课件23张PPT。弱电解质的电离 向两支分别盛有0.1mol/L醋酸和饱和硼酸溶液的试管中滴加等浓度Na2CO3溶液，观察现象。探究实验1:CH3COOH+Na2CO3＝CH3COONa+H2O+CO2↑第一节 弱电解质的电离
第三章 水溶液中的离子平衡探究实验2: 分别取约2mL 浓度均为0.1mol/L的盐酸、醋酸溶液倒入两支试管中，然后分别测定这两种酸的pH。注：测定溶液pH的方法为取一小块试纸在表面皿上，用洁净的玻璃棒蘸取待测液点(或滴)于试纸的中部，观察变化稳定后的颜色，与标准比色卡对照，读出溶液的pH（读数为整数）。 结 论: HCl完全电离, 电离程度为100%。
醋酸部分电离, 电离程度较小。探究实验2:分别测定0.1 mol/L的盐酸、醋酸溶液的pH。130.10.001强电解质：在水溶液中能完全电离的电解质称强电解质.一、强弱电解质在水溶液中部分电离的电解质称弱电解质.弱电解质：弱 酸：CH3COOH、H2CO3、HClO、HF、H2SO3、H2S等弱 碱：NH3·H2O 、Fe(OH)3 、Cu(OH)2等极弱电解质：水（H2O）强 酸：HCl、H2SO4、HNO3、HClO4、HBr等强 碱：NaOH、KOH、Ca(OH)2 、Ba(OH)2等大多数盐类:AgNO3 、KNO3 、NH4Cl、Na2CO3等请写出 H2SO4 、H2CO3、NH3·H2O 、Na2CO3的电离方程式。强电解质弱电解质电离方程式的书写：——完全电离，书写时用“＝”号 （2）弱电解质（1）强电解质 往实验2已取的0.1mol/L的盐酸中加入少量NaCl 晶体、往实验2已取的0.1mol/L的醋酸溶液中加入少量CH3COONH4晶体，振荡溶解后分别测定所得溶液的pH。探究实验3:探究实验3:1明显增大0.1明显减小探究实验2:130.10.001CH3COO - + H+ → CH3COOH CH3COOH → CH3COO - + H+两种速率相等，处于电离平衡状态 结 论: 醋酸在水溶液中的电离是一个可逆过程。将冰醋酸溶于水 在一定条件（如温度、浓度）下，当电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合成分子的速率相等且溶液中分子和离子的浓度保持不变时，电离过程就达到了平衡状态，叫做电离平衡。二、弱电解质的电离平衡1.概念 3.电离常数（K）——电离平衡的平衡常数c( CH3COO-) . c( H+) c(CH3COOH)K=K 值越大，电离程度越大请写出HClO、NH3·H2O的电离常数表达式 K 的意义: 几种常见弱酸的电离常数（25℃）K 值越大，相应弱酸(或弱碱)的酸(或碱)性越强。K1=7.1×10-3
K2=6.3×10-8
K3=4.2×10-13K=1.75×10-5K1=4.4×10-7
K2=4.7×10-1125℃时不同浓度的醋酸溶液中K 值与浓度无关。不同温度下0.1mol/LCH3COOH的电离常数
（不考虑醋酸的挥发）温度越高,K 值越大 结 论: 2.外界因素对电离平衡移动的影响（1）温度其他条件不变时，升高温度，平衡向着电离的方向移动正逆增大减小增大增大增大减小增大增大正减小 在CH3COOH溶液中分别加入少量下列物质，对CH3COOH的电离平衡各有什么影响？2.外界因素对电离平衡移动的影响（2）浓度 通过物质的加入使平衡中某种物质的浓度发生改变，根据勒夏特列原理，平衡就向减弱这种改变的方向移动。【本节小结】电解质强电解质弱电解质概念电离平衡电离常数影响因素存在【知识应用】石蕊溶液为什么能够指示溶液的酸碱性？ 资料：酸碱指示剂是一些有机弱酸或弱碱，在溶液中存在电离平衡，而其分子与电离出的离子呈不同的颜色．如石蕊（以HIn表示）的电离平衡和颜色变化为：
HIn In- + H+红色蓝色【思考·交流】CH3COOH稀溶液加水稀释，对CH3COOH的电离平衡有什么影响？ 加水稀释，平衡向着电离的方向移动＝K?【想一想】 根据这节课的理论分析：为什么探究实验1中加入Na2CO3溶液时，饱和硼酸溶液中没有气泡产生？25℃时碳酸、硼酸的电离常数：
碳酸 4.4 × 10-7（第一步电离）
硼酸 5.8 × 10-10多谢指教！课件23张PPT。第三章 水溶液中的离子平衡(1)第三节 盐类的水解它们的酸碱性会如何呢盐溶液?一、探究盐溶液的酸碱性中性中性碱性碱性酸性酸性用pH试纸检验以上溶液的酸碱性中性中性碱性碱性酸性酸性 试用归纳法找出盐的组成（分类）与盐溶液的酸碱性关系。探究问题1：中性碱性酸性强酸弱碱盐弱酸强碱盐强酸强碱盐盐的组成与盐溶液的酸碱性的关系H2O?酸性碱性中性中性碱性酸性强酸弱碱盐强碱弱酸盐强酸强碱盐 按照盐的组成分类 ，为什么不同类型盐溶液的酸碱性不同呢？探究问题2：探究问题2：CH3COONa、 NH4Cl 、 NaCl是什么类型的电解质?它在水中以什么形式存在？
