水的電離和溶液的pH值.ppt

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1、第二節(jié) 水的電離和溶液的pH,一、水的電離,二、溶液的酸堿性和pH,2、溶液的酸堿性與pH 的關(guān)系,包括：水電離的特點(diǎn)、水的離子積常數(shù)、影響水電離的因素,1、溶液的酸堿性與c(H+)、c(OH--)的關(guān)系,一、水的電離,我們已經(jīng)知道，水是一種弱電解質(zhì)。哪么，水的電離和其它弱電解質(zhì)的電離有什么相同或不同之處呢？,思考：（1）已知(水)=1g/cm3，求水的物質(zhì)的量濃度？,分析：c=n/V=,,1g/cm31000mL,,18g/mol,1L,=55.6mol/L,水電離的百分?jǐn)?shù),,1107mol/L,55.6mol/L,100%,（2）通過精確的實(shí)驗(yàn)測得，在250C時(shí)，1L純水中只有1107 m

2、ol/L水電離，試計(jì)算此時(shí)水電離的百分?jǐn)?shù)。,=1.8107%,問題：從上面的數(shù)據(jù)中你能得出什么結(jié)論？水的電離和其它弱電解質(zhì)的電離有什么相同或不同點(diǎn)？寫出水的電離方程式。,1、水的電離方程式,H2O,H+ + OH--,演示：水的電離,2、水電離的特點(diǎn),(1)可逆、微弱與其它弱電解質(zhì)相似,(2)水是一種極弱的電解質(zhì)與其它弱電解質(zhì)的區(qū)別。,3、水的離子積常數(shù)Kw,H2O,H+ + OH--,250C,10-7 mol/L,10-7 mol/L,c(H+) c(OH--)= Kcc (H2O) = Kw =110-14,H3O+ + OH--,H2O + H2O,Kc =c(H+) c(OH--

3、)/c(H2O),Kw叫做水的離子積常數(shù)，簡稱水的離子積。,在一定溫度時(shí)：水的濃度為常數(shù)。,分析表中的數(shù)據(jù)，有何規(guī)律，并解釋之.,結(jié)論,1、Kw只與溫度有關(guān)，溫度越高，Kw越大。,2、水的電離是一個(gè)吸熱過程。,4、影響水電離的因素,根據(jù)前面所學(xué)知識，水的離子積會(huì)受什么外界條件影響？,(1) 溫度對水的離子積常數(shù)的影響,因?yàn)樗碾婋x過程是一個(gè)吸熱過程，所以，當(dāng)溫度升高時(shí)，水的電離平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng)，水電離出的c(H)和c(OH)增大，水的離子積增大。,問題與討論,100時(shí)，水的離子積為10-12，c（H+）為多少？此時(shí)溶液是否為酸性？,左移,變大,變小,左移,變小,變大,250C時(shí),110-1

4、4,(2)、酸、堿對水的電離平衡的影響,H2O,H+ + OH--,結(jié)論：,A、在酸、堿溶液中，水的電離平衡被破壞，但c (H+)c(OH--)不變.加入酸或堿都將抑制水的電離；,B、c (H+)與c (OH)成反比，c (H+) 越小， c (OH)越大。,實(shí)驗(yàn)測得，100oC時(shí)，Kw=110-12,思考：100OC 的水中，c（H+）=？ ,c(OH--)=？ .,10-6mol/L,10-6mol/L,實(shí)驗(yàn)證明，Kw只與溫度有關(guān)，而與溶液濃度無關(guān)。也就是說：在一定溫度下的任何酸、堿、鹽電解質(zhì)的稀溶液中，即使H+或OH發(fā)生改變，水的離子積Kw也是一個(gè)不變的常數(shù)。在水溶液中加入酸、堿，水

5、的電離平衡發(fā)生移動(dòng)，但Kw不變。,室溫下的水主要以何種形式存在？,1、在水中加入鹽酸后，水的離子積是否發(fā)生改變？,2、在水中加入強(qiáng)堿后，水的離子積是否發(fā)生改變？,3、在酸堿溶液中水電離出來的H+和OH-是否相等？,4、100時(shí)，水的離子積為10-12，求H+為多少？,5、求1mol/L鹽酸溶液中水電離出來的H+為多少？,6、在酸溶液中水電離出來的H+和酸電離出來的H+有什么關(guān)系？,交流研討,HCl溶液中的電離情況：,HCl== H++Cl--,NaOH溶液中的電離情況:,NaOH==Na++OH--,二、溶液的酸堿性和pH,1、溶液的酸堿性與c(H+)、c(OH--) 的關(guān)系,思考：鹽酸溶液中

