3.2水的电离和溶液的PH 课件(共55张PPT)

(共55张PPT)
第二节 水的电离和溶液的PH
第三章 水溶液中的离子反应与平衡
在水溶液中，酸、碱和盐全部或部分以离子形式存在，那么，其中的溶剂水是全部以分子形式存在，还是部分以离子形式存在呢 怎样验证你的猜想？
在之前的学习中，我们学习了强、弱电解质，作为其溶剂的水呢？
一、水的电离
【任务一】宏观辨识——认识水的电离平衡
【实验探究1】水的导电性实验
蒸馏水
实验现象
实验结论
(1)灵敏电流表指针偏转；
(2)灯泡不亮。
水是一种极弱的电解质，能发生微弱的电离
水的电导率测定
电导率仪
水质检测笔
结论：纯水中含有少量自由移动的离子。
【实验探究2】利用手持技术测定水的电导率
【任务二】微观探析——了解水的电离平衡
精确的导电性实验表明，纯水绝大部分以H2O的形式存在，但其中也存在着极少量的H3O+（水合氢离子）和OH-。这表明水是一种极弱的电解质，能发生微弱的电离:
H+为裸露的质子，不稳定，容易与水结合形成H3O+（水合氢离子）
H2O＋ H2O H3O＋ ＋OH－
简写为：
H2O H＋ ＋OH－
+
+
1、水的电离方程式
同前面所学平衡一样，水的电离平衡也具有如下特点：
v电离
v结合
v电离 = v结合
t
t
υ
电离平衡状态
逆、等、动、定、变
【任务三】定量分析——从水的离子积视角认识水的电离平衡
H2O H＋ ＋OH－
存在微粒：
H+、OH-、H2O
【思考】如何衡量水电离的程度？
2、水的离子积常数
K电离 ＝
c(H+) ·c(OH-）
c(H2O）
K×c(H2O）=
c(H+) ·c(OH-）
Kw=
c(H+)·c(OH-）
一定温度时，水（稀溶液）中c(H+)与c(OH-）的乘积是一个常数Kw，即水的离子积常数，简称水的离子积。
注意： KW不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质水溶液。
c(H+)表示溶液中总的H+浓度,
c(OH-)表示溶液中总的OH-浓度。
水电离出的c水(H＋)与c水(OH－)一定相等。
T/℃ 0 10 20 25 40 50 100
Kw/10-14 0.114 0.292 0.681 1.00 2.92 5.47 55.0
【思考】分析表格中的数据，有何规律，得出什么结论？并解释？
Kw只受温度的影响(与浓度无关)，温度越高，Kw越大
结论
100℃时：Kw=55×10-14 ≈ 1.0×10-12
100℃纯水中：c(H＋) c(OH－) 1.0×10－7mol/L
25℃纯水中： c(H＋) c(OH－) 1.0×10－7mol/L
>
＝
＝
＝
温度升高，对于中性的纯水，尽管K 电离与KW增大了，但仍是中性的水
25℃时：Kw =1×10-14
条件 移动方向 c(H+) c（OH-） 电离程度 Kw
升温
通入HCl(g)
通入氨气
加 Na2O
加FeCl3(s)
加入NaHSO4(s)
3、水的电离平衡的影响因素
右移 增大 增大 增大 增大
左移 增大 减小 减小 不变
左移 减小 增大 减小 不变
左移 减小 增大 减小 不变
右移 增大 减小 增大 不变
左移 增大 减小 减小 不变
水的电离方程式为：H2O H+ + OH-， H >0其平衡移动的分析，符合勒夏特列原理。
a. 温度:
升温促进水的电离
抑制水的电离
b. 酸
c. 碱
d. 加活泼金属（Na K）：
促进水的电离
1.抑制水的电离：降温/加酸/加碱/加NaHSO4
2.促进水的电离：升温/加活泼金属（Na 、K）
【小结】
=c(H+)水
1. 在25℃ 0.01mol/L盐酸溶液中：
