化学高中人教版选修4 第3章第2节 水的电离和溶液的酸碱性 课件（97张）

(共97张PPT)
第三章 水溶液中的离子平衡
2 水的电离和溶液的酸碱性
公安部消防局公布09年前3季度全国火灾情况统计电气火灾所占比重呈加大趋势 ，从引发火灾的原因看，电线短路、超负荷、电器设备故障等电气原因引发火灾4万起，占总数的30.1%，比去年提高1.3个百分点。
请思考：
电器火灾首先应如何处理？
能否用水灭火？为什么？
思考与交流：

水能导电吗？

若能导电你估计导电性强弱怎样？

你能设计实验证明吗？
思考:
如何用实验证明水是一种极弱的电解质?
1.实验
2.现象
3.结论
水是一种极弱的电解质
4.原因
实验测定(25℃时)：C(H+)=C(OH－)=10-7mol/L
灵敏电流计
灯泡
25℃，纯水
C(H+)=C(OH-)=1×10-7mol/L
一、水的电离
1、水是一种极弱电解质，能微弱电离:
Kw= c(H+) . c(OH-)
1)表达式：
KW 叫做水的离子积常数，简称水的离子积。
水的浓度为常数，所以
C(H+)×C(OH-）= K 电离. C(H2O）=常数
2、水的离子积常数
①在任何水溶液中，均存在水的电离平衡，也就是任何水溶液中都是H+、OH-共存的。
在任何水溶液中都存在Kw=c(H+) . c(OH-)
提问：根据前面所学知识，水的离子积会受什么外界条件影响？
②水的电离常数≠水的离子积常数
分析下表中的数据有何规律，并解释之
讨论：
Kw= c(H+) . c(OH-)
1)表达式：
KW 叫做水的离子积常数，简称水的离子积。
2)影响KW的因素
KW只与温度有关（与浓度无关）:温度升高，KW增大
如： 25℃ KW=10-14 100℃ KW=5.5×10-13
注：常数无单位
2、水的离子积常数
D
1、水的电离过程为H2O H+ + OH-，在不同温度下其离子积为KW25℃=1×10-14， KW35℃ =2.1 ×10-14。则下列叙述正确的是（ ）
A、[H+] 随着温度的升高而降低
B、在35℃时，纯水中 [H+] ＞[OH-]
C、水的电离常数K25 ℃ ＞K35 ℃
D、水的电离是一个吸热过程
2、判断正误：
1)任何水溶液中都存在水的电离平衡。
2)任何水溶液中（不论酸、碱或中性） 都存在Kw=10-14 。
3)某温度下，某液体c(H+)= 10-7mol/L，则该溶液一定是纯水。
√
×
×
讨论：
对常温下的纯水进行下列操作，完成下表：
中性
→
↑
↑
=
↑
酸性
←
↑
↓
＞
不变
碱性
←
↓
↑
＜
不变
重点结论：
加入酸或碱都抑制水的电离
→
视情况而定
视情况而定
不变
能水解的盐
（1）加入酸或碱，抑制水的电离，Kw不变；
（2）升高温度，电离过程是一个吸热过程，促进 水的电离，水的离子积增大，在常温时， KW=1×10－14；在100℃时，KW=5.5×10－13。
3、影响水电离平衡的因素
知识延伸：
1、C（H＋）=1×10－7mol/L，溶液一定呈中性吗？
说明：溶液或纯水呈中性，是因为溶液中
C（H＋）=C（OH－）
2、纯水中溶液C(H ＋)、C(OH－)浓度的计算方法：
C（H ＋）=C（OH－）=
②常温下,任何稀的水溶液中
C(H+)×C(OH－)=1×10－14
③在酸、碱性溶液中，
C(H+)≠C(OH－)
but水电离出的C(H+)＝C(OH－)
④Kw=C(H＋)×C(OH－) 在特定温度下为定值,C(H＋) 和C(OH-)是指溶液中H＋、OH－的物质的量溶度，即溶液中所有的H＋、OH－
（1）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；
（2）任何水溶液中由水电离出来的 c(H+) 水与 c(OH-) 水相等 ;
4、利用Kw的定量计算
有关原则：
（3）纯水中溶液C(H ＋)、C(OH－)浓度的计算方法
C（H ＋）=C（OH－）=
（4）在酸碱溶液中，C(H ＋)、C(OH－)与水电离出的C(H ＋)水、C(OH－)水的关系如下：
①在酸性溶液中