6、有沒有OH--？氫氧化鈉溶液中有沒有H+？氯化鈉溶液中有沒有H+，OH--？,NaCl溶液中的電離情況:,NaCl==Na++Cl--,任何水溶液中：無論是酸溶液中還是堿溶液中，都同時(shí)存在H+和OH-！只是相對含量不同，但它們在一定溫度下都是定值！,思考：,酸性溶液：,c (H+)c (OH--),常溫下：c (H+) 10-7 mol/L,堿性溶液:,c (H+)< c (OH--),常溫下：c (H+)< 10-7 mol/L,中性溶液:,c (H+) = c (OH--),常溫下：c (H+)= 10-7 mol/L,1、溶液的酸堿性是由什么決定的？,---溶液顯酸性的本質(zhì),---溶液顯

7、堿性的本質(zhì),---溶液顯中性的本質(zhì),所以，溶液的酸堿性，取決于溶液中H與OH 的相對大小關(guān)系。,常溫下，溶液的酸堿性跟H+和OH-濃度的關(guān)系：,2、c（H）=1107mol/L，溶液一定呈中性嗎？,討論：純水中溶液c(H)、c(OH)濃度的計(jì)算方法： c（H）=c（OH）=,問題解決,例1、25時(shí),某溶液中,c(H)=110-6 mol/L，問c(OH)是多少?,例4常溫下，0.1mol/L的鹽酸溶液中水電離出的c(H)和c(OH)各是多少?,例3常溫下，0.1mol/L的NaOH溶液中水電離出的c(H)和c(OH)各是多少?,例225時(shí),某溶液中, c(OH)=110-9 mol/L，問c(

8、H)是多少?,110-8 mol/L,110-5 mol/L,110-13 mol/L,110-13 mol/L,110-13 mol/L,110-13 mol/L,討論：,對常溫下的純水進(jìn)行下列操作，完成下表：,水的電離平衡移動(dòng)方向,c(H+),,c(OH-),c(H+) 與c(OH-) 大小關(guān)系,Kw變化,,,中性,,,,=,,酸性,,,,,不變,堿性,,,,,不變,小結(jié)：,加入酸或堿都抑制水的電離,,,,【小結(jié)】,(1)Kw取決于溫度,不僅適用于純水,還適用于其他溶液。,(4)在溶液中,Kw中的c(OH-) 、c（H+）指溶液中總的離子濃度.,(2)常溫下,任何稀的水溶液中Kw= c(H

9、+)c(OH-)==11014,(3)不論是在中性溶液還是在酸堿性溶液，水電離出的c(H+)c(OH),(5)根據(jù)Kw=c(H)c(OH) 在特定溫度下為定值,c(H) 和c(OH) 可以互求.,Kw應(yīng)用：根據(jù)相同溫度下,Kw=c(H)c(OH-) 為定值,c(H) 和 c(OH) 可以互求.,酸性溶液中c(H+)近似等于酸電離出來c(H+) 堿性溶液中c(OH-)近似等于堿電離出來的c( OH-).,2、溶液的酸堿性與pH 的關(guān)系,定義： pH= --lg c (H+),c (H+)越大，pH越小,酸性溶液:,c (H+) 10-7mol/L,pH<7,堿性溶液:,c (H+) <10-7m

10、ol/L,pH7,中性溶液:,c (H+)= 10-7 mol/L,pH=7,pH 0 7 14,,酸性,中性,,堿性,(1)、意義：,表示溶液酸堿性的強(qiáng)弱。,用H+物質(zhì)的量濃度的負(fù)對數(shù)來表示。,（2）定義：pOH= -- lgc（OH--）,因?yàn)椋篶 (H+) c (OH--)= 10-14,兩邊取對數(shù) lg c (H+) c (OH--)=lg10-14,lg c (H+)+--lgc (OH)= 14,pH + pOH =14,即 pH=14pOH,溶液的pH值 c(H+),酸性增強(qiáng),堿性增強(qiáng),,pH越大堿性越強(qiáng)，酸性越弱,,當(dāng)c(H+) 1mol/L或小于10-

