高中化学 第二节水的电离和溶液的酸碱性课件 新人教版选修4

课件66张PPT。第二节
水的电离和溶液的酸碱性
（第一课时）第三章 水溶液中的离子平衡一、水的电离1、水是一种极弱的电解质，能发生微弱电离:在一定温度时：
c(H+)×c(OH-)=Kw，叫水的离子积
25℃时，2、水的离子积所以 K 电离× c(H2O) ＝ c(H+)×c(OH-）= K Wc(H+)=c(OH-)=1.0×10-7mol/L在室温下，1L水(约55.6mol)中只有1×10-7mol水电离，电离前后水的物质的量几乎不变， c(H2O)可视为常数.Kw=1.0×10-14思考：根据前面所学知识，水的离子积会受什么外界条件影响？温 度分析下表中的数据有何规律，并解释之 讨论1：结论： 温度越高，Kw越大.
水的电离是一个吸热过程讨论2：对常温下的纯水进行下列操作，完成下表： 中性→增大增大=↑酸性←增大减小＞不变碱性←减小增大＜不变小结：一定温度下，KW不随溶液中c(H+)、c(OH-)的改变而改变；升高温度，KW增大。加入酸或碱都抑制水的电离。3、影响水电离的因素（1）温度
电离过程是一个吸热过程，升高温度，促进水的电离，水的离子积增大.
在100℃时，KW=1×10-12。（3）加入活泼金属
向纯水中加入活泼金属，如钠，由于活泼
金属可与水电离产生的H＋直接反应产生H2，使水的电离平衡向右移动。（2）加入酸或碱，抑制水的电离，Kw不变；
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不论是在中性溶液还是在酸性或碱性溶液，水电离出的c(H+)＝c(OH－)②常温下,任何稀的水溶液中
c(H+)×c(OH－) = 1.0×10－14注意:① 任何水溶液中H+和OH－总是同时存在的,只是相对含量可能不同. 课堂练习 1. 0.1mol/L的盐酸溶液中水电离出的c(H＋ )和c(OH－)是多少? 2. 0.1mol/L的NaOH溶液中水电离出的c(H＋)和 c(OH－)是多少?水电离出的c(OH-)=1.0×10-14/0.1
=1.0×10-13（mol/L）= c(H＋ )水电离出的c(H+)=1.0×10-14/0.1
=1.0×10-13（mol/L）= c(OH- )
课堂练习3. 室温下，由水电离产生的c(OH-)=10-11mol/L的溶液中，一定大量共存的离子组（ ）
A．Na+ 、 NH4+ 、 Cl- 、SO42-
B. S2- 、 CH3COO- 、Na+ 、Cs+
C. K+ 、 Na+ 、 CO32- 、NO3-
D. K+ 、 Na+ 、 NO3- 、SO42-D2. 水的电离过程为H2O H＋＋OH－，在不同温度下其平衡常数为K(25℃)＝1.0×10－14，K(35℃)＝2.1×10－14。则下列叙述正确的是
A.c(H＋)随着温度的升高而降低
B.在35℃时，c(H＋)＞c(OH－)
C.水的电离度α(25℃)＞α(35℃)
D.水的电离是吸热的课堂练习D
2019年2月24日星期日第二节　水的电离
（第二课时）第三章水溶液中的离子平衡1、水的电离
H2O H＋+OH－复习回忆25℃时
Kw ＝c(H+)×c(OH-)= 1.0×10-142、水的离子积3、影响水电离的因素（1）温度
电离过程是一个吸热过程，升高温度，促进水的电离，水的离子积增大.