C(H ＋)水=C(OH－)水=C(OH－)=Kw/C(H ＋)
酸溶液中OH-全部由水电离出的
②在碱性溶液中

C(H ＋)水=C(OH－)水=C(H+)=Kw/C(OH －)
碱溶液中H ＋全部由水电离出的
例题
⑴﹑0.1mol/L的盐酸溶液中水电离出的C(H＋ )和C(OH－)是多少?
⑵﹑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-)=1×10-14/0.1=1×10-13mol/L
= C(H＋ )
水电离出的C(H+)=1×10-14/0.1=1×10-13mol/L
= C(OH- )
（3）对于常温下pH为1的硝酸溶液，下列叙述错误的是（　）
A．该溶液1mL稀释至100mL后，pH等于3
B．向该溶液中加入等体积、pH为13的氢氧化钡溶液恰好完全中和
C．该溶液中水电离出的c（H+）是pH为3的硝酸中水电离出的c（H+）的100倍
D．该溶液中硝酸电离出的c（H+）与水电离出的c（H+）之比值为1012
C
3、根据Kw=c(H+)×c(OH-) 为定值,c(H＋) 和 c(OH-) 可以互求；酸性溶液中水电离出来的c(H+)可以忽略、碱性溶液中水电离出来的OH-离子可以忽略；
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
4、Kw大小只与温度有关,与是否为酸碱性溶液无关。
　　25℃时， Kw =1×10-14
　　100℃时，Kw =5.5×10-13
强调:
0.1mol/L的NaOH溶液中，
c（OH-）＝？、c（H＋）＝？、
由水电离出的c（OH-）水＝？、 c（H＋）水＝？、
2. 0.1mol/L的H2SO4溶液中，
c（H＋）＝？ 、 c（OH-）＝？、
由水电离出的c（OH-）水＝？、 c（H＋）水＝？、
3. 0.1mol/L的NaCl溶液中，
c（OH-）＝？、c（H＋）＝？
5、水中加入氢氧化钠固体，c(OH-)_____ ；
则水的电离平衡向______移动，水的电离
被___，Kw__________，c(H+) ________。
6、已知100℃时，Kw =1×10-12,分别求出该
温度下,纯水、0.1mol/LHCl溶液、 0.1mol/L的NaOH溶液中的c(H+) 。
4、25℃时，向纯水中加入少量氯化氢气体，
仍能保持不变的是 （ ）　　　　
A. c(H+) 　　B. c(OH-)
C. Kw 　　 D. c(H+)/c(OH-)
C
7.将0 .1mol·L-1的氨水稀释10倍，随着氨水浓度的降低，下列数据逐渐增大的是（ ）
A. C(H+)
B. C(OH)-
C. c(OH)- /c(NH3·H2O)
D. C(NH4)+
AC
8.（天津高考）25℃时，水的电离达到平衡：H2O H＋＋OH－ △H＞0，下列叙述正确的是( )
A ．向水中加入稀氨水，平衡逆向移动，c(OH－)降低
B ．向水中加入少量固体硫酸氢钠，c(H＋)增大，Kw不变
C ．向水中加人少量固体CH3COONa，平衡逆向移动，c(H＋)降低
D ．将水加热，Kw增大，pH不变
B