c(H+) = ， c(OH-) = ；
c(H+)水= ， c(OH-)水= 。
2. 在25℃ 0.01mol/L NaOH溶液中：
c(H+)= ， c(OH-)= ；
c(H+)水= ， c(OH-)水= 。
0.01mol/L
10-12mol/L
10-12mol/L
10-12mol/L
■加酸后Kw =1×10-14酸溶液中Kw =c(H+)酸 · c(OH-)水
=c(OH-)水
10-12mol/L
10-12mol/L
10-12mol/L
0.01mol/L
■加碱后Kw =1×10-14碱溶液中Kw =c(OH-)碱· c(H+)水
【练习】
【课堂评价】
(1)A点水的离子积为________,
E点水的离子积为________。
造成A、E点水的离子积变化的原因是：______。
1×10-14　
1×10-12　
水的电离要吸热,温度升高,水的电离程度增大,即离子积增大
(2)25℃时,若向溶液中滴加盐酸,
能否使体系处于A点位置 为什么
____________________________________________。
(3)100 ℃时，若盐酸中c(H+)=5×10-4 mol·L-1，则由水电离产生的c(H+)=
否,在盐酸中c(H+)≠c(OH-),所以不可能处于A点
2×10-9 mol·L-1
(4)图中五点Kw间的大小关系:
E>D>A=B=C
体系 纯水 （常温） 向纯水中加入少量盐酸 向纯水中加入少量NaOH溶液 纯水
（90 ℃）
酸碱性
【思考与讨论】
2）比较下列情况中，c(H+)和c(OH-)的值或变化趋势（增大或者减小）
c(OH-)
c(H+)和c(OH-)
的大小比较
c(H+)
c(H+)＞c(OH-)
1×10-7 mol/L
1×10-7 mol/L
减小
增大
c(H+)＝c(OH-)
c(H+)＜c(OH-)
增大
减小
c(H+)＝c(OH-)
增大
增大
中性
酸性
碱性
中性
二、溶液的酸碱性与PH
溶液的酸碱性由c(H+)和c(OH-)相对大小决定
c(H+) ＝ c(OH-)
c(H+) ＞ c(OH-)
c(H+) ＜ c(OH-)
中性
酸性
碱性
常温时：KW＝ c(H+) · c(OH-) ＝ 1×10-14
c(H+) =1×10-7
c(H+) ＞1×10-7
c(H+) ＜1×10-7
1、溶液酸碱性的判断依据
“pH”是由丹麦化学家彼得·索仑森1909年提出的。索伦森在20世纪初是嘉士伯实验室的主任，这个实验室是由著名啤酒公司建立的，旨在推进酿造科学。在酿造阶段要化验啤酒中所含H+浓度。每次化验结果都要记录许多个零，很麻烦。经过长期潜心研究，他发现用H+浓度的负对数来表示酸碱性非常方便，并把它称为溶液的pH（p代表德语Potenz，意思是浓度，H代表H+）。就这样“pH”成为表述溶液酸碱度的一种重要数据。
【科学史话】
pH=-lgc(H+)
溶液的酸碱性与pH的关系
pH越小，酸性越强
pH越大，碱性越强
2、溶液的pH
c(H+)和c(OH-)都较小的稀溶液（小于1 mol/L）
pH的适用范围：
只能粗略测定溶液的pH范围，不能准确测定出pH的具体值
3、溶液pH的测定方法
(1)定性测定：酸碱指示剂法
指示剂的变色范围: 指示剂发生颜色变化的pH值范围
pH 1 2 3.1 4.4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 甲基橙 红色 橙色 黄色 石蕊 红色 紫色 蓝色 酚酞 无色 浅红色 红色
（2）定量测量——pH试纸法
②种类
①pH试纸是将试纸用多种酸碱指示剂的混合溶液浸透，经晾干制成的。它对不同pH的溶液能显示不同的颜色，可用于迅速测定溶液的pH。