其水溶液中存在哪些微粒？这些微粒能相互反应吗？
若反应，结果怎么样？
盐溶液呈不同酸碱性的原因（P58）c(H+) > c(OH-)c(H+) = c(OH-)c(H+) < c(OH-)Na+ Cl- H+
OH- H2O无NH4+ Cl- H+ OH- H2O有NH3·H2O生成Na+ CH3COO-H+ OH- H2O有CH3COOH
生成思考与交流NH3·H2OCH3COOHCH3COONa = CH3COO- + Na+探讨与交流 （以CH3COONa溶液例）：c(H+) < c(OH-)NH4Cl = NH4+ + Cl-探讨与交流 （以NH4Cl溶液为例）：c(OH-) < c(H+) NaCl == Na+ + Cl-强酸强碱盐（以NaCl溶液为例）：∴c(H+) = c(OH-) 溶液呈中性盐类水解的定义： 在盐溶液中，盐电离出的离子（弱酸阴离子或弱碱阳离子）跟水所电离出的H+或OH-结合生成弱电解质分子的反应就叫做盐类的水解。 H2O H + + OH - CH3COONa = Na+ + CH3COO-NH4Cl = Cl- + NH4+ 结合CH3COONa和NH4Cl的水解机理，分析归纳… 从盐的组成以及其溶液的酸碱性分析归纳，下列问题：1、结合盐类水解的定义分析盐类水解的条件、实质是什么？有什么规律？2、盐类水解反应与中和反应的关系如
何？探究问题3：3. 盐类水解的条件、实质和规律水解的条件：水解的实质：(要生成弱电解质)破坏了水的电离平衡,
使c(H+) ≠ c(OH-) 。水解的规律：谁弱谁水解，越弱越水解，谁强显谁性；无弱不水解。在水溶液中、易溶于水、电离出弱酸阴离子或弱碱阳离子。(促进水的电离)4、盐类水解反应与中和反应的关系如何？CH3COOH+NaOH CH3COONa+H2OCH3COONa+H2O CH3COOH+NaOH水解中和水解中和 盐的水解反应是中和反应的逆反应，
但一般不能进行到底。注意：水解程度都是微弱的。5.盐类水解方程式的书写练习：书写下列物质水解的方程式：
NaF、Na2CO3、NH4Cl、CuCl2 C、NaNO3 向水中加入下列哪些物质，可使水的电离平衡发生移动？怎样移动？向左移动向右移动不 移 动向左移动向右移动A、H2SO4习 题 1 ：B、FeCl3E、KOHD、K2CO31. 下列溶液PH小于7的是A、 KBr B、 CuSO4 C、NaF D、Ba（NO3）2
2. 下列溶液能使酚酞指示剂显红色的是A 、 K2CO3 B、 NaHSO4 C、 Na2S D、 FeCl33.下列离子在水溶液中不会发生水解的是A 、 NH4+ B、 SO42_ C 、 Al3+ D 、 F_4.? 氯化铵溶液中离子浓度从大到小排列正确的是：A NH4+ 、H + 、OH-、Cl_ B Cl _ 、 NH4+ 、H + 、OH _
C H +、 Cl_ 、 NH4+ 、OH _ D Cl、 NH4+ 、 OH- 、H +习 题 2 ：下列盐的水溶液中,离子浓度比正确的是： D、NaF c(Na+) : c(F-) < 1 : 1B、K2SO4 c(K+) : c(SO42-) = 2 : 1C、(NH4)2SO4 c(NH4+) : c(SO42-) < 2 : 1A、NaClO c(Na+) : c(ClO-) = 1 : 1习 题 3 ：B C 2、弱酸弱碱盐能否水解？若能水解，弱酸弱碱盐溶液的酸碱性如何确定？说明理由。 课后探究 ： 1、盐类水解程度的大小是否一样，若不一样，主要受什么因素的影响？都弱都水解 ！强酸弱酸强碱弱碱1、强酸强碱盐2、强酸弱碱盐4、弱酸弱碱盐3、弱酸强碱盐生成
的盐CH3COOH ＋ NH3·H2O ＝ CH3COONH4 ＋ H2OHCl ＋ NaOH ＝ NaCl ＋ H2O课件15张PPT。第三章 水溶液中的离子平衡(2)第三节 盐类的水解3. 盐类水解的条件、实质和规律水解的条件：水解的实质：(要生成弱电解质)破坏了水的电离平衡,
使c(H+) ≠ c(OH-) 。水解的规律：谁弱谁水解，越弱越水解，谁强显谁性；无弱不水解。在水溶液中、易溶于水、电离出弱酸阴离子或弱碱阳离子。(促进水的电离)3. 盐类水解的条件、实质和规律水解的条件：水解的实质：水解的规律：4、盐类水解反应与中和反应的关系如何？CH3COOH+NaOH CH3COONa+H2OCH3COONa+H2O CH3COOH+NaOH水解中和水解中和 盐的水解反应是中和反应的逆反应，
但一般不能进行到底。注意：水解程度都是微弱的。5.盐类水解方程式的书写练习：书写下列物质水解的方程式：
NaF、Na2CO3、NH4Cl、CuCl2 盐类水解方程式的书写规律 1、盐类水解（单水解、一般双水解）一般是比较微弱的，通常用“ ”表示，同时无沉淀和气体产生。