1、某溶液中由水电离产生的c(H+) 水= 10-12 mol/L ，则该溶液呈酸性还是碱性？并求算该溶液中 c(H+)的可能值 ？
解答： c(H+) 水= c(OH-) 水= 10-12 mol/L
若c(H+) aq= c(H+) 水= 10-12 mol/L 则 c(OH-) aq= 10-2 mol/L 溶液显碱性
若c(OH-) aq= c(OH-) 水 = 10-12 mol/L 则 c(H+) aq= 10-2 mol/L 溶液显酸性
2、浓度均为0.1mol/L的下列溶液中由水电离出的c(H+) H2O大小关系为：①盐酸 ②醋酸溶液 ③硫酸溶液 ④氢氧化钠溶液
② ＞ ① =④ ＞ ③
3、在由水电离产生的H+浓度为1×10-13mol·L-1的溶液中，一定能大量共存的离子组是（ ）
①K+、Cl-、NO3-、S2-
②K+、Fe2+、I-、SO42-
③Na+、Cl-、NO3-、SO42-
④Na+、Ca2+、Cl-、HCO3-
⑤K+、Ba2+、Cl-、NO3-
A.①③ B.③⑤ C.③④ D.②⑤
B
结论：酸碱溶液中水的电离程度都比纯水的电离程度小。c(H+)、 c(OH-) 哪个小，哪个就代表了水的电离程度
一、水的电离
1、水的电离
2、水的离子积
Kw= c(H+ ) ? c(OH-)
（1）无单位常数
（2）意义
（3） Kw只决定于温度，温度升高， Kw增大
25℃ Kw=1× 10-14
100℃ Kw=1× 10-12
（4） 加入酸或碱，抑制水的电离，但Kw不变
（5） 任何溶液中都存在Kw= c(H+ ) ? c(OH-)且25℃
Kw=1×10-14
重要规律：
电解质在一定温度时的稀溶液里，C(H+)与C(OH-)的乘积仍是一个常数。
经科学实验进一步证明
C(稀) ≤1mol/L
例：25℃时，Kw=1×10-14
思考与交流P46 1、2、3
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/L
10-7mol/L
c(H+)=c(OH-)
变大
变小
c(H+)>c(OH-)
变小
变大
c(H+) 3.酸性溶液中是否有OH-存在？碱性溶液中是否有H+存
在？
纯水 加少量盐酸 加少量氢氧化钠
c (H+)
c (OH-)
c(H+)和c(OH-)大小比较
注意
（1）只要是水溶液，不管是酸性、碱性或中性，一定存在水的电离，也或多或少的存在H+和OH- 。且水电离出的C(H+) 总等于水电离出的C(OH-) 。
（2）水的电离是吸热的，升高温度，促进水的电离，此时水的电离平衡常数和水的离子积都增大。如1000C时，KW =1 ×10-12。
（3）影响水的电离平衡的因素：①温度 ② H+或OH-（抑制）③与H+或OH-反应的离子（促进）。
c (H+) =c (OH-)
=1×10-7
中性
c (H+)>c (OH-)
> 1×10-7
酸性
c (H+) <1×10-7
碱性
二、溶液的酸碱性与pH值
+
-
1、溶液的酸、碱性跟C(H+)、C(OH-)的关系
c (H+)与c (OH-)关系 25℃， c(H+)/mol·L-1 溶液酸碱性