广泛pH试纸：其pH范围是 (最常用)，可以识别的pH差约为 。
精密pH试纸：可判别0.2或0.3的pH差值。
专用pH试纸：用于酸性、中性或碱性溶液。
1～14
1
1
1
C、用广泛pH试纸测得的pH是整数，不会有小数
③使用方法：取一小块试纸放在干净的玻璃板上，用干净的玻璃棒蘸取溶液点在试纸的中央，待显色后，与标准的比色卡对比，得出溶液的pH
A、测定溶液的pH时，不能将试纸用水润湿。 (将溶液稀释，导致所测定的pH不准确)
B、使用的玻璃器皿要干净
通过电子仪器，把仪器的探棒放入溶液即可在显示屏上读出数据，该法精确度高。
pH计
（2）定量测量——pH计法（可精确到0.1）
pH应用
身体健康
日常生活
工农业生产
科学研究
环保领域
4、pH的应用
1、单一溶液pH的计算
②若为碱性，先求c(OH-) 后，由Kw求c(H+)，再求pH
①若为酸性，先求出c(H+)后，由pH =-lg c(H+)求pH
例如：强酸(HnA)溶液的浓度为c mol/L，则c(H＋)＝nc mol/L，pH＝－lg c(H＋)＝－lg (nc)。
例如：25 ℃，强碱[B(OH)n]溶液的浓度为c mol/L，c(OH-)＝nc mol/L，则 c(H＋)＝10-14/nc mol/L，pH＝－lg c(H＋)＝14＋lg (nc)。
【拓展任务一】PH的简单计算
2、混合溶液pH的计算
①两种强酸混合：直接求出c(H＋)混，再据此求pH。
关键：
1、抓住氢离子进行计算！
2、当相加、减的两个量相差100倍以上时，小的可忽略
例1：计算pH=3的盐酸与pH=5的硫酸等体积混合后的pH。
c(H＋) ＝ mol/L ＝5×10－4 mol/L
V10－3＋V10－5
2V
pH＝－lgc(H＋)＝－lg(5×10－4)＝3.3
【结论】两种pH不同的强酸等体积混合时ΔpH≥2时，pH混=pH小+0.3
②两种强碱混合：先求出c(OH－)混，再据Kw求出c(H＋)混，最后求pH。
关键：抓住OH- 进行计算！再转化为H+
例2：计算pH=10与pH=12的NaOH溶液等体积混合后的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
【结论】两种pH不同的强碱等体积混合时ΔpH≥2 时，pH混=pH大- 0.3
③强酸、强碱混合：先判断哪种物质过量，再由下式求出溶液中H＋或OH－的浓度，最后求pH。
pH=7
a、恰好中和
b、酸过量
c、碱过量
关键：
求混合后溶液的c(H+)
例4：在25℃时，100ml 0.4mol/L的盐酸与等体积0.6 mol/L的NaOH溶液混合后，溶液的pH值等于多少？
例3：在25℃时，100ml 0.6mol/L的盐酸与等体积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
3、强酸、强碱溶液等体积混合后，pH的变化规律
1、pH1+pH2 = 14
2、pH1+pH2 ＞ 14
3、pH1+pH2 ＜ 14
混合后为中性 pH=7
混合后为碱性 pH＞7
混合后为酸性 pH＜7
例5：常温时，pH=4的H2SO4溶液与pH=11的NaOH溶液混合，当混合 溶液的pH=10时，则两溶液的体积比为 。
9∶2
4、一强一弱等体积混合且pH之和等于14
1、若为强酸、弱碱溶液，则混合后溶液显 碱 性。
2、若为弱酸、强碱溶液，则混合后溶液显 酸 性。
弱的浓度大！
1、若为一元强酸（a mol·L－1）、一元强碱（b mol·L－1）溶液等体积混合后呈中性，则混合前a ＝ b。