在100℃时，KW=1×10-12。（3）加入活泼金属
向纯水中加入活泼金属，如钠，由于活泼
金属可与水电离产生的H＋直接反应产生H2，使水的电离平衡向右移动。（2）加入酸或碱，抑制水的电离，Kw不变；
练习 1. 0.1mol/L的盐酸溶液中水电离出的c(H＋ )和c(OH－)是多少? 2. 0.1mol/L的NaOH溶液中水电离出的c(H＋)和 c(OH－)是多少?水电离出的c(OH-)=1.0×10-14/0.1
=1.0×10-13（mol/L）= c(H＋ )水电离出的c(H+)=1.0×10-14/0.1
=1.0×10-13（mol/L）= c(OH- )
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思考与交流1. 溶液的酸碱性无论是酸溶液中还是碱溶液中都同时存在H+和OH- ，而且在一定温度下Kw是定值！常温下，溶液的酸碱性跟H+和OH-浓度的关系：注意: c(H+)与c(OH-)的关系是判断
溶液酸碱性的依据.二、溶液的酸碱性与pH溶液的酸碱性---正误判断1、如果c(H+)不等于c(OH-)则溶液一定呈现酸碱性。2、在水中加酸会抑制水的电离。3、如果c(H+)/c(OH-)的值越大则酸性越强。4、任何水溶液中都有c(H+)和c(OH-)。6、c(H+) ＝ 10-6mol/L的溶液一定呈现酸性。7、对水升高温度电离度增大，酸性增强。√√√√ 5、c(H+) =1.0×10－7mol/L的溶液一定呈中性。X2. 溶液的pH（1）定义：用c(H+) 的负常用对数来表示溶液的酸碱性强弱。（2）表示方法：pH=-lgc(H+)如c(H+)=1.0×10-7mol/L的溶液pH=7（3）适用范围：c(H+) ≤1mol / L或
c(OH-) ≤1mol / L－－引入的必要性（4）pH的范围：0～14（5）溶液的酸碱性、pH与C(H+)、c(OH-)的关系常温下：中性溶液酸性溶液碱性溶液c(H+)=c(OH-)=1×10-7mol/Lc(H+)＞c(OH-) c(H+) ＞1×10-7mol/Lc(H+)＜c(OH-) c(H+) ＜ 1 ×10-7mol/LpH =7pH＜7pH＞7注意: c(H+)与c(OH-)的关系才是判断溶液酸碱性的依据.小结：溶液酸碱性的表示方法（1）pH法
当c(H+) 或c(OH-) ≤1mol / L时，一般用此法。（2） c(H+) 或c(OH-)法
当c(H+) 或c(OH-) > 1mol / L 时，
直接用c(H+) 或c(OH-)表示。常温下溶液的pH值酸性增强碱性增强注意1、PH值越小，酸性越强，PH越大，碱性越强。
2、PH范围0---14之间。
3、PH值等于0的溶液不是酸性最强的溶液，
PH值等于14的溶液不是碱性最强的溶液。
4、PH值减小一个单位，c(H+)扩大为原来的10倍，PH增大一个单位，c(H+)减为原来的1/10 c(OH-)增为原来的10倍.（6）溶液PH的测定方法pH试纸--------操作方法：取一小块pH试纸放在玻璃片(或表面皿）上，用洁净的玻璃棒蘸取待测液滴在试纸的中部，然后与标准比色卡比色对照确定溶液的pH。
pH计（也叫酸度计）
－－精确测定溶液的pH的仪器。（7）pH的应用A.医疗上
B.生活中
C.环保领域中
D.农业生产中
E.科学实验和工业生产中溶液的pH值——正误判断1、一定条件下 pH值越大，溶液的酸性越强。2、用pH值表示任何溶液的酸碱性都很方便。3、强酸溶液的pH值一定大。4、pH值等于6是一个弱酸体系。5、pH值有可能等于负值。6、pH值相同的强酸和弱酸中H+物质的量浓度相同。√（8）有关PH的简单计算第二节　水的电离
（第三课时）第三章水溶液中的离子平衡有关PH的计算专题思路：求溶液的pH，关键是正确求出c(H+)。 注意：
（1）判断溶液是酸性还是碱性。如果是酸性溶液，直接求c(H+)；如果是碱性溶液，先求c(OH-)，再换算为c(H+)进行计算。
（2）判断酸、碱溶液是稀还是较浓。如果是极稀的溶液，水的电离不能忽视；如果是较浓的酸、碱溶液，可忽略水的电离。
有关PH的计算（一）单一强酸或强碱pH的计算pH=-lgc(H+) pOH=-lgc(OH- )
常温下：pH+pOH=14
1、求0.05mol/L的H2SO4溶液的pH。
2、求0.05mol/L的Ba(OH)2溶液的H+浓度及pH。
－－－？3.取1mLpH＝3的H2SO4溶液加水稀释到100mL后,溶液的pH是多少?