2、多元弱酸的酸根离子水解是分步进行的，第一步水解程度比第二步水解程度大得多（与电离类似），（相同物质的量浓度的正盐比对应酸式盐的水解程度大得多，故Na2CO3溶液碱性比NaHCO3强。）
3、多元弱碱的阳离子水解过程较为复杂，通常写成一步完成。（与多元弱碱的电离类似）
C、NaNO3 向水中加入下列哪些物质，可使水的电离平衡发生移动？怎样移动？向左移动向右移动不 移 动向左移动向右移动A、H2SO4习 题 1 ：B、FeCl3E、KOHD、K2CO31. 下列溶液PH小于7的是A、 KBr B、 CuSO4 C、NaF D、Ba（NO3）2
2. 下列溶液能使酚酞指示剂显红色的是A 、 K2CO3 B、 NaHSO4 C、 Na2S D、 FeCl33.下列离子在水溶液中不会发生水解的是A 、 NH4+ B、 SO42_ C 、 Al3+ D 、 F_4.? 氯化铵溶液中离子浓度从大到小排列正确的是：A NH4+ 、H + 、OH-、Cl_ B Cl _ 、 NH4+ 、H + 、OH _
C H +、 Cl_ 、 NH4+ 、OH _ D Cl、 NH4+ 、 OH- 、H +习 题 2 ：下列盐的水溶液中,离子浓度比正确的是： D、NaF c(Na+) : c(F-) < 1 : 1B、K2SO4 c(K+) : c(SO42-) = 2 : 1C、(NH4)2SO4 c(NH4+) : c(SO42-) < 2 : 1A、NaClO c(Na+) : c(ClO-) = 1 : 1习 题 3 ：B C 在FeCl3稀溶液中 已知存在如下水解平衡，填写下列表格Fe3++3H2O ? Fe（OH）3+3H+ 二、影响盐类水解的主要因素 P60科学探究加FeCl3固体升温加HCl加水加NaHCO3减少右移右移右移右移左移增大增大增大增大减少减少减少减少减少Fe3++3H2O ? Fe（OH）3+3H+ 增大增大增大增大增大棕黄色加深棕黄色变为红褐色透明胶体棕黄色变浅棕黄色变浅有红褐色沉定生成有气体产生影响盐类水解的因素影响盐类水解的主要因素是盐本身的性质。另外还受外在因素影响：
1、温度：盐的水解反应是吸热反应，升高温度水解程度增大。（与电离相似）
2、浓度：强酸弱碱盐、强碱弱酸盐的浓度越小，水解程度越大，加水稀释该盐，可以促进水解（与电离相似） 。
3、溶液的酸、碱性：盐类水解后，溶液会呈不同的酸、碱性，因此控制溶液的酸、碱性，可以促进或抑制盐的水解，故在盐溶液中加入酸或碱都能影响盐的水解。 填表:CH3COONa溶液中存在以下水解平衡：CH3COONa+H2O CH3COOH+NaOH，改变下列条件,填写变化情况:向右增大增大向右减小减小向右减小增大向右减小减小向左向左增大增大增大减小向右减小减小例、书写下列物质水解的方程式： Al2S3、Mg3N2 课件18张PPT。3.2.1《水的电离和溶液的酸碱性》第一课时（人教版选4）
2
旧知回顾
1.什么是电解质？什么是强电解质和弱电解质？
?在水溶液里或熔融状态下能够导电的化合物叫做电解质
?在水溶液中能够全部电离的电解质是强电解质；部分电
离的为弱电解质
2.什么是电解质的电离？
?电解质在水溶液中或熔融状态下变成自由移动离子的过
程叫做电离
3.写出下列物质的电离方程式.
CH3COOH: CH3COOH?CH3COO－＋H＋H2SO4:H2SO4 = 2H＋＋SO42－3思考：水作为一种极弱的电解质，它的电离有何特点？水的电离方程式为：H2O?H＋＋OH－;一定条件下，存在电离平衡；条件改变时，电离平衡也可能发生移动。4
探究新知
一. 水的电离
请自主阅读教材相关内容，回答下列问题：
1.水的电离方程式：
2.水的电离平衡常数的表达式为：
1.水是一种极弱的电解质，能微弱的电离:
H 2O ＋H2O? H3O＋ ＋OH－简写为：H 2O ?H＋ ＋OH－51 L纯水的物质的量是55·6 mol，经实验测得250C时，
发生电离的水只有1×10-7mol，二者相比，水的电离部分太小，可以忽略不计。25℃，纯水中 c(H+)=c(OH-)=1×10-7mol/L6平衡常数：K电离＝c(H+)×c(OH-）
c(H2O）7电离前后水的物质的量几乎不变，c(H2O）可以视为常
数，常数K电离乘以常数c(H2O）必然为一个新的常数，用Kw表示，即为水的离子积常数，简称水的离子积。82.水的离子积在一定温度时： c(H+)×c(OH-)=Kw，KW 叫做水的离子积常数，简称水的离子积特别提示：此时的c(H+ )和c(OH-)是溶液中的总量。25℃时，Kw=1×10-149注意:1.任何水溶液中H+和OH－总是同时存在的,只是相对含量不同.2.常温下,任何稀的水溶液中: c(H+)×c(OH－)=1×10－14
3.不论是在中性溶液还是在酸碱性溶液，水电离出的c(H+)＝c(OH－)4.根据Kw =c(H＋)×c(OH－) 在特定温度下为定值, c(H+) 和c(OH－) 可以互求.