2、若为一元强酸（a mol·L－1）、一元弱碱（b mol·L－1）溶液等体积混合后呈中性，则混合前a ＜ b。
3、若为一元弱酸（a mol·L－1）、一元强碱（b mol·L－1）溶液等体积混合后呈中性，则混合前a ＞ b。
5、一元酸和一元碱溶液混合呈中性
弱的浓度大！
规律：谁弱谁过量，谁弱显谁性。
原因：酸和碱已电离出的H＋与OH－恰好中和，谁弱谁的H＋或OH－有储备(即物质过量)，还能继续电离。
【拓展任务二】酸碱溶液稀释时PH的变化及图像
1、强酸的稀释
例1：取1mL pH=3的硫酸溶液加水稀释到100mL，溶液的pH变为多少？
c(H+) =
pH = - lgc(H+) = - lg10-5 = 5
10-3 mol/L×10-3 L
= 10-5 mol/L
10-1 L
=
n(H+)
V[H2SO4(aq)]
7
3
pH
V水
pH=2的盐酸稀释10倍后pH=？
pH=2的醋酸稀释10倍后pH=？
2、弱酸稀释
结论：稀释10倍pH变化(增大)＜1
盐酸
醋酸
V水
3
2
pH
10倍
提示：酸、碱无限稀释，pH无限接近于7，但不能超过7。
3、强碱的稀释
例2：将1mL pH=11的NaOH溶液加水稀释到100mL，溶液的pH变为多少？
解：
稀释前c(OH-) = 10-3 mol/L
10-3mol/L×10-3 L
=10-5 mol/L
100×10-3 L
稀释后c(OH-) =
稀释后溶液的pH = 9
Kw
c(OH-)
c(H+) = =1×10-9 mol/L
11
7
pH
V水
pH=12的NaOH溶液稀释10倍后pH=？
pH=12的氨水稀释10倍后pH=？
4、弱碱稀释
结论：稀释10倍pH变化（减小）＜1
NaOH
氨水
V水
12
11
pH
10倍
提示：弱酸、弱碱在稀释过程中既有浓度的变化，又有电离平衡的移动，不能求得具体数值，只能确定其pH的范围。
酸(pH＝a) 碱(pH＝b) 弱酸 强酸 弱碱 强碱
稀释10n倍
无限稀释 pH趋向于7
pHpH＝a＋n
pH>b－n
pH＝b－n
酸碱溶液稀释时pH的变化——淡若水
【小结】
方法导引：定性分析与定量分析
我们在研究物质时，常常需要对物质进行定性分析和定量分析。
确定物质的成分，包括元素、无机物所含的离子和有机物所含的官能团等，在化学上叫做定性分析。定性分析主要包括试样的外表观察和准备、初步试验（如焰色试验、灼烧试验和溶解试验等）、阳离子分析和阴离子分析等。
测定物质中元素、离于、官能团等各成分的含量，在化学上叫做定量分析。酸碱中和滴定就是一种重要的定量分析。根据分析方法的不同，定量分析可分为化学分析法和仪器分析法。化学分析法是指依特定的化学反应及其计量关系对物质进行分析的方法；仪器分析法是指利用特定的仪器对物质进行定量分析的方法。根据取样多少的不同，定量分析可分为常量分析、半微量分析、微量分析和超微量分析等。
在定量分析中，实验误差是客观存在的，所以需要对所得的数据进行处理和评价。例如，在实验中，如果出现误差较大的数据，则需要重新进行实验；在几次实验结果相近的情况下，可计算它们的平均值。
【问题情境】
思考：如何知道这瓶溶液的浓度？
沉淀法
加铝测量气体法
蒸发结晶法
中和法
三、酸碱中和滴定
2、原理：
1、定义：依据中和反应，用已知浓度的酸(或碱)来测定未知浓度的碱(或酸)的方法。
标准液
待测液
① 中和反应的实质：
H+ + OH- = H2O
② 酸碱恰好反应时：
n(H+)酸＝n(OH-)碱
即：c (H+) V(酸) = c (OH-) V(碱)
【任务一】酸碱中和滴定的原理
c (OH-) =
c (H+) V(酸)
V(碱)
待测
已知0.10mol/L