4、取pH＝12的NaOH溶液与水按1:99的体积比混合后，溶液的pH是多少?（二）强酸或强碱稀释后pH的计算强酸溶液pH(稀释)＝pH(原来)+lgn(n为稀释倍数)强碱溶液pH(稀释)＝pH(原来) - lgn(n为稀释倍数)(1) PH＝4的盐酸用水稀释100倍、1000倍、
10000倍,PH值各为多少?
(2) PH＝4的醋酸用水稀释100倍、1000倍,
PH值如何变化?
(3) PH＝10的NaOH溶液用水稀释100倍、1000倍.
10000倍,PH值各为多少?思考： 注意：
酸、碱溶液无限稀释时，溶液的pH只能无限
接近7，但酸的pH永远小于7，碱的pH永远大于7.（三） 强酸与强酸混合5. 25℃时，pH＝1的盐酸溶液1L和pH＝4的硫酸溶液1000L混合，pH值等于多少？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！练习: 在25℃时，pH＝1的盐酸溶液和pH＝4的硫酸溶液等体积混合，pH等于多少？解：pH=-lgc(H+)=-lg（1×10-1+1×10-4）/（1+1）=-lg5×10-2=2-lg5=1.3.关键：抓住氢离子进行计算！pH混= pH小+0.3（四） 强碱与强碱混合解：=4-lg5=3.36. 在25℃时，pH=9和pH=11的两种氢氧化钠溶液等体积混合，pH等于多少？c(OH-)=（ 1 × 10-5+1×10-3）/(1+1)
=5 × 10-4pOH=-lgc(OH-)pOH=-lg5×10-4pH=14- pOH=10.7关键：抓住氢氧根离子进行计算！（四） 强碱与强碱混合解：6. 在25℃时，pH=9和pH=11的两种氢氧化钠溶液等体积混合，pH值等于多少？c(OH-)=（ 1 × 10-5+1×10-3）/(1+1)
=5 × 10-4c(H+) =1.0×10-14/5 × 10-4=2 × 10-11pH=-lg2×10-11=11－ lg2=11－0.3=10.7pH混= pH大- 0.3关键：抓住氢氧根离子进行计算！———注意:两强碱混合求：pH=10和pH=8的强碱溶液等体积混合的pH.
解1：c(H+)=(10-10+10-8)/2mol/L=5X10-9mol/L
pH=9-lg5=8.3
解2：c(OH-)=(10-4+10-6)/2mol/L=5X10-5mol/L
c(H+)=2X10-10mol/L
pH=10－lg2=10－0.3 = 9.7碱混合先算c(OH-)，再算c(H+)，最后算pH关键：抓住氢氧根离子进行计算！X（五） 强酸与强碱混合（1）7. 在25℃时，100mL O.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+H2O0.060.04pH=-lgc(H+)=-lg0.02/（0.1+0.1）=-lg10-1=1关键：酸过量先算氢离子浓度！（五） 强酸与强碱混合（2）8. 在25℃时，100mL 0.4mol/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+H2O0.040.06关键：碱过量先算氢氧根离子浓度！=1pOH=-lgc(OH-) =-lg0.02/(0.1+0.1)pH=14 - pOH= 13 取80mLNaOH溶液加入到120mL盐酸中，所得溶液的pH为2。如果混合前NaOH溶液和盐酸的物质的量浓度相同，则它们的浓度是多少？练习：解：依题意，两种溶液中和后盐酸过量，且反应后
的溶液中：