11、14 （ c(OH-) 1mol/L）時(shí)，使用pH更不方便。所以用物質(zhì)的量濃度表示更好. pH一般表示1mol/L以下c(H+)的濃度.,pH越小酸性越強(qiáng)，堿性越弱,溶液的酸堿性---正誤判斷,1、如果H+不等于OH-則溶液一定呈現(xiàn)酸性或堿性。,2、如果H+/OH-的值越大則酸性越強(qiáng)。,3、任何水溶液中都有H+和OH-。,4、H+等于10-6mol/L的溶液一定呈現(xiàn)酸性。,5、對水升高溫度電離度增大，酸性增強(qiáng)。,溶液的pH值正誤判斷,1、一定條件下 pH值越大，溶液的酸性越強(qiáng)。,2、用pH值表示任何溶液的酸堿性都很方便。,3、強(qiáng)酸溶液的pH值一定大。,4、pH值等于6是一個(gè)弱酸體系。,5、pH

12、值有可能等于負(fù)值。,6、pH值相同的強(qiáng)酸和弱酸中H+相同，物質(zhì)的量濃度也相同。,3、pH值測定方法：,酸堿指示劑法、pH試紙法、pH計(jì)法等。,酸堿指示劑一般是弱的有機(jī)酸或弱的有機(jī)堿，他們的顏色變化是在一定的pH值范圍內(nèi)發(fā)生的。我們把指示劑發(fā)生顏色變化的pH值范圍叫做指示劑的變色范圍。,(1).定性測定：酸堿指示劑法.,以HIn代表石蕊分子：,HIn（紅色） H+ +In- （藍(lán)色）,【提問】：,測定溶液酸堿性的方法有哪些？,3.14.4,5.08.0,8.010.0,其中，pH計(jì)最精確。廣泛pH試紙的誤差是：1，精密pH試紙的誤差是：0.1,（2）.定量測定：pH試紙法、pH計(jì)法等.,(1)

13、pH試紙法：,【交流與討論】：,能否直接把pH試紙伸到待測液中？ 是否要先濕潤pH試紙后，再將待測液滴到pH試紙上？ 能否用pH試紙測出pH=7.1來？ 如用濕潤的pH試紙檢驗(yàn)待測液，對該溶液pH值的測定 A.一定有影響 B.偏大 C.偏小 D.不確定,a.試紙的使用方法:,用潔凈、干燥的玻璃棒蘸取待測液滴在干燥的pH試紙上，試紙上顯出顏色后馬上跟標(biāo)準(zhǔn)比色卡相對比.,1.pH試紙使用操作中正確的是 A.將pH試紙的一端浸入溶液，觀察顏色的變化 B.將pH試紙浸入溶液一會(huì)兒，再取出跟標(biāo)準(zhǔn)比色卡相比較 C.用潔凈的玻璃棒沾取被測溶液，滴在pH試紙上，顏色變化后與比色卡對照 D.先將pH試紙用

14、蒸餾水潤濕，再用潔凈的玻璃棒沾取被測溶液，滴在pH試紙上，顏色變化后與比色卡對照,【課堂練習(xí)】：,C,3.溶液中有關(guān)pH的計(jì)算.(見后面專題),2.某溶液取少量滴在pH試紙上，半分鐘后，試紙呈深藍(lán)色，此溶液中不可能大量共存的離子是 A.PO43- B.HCO3- C.Al3+ D.K+,BC,小結(jié)：,1、水是極弱的( )，能電離出( )和( )，當(dāng)向水中加酸時(shí)，水的電離平衡()，H濃度( )OH濃度，當(dāng)向水中加堿時(shí)，水的電離平衡()，H濃度()OH濃度.,2、在酸堿溶液中，水的電離平衡被破壞，但H+濃度與OH濃度的乘積()，等于( )，溶液的酸堿性與c (H+)、c (OH--)的