3.影响水电离程度的因素
提问：根据前面所学知识，水的电离平衡会受什么外
界条件影响？
( 温度和溶液的酸碱性)?.温度分析下表中的数据有何规律，并解释之结论：水的电离是一个吸热过程，温度越高，Kw越大，水的电
离程度越大。
如：25℃时，Kw=1×10-14；100℃时，Kw=0.55×10-1-122
1011?.溶液的酸碱性在酸性或碱性溶液中，同时存在H＋和OH－，只不过c(H+)和
c(OH－)的相对大小不同而已。若向纯水中加酸或酸性溶
液，则酸或酸性溶液中的H＋使纯水中的c(H+)增加。由于
H2O为弱电解质存在电离平衡，c(H+)的增加会使H2O的电
离平衡左移，结果导致c(OH－)浓度减小，但c(H+)与c(OH
－)乘积仍为定值。同理，在碱或碱性溶液中水的电离平衡也左移，水的离子积也为定值。结论：酸或碱都能使水的电离平衡逆向移动，即酸或碱对水的电离有抑制作用。1. 室温时，在0.1mol/L的盐酸溶液中水电离出的c(H )和解析：由题意知，在0.1mol/L的盐酸溶液中c(H )＝0.1mol/L，由室温时水的Kw关系式，变形可得c(OH－)＝K /c(H ),即12随堂练习＋c(OH－)是多少?w＋
＋答案：水电离出的c(OH－)=1×10-14/0.1=1×10-13mol/L= 水电离出的c(H＋ )
2.常温下，在0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液中，水的离子积是
（ ）A．1×10－14
C．1.32×10－14 B．1×10－13.
D．1.32×10－15.解析：常温下，任何水溶液中的Kw=1×10-14
答案：A
13
3.能影响水的电离平衡，并使溶液中的c(H＋)＞c(OH－)的操作是（ ）A．向水中投入一小块金属钠.
B．将水加热煮沸.
C．向水中通入二氧化碳气体.
D．向水中加食盐晶体
解析：向水中投入Na，发生反应：2Na+2H2O=2NaOH+H2↑,由于生成NaOH，所以
c(OH－)＞c(H＋)，A错误；将水煮沸或向水中加入 NaCl，对水的电离平衡不产生
影响，故B，D不对;向水中通入CO2，它会与水反应生成 H2CO3，H2CO3发生电离
生成H+和HCO3－，使溶液中c(H＋)增大，水的电离平衡向左移动，且 c(H＋)＞
c(OH－)，故C正确。
答案：C
1415
4.某温度下，纯水中c(H＋)＝2.0×10－7mol·L－1，则此时溶液中
c(OH－)＝___________; 若温度不变，滴入稀硫酸，使c(H＋)
＝5.0×10－6 mol·L－1，则此时溶液中c(OH－)＝_________
解析：由题意，任何情况下，纯水中 c(H＋)与c(OH－)都相等，可得出c(OH－)＝
2.0×10－7 mol·L－1，则该温度下Kw =c(H＋)×c(OH－)＝2.0×10－7×2.0×10－7＝
4.0×10－14。由于温度一定，滴入稀硫酸后，溶液中 Kw不变，可以得出c(OH－)＝
Kw／5.0×10－6＝8.0×10－7答案 2.0×10－7mol·L－18.0×10－9mol·L－14.应用：根据Kw =c(H＋)×c(OH－) 在特定温度下为定值,+) 和c(OH) 可以互求.16小结1.水是弱电解质，存在电离平衡：H2O ?H＋ ＋OH－，水电离出的c(H+)＝c(OH－)2.水的离子积Kw =c(H＋)×c(OH－)，KW只是温度的函数（与浓度无关）25℃时，Kw=1×10-143.影响水电离程度的因素?水的电离是一个吸热过程，温度越高，Kw越大
?酸或碱都能使水的电离平衡逆向移动c(H—17
课后作业
1. 0.1mol/L的NaOH溶液中水电离出的c(H＋)和c(OH－)是多少?