讨论：KW100℃=10-12
在100 ℃ 时，纯水中[H+] 为多少？
[H+] ＞1×10—7mol/L是否说明100 ℃ 时纯水溶液呈酸性？
不能用 [H+] 等于多少来判断溶液酸、碱性，只能通过两者相对大小比较
100℃ 时，[H+] = 1×10—7mol/L溶液呈酸性还是碱性？
[H+] =1×10—6mol/L
否
中性
C(H+) ﹥ 1mol/L或C(OH-) ﹥ 1mol/L时，可直接用C(H+) 或C(OH-)表示溶液的酸碱性。一定温度下C(H+)越大,溶液酸性越强。 C(OH-)越大，溶液碱性越强，酸性越弱。
C(H+) ﹤ 1mol/L时，常用pH表示溶液的酸碱性。
2、溶液的酸碱性的表示方法
溶液的pH
(1)pH的定义：
C(H+)的负对数
(2)使用范围：
C(H+)<1mol/L
例：c(H+)=0.001 mol /L
pH=-lg 10-3 = 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
pH=-lg c (H+)
lg2=0.3
lg3=0.477
常见对数值：
酸性溶液
碱性溶液
[H+]=[OH-]
[H+] ＞1×10-7mol/L
＜7
=7
[H+]＜[OH-]
[H+] ＜1×10-7mol/L
3、溶液的酸、碱性跟pH的关系
溶液的酸碱性 c(H+)和c(OH-)的关系 常温下：c(H+) 常温下：pH
中性溶液 1×10-7mol/L
[H+]＞[OH-]
＞7
溶液的pH值
酸性增强
碱性增强
pH每减小1，溶液c(H+)液增大10倍
pH每增大1，溶液c(OH-)液增大10倍
4、pH值测定方法
测定方法：酸碱指示剂法、pH试纸法、pH计法等。
酸碱指示剂一般是弱的有机酸或弱的有机碱，他们的颜色变化是在一定的pH值范围内发生的。我们把指示剂发生颜色变化的pH值范围叫做指示剂的变色范围。
pH 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14
甲基橙 ＜3.1
红色 橙色 ＞4.4 黄色
石蕊 ＜5.0
红色 紫色 ＞8.0蓝色
酚酞 ＜8.2 无色 浅红色 ＞10.0 红色
三种指示剂变色范围口诀
甲基橙：山巅一寺寺连寺（红3.14-橙4.4黄）
石蕊：五红八蓝是石蕊（5.0-8.0）
酚酞：八二变红是酚酞（＞8.2显红色）
pH测定：
①pH试纸测定：正确操作：用干燥玻璃棒蘸取试液点在试纸的中部，再与标准比色卡[标准比色卡的颜色与光谱一致，按pH从小到大依次是红、橙、黄（酸性）、绿（中性）、蓝、靛、紫（碱性）]对照，读出pH。
② pH 计（酸度计）：仪器pH计可准确测定试液的pH，pH计的准确度一般为0.01.
pH试纸使用注意事项
①pH试纸不能伸入待测溶液。
②pH试纸不能事先润湿-出现误差，要分析误差
③测定pH是一个粗略的实验，对于广泛的pH试纸，pH试纸只能读到整数（如3或者11），不能读到小数（如2.5 or 11.5）
中学化学常用的试纸
①石蕊试纸：检验气体or溶液的酸碱性。如红色石蕊试纸测NH3，蓝色石蕊试纸测HCl、SO2等。
②品红试纸：检验具有漂白性的气体。如SO2、Cl2等使湿润的品红试纸褪色。
③KI淀粉试纸：检验具有氧化性的气体or溶液，如Cl2、NO2、FeCl3等均能使湿润的KI淀粉试纸变蓝。
pH值有关判断正误
1、一定条件下 pH值越大，溶液的酸性越强。
2、强酸溶液的pH值一定小。
3、pH值等于6的溶液，一定是一个弱酸体系。
4、pH值相同的强酸和弱酸中[H+]相同。
5、在常温下，pH=0的溶液酸性最强，pH=14的溶液碱性最强
6、pH值有可能等于负值。
7、常温下，由水电离出的[H+]=10-12mol/L，则溶液pH定为12
8、相同体积和pH值的盐酸，醋酸、硫酸中H+的物质的量相等
×
×
×
√
×
√
×
√
5、pH值的简单计算
【例1 】计算下列溶液的PH
(1)0.4gNaOH固体溶于水配成1000ml溶液，求所得溶液的pH。
(2)1.12LHCl气体（标况）溶于1L水中，加水稀释至5L，求所得溶液的pH。
(3)求0.05mol/LH2SO4溶液的pH。
(4)求0.5mol/LBa(OH)2溶液中c(H+)及pH。
（1）PH＝12
（2）PH＝2
（3）PH＝1