15、關(guān)系是( ),3、若溶液的pH7，顯( )性，若溶液的pH7，顯( )性這一標(biāo)準(zhǔn)的適用溫度是250C.在1000C時(shí)，Kw=10-12，pH=6為中性.,電解質(zhì)的水溶液能夠?qū)щ?，?jīng)過28次蒸餾的純水能夠?qū)щ妴幔?例1、計(jì)算0.01mol/l鹽酸溶液的pH；計(jì)算0.01mol/lNaOH溶液的pH,pH= -- lgc（H+）=-lg10-2=2,pH= -- lgc（H+）=-lg,,10-14,10-2,=12,練習(xí)：計(jì)算0.01mol/LH2SO4溶液的pH,pH值計(jì)算1 酸、堿溶液的pH的計(jì)算,pH值計(jì)算2 混合而不反應(yīng)：強(qiáng)酸與強(qiáng)酸混合,例4：在25時(shí)，pH值等于1的鹽酸溶液1L

16、和pH值等于4的硫酸溶液1000L混合pH值等于多少？,解：,pH=-lgH+,=-lg（1101+1000104）/（1+1000）,=-lg2104,=4-lg2,=3.7,關(guān)鍵：抓住氫離子進(jìn)行計(jì)算！ pHc(H+)n(H+)/V(總)守恒！,練習(xí)：pH=2和pH=4的兩種鹽酸溶液等體積混合，求混合溶液的pH。,小結(jié)：當(dāng)酸稀釋時(shí)視水為另一種酸。,酸I+酸II c(H+) =,pH值計(jì)算3 混合而不反應(yīng)：強(qiáng)酸與強(qiáng)酸混合,例5：在25時(shí)，pH值等于1的鹽酸溶液和pH值等于4的硫酸溶液等體積混合pH值等于多少？,解：,pH=-lgH+,=-lg（1101+1104）/（1+1）,=-lg5102

17、,=2-lg5,=1.3.,關(guān)鍵：（1）抓住氫離子進(jìn)行計(jì)算！ （2）當(dāng)兩者濃度相差較大（=100倍）時(shí)，可忽略稀溶液中的酸（或堿）的影響，視之為相對濃溶液的稀釋，若為等體積混合，,則混合后溶液的：pH混= pH小+0.3,pH1=8的NaOH溶液與pH2=10的NaOH溶液等體積混合，求混合溶液的pH。,錯(cuò)解：c(H+)1= 108 mol/L c(H+)2= 1010 mol/L c(H+)混= (108 + 1010)/2 = 5.05109 mol/L pH = 9 lg5.05 = 8.3,正解：c(H+)1= 108 mol/L c(OH)1= 106 mol/L c(H+)2

18、= 1010 mol/L c(OH)1= 104 mol/L c(OH)混= (106 + 104)/2 = 5.05105 mol/L pOH = 5 lg5.05 = 4.3 pH = 9.7,pH值計(jì)算4 強(qiáng)堿與強(qiáng)堿混合,pH混= pH大-0.3,關(guān)鍵：堿混合時(shí)須抓住氫氧根離子進(jìn)行計(jì)算！切記不可直接用c(H+)進(jìn)行計(jì)算！,pH值計(jì)算4 強(qiáng)堿與強(qiáng)堿混合,解：,=4-lg5,=3.3,例6：在25時(shí)，pH值等于9和pH值等于11的兩種氫氧化鈉溶液等體積混合pH值等于多少？,c(OH)=（ 1 105+1103）/(1+1),pOH=-lgOH,pOH=-lg510-4,pH=14- pOH

19、,=10.7,關(guān)鍵：（1）抓住氫氧根離子進(jìn)行計(jì)算！ （2）當(dāng)兩者濃度相差較大（=100倍）時(shí)，可忽略稀溶液中的堿的影響，視之為相對濃溶液的稀釋，若為等體積混合，,則混合后溶液的：pH混= pH大-0.3,pH值計(jì)算5 混合后反應(yīng)：強(qiáng)酸與強(qiáng)堿混合酸過量,例7：在25時(shí)，100mlO.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值等于多少？,解：,NaOH + HCl = NaCl + H2O,0.06,0.04,pH=-lgH+,=-lg0.02/（0.1+0.1）,=-lg101,=1,關(guān)鍵：酸過量抓住氫離子進(jìn)行計(jì)算！,pH值計(jì)算6 混合后反應(yīng)：強(qiáng)酸與強(qiáng)堿混合堿過