2.常温下，0.01 mol·L－1 HNO3溶液中，水电离出的c(H＋)是（）mol·A. 0.01mol·L－1
C. 1×10－12 mol·L－1B. 10－7 mol·L－1
D. 1×10－10 mol·L－13.已知，250C时，Kw=1×10-14，1000C时Kw=0.55×10-1-122，这说明（）A.1000C时水的离子积较大
C.水的电离过程是一个放热过程 B.前者c(H＋)较后者大
D.Kw和温度无直接关系4.室温时，1L某溶液中已电离的水是10-1-133mol，在此溶液中肯定能大量
共存的是（）A. K+,Na+,NO3--,SO42--
C. Mg2+,NO3--,Cl-- ,K+B. CO32-- ,Cl--,K+,Na+
D. NO3--,NH4+,K+,SO42--18谢谢!课件19张PPT。三、pH的应用第三章 第二节水的电离和溶液的酸碱性人体几种体液和代谢产物的正常pH:【问题探究一】
今有未知浓度的氢氧化钠溶液，你能想出多少种测定其浓度的方法？方法一：测未知浓度的氢氧化钠溶液的pH。 方法二：取5mL氢氧化钠溶液，蒸干、称取固体的质量。 方法三：取5mL氢氧化钠溶液，滴加足量氯化铁溶液,过 滤、干燥、称取沉淀的质量。 方法四：取一定体积的未知浓度的氢氧化钠溶液,用已知 浓度的盐酸去中和。【练习1】
有未知浓度的氢氧化钠溶液20mL，需加入0.1mol/L的盐酸溶液40mL恰好中和，氢氧化钠溶液的物质的量浓度是多少？【酸碱中和滴定】 定义：是利用中和反应用已知物质 的量浓度的酸（或碱）来测定未知物质的量浓度的碱（或酸）的方法叫做酸碱中和滴定。 原理：n(H+) = n(OH-) c(待测) ×V(待测)c(标准) ×V(标准)=【问题探究二】
为使酸碱中和滴定结果准确，关键的问题是什么？ c(待测) = 1、准确量取两种溶液的体积。2、正确的判断恰好达到滴定终点。【问题探究三】
如何准确量取两种溶液的体积？【问题探究四】
如何准确判断酸和碱恰好中和？甲基橙 石 蕊 酚 酞——— 3.1 ——— 4.4 ———酸色 碱色红色 橙色——— 5.0 ——— 8.0 —————— 8.2 ——— 10.0 ———红色 紫色 蓝色粉红色无色红色黄色酸碱中和滴定指示剂的选择原则：
1）变色明显，便于观察，用量一般2~3滴；
2）指示剂的变色范围幅度一般不大于2个pH单位。【问题探究五】
酸碱中和滴定选用酚酞或甲基橙
作指示剂，但其滴定终点的变色点
的pH并不是7，这样对中和滴定终
点的判断有没有影响？问题2:滴定终点消耗碱多少?所得溶液的 pH等于多少?【练习2】
25℃时用0.1000 mol/L的NaOH溶液，滴定20 .00 mL 0.1000 mol/L的HCl 溶液，溶液的pH变化如下，你发现了什么现象与规律。问题3:滴定终点时多一滴和少一滴溶液酸碱性发生怎样 改变? pH发生怎样改变?（提示：1滴约0.04mL）根据表格中的数据回答下列问题： 问题1:以NaOH溶液的体积为横坐标，以混合溶液的pH
为纵坐标作出滴定曲线。PH1210864210203040突变范围滴定终点加入NaOH(mL)
酸碱中和滴定曲线如果酸碱指示剂的颜色在pH突变范围内发生明显的改变，误差很大吗? 0 10 20 30 40 V(NaOH)mL 12 10 8 6 4 2
PH颜色突变范围酸碱中和滴定曲线酚 酞甲基橙酸碱中和滴定是一个非常精确的定量实验。结论：【实践活动】用已知0.1000 mol/L盐酸滴定20.00mL未知浓度的NaOH溶液，以测定NaOH溶液的物质的量浓度。温馨提示：
1、滴定管已检漏、洗涤、润洗，可直接装液。
2、滴定时一般将未知浓度的溶液盛放在锥形瓶中，
并滴入2~3滴酸碱指示剂。
3、左手控制活塞，右手摇动锥形瓶，眼睛注视锥形
瓶内溶液颜色的变化，至指示剂变色半分钟不褪色
即为终点。酸碱中和滴定的误差分析: 在实际操作中标准溶液的浓度是已知的，待测溶液的体积是固定的，所以一切的误差都可以归结为对标准溶液体积的影响。c(待测) = 【练习3】 用已知浓度的酸滴定未知浓度的碱，下列操作会 有何影响？ （填“偏大”、“偏小”、“无影响”）1、酸式滴定管用水洗涤后没有用酸润洗（ ）
2、锥形瓶没有用待测液（碱）润洗 （ ）
3、锥形瓶中有蒸馏水 （ ）
4、滴定时锥形瓶中的待测液溅出 （ ）
5、滴定前酸式滴定管下端出现气泡，滴定终点 气泡消失 （ ）偏大无影响无影响偏小偏大6、起始读数正确，达到终点仰视读数
（ ）
正确视线仰视视线仰视读数偏大
课堂小结：1、了解pH在生活领域中的应用。
2、掌握滴定管具体的应用。
3、掌握一种定量测定酸或碱物质的量浓度的方法---酸碱中和滴定，指示剂的变色可作为反应终点是由于在滴定终点前后，溶液的pH发生突跃。1、在一支25 mL酸式滴定管中盛入0.1mol/L HCl,其液面恰好在5 mL的刻度处,若把滴定管中的溶液全部放入烧杯中,然后以0.1 mol/L NaOH溶液进行中和,则所需NaOH溶液的体积( )
A 大于20 mL B 小于20 mL
C 等于20 mL D 等于5mL2、下列有关滴定操作的顺序正确的是( )
①用标准溶液润洗滴定管；
②往滴定管内注入标准溶液
③检查滴定管是否漏水；
④滴定； ⑤洗涤
A、⑤①②③④ B、③⑤①②④?????