（4） c(H+) ＝10－14mol/L　PH＝14
【例2】（1）计算PH＝2的H2SO4溶液中H2SO4和OH－的浓度。
（2）求PH＝9的NaOH溶液中c(OH－)及水电离出的c(OH－)水。
（1）c(H2SO4)=0.005mol／L c(OH-)= 10－12mol/L
（2） c(OH-) ＝10－5mol/L　c(OH－)水= 10－9mol/L
三、pH值的有关计算
1、溶液pH的计算原理
关键是求出C(H+)
（1）强酸溶液由C(H+)直接求出pH
（2）强碱溶液由C(OH-)求出C(H+) 再求pH 。
2、计算类型：
例题：计算250C时0.01 mol/L的盐酸溶液和0.01 mol/L的NaOH溶液的pH。
答案： 2； 12
pH值计算1—— 定义型
①酸的稀释
例题：在25℃时，pH值等于3的盐酸溶液稀释到原来的100倍，pH值等于多少？
解：
pH=-lg[H+]
=-lg 1.0 ×10-5
=5
关键：抓住氢离子进行计算！
[H+]= =1.0 ×10-5mol/L
pH值计算2—— 溶液的稀释
例题：在25℃时，pH值等于12的强碱溶液稀释到原来的100倍，pH 等于多少？
解：
稀释前：[OH-] =
pH=-lg[H+]
关键：抓住氢氧根离子离子进行计算！
稀释后：[OH-] =
[H+] =
=10
=1 ×10-2mol/L
=1 ×10-4mol/L
=
=1 ×10-10mol/L
②碱的稀释
1、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
pH=-lgc(H+)
=-lg10－2/1000
=-lg10-5
=5
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：
5
4
9
10
约为7
约为7
溶液的稀释 稀释后所得溶液的PH
PH=3的稀盐酸加水稀释100倍
PH=2的稀硫酸加水稀释100倍
PH=11的NaOH溶液加水稀释100倍
PH=12的Ba(OH)2溶液加水稀释100倍
PH=5的稀盐酸加水稀释1000倍
PH=9的NaOH溶液加水稀释1000倍
结论2：强酸pH=a，加水稀释10n，则pH=a+n。
结论4：弱酸pH= a ，加水稀释10n，则pH＜ a+n ， 但肯定大于a 。
结论5：弱碱pH=b，加水稀释10n，则pH＞b-n，但肯定小于b 。
结论3：强碱pH=b，加水稀释10n，则pH=b-n。
结论6：酸碱无限稀释，pH只能接近于7，酸不可能大于7，碱不可能小于7。
知识小结:溶液稀释的PH计算有关规律
结论1： c(H+)或c(OH－)相差（改变）10倍，PH相差（改变）1个单位。
①强酸与强酸混合
例题：在25℃时，pH值等于1的盐酸溶液和pH值等于4的硫酸溶液等体积混合pH值等于多少？
解：
pH=-lg[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值计算３—— 溶液的混合
②强碱与强碱混合
解：
=-lg2+11
=10.7
例题：在25℃时，pH值等于9和pH值等于11的两种氢氧化钠溶液等体积混合pH值等于多少？
[OH—]=（ 1 × 10—5+1×10—3）/(1+1)
[H+]=10-14/[OH-]
pH=-lg10-14/(10-3/2)
关键：抓住氢氧根离子离子进行计算！
③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值等于多少？
解：
NaOH+HCl=NaCl+H2O
0.06
0.04
pH=-lg[H+]
=-lg0.02/（0.1+0.1）
=-lg10—1
=1
关键：酸过量抓住氢离子进行计算！
④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值等于多少？
解：
NaOH+HCl=NaCl+H2O
0.04
0.06
关键：碱过量抓住氢氧根离子进行计算！
[OH—]=0.1(0.6-0.4)/0.2
[H+]=10-14/[OH—]= 10-14/0.1
pH=-lg10-13=
13
小结
（1）酸I+酸II [H+] =
(2)碱I+碱II [OH-] =
（3）酸I+碱II
完全中和：[H+] = [OH-] =1 × 10－7mol/L