20、量！,例8：在25時(shí)，100mlO.4mol/L的鹽酸與等體積0.6mol/L的氫氧化鈉溶液混合后,溶液的pH值等于多少？,解：,NaOH + HCl = NaCl + H2O,0.04,0.06,關(guān)鍵：（1）堿過量抓住氫氧根離子進(jìn)行計(jì)算！ （2）酸過量抓住氫離子進(jìn)行計(jì)算！ （3）若為強(qiáng)酸強(qiáng)堿剛好完全中和：此時(shí)用水電離出的氫離子或氫氧根離子進(jìn)行計(jì)算！切記此時(shí)不要算出酸堿完全中和，氫離子或氫氧根離子濃度為0，故算出pH值為1的錯(cuò)誤結(jié)果！,=1,pOH=-lgOH,pOH=-lg0.02/(0.1+0.1),pH=14- pOH,=13,3、計(jì)算pH=2的H2SO4溶液中H+的濃度及溶液中OH-濃

21、度。,公式：c (H+)=10-pH,解：因?yàn)?c(H2SO4)=1/2c(H+)=0.510-2mol.L-1=510-3molL-1,又因?yàn)閏(OH-)=KW/c(H+), 所以 c(OH-) =110-14/110-2=110-12molL-1.,練習(xí):求pH=9的NaOH溶液中的c(OH-)及由水電離出的c(OH-)水,口答:已知1000C時(shí),純水的離子積為110-12,那么此時(shí)純水的pH等于幾?,問:若某溶液c(H+)=m10-n molL-1,那么, 該溶液的pH=________,練習(xí):1、求0.05molL-1的H2SO4溶液的pH。,2、求0.5molL-1的Ba(OH)2溶

22、液的H+濃度及pH.,n-lg m,溶液混合后pH的計(jì)算,D,1、將pH=8和pH=10的兩種NaOH溶液等體積混合后，溶液中c（H+）最接近（ ） A、1/2（10-8+10-10）molL-1 B、（10-8+10-10）molL-1 C、（110-4+510-10）molL-1 D、210-10,2、常溫下，pH=4的HCl和pH=10的NaOH等體積混合，求混合液的pH。,討論：(1)pH=5的鹽酸和pH=10的NaOH等體積混合溶液顯什么性？ (2)pH=3的鹽酸與pH=10的NaOH等體積混合后溶液顯什么性？你從中可以找到什么規(guī)律？,小規(guī)律：強(qiáng)酸和強(qiáng)堿等體積混合 pH酸+pH

23、堿14,pH混7 pH酸+pH堿<14,pH混<7 pH酸+pH堿=14,pH混=7,例2：在25時(shí)，pH值等于5的鹽酸溶液稀釋到原來的10倍，pH值等于多少？稀釋到1000倍后， pH值等于多少？,解：,pH=-lgH+,=-lg（105+9107）/10,=-lg106,=6,pH=-lgH+,=-lg（105+999107）/1000,=-lg1.1107,=7- lg1.1,=6.96,酸I+酸II c(H+) =,二、溶液稀釋后pH的計(jì)算之一：酸的稀釋,小結(jié)規(guī)律：a、酸溶液中，抓住氫離子進(jìn)行計(jì)算是關(guān)鍵！ b、pH=n的強(qiáng)酸稀釋10m倍,稀釋后pH=n+m b、當(dāng)稀釋后的氫離子濃度

24、與水電離出的氫離子濃度接近時(shí)（10-6），不可忽略水電離出的離子濃度的影響。此時(shí)，可視水為另一種酸進(jìn)行計(jì)算！,例3：在25時(shí)，pH值等于9的強(qiáng)堿溶液稀釋到原來的10倍，pH值等于多少？稀釋到1000倍后， pH值等于多少？,解：,c(OH) =（1051+9107）/10,106 mol/L,pH=-lgH+,=-lgKW/OH,=-lg108,=8,c(OH) =（1051+999107）/1000,pOH=-lgOH,=1.1107mol/L,=6.96,pH=14-6.96=7.04,關(guān)鍵：抓住氫氧根離子離子進(jìn)行計(jì)算！,小結(jié)：當(dāng)稀釋時(shí)視水為另一種堿。,堿I+堿II c(OH-) =,二、

25、溶液稀釋后pH的計(jì)算之二：堿的稀釋,2、pH=13的NaOH溶液稀釋1000倍,求稀釋后溶液的pH.,解:pH=13的NaOH溶液中c(OH-)=110-14/110-13 =10-1molL-1, 稀釋1000倍后,c(OH-)=10-1/1000=10-4molL-1, 所以：c(H+)=Kw/c(OH-) =110-14/110-4molL-1=10-10molL-1 pH=-lg10-10=10,3、pH=10的NaOH加水稀釋至原來的100倍，求稀釋后溶液的pH。,小結(jié)規(guī)律：a、堿溶液中，抓住氫氧根離子進(jìn)行計(jì)算是關(guān)鍵！ b、pH=n的強(qiáng)堿稀釋10m倍,稀釋后pH=n-m b、當(dāng)