C、⑤②③①④ D、②①③⑤④AB课堂练习：【作业】
课后整理出酸碱中和滴定具体实验操作步骤及注意事项。课件36张PPT。第二节 水的电离和溶液的酸碱性一、水的电离水是一种极弱的电解质
精确的导电性实验表明，纯水大部分以分子的形式存在，但其中也存在着极少量的H3O＋和OH－。水中存在着微弱的电离。
H2O + H2O H3O+ + OH-
简写为：H2O H+ + OH-
水的离子积(KW)水达到电离平衡时，也存在着电离常数
因水的电离极其微弱，在室温下55.6mol H2O中只有1×10-7mol H2O电离。c(H2O)可视为常数，上式可表示为：c( H+) ·c( OH-)=K电离·c(H2O)=KW水的离子积(KW)水的离子积KW可由实验测得，也可通过计算求得。
由上表可知，随着温度的升高，水的离子积增大。一般在室温下，忽略温度的影响。
思考与交流根据室温时水的电离平衡，运用平衡移动原理分析下列问题。
1.酸或碱的稀溶液的密度与纯水相近，1L酸或碱的稀溶液约为1000 g，其中，H2O的物质的量近似为1000 g / 18 g /mol =55.6 mol。此时，发生电离的水是否仍为纯水状态时的1×10-7mol ？
因酸电离出来的H＋或碱电离出来的OH－对水的电离有抑制作用，所以发生电离的水的物质的量小于纯水状态时的1×10-7mol 。思考与交流2.比较下列情况下，c (H+)和c (OH-）的值或变化趋势（增加或减少）：10-7mol/L10-7mol/Lc(H+)=c(OH-)变大 变小c(H+)>c(OH-)变小变大c(H+)c (OH-)> 1×10-7 酸性c (H+) pH=-lg c (H+)
例：c(H+)=0.001 mol /L
pH=-lg 0.001 = 3
例：c(OH-) = 0.01mol /L
c(H+)=1×10-14 / 10-2 = 1×10-12 mol /L
pH=-lg 1×10-12 = 12
溶液的pH2.pH的适用范围
c(H+)≤1mol /L和c(OH-) ≤ 1mol /L的稀溶液。
3.pH的意义（常温）
中性溶液的pH——正误判断1、一定条件下 pH越大，溶液的酸性越强。2、用pH表示任何溶液的酸碱性都很方便。3、强酸溶液的pH一定大。4、pH等于6是一个弱酸体系。5、pH有可能等于负值。6、pH相同的强酸和弱酸中c(H+)相同，物质的量浓度也相同。 若 定义：pOH=-lg c(OH-) pKw=-l g Kw
则室温下在同一溶液中，pH、pOH与pKw之间有什么关系？
-lg Kw=- lg c(H+) ·c(OH-)
pKw = pH + pOH
因室温下 Kw = 1×10-14
所以：pH + pOH = 14思考与练习 溶液的pH4.pH的测定
方法一：用pH试纸测定
使用方法：用玻璃棒蘸待测液点在pH试纸上，然后与标准比色卡比较。广泛pH试纸只能得到整数值。精密pH试纸可以精确到0.1。
pH试纸不可润湿，否则有可能将待测液稀释了。
广泛pH试纸精密pH 试纸 溶液的pH4.pH的测定
方法二：用pH计测定
pH计算1—— 酸的稀释例题：①在25℃时，pH等于2的盐酸溶液稀释到原来的10倍，pH
等于多少？稀释到1000倍后， pH等于多少？解：pH=-lgc(H+)=-lg10－2/10=-lg10-3=3此时不能忽视H2O的电离产生的H＋。
设水产生的c(H＋)=c(OH-)=x，则有：(10－8＋x)·x=10-14
x≈0.95×10-7mol/L c(H+)=KW/c(OH-)
pH=-lg 10-14 /0.95×10-8 =14-8+0.98=6.98
由HCl 产生的c(H+)=10-5/1000=10-8mol/L. ②在25℃时，pH等于5的盐酸溶液稀释到原来的1000倍 后， pH等于多少？解pH=-lgc(H+)=-lg10－2/1000=-lg10-5=5pH计算2—— 碱的稀释例题：在25℃时，pH等于9的强碱溶液稀释到原来的10倍，pH
值于多少？稀释到1000倍后， pH等于多少？解：①c(OH-)=10—5/10≈10-6pH=-lgc(H+)=-lgKW/c(OH-)=-lg10-14/10-6=8②c(OH-)=10-5/1000=10-8mol/L设溶液中c(H+)=x,则有: x+(x+10-8)=10-14
解得：x=0.95×10-7mol/L
pH=-lg0.95×10-7
=8-0.98
=7.02=lg10-8pH计算3—— 强酸与强酸混合例题：在25℃时，pH等于1的盐酸溶液1L和pH等于4的硫酸