量取
实验测定
【思考】实验中酸碱滴定的关键在于？
(1)准确量取待测溶液的体积
(2)准确判断恰好完全反应时的滴定终点
滴定管
酸碱指示剂
标注温度、规格
“0”刻度线在上
玻璃塞
带玻璃球的橡胶管
3、认识滴定管仪器
最小刻度为0.1 mL，要估读到0.01 mL。
酸性溶液（除了氢氟酸）、
强氧化性溶液
碱性溶液
尖嘴部分无刻度。
(溶液装至“0”时，体积大于所标容积)
用途：滴定、量取
滴定管的读数
(视线与凹液面最低点相平)
读数：20.45mL
读数：36.10mL
ΔV ＝ V末－V初＝ 36.10 mL－20.45 mL＝ 15.65 mL
V初
V末
V ＝ V末－V初
1、准备阶段
①滴定管
检漏
洗涤
润洗
装液
调起始液面
记录
使用滴定管前，首先要检查是否漏水；
用_______________次锥形瓶和滴定管；
用所要盛装的溶液_________次滴定管；
将酸、碱液分别注入相应的滴定管中，并使液面位于“0”以上2～3 mL处；
使液面处于某一刻度；
记录滴定管的初始读数。
蒸馏水洗涤2-3
润洗2-3
排气泡
排除滴定管内气泡，使其充满溶液，
（0或0刻度以下）
【任务二】酸碱中和滴定的操作
（读数V0）
②锥形瓶
洗涤
装液
加指示剂
用蒸馏水洗涤，不能用待测液润洗；
将滴定管中量取好的待测NaOH溶液加入锥形瓶中；
滴入2~3滴指示剂。
2、滴定阶段
左手控制活塞
右手摇动锥形瓶
眼睛锥形瓶内溶液颜色变化
滴定过程中先快后慢，当接近终点时，应一滴一摇，甚至半滴一摇。
【思考】如何滴入半滴？
使锥形瓶内壁接触滴定管的尖嘴，用锥形瓶内壁“刮”下半滴标准液。
左控右摇眼观色
3、滴定终点的判断
当滴入最后半滴盐酸时，溶液由浅红色变为无色，且半分钟内不恢复为原来的颜色，即达到终点。
当滴入最后半滴×××标准溶液后，溶液由××色变成××色，且半分钟内不褪色，说明达到滴定终点。
答题模板：
注意三个关键点：
(1)最后半滴：必须说明是滴入“最后半滴”溶液。
(2)颜色变化：必须说明滴入“最后半滴”溶液后，溶液“颜色的变化”。
(3)半分钟：必须说明溶液颜色变化后“半分钟内不褪色”。
例：用0.1000mol/L的HCl溶液滴定20.00mL 0.1000mol/L的NaOH溶液
4、酸碱指示剂
8、10 酚酞无浅红
5、8 石 红 紫 蓝
3.1、4.4 甲 红 橙 黄
口 诀
酚酞
石蕊
甲基橙
8.2
10
5
8
3.1
4.4
pH
2 3 4 5 6 7 8 9 10 11
几种常见指示剂的变色范围
(1)作用：根据指示剂的颜色变化判断出滴定终点
(2)选取原则：
①终点时，在突变范围内指示剂有明显的颜色变化；
②变色范围越窄越好，对溶液的酸碱性变化较灵敏。
(3)特别提醒：
②指示剂滴加太多将消耗一部分酸（或碱）溶液，故只滴加2-3滴，目的是减少误差。
①石蕊的紫色和蓝色差别不够明显，不用作指示剂。
① 强酸滴定强碱：滴定终点为中性，选酚酞或甲基橙
② 强酸滴定弱碱：滴定终点为酸性，选甲基橙
③ 强碱滴定弱酸：滴定终点为碱性，选酚酞
(4)指示剂的选择：
例如用0.100 0 mol/L盐酸滴定20.00 mL 0.100 0 mol/LNaOH溶液
1、少加半滴时：
c(OH-) ＝
n(OH-)
V总
0.1000 mol/L×0.02 mL
40 mL
=
＝5×10-5 mol/L
溶液中剩余 n(OH-) = 半滴标准液中 n(H+)
pH=9.7
2、多加半滴时：
c(H+) ＝
n(H+)
V总
0.1000 mol/L×0.02 mL
40 mL
=
＝5×10-5 mol/L
pH=4.3
【思考】为什么只滴入半滴？