C(H+)=0.01mol/L
n(HCl)=(0.08+0.12)L X 0.01mol/L=0.002mol即：0.08Lx c = 0.12Lx c－0.002mol解得：c＝0.05mol/L答：(略)
2019年2月24日星期日第二节　水的电离
（第四课时）第三章水溶液中的离子平衡酸碱中和滴定1、定义：酸碱中和滴定 利用中和反应，用已知浓度的酸（或碱）来测定未知浓度的碱（或酸）的实验方法。
*已知浓度的溶液——标准溶液
*未知浓度的溶液——待测溶液[课堂练习] 用0.1032mol/L的HCl溶液滴定25.00mL未知浓度的NaOH溶液，滴定完成时，用去HCl溶液27.84mL。计算滴定所测NaOH溶液的物质的量浓度是多少？0.1149mol/L3、实验仪器酸式滴定管
碱式滴定管
铁架台
滴定管夹
锥形瓶你知道酸碱滴定管的区别吗？滴定管的构造
类型:酸式滴定管和碱式滴定管
标识:标有温度、规格、刻度 （“0”刻度在上边，上下部各有一段无刻度）
常用规格：25mL、50mL
最小分刻度：0.1mL，读数估读到0.01mL
思考：25mL规格滴定管只能盛放25mL的液体吗？
酸式滴定管只能盛装酸性、中性或强氧化
性溶液，碱式滴定管只能盛装碱性溶液。注意：
1. 下列所述仪器“0”刻度位置正确的是（ ）
A．在量筒的上端
B．在滴定管上端
C．容量瓶上端B2. 量取25.00mL KMnO4溶液可选用仪器（ ）
A．50mL量筒 B．100mL量筒
C．50mL酸式滴定管 D．50mL碱式滴定管
C练习3. 50ml的滴定管盛有溶液，液面恰好在20.00处，若把滴定管中溶液全部排出，则体积（ ）
A、? 等于30 B、等于20
C、 大于30 D、小于30 C滴定管的使用1.检查是否漏水;
2.洗涤：先水洗，再用待装液润洗2-3次;
3.排气泡，调液面：先装入液体至“0”刻度以上2-3厘米处，排净气泡后调整液面到“0”或“0”
以下，记下刻度(注意平视，不能仰视或俯视);
4.滴液：左手控制滴定管活塞（或挤压玻璃球），右手摇动锥形瓶，眼睛注视锥形瓶中溶液颜色的变化。
4、指示剂的选择及滴定终点的判断（1）指示剂甲基橙 3.1-4.4 红－橙－黄
酚酞 8-10 无－粉红－红（2）滴定终点的判断
不用石蕊作指示剂原因：颜色变化不明显指示剂的颜色发生突变并且半分钟不变色即达到滴定终点，终点的判断是滴定实验是否成功的关键。5、实验步骤1)查漏（用清水）
滴定管是否漏水、活塞转动是否灵活
2)洗涤
滴定管：先用清水冲洗→再用蒸馏水清洗2~3次→然后用待装液润洗2～3次
锥形瓶：清水冲洗→蒸馏水清洗2~3次（不能用待盛液润洗）3)装液[滴定管中加入液体的操作]量取一定体积未知浓度待测液于锥形瓶操作:向滴定管中装液→挤气泡→调液面→记下起始读数→放液→记录终点读数→滴入指示剂
滴定管中装入标准液→挤气泡→调液面→记下起始读数
4)滴定
左手控制滴定管活塞（或玻璃球）
右手持锥形瓶颈部，向同一方向作圆周运动，而不是前后振动
滴加速度先快后慢
视线注视锥形瓶中颜色变化
.滴定终点达到后，半分钟颜色不变，再读数
.复滴2~3次
5) 计算
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（第五课时）第三章水溶液中的离子平衡实验测定酸碱中和曲线 0 10 20 30 40 V(NaOH)mL 12 10 8 6 4 2