溶液1000L混合pH等于多少？解：pH=-lgc(H+)=-lg（1×10-1+1000×10-4）/（1+1000）=-lg2×10-4=4-lg2=3.7关键：抓住氢离子进行计算！pH计算4—— 强碱与强碱混合解：=4-lg5=3.3例题：在25℃时，pH等于9和pH等于11的两种氢氧化钠溶液
等体积混合pH等于多少？[OH—]=（ 1 × 10—5+1×10—3）/(1+1)pOH=-lgc(OH—)pOH=-lg5×10-4pH=14- pOH=10.7pH混= pH大-0.3关键：抓住氢氧根离子离子进行计算！pH计算5—— 强酸与强碱混合例题：在25℃时，100mlO.6mol/L的盐酸与等体积0.4mol/L的
氢氧化钠溶液混合后,溶液的pH等于多少？解：NaOH+HCl=NaCl+H2Oc(H+)=(0.06-0.04)mol/(0.1+0.1)L=0.1mol/Ln(NaOH)=0.04mol,n(HCl)=0.06mol,HCl过量。pH=-lgc(H+)=-lg0.1=-lg10-1=1关键：酸过量抓住氢离子进行计算！pH计算5—— 强酸与强碱混合例题：在25℃时，100mlO.4mol/L的盐酸与等体积0.6mol/L的
氢氧化钠溶液混合后,溶液的pH等于多少？解：NaOH+HCl=NaCl+H2O关键：碱过量抓住氢氧根离子进行计算！c(OH-)=(0.06-0.04)mol/(0.1+0.1)L=0.1mol/Ln(NaOH)=0.06mol,n(HCl)=0.04mol,NaOH过量。pH=-lgc(H+)=-lg10-14/ 0.1=13pH计算6 —— 强碱与强碱混合例题：在25℃时，pH=10与pH=12氢氧化钠溶液等体积混合后,溶液中c(H+)等于多少？解：①c(H+)=(10-10+10-12)mol/(1+1)L=0.5×10-10 mol/L正确的是 。②c(OH-)=(10-4+10-2)mol/(1+1)L= 0.5×10-2 mol/Lc(H+)=10-14/ 0.5×10-2=2×10-12 mol/L关键：碱性溶液中抓住OH-进行计算②三、pH应用1、工农业生产和科学实验中常常涉及溶液的酸碱性。
2、人们的生活健康也与溶液的酸碱性有关。
3 、酸碱中和滴定中溶液pH变化（借助酸碱指示剂的颜色变化）是判断滴定终点的依据。人体几种体液和代谢产物的正常pH:四、酸碱中和滴定⒈用已知物质的量浓度的酸（或碱）来测定未知物质的量浓度的碱（或酸）的方法
⒉滴定终点判断的依据：溶液pH的变化。
在接近滴定终点（pH=7）时，很少量（约1滴，0.04 mL）的碱或酸就会引起溶液pH的突变。此时指示剂明显的颜色变化表示反应已完全，即反应达到终点。滴定曲线0.100mol/LNaOH滴定20.00mL 0.100mol/LHCl过程中的pH变化0.100mol/LHCl滴定20.00mL 0.100mol/LNaOH过程中的pH变化⒋酸碱指示剂的变色范围8.2~10.04.4~6.23.1~4.4NaOH溶液滴定盐酸和乙酸的滴定曲线5.酸式滴定管和碱式滴定管练习：
常温下pH=a，体积为Va的强酸与pH=b，体积为Vb的强碱混合，恰好完全反应呈中性。
若a+b=14，则Va__Vb(>.=.<）
若a+b=12，则Va__Vb. (>.=.<）
若a+b=15，则Va__Vb. (>.=.<）
Va/Vb=______＿_。
=<>10(a+b)-14课件24张PPT。第三章 水溶液中的离子平衡第四节 难溶电解质的溶解平衡讨论:(1)如何判断某NaCl溶液是否已经达到饱和？实验：在饱和NaCl溶液中加入浓盐酸,观察。(2)饱和的NaCl溶液中NaCl是否不再溶解了呢？实验探究(3)NaCl能不能和盐酸反应？ (4)要使NaCl饱和溶液中析出NaCl固体，还可以采取什么措施？加热浓缩、降温、加入钠离子浓度更大的其它溶液 可溶的电解质溶液中存在溶解平衡，难溶的电解质在水中是否也存在溶解平衡呢？一、Ag＋和Cl－的反应真能进行到底吗？思考与交流：阅读课本P65～66 我们知道，溶液中有难溶于水的沉淀生成是离子反应发生的条件之一。例如，AgNO3溶液与NaCl溶液混合，生成白色沉淀AgCl：Ag++Cl-=AgCl↓，如果上述两种溶液是等物质的量浓度、等体积的，一般认为反应可以进行到底。一、Ag＋和Cl－的反应真能进行到底吗？Ag＋ + Cl－== AgCl↓讨论1.当AgNO3与NaCl反应生成难溶AgCl时，溶液中是否含有Ag+和Cl-？ 表3-4 几种电解质的溶解度(20℃)讨论2. 谈谈你对酸、碱和盐的溶解度表中“溶”与“不溶”的理解。大于10 g，易溶
1 g～10 g，可溶
0.01 g～1 g，微溶