26、稀釋后的氫氧根離子濃度與水電離出的氫離子濃度接近時(shí)（10-6），不可忽略水電離出的離子濃度的影響。此時(shí)，可視水為另一種堿進(jìn)行計(jì)算！,c、若按上述公式算出的pH改變了溶液本身的性質(zhì)，則稀釋后pH一定接近7，酸略小于7，堿略大于7。,練習(xí):溶液稀釋的pH計(jì)算,5,4,9,10,約為7,約為7,知識小結(jié):溶液稀釋的pH計(jì)算有關(guān)規(guī)律,1、c(H+)或c(OH)相差（改變）10倍，pH相差（改變）一個(gè)單位。,2、強(qiáng)酸（堿）溶液每稀釋10倍，pH增大（減?。┮粋€(gè)單位。,3、酸（堿）溶液無限稀釋時(shí)，pH均約等于7（均要考慮水的電離）。,4、酸（堿）溶液稀釋時(shí)，OH（H+）的物質(zhì)的量濃度將增大。,,,,小結(jié),

27、（1）酸I+酸II H+ =,(2)堿I+堿II OH- =,（3）酸I+堿II 完全中和：H+=OH-=1107 mol/L 酸過量：H+= 堿過量：OH- =,課后練習(xí):混合溶液的pH計(jì)算,3.3,2.3,10.7,11.7,7,3.3,10.7,知識小結(jié):混合溶液pH計(jì)算的有關(guān)規(guī)律,1、強(qiáng)酸或強(qiáng)堿溶液的等體積混合，當(dāng)pH相差兩個(gè)或兩個(gè)以上的單位時(shí)，,（酸）= pH小 + 0.3,（堿）= pH大 0.3,,pH混,2、強(qiáng)酸和強(qiáng)堿的等體積混合,若pH酸 + pH堿=14，則pH混= 7,若pH酸 + pH堿14，則pH混= pH酸 +0.3,若pH酸 + pH堿1，則pH混= pH堿0.

28、3,1、將V1（L）PH=m的稀硫酸與V2（L）pH=n的NaOH溶液混合后呈中性 若m + n = 14，則VmVn = ； 若m + n = 13，則VmVn= ； 若m + n 14，則VmVn = ； 且Vm （“”、“”、“=”）Vn。,作業(yè),2、常溫下，取0.1mL0.5molL-1的硫酸,稀釋成100mL的溶液,求稀釋后溶液的pH.,3、常溫下，將0、05mL1mol.L-1的鹽酸滴加到50mL純水中,求此溶液的pH.,4、如將pH=5的HCl溶液稀釋1000倍，求稀釋后溶液的pH。,本節(jié)知識在綜合科高考中考了什么,一、區(qū)分強(qiáng)、弱電解質(zhì),D

29、,1（02春季理綜10）、下列事實(shí)可證明氨水是弱堿的是 A、氨水能跟氯化亞鐵溶液反應(yīng)生成氫氧化亞鐵 B、銨鹽受熱易分解 C、0.1 mol/L氨水可以使酚酞試液變紅 D、0.1 mol/L氯化銨溶液的pH約為5,二、影響電離平衡的因素,A,2（03江蘇理綜15）、在0.l mol/L的CH3COOH溶液中存在如下電離平衡：CH3COOHCH3COOH 對于該平衡，下列敘述正確的是 A、加入少量NaOH固體，平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng) B、加水，反應(yīng)速率增大，平衡向逆反應(yīng)力向移動(dòng) C、滴加少量0.l mol/L HCl溶液，溶液中c (H)減少 D、加入少量CH3COONa固體，平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng),