酸过量： [H+]=

碱过量：[OH-]=
例题：PH1=8的NaOH溶液与PH2=10的NaOH溶液等体积混合，求混合溶液的PH。
解二：c(H+)1= 10－8 c(H+)2= 10－10
∴c(H+)混= (10－8 + 10－10)/2 = 5.05×10－9
∴PH = 9 － lg5.05 = 8.3
解一：c(H+)1= 10－8 ∴ c(OH－)1= 10－6
c(H+)2= 10－10 ∴ c(OH－)2= 10－4
∴c(OH－)混= (10－6 + 10－4)/2 = 5.05×10－5
∴POH = 5 － lg5.05 = 4.3 ∴PH = 9.7
3.3
2.3
10.7
11.7
7
3.3
10.7
两溶液等体积混合 稀释后所得溶液的PH
甲溶液 乙溶液
PH=3的HCl PH=5的HCl
PH=2的HCl PH=5的HCl
PH=9的NaOH PH=11的NaOH
PH=9的NaOH PH=12的NaOH
PH=4的HCl PH=10的NaOH
PH=3的HCl PH=9的NaOH
PH=5的HCl PH=11的NaOH
知识小结:混合溶液PH计算的有关规律
1、强酸或强碱溶液的等体积混合，当PH相差两个或两个以上的单位时，
（酸）= PH小 + 0.3
（碱）= PH大 － 0.3
2、强酸和强碱的等体积混合
若PH酸 + PH碱=14，则PH混= 7
若PH酸 + PH碱＜１４，则PH混= PH酸 +0.3
若PH酸 + PH碱＞1４，则PH混= PH碱－0.3
结论比较实用
3、强酸和强碱混合呈中性时，二者的体积比
（1）若pH酸+ pH碱=14，则V酸：V碱=1：1
（2）若pH酸+ pH碱＞14，则V酸：V碱=10（ pH酸+ pH碱-14）：1
（3）若pH酸+ pH碱＜14，则V酸：V碱=1：1014-（ pH酸+ pH碱）
例：室温时将pH=3的强酸与pH=12的强碱混合，当混合液的pH =7时，强酸与强碱的体积比为 （ ）
A 10：1 B 3：1 C 1：2 D 2：5
A
1、在25℃时，有pH为a的HCl溶液和pH为b的NaOH溶液，取VaL该盐酸溶液用该NaOH溶液中和至呈中性，需VbLNaOH 溶液，问：
（1）若a+b=14，则Va／Vb＝——
（2）若a+b=13，则Va／Vb＝————
（3）若a+b＞14，则Va／Vb＝ ，且Va
Vb(填“＞”“＜”“＝”)（题中a≤b，b≥8）
10a + b – 14
1
1/10
＞
练习
2、60mL0.5mol·L－１NaOH溶液和40mL0.4mol·L－１的H2SO4相混合后，溶液的pH约为 (　　) Ａ．0．5　　Ｂ．1．7　　Ｃ．2　　Ｄ．13．2
B
3、有一pH=12的NaOH溶液100 mL ，欲使它的pH降为11。
（1）如果加入蒸馏水，就加入________ mL
（2）如果加入pH = 10的NaOH溶液，应加入_________ mL
（3）如果加入0.008 mol/L HCl溶液，应加入__________ mL
900
1000
100
4、某强酸溶液pH=a，强碱溶液pH=b，已知a＋b＝12，酸碱溶液混合pH=7，则酸溶液体积V(酸)和碱溶液体积V(碱)的正确关系为 （ ）
A．V(酸)=102V(碱) B．V(碱)=102V(酸).
C．V(酸)＝2V(碱) D.V(碱)＝2V(酸)
B