小于0.01 g，难溶20℃时，溶解度：讨论3 .难溶电解质(如AgCl)是否存在溶解平衡？如何表示？ 一、Ag＋和Cl－的反应真能进行到底吗？初始状态：Ｖ(溶解) > Ｖ(沉淀) 溶解平衡：Ｖ(溶解) = Ｖ(沉淀) 1、生成沉淀的离子反应能发生的原因生成物的溶解度很小2、溶解平衡的建立1)概念：
在一定条件下，难溶电解质电解质溶解成离子的速率等于离子重新结合成沉淀的速率，溶液中各离子的浓度保持不变的状态。（也叫沉淀溶解平衡）
2)表达式：练习：书写碘化银、氢氧化镁溶解平衡的表达式小结3、溶解平衡的特征逆、等、动、定、变4、生成难溶电解质的离子反应的限度难溶电解质的溶解度小于0.01g，离子反应生成难溶电解质，离子浓度小于1×10－5mol/L时，认为反应完全，但溶液中还有相应的离子。1. 石灰乳中存在下列平衡：
Ca(OH)2(s) Ca2+(aq)+2OH-(aq)，加入下列溶液，可使Ca(OH)2减少的是
A、Na2CO3溶液 B、AlCl3溶液
C、NaOH溶液 D、CaCl2溶液课堂练习二、沉淀反应的应用1、沉淀的生成（1）应用：生成难溶电解质的沉淀，是工业生产、环保工程和科学研究中除杂或提纯物质的重要方法之一。(阅读课本P66~68)（2）方法①调节溶液pH值:如：工业原料氯化铵中混有氯化铁，加氨水调pH值至7－8Fe3＋ + 3NH3?H2O=Fe(OH)3↓+3NH4＋②加入沉淀剂：如沉淀Cu2+、Hg2+等，以Na2S、H2S做沉淀剂Cu2＋+S2－=CuS↓Hg2＋+S2－＝HgS↓1、如果要除去某溶液中的SO42-，你选择加入钡盐还是钙盐？为什么？加入钡盐，因为BaSO4比CaSO4更难溶，使用钡盐可使SO42-沉淀更完全思考与交流2、以你现有的知识，你认为判断沉淀能否生成可从哪方面考虑？是否可能使要除去的离子通过沉淀反应全部除去？说明原因。从溶解度方面可判断沉淀能否生成不可能使要除去的离子通过沉淀完全除去2. 要除去MgCl2酸性溶液中少量的FeCl3，不宜选用的试剂是（ ）.
A、MgO B、MgCO3
C、NaOH D、Mg(OH)2课堂练习2、沉淀的溶解原理：设法不断移去溶解平衡体系中的相应离子，使平衡向沉淀溶解的方向移动。(1) 生成弱电解质使沉淀溶解如：CaCO3、FeS、Al(OH)3、Cu(OH)2 、CaC2O4溶于强酸思考与交流用平衡移动的原理分析Mg(OH)2溶于盐酸和NH4Cl溶液的原因固体无明显溶解现象迅速溶解逐渐溶解(2) 加入某些盐促进沉淀溶解[实验3-3] 解释在溶液中存在Mg(OH)2的溶解平衡：加入NH4Cl时，解释2: NH4＋水解，产生的H＋中和OH－，使c(OH－)减小，平衡右移，从而使Mg(OH)2溶解。解释1: NH4＋直接结合OH－，使c(OH－)减小，平衡右移，从而使Mg(OH)2溶解。小结：难溶电解质溶解的规律不断减小溶解平衡体系中的相应离子，平衡就向沉淀溶解的方向移动，从而使沉淀溶解。 3. 牙齿表面由一层硬的、组成为Ca5(PO4)3OH的物质保护着，它在唾液中存在下列平衡：
Ca5(PO4)3OH(s) 5Ca2++3PO43-+OH- 进食后，细菌和酶作用于食物，产生有机酸，这时牙齿就会受到腐蚀，其原因是 .
。课堂练习 生成的有机酸能中和OH-，使平衡向脱矿方向移动，加速腐蚀牙齿 4.试用平衡移动原理解释下列事实
1)FeS不溶于水，但却能溶于稀盐酸中。
CaCO3难溶于稀硫酸，但却能溶于醋酸中。
2)分别用等体积的蒸馏水和0.010 mol/L硫酸洗涤
3)BaSO4沉淀，用水洗涤造成的BaSO4的损失量大于用稀硫酸洗涤造成的损失量。课堂练习3、沉淀的转化有白色沉淀析出白色沉淀转化为黄色黄色沉淀转化为黑色有白色沉淀析出白色沉淀变红褐色红褐色沉淀析出溶液褪至无色（实验3－4、3－5 沉淀转化）（1）沉淀转化的实质
沉淀转化的实质是沉淀溶解平衡移动。一般溶解度小的沉淀转化成溶解度更小的沉淀容易实现。在含有沉淀的溶液中加入另一种沉淀剂，使其与溶液中某一离子结合成更难溶的物质，引起一种沉淀转变成另一种沉淀的现象，叫沉淀的转化。（2）沉淀转化的应用
沉淀的转化在科研和生产中具有重要的应用价值。思考:如果将上述两个实验中沉淀生成和转化的操作步骤颠倒顺序，会产生什么结果？锅炉中水垢中含有CaSO4 ，可先用Na2CO3溶液处理，使 之转化为疏松、易溶于酸的CaCO3。CaSO4 SO42- + Ca2+ +
CO32-CaCO3②对一些自然现象的解释①锅炉除水垢CaSO4(s)+ Na2CO3 = CaCO3(s)+ Na2SO4【小结】：沉淀的生成、溶解、转化本质上都是沉淀溶解平衡的移动问题，其基本依据主要有：
①浓度：加水，平衡向溶解方向移动。
②温度：升温，多数平衡向溶解方向移动。
③加入相同离子，平衡向沉淀方向移动。
④加入可与体系中某些离子反应生成更难溶或更难电离或气体的离子。使平衡向溶解的方向移动。