30、三、水的電離與溶液的pH值,D,3（03年3月理綜9）、正如“pH為溶液中的c(H+)的負(fù)對數(shù)”一樣，“pOH則是溶液中OH的負(fù)對數(shù)”。在下列所表示的溶液中，一定呈中性的是 、由等體積、等物質(zhì)的量濃度的一元酸跟氫氧化鈉溶液混合所形成的溶液 、H+=110 -7molL -1的溶液 、pH=14-pOH的溶液 、pH=pOH的溶液,D,4(02理綜9)、有人曾建議用AG表示溶液的酸度(acidity arede)，AG的定義為AGlg(H/OH)。下列表述正確的是 A、在25時(shí)，若溶液呈中性，則pH7，AG1 B、在25時(shí)，若溶液呈酸性，則pH7，AG0 C、在25時(shí)，若溶液呈堿性，則pH7，A

31、G0 D、在25時(shí)，溶液的pH與AG的換算公式為AG2(7pH),四、酸雨與pH值,D,許多化學(xué)反應(yīng)在溶液中進(jìn)行，下面的問題均與溶液或溶液中的反應(yīng)有關(guān)。 (01上海理綜18)、某雨水樣品剛采集時(shí)測得pH值為4.82，放在燒壞中經(jīng)2小時(shí)后，再次測得pH值為4.68。以下敘述正確的是 A、雨水樣品酸度逐漸減小 B、雨水樣品酸度沒有變化 C、雨水樣品繼續(xù)吸收空氣中的CO2 D、雨水樣品中的H2SO3逐漸被空氣中的氧氣氧化成H2SO4,水的電離,水的電離:,1、水是一種極弱的電解質(zhì)，能微弱的電離:,電離平衡常數(shù)：K ,在一定溫度時(shí)：水的濃度為常數(shù)。所以有 c(H+)c(OH-)=Kw，Kw叫水的離子積

32、常數(shù),簡稱水的離子積.,2、水的離子積:,25時(shí)，Kw =110-14,根據(jù)前面所學(xué)知識，水的離子積會(huì)受什么外界條件影響？,c(H+)=c(OH-)=110-7mol/L,3、影響水的電離平衡的因素：,,升高溫度水，水的電離平衡向____移動(dòng)，且Kw_____。,降低溫度水，水的電離平衡向____移動(dòng)，并且Kw_____。,增大,增大,減小,左,減小,討論1：改變溫度：,右,在H2 O H+ +OH-平衡中，加入 ,則增大c（H+），平衡向___ 移動(dòng)，水____，水的電離被____ ，Kw_____，則c（OH-）必然會(huì)_____。,減小,酸或強(qiáng)酸的酸式鹽,左,減小,抑制,不變,

33、討論2：直接增大c（H+）,討論3：直接增大c（OH-）,在H2 O H+ +OH-平衡中，加入____ ，增大c（OH-） ，則平衡向__ 移動(dòng)，水____ ，水的電離被____，Kw_____，則c（H+）必然會(huì)____。,減小,堿,左,減小,抑制,不變,增大c（OH-）,增大c（H+）,升高溫度,降低溫度,抑制水電離,促進(jìn)水電離,,【總結(jié)】,減小c（OH-）,減小c（H+）,,閱讀P63 資料卡,活動(dòng)與探究,多元弱酸，分步電離，第一步電離大于第二步電離，第二步電離遠(yuǎn)大于第三步電離，,如何用平衡移動(dòng)原理來解釋？,,電離難的原因： a、一級電離出H+后，剩下的酸根陰離子帶負(fù)電荷，增加了對H+

34、的吸引力，使第二個(gè)H+離子電離困難的多； b、一級電離出的H+抑制了二級的電離。,結(jié)論：多元弱酸的酸性由第一步電離決定。,多元弱酸的分步電離,210-7 mol/L,810-9 mol/L,2.在常溫下，由水電離產(chǎn)生的c（H+）=110-13 mol/L的溶液，則該溶液的酸堿性如何？,答：可能是酸性也可能是堿性,練習(xí),1.某溫度下純水中c(H+) = 210-7 mol/L，則此時(shí)溶液中的c(OH-) = ___________。 若溫度不變，滴入稀鹽酸使c(H+) = 510-6 mol/L，則此時(shí)溶液中的c(OH-) = __________。,3.在常溫下，0.1mol/L的鹽酸溶液中水