5、pH=2的A、B、C三种酸溶液各1mL，分别加水稀释至1000mL，其pH与溶液（V）的变化关系如下图所示，下例说法错误的是 （ ）
A. pH=2时，A、B、C都是稀溶液
B . 稀释前的浓度大小为c（C）＞c（B）＞c（A）
C. 稀释后，A溶液中c（H+）最小
D. A是强酸，B和C是弱酸
A
6、将pH=1的盐酸平均分为2份，一份加适量的水，另一份加入与该盐酸物质的量浓度相同的NaOH溶液，pH都升高了1，则加入的水与NaOH溶液的体积比为（ ） A 9 B 10 C 11 D 12
C
7、将pH=3的强酸与pH=12的强碱混合，当混合液的pH =11时，强酸与强碱的体积比为（ ）
A 9：2 B 9：1 C 1：10 D 2：5
A
人体几种体液和代谢产物的正常pH
人体体液和代谢产物都有正常的pH范围，测定人体体液和代谢产物的pH，可以帮助了解人的健康状况。一些体液和代谢产物的正常pH如上图所示。
三、pH值的应用
一些重要农作物最适宜生长的土壤的pH值
作物 pH 作物 pH
水稻 6~7 生菜 6~7
小麦 6.3~7.5 薄荷 7~8
玉米 6~7 苹果 5~6.5
大豆 6~7 香蕉 5.5~7
油菜 6~7 草莓 5~7.5
棉花 6~8 水仙花 6~6.5
马铃薯 4.8~5.5 玫瑰 6~7
洋葱 6~7 烟草 5~6
酸碱中和滴定
一、酸碱中和滴定基本原理：
1、化学分析的分类：鉴定物质组成成分，叫做———————；测定物质组成成分的含量，叫做———————；
定性分析
定量分析
酸碱中和滴定就是一种基本定量分析方法
2、酸碱中和滴定的定义：用已知————————————————————— 来测定———————————————————— 的定量分析方法叫做酸碱中和滴定；
物质的量浓度
碱（或酸）
的酸（或碱）
未知物质的量浓度的
一、酸碱中和滴定基本原理 ：
H++OH－=H2O
酸碱中和滴定
3、原理：中和反应中
当n（H+)=n(OH-),完全中和
对于一元酸与碱反应时：
c酸V酸=c碱V碱
4、关键：
①准确测出参加反应的两种溶液的体积。
②准确判断中和反应是否恰好进行完全。
用0.1000mol/L的NaOH溶液，滴定20 .00ml 0.1000mol/L的HCl 溶液，求随VHCl的增大，pH=？
滴定过程的pH变化
误差：0.02÷40=0.0005=0.05%
VNaOH(mL) 0.00 5.00 10.00 15.00 18.00 19.00 19.50 19.98
pH 1.00 1.22 1.48 1.84 3.12 3.60 3.90 4.30
VNaOH(mL) 20.00 20.02 20.08 20.10 21.00 25.00 30.00 35.00
pH 7.00 9.70 10.30 10.40 11.38 12.05 12.30 12.44
突跃范围
20.02mL
19.98mL
加入NaOH溶液的体积V(mL)
溶
液
的pH
“突跃”的存在为准确判断终点提供了方便
1.酸碱中和滴定所需的仪器
二、酸碱中和滴定所需的仪器和试剂
1、如何判断酸式滴定管和碱式滴定管？
4、滴定管准确读到多少毫升？可估读到多少毫升？
2、量筒和滴定管的“0”刻度位置是否一致？
3、量筒和滴定管哪个更精确一些？
想一想：
中和滴定——主要实验仪器
量取液体常用仪器：量筒、移液管、滴定管