开始时由于待测液的浓度较大，加入少量的标准液对其pH影响不大。当接近滴定终点(pH=7)时，很少量(0.04mL，约一滴)的碱或酸就会引起溶液pH突变。
例1：用0.1000mol/L的NaOH溶液，滴定20.00mL 0.1000mol/L的HCl溶液，pH随V[HCl(aq)]的变化如下表所示：
V/mL (NaOH) 0.00 15.00 19.50 19.98 20.00 20.02 21.00 25.00 40.00
pH 1.00 1.84 3.90 4.30 7.00 9.70 11.38 12.05 12.44
少加半滴
多加半滴
5、滴定曲线的绘制
PH
12
10
8
6
4
2
10
20
30
40
突变范围
反应终点
0
pH
颜色突变范围
7
酚 酞
PH
12
10
8
10
20
30
40
0
8
10
6
4
2
3.1
4.4
注意：滴定终点是指示剂颜色发生突变的点，但不一定是酸、碱的反应终点。通常有一定误差(允许误差)。
例2：用0.1000mol/L的HCl溶液，滴定20.00mL 0.1000mol/L的NaOH溶液，pH随V[HCl(aq)]的变化如下表所示：
V (盐酸) 0.00 15.00 19.50 19.98 20.00 20.02 20.50 25.00 40.00
pH 13.00 12.15 11.10 9.70 7.00 4.30 2.91 1.95 1.48
少加半滴
多加半滴
PH
12
10
8
6
4
2
10
20
30
40
突变范围
反应终点
0
pH
酚 酞
甲基橙
6、数据处理
用0.1000 mol/L盐酸滴定20.00 mL未知的浓度的NaOH溶液
实验次数 消耗HCl溶液的体积 待测NaOH溶液的体积
1 22.25 20.00
2 23.14 20.00
3 22.27 20.00
平均值
22.26
20.00
若有数据偏差较大，则舍去
舍去
以盐酸标准液滴定未知浓度的NaOH溶液为例
c(标)·V(标)
V(待)
=
c(待 )
所有的误差都体现到V(标)上来分析！
步骤 操作 V标准 c待测
洗涤 酸式滴定管未用标准溶液润洗
碱式滴定管未用标准溶液润洗
锥形瓶用待测溶液润洗
锥形瓶洗净后还留有蒸馏水
取液 放出碱液的滴定管开始有气泡，放出液体后气泡消失
变大
偏高
变小
偏低
变大
偏高
不变
无影响
【任务三】酸碱中和滴定的误差分析
变小
偏低
步骤 操作 V标准 c待测
滴定 酸式滴定管滴定前有气泡，滴定终点时气泡消失
振荡锥形瓶时部分液体溅出
部分酸液滴出锥形瓶外
溶液颜色较浅时滴入酸液过快，停止滴定后再加一滴NaOH溶液无变化
读数 滴定前读数正确，滴定后俯视读数(或前仰后俯)
滴定前读数正确，滴定后仰视读数(或前俯后仰)
变大
偏高
变小
偏低
变大
偏高
变大
偏高
变小
偏低
变大
偏高
步骤 操作 V标准 c待测
配制NaOH 标准液 NaOH固体部分潮解
NaOH固体中含有不与酸反应的杂质
NaOH固体中含有与酸反应的杂质（Na2CO3）
NaOH固体中含有与酸反应的杂质（Na2O）
变大
偏高
变大
偏高
变大
偏高
变小
偏低
V1、V2 的关系 试样成分 各成分物质的量(mol)
① V1≠0, V2=0
② V1 = 0, V2≠ 0
③ V1=V2 ≠ 0
④ V1>V2>0
⑤ V2>V1>0
cV1×10-3
NaHCO3
cV2×10-3
Na2CO3
cV1×10-3
NaOH、Na2CO3
Na2CO3、NaHCO3
c(V1-V2) ×10-3、cV2×10-3
cV1×10-3 、c(V2-V1) ×10-3
拓展：双指示剂滴定
NaOH