35、電離出的c(H)和c(OH)是多少?,4.在常溫下，0.1mol/L的NaOH溶液中水電離出的c(H)和c(OH)是多少?,水電離出的c(OH-)=110-14/0.1=110-13 mol/L= c(H ),BD,1、醋酸溶液加水稀釋，在稀釋過程中 A.溶液中CH3COO的濃度增大 B.溶液中H+個(gè)數(shù)增多，H+離子的濃度減小 C.溶液中H+個(gè)數(shù)減少，H+的濃度減小 D.溶液中CH3COOH的分子數(shù)減少，CH3COOH的濃度也減小,欲使醋酸溶液中的CH3COO-濃度增大，且不放出氣體，可加入的少量固體是（ ） A、NaOH B、NaHCO3 C、CH3COOK D、Mg,AC,C,

36、對某弱酸稀溶液加熱時(shí)，下列敘述錯(cuò)誤的是( ) A弱酸的電離程度增大 B弱酸分子的濃度減小 C溶液的pH增大 D溶液的導(dǎo)電性增強(qiáng),2.已知100時(shí)，Kw =110-12,分別求出該溫度下,純水、0.1mol/LHCl溶液、 0.1mol/L的NaOH溶液中的c(H+) .,.25時(shí)，向純水中加入少量氯化氫氣體，仍能保持不變的是 （ ） Ac(H+) Bc(OH-) CKw Dc(H+)/c(OH-),【交流與討論】：,分別計(jì)算25時(shí)0.01mol/L的鹽酸、氯化鈉溶液、氫氧化鈉溶液中的H+和OH-.并根據(jù)計(jì)算結(jié)果討論溶液的酸堿性與H+和OH-的關(guān)系.,由于增大了OH-濃度,平衡逆向移

37、動(dòng),從而使溶液中的H+濃度減小,結(jié)果OH-濃度大于H+濃度.,由于增大了H+濃度,水的電離平衡逆向移動(dòng),從而使溶液中的OH-濃度減小，結(jié)果H+濃度大于OH-濃度.,酸性溶液中：,堿性溶液中：,中性溶液中：,H+和OH-只由水電離產(chǎn)生,因此濃度是相等的.,在酸性、堿性、中性溶液中，H+和OH-是共存的，只是H+和OH-濃度的相對大小不同.,已知：KW100=10-12.求： (1).在100 時(shí)，純水中H+為多少？,【交流與討論】：,(2).H+ 1107mol/L是否說明100 時(shí)純水溶液呈酸性？,H+=10-6mol/L,H+ 1106mol/L時(shí)溶液呈酸性.,(3).100 時(shí)， c(H+

38、) = 1107mol/L溶液呈酸性還是堿性？,堿性,不能用H+等于多少來判斷溶液酸、堿性，只能通過H+ 和 OH-兩者相對大小比較來判斷！,2.溶液的酸堿性與pH,閱讀課本回答下列問題：,(1).為什么要引入pH？,(2).溶液的pH是如何定義的？,(3).溶液的酸堿性與pH有什么關(guān)系？,(4).任意c(H+)或c(OH-)濃度的溶液用pH表示溶液的酸堿性是否都很方便？,表示較小的如c(H+)=10-12mol/L時(shí)，很麻煩，所以引入了一種方便方案：,c(H+) 10-12mol/L ,lgc(H+) ,-12 ,12,- lg c(H+),負(fù)對數(shù) p H+（hydrogen）H,(1)pH

39、概念,表示：,用H+物質(zhì)的量濃度的負(fù)對數(shù)來表示.,意義：,pH的大小能反映出溶液中c(H+)的高低，即表示稀溶液酸、堿性的強(qiáng)弱.,,pH=-lgc(H+),(2).溶液的pH與酸堿性強(qiáng)弱的關(guān)系.,一般規(guī)律,25(常溫情況下),中性溶液,酸性溶液,堿性溶液,H+ = OH-,H+ OH-,H+ 107mol/L,H+ < OH-,H+ < 107mol/L,H+ = 107mol/L,pH =7,pH <7,pH 7,1.pH變化與酸堿性變化的關(guān)系怎樣？,【提問】：,pH越大堿性越強(qiáng)，pH越小酸性越強(qiáng).,2.KW100=10-12，試求在100時(shí)純水的pH.,pH=6是否說明100 時(shí)純水成弱酸性？,pH6,否.,（未給明條件時(shí)）不能用pH等于多少來判斷溶液酸、堿性.一般未注明條件都是指常溫.,3.計(jì)算2mol/L鹽酸溶液的pH.,當(dāng)溶液中H+或OH-大于1mol時(shí)，不用pH表示溶液的酸堿性.,