量筒：粗量仪，10mL量筒最小分刻度为0.1mL、 读数精确到0.1mL，无“O”刻度。

移液管：精量仪，读数精确到0.01mL
准确量取一定量的试液(中和滴定时用来量取待测液）
滴定管
标有温度、容积、“0”刻度在最高点
思考：“0”刻度在最高点的构造有何好处？

常用规格：25mL、50mL
思考：25mL量程的滴定管只能盛放25mL的液体吗？

最小分刻度：0.1mL，读数精确到0.01mL
（精量仪可估读一位，粗量仪不能估读）
中和滴定——主要实验仪器
2、中和滴定指示剂的选择
酚 酞
无→粉红
粉红→无
甲基橙
橙→黄
黄→橙
无→粉红
黄→橙
4.3 突跃范围 9.7
石蕊的变色不明显，所以不能做中和滴定的指示剂。

强碱滴定强酸
强酸滴定强碱
三、酸碱中和滴定实验操作
检漏—洗涤—润洗—注液—赶气泡—调液—读数
润 洗：用标准液或待测液分别润洗酸式滴定管和 碱式滴定管。
调 液：调节液面至零或零刻度线以下。如果尖嘴部分有气泡，要排出气泡。
读 数：视线和凹液面最低点相切（平视）
洗涤后，用滴定管注入一定体积的待测溶液到锥形瓶中，滴加2-3滴指示剂。
——只要洗干净即可
1、取标准盐酸溶液：
用标准液润洗酸式滴定管1~2次；
注入标准液至“0”刻度线以上；
固定在滴定管夹上；
迅速转动活塞将尖嘴气泡排除并调整液面在“0”刻度以下。
记下准确读数。
操作步骤：
2、取待测NaOH溶液：
用待测液润洗碱式滴定管1~2次；
注入待测液至“0”刻度线以下；
固定在滴定夹上；
迅速挤压玻璃球，将尖嘴气泡排出；
调整液面在“0”或“0”刻度线以下，准确记下读数。
往洁净的锥形瓶内准确放入25.00毫升的碱液。
操作步骤：
3、滴定
滴定至终点—记录读数—重复2-3次
滴定过程中注意：
左手：控制活塞(活塞朝右，滴液先快后慢）
右手：持锥形瓶，不断旋转。
眼睛：
锥形瓶中的颜色变化
滴定的速度
滴定终点判断：溶液颜色发生变化且在半分钟内不恢复
注意：左手、右手、眼睛
—根据cHClVHCl=cNaOHVNaOH
例：某同学用0.1000mol/L的HCl 标准液滴定某浓度的NaOH溶液。这位同学做了三次平行实验，其结果如下表，根据表中数据计算此盐酸溶液的浓度。
实验编号 待测NaOH溶液的体积（mL） 滴定前酸的读数（mL） 滴定终点酸的读数（mL）
1 25.00 0.00 22.30
2 25.00 1.00 23.34
3 25.00 2.00 24.32
酸碱中和滴定的操作步骤
（3）数据处理阶段：
（1）准备阶段：
计算
（2）滴定阶段：
先偏大
后偏小
V=V(后)-V(前)，偏小
实际读数
正确读数
先偏小
后偏大
V=V(后)-V(前)，偏大
实际读数
正确读数
滴定管的读数
四、酸碱中和滴定中的误差分析
1、处理方法：
上式中C标是已知的，V待是准确的，一切的误差都归结到V标上
V标偏大，则C待偏大，反之则偏小

误 差 分 析
强
酸
滴
定
未
知
浓
度
强
碱 误 差 原 因 V酸影响 C碱结果
1、酸式滴定管未用标准酸润洗 偏 高 偏 高
2、碱式滴定管未用未知碱液润洗 偏 低 偏 低
3、酸式滴定管气泡未赶 偏 高 偏 高
4、锥形瓶内有水或用水冲洗 不影响 不影响
5、锥形瓶用碱液润洗 偏 高 偏 高
6、在滴定过程中发现局部溶液发生色变就立即停止滴定 偏 低 偏 低
7、俯视法读起始酸的体积 偏 高 偏 高
8、俯视法读终了酸的体积 偏 低 偏 低
9、移取的NaOH样品中含Na2CO3 偏 低 偏 低
1、某同学进行3次中和滴定20.00mL 某浓度的NaOH溶液，所用0.1250mol/L 标准盐酸的体积分别如下：试计算NaOH溶液的浓度。
?
2、pH为4.5的盐酸1mL稀释为约1L，稀释前后溶液中指示剂的颜色变化是?(　　)。? Ａ．稀释前后酚酞均为无色 Ｂ．石蕊由红色变为紫色 Ｃ．甲基橙由红色变为黄色 Ｄ．甲基橙由黄色变为橙色
AB
V标偏大
C待偏高
V标偏大
C待偏高
V标偏大
C待偏高
V标偏小
C待偏低
C待偏低
V标偏小
V标偏大
C待偏高
V标偏小
C待偏低
C待无影响
V标不变
操作方法 误差分析
1.放标准液的滴定管未用标准液润洗
2.盛放待测液的锥形瓶使用前用待测液润洗
3.滴定前滴定管尖嘴有气泡，完毕气泡消失
4.滴定前仰视读数，滴定毕正确读数
5.滴定前正确读数，滴定毕俯视读数
6.滴定中，滴定管漏液
7.锥形瓶摇动时部分碱液溅出
8.滴定中向锥形瓶加入蒸馏水