溶液pH的計算（25℃）

無限稀釋酸溶液，pH接近7，略小于7（不可能等于/大于7）

無限稀釋堿溶液，pH接近7，略大于7（不可能等于/小于7）
稀釋酸溶液，pH增大(不超過7)；稀釋堿溶液，pH減小(不小于7)
pH的計算
7
3
pH
V水
1、強酸的稀釋
鹽酸
醋酸
V水
3
2
pH
10倍
11
7
pH
V水
NaOH
氨水
V水
12
11
pH
10倍
2、弱酸的稀釋
3、強堿的稀釋
4、弱堿的稀釋
隨堂訓練
1.pH＝2的A、B兩種酸溶液各1 mL，分別加水稀釋到1000 mL，其中pH與溶液體積V的關系如圖所示，下列說法正確的是（ ）
A. A、B兩酸溶液的物質的量濃度一定相等
B. 稀釋后，A酸溶液的酸性比B酸溶液強
C. a＝5時，A是強酸，B是弱酸
D. 一定有關系：5＞a＞2
C
隨堂訓練
2.某溫度下，相同pH值的鹽酸和醋酸溶液分別加水稀釋，平衡pH值隨溶液體積變化的曲線如下圖所示。據圖判斷正確的是（ ）
A.Ⅱ為鹽酸稀釋時的pH值變化曲線
B.b點溶液的導電性比c點溶液的導電性強
C.a點KW的數值比c點KW的數值大
D.b點酸的總濃度大于a點酸的總濃度
B
隨堂訓練
3.常溫下一種pH為2 的酸溶液與一種pH為12 的堿溶液等體積相混合，對溶液的酸堿性的說法正確的是（ ）
A.若是二元強酸和一元強堿，混合液為酸性
B.若是濃的強酸和稀的強堿，混合液中呈酸性
C.若是濃的弱酸和稀的強堿，混合液呈堿性
D.若是強酸和強堿相混合，溶液反應后呈中性
D
隨堂訓練
4.（雙選）同體積的pH為3的鹽酸、硫酸、醋酸和硝酸四種溶液，分別加入足量的鋅粉，敘述正確的是（ ）
A.硫酸溶液中放出的氫氣的量最多
B.醋酸溶液中放出的氫氣的量最多
C.鹽酸和硝酸中放出的氫氣的量相等
D.鹽酸比硝酸放出的氫氣的量多
BD
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