PH颜色突变范围 酸碱滴定曲线－－描述酸碱中和滴定过程 中溶液pH的变化情况。酚酞甲基橙酸碱滴定曲线---------------o反应终点[实验内容] 用0.1000mol/LNaOH 溶液滴定20.00mL未知浓度的HCl 溶液，计算所滴定HCl 溶液的物质的量浓度是多少？检验滴定管是否漏水。用自来水、蒸馏水逐步将滴定管、锥形瓶洗浄。分别用标准液和待测液润洗相应的滴定管。向滴定管内注入相应的标准液和待测液。将滴定管尖嘴部分的气泡赶尽。将滴定管内液面调至“0”或“0”刻度以下，并记录初始体积。向锥形瓶中注入一定体积的待测溶液，并滴加酸碱指示剂。左手控制滴定管活塞，右手旋摇锥形瓶，眼睛注视锥形瓶中溶液的变色情况，记录滴定终止体积。重复上述操作2～3。滴定操作中和滴定——误差分析消耗标准液体积增多使待测液浓度偏大;
损失待测液体积使待测液浓度偏小①洗涤仪器(滴定管、锥形瓶)；
②气泡；
③体积读数(仰视、俯视)；
④指示剂选择不当；
⑤杂质的影响；
⑥操作(如用力过猛引起待测液外溅等)。 中和滴定过程中，容易产生误差的6个方面是：例如：指示剂选择不当会有误差：以盐酸做标准液滴定氨水时，用酚酞做指示剂，测定的氨水的浓度将偏低，因为恰好完全反应时，生成的NH4Cl溶液的pH值小于7，而酚酞的变色范围是8-10，滴入盐酸到pH为8就终止实验了，用去的盐酸偏少。所以应选用甲基橙为好。滴定终点时溶液的pH值尽可能与指示剂的变色范围一致。俯视图仰视图正确视线仰视视线正确读数仰视读数读数偏大正确视线俯视视线正确读数俯视读数读数偏小滴定管读数误差先偏大后偏小先仰后俯V=V(后)-V(前)，偏小实际读数正确读数先俯后仰先偏小后偏大V=V(后)-V(前)，偏大实际读数正确读数滴定管读数误差常见误差分析具体如下：
(1)滴定前，在用蒸馏水洗涤滴定管后，未用标准液润洗。
(2)滴定前，滴定管尖端有气泡，滴定后气泡消失。
(3)滴定前，用待测液润洗锥形瓶。
(4)读取标准液的刻度时，滴定前平视，滴定后俯视。
(5)滴定过程中，锥形瓶振荡太剧烈，有少量溶液溅出。
(6)滴定后，滴定管尖端挂有液滴未滴入锥形瓶中。
偏高偏高偏高偏高偏低偏低(7)滴定前仰视读数，滴定后平视刻度读数。
(8)滴定过程中向锥形瓶内加入少量蒸馏水。
(9)滴定过程中，滴定管漏液。
(10)滴定临近终点时，用洗瓶中的蒸馏水洗下滴定管尖嘴口的半滴标准溶液至锥形瓶中。
(11)过早估计滴定终点。
(12)过晚估计滴定终点。
(13)一滴标准溶液附在锥形瓶壁上未洗下。无影响偏低偏高偏低偏高偏高无影响练习1： 用标准盐酸滴定待测烧碱，下列错误操作将对V（酸）和C（碱）有何影响？（偏大、偏小和无影响）
A、盛标准酸的滴定管尖嘴部分有气泡未排除就开始滴定 ，
B、振荡时液体飞溅出来 ，
C、开始读标准酸时用仰视 ，
D、终点读标准酸时用俯视 ，
E、滴定前盛放氢氧化钠溶液的锥形瓶用蒸馏水洗净后没有干燥 。 偏大偏小偏小偏小无影响练习2. 在20.00mL 0.1000mol/L的盐酸中，逐滴滴入0.1000mol/LNaOH溶液40.00mL。
⑴判断下列情况下溶液的pH。
①未滴NaOH溶液时盐酸的pH；
②滴加NaOH溶液到完全反应相差一滴（一滴溶液的体积是0.04mL）,这时溶液的pH；
③完全反应后再多加一滴NaOH溶液时的pH；
④逐滴加入NaOH溶液40.00mL时溶液的pH；
pH=1pH=4pH=10（pH=12+lg3.3=12.5）⑵跟完全反应所需NaOH溶液相差一滴（或多加一滴），对计算盐酸的浓度有没有影响？
（通过计算说明）
⑵跟完全反应所需NaOH溶液相差一滴（或多加
一滴），对计算盐酸的浓度有没有影响？
（通过计算说明。）