人教版高中化学选修4 第三章 第二节水的电离和溶液的酸碱性(41张PPT)

(共41张PPT)
第三章
水溶液中的离子平衡
第二节
水的电离和溶液的酸碱性
第一课时
水的电离
画出用水稀释冰醋酸时离子浓度
随加水量的变化曲线?
探究实验
精确的纯水导电实验
G
G
现象：
指针摆动
不亮
1、水是极弱电解质
H2O＋
H2O
H3O＋
＋OH－
H2O
H＋
＋OH－
灵敏电流计
灯泡
一、水的电离
简写：
室温下，5.56×108个水分子中只有一个电离
2、外界条件对水的电离的影响
条件改变
平衡移动方向
c
(H+)
c(OH-)
比较c
(H+)和c(OH-)大小
溶液酸碱性
加HCl
加NaOH
升
温
加
NaCl
↑
←
→
↓
←
↓
↑
↑
↑
不移动
不变
不变
思考：哪些方法可以抑制水的电离？
决定溶液酸碱性的本质原因是什么？
c
(H+)>
c(OH-)
c
(H+)<
c(OH-)
c
(H+)=
c(OH-)
c
(H+)=
c(OH-)
碱
酸
中
中
注意：①加酸、碱；②加强酸酸式盐固体；
③通入酸性气体或碱性气体；④降温
c
(H+)和
c(OH-)的相对大小
二、水的离子积常数
H2O
H＋
＋OH－
c(H+)
·
c(OH-)
c(H2O)
·
K电离
=
室温下1L中有1×10-7mol
H2O电离，因此c(H2O)可视为常数。
Kw
水的离子积常数，
简称水的离子积
K电离
=
c(H+)
·
c(OH-)
c(H2O)
1、定义：KW
=
c
(H+)
?
c(OH-)
室温(25℃)
KW
=
10-14
100℃
KW
=
10-12
纯水
c
(H+)
=
c(OH-)
=
1×10-
6
mol/L
思考：C（H＋）=1×10－7mol/L，溶液一定呈中性吗？
纯水
c
(H+)=
c(OH-)
=
1×10-
7
mol/L
分析表格中的数据，有何规律，并解释之。
t/℃
0
10
20
25
40
50
90
100
Kw/×10-14
0.134
0.292
0.681
1.01
2.92
5.47
38.0
55.0
结论
T↑，Kw
↑
2、水的电离是一个吸热过程。
2、影响Kw的因素
1、Kw只受温度影响
T↑，促进水电离
Kw
适用于纯水，和酸碱盐的稀溶液
3、适用范围
思考：酸性溶液中是否存在OH－？
碱性溶液中是否存在H＋？为什么？
　　无论任何温度，无论酸性、中性、碱性溶液，都存在水电离出的H＋、OH－，并且由水电离出的这两种离子浓度一定相等。
KW
=
c
(H+)
?
c(OH-)
，是指纯水或稀水溶液所有c(H+)与所有c(OH-)的乘积，与溶液的酸性、中性或碱性无关。
=c(OH-)水
=c(H+)水
三、典型例题
1、c(H+)
、c(OH-)、水电离的c(H+)
和c(OH-)的计算
导学案第2页（激趣点拨）
25℃
0.01mol/L的HCl中，c(H+)
=？
c(OH-)
=？
水电离出的c(H+)
=？
c(OH-)
=？
总原则：KW
=
c
(H+)(溶液)
?
c(OH-)(溶液)
；
c
(H+)(水)
=
c(OH-)(水)
酸溶液Kw
=
c(H+)酸
·
c(OH-)水
碱溶液Kw
=
c(H+)水
·
c(OH-)碱
2、
溶液酸碱性判断
1)、25℃：A、B、C
三种溶液，其中A中c(H+)
=
10—3mol/L
，B
中
c(OH-)
=
5×10—7mol/L，C中c(H+)
/
c(OH-)
=
106,则三种溶液的酸性强弱顺序如何？
2)、
25℃、浓度均为0.1mol/L的下列溶液中c(H+)由大到小的排列顺序：①氨水
②NaOH
③盐酸
④醋酸
A
＞
C
＞
B
③
＞
④
＞
①
＞
②
3)、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+)(溶液)
=
c(H+)(水)=
10-12
mol/L
则
c(OH-)
(溶液)
=
10-2
mol/L
溶液显碱性
若c(OH-)
(溶液)
=
c(OH-)
(水)=
10-12
mol/L
则
c(H+)
(溶液)
=
10-2
mol/L
溶液显酸性
4)、由水电离出的c(OH-)=1×10-13?mol?L-1的无色溶液中一定大量共存的离子组是（　　）
A.Cl-、AlO2-、Na+、K+
B.Fe3+、NO3-、K+、H+
C.NO3-、Ba2+、K+
、Cl-
D.Al3+、SO42-
、NH4+、Cl-
第三章
水溶液中的离子平衡
第二节
水的电离和溶液的酸碱性
第二课时
溶液的酸碱性与pH
一、溶液的酸碱性
取决于溶液中c(H+)
和
c(OH-)的相对大小
c(H+)
≤
1mol/L
或c(OH-)
≤
1mol/L
pH：0~14
1、定义：pH
=
-
lgcH+
c
(H+)
=
c
(OH-)
中性
常温c
(H+)
=
c
(OH-)
=
1×10-7mol/L
c
(H+)
>
c
(OH-)
酸性
常温c
(H+)
>1×10-7mol/L
c
(H+)
<
c
(OH-)
碱性
常温c
(OH-)
>1×10-7mol/L
二、pH
c(H+)
=10-pH
2、使用范围：
3、溶液酸碱性与pH的关系
常温下
中性
pH
=
7
酸性
pH
<7
碱性
pH
>7
常温下
c(H+)与pH、溶液酸碱性的关系：
10-5
10-4
10-3
10-2
10-1
10-7
10-8
10-9
10-10
10-11
10-12
10-13
10-14
10-6
5
4
3
2
1
7
8
9
10
11
12
13
14
6
c(H+)
pH
c(H+)增大，pH减小
酸性增强
c(H+)减小，pH增大
碱性增强
c(OH-)减小
c(OH-)增大
4、pH的测定：
pH计（酸度计）
（2）pH试纸
注意：①不能用水润湿
②不能将试纸伸到溶液中
③广泛pH试纸只能读出整数
粗略测定：
（1）酸碱指示剂
只能判断溶液的酸碱性
甲基橙
石蕊
酚酞
酸色
碱色
红
黄
红
蓝
无
红
精确测定：
变色范围(pH)
3.1~~4.4
5.0~~8.0
8.2~~10.0
了解
用法：取pH试纸置于玻璃片（表面皿）上，用玻璃棒蘸溶液，点在pH试纸中央，待颜色稳定后与比色卡对照。
橙
紫
粉红
5、pH的应用
1、工农业生产
2、科学实验
3、人类的生活和健康
思考与交流
举例说明
4、环境保护
1、强酸强碱
的pH：
强酸：
c(酸)
c
(H+)
pH
强碱：
c(碱)
c
(OH－)
Kw
c
(H+)
pOH
14－pOH
pH
四、pH的计算
pH
1、强酸强碱
的pH：
强酸：
c(酸)
c
(H+)
pH
强碱：
c(碱)
c
(OH－)
Kw
c
(H+)
四、pH的计算
pH
①.强酸pH=a，稀释10n倍，
弱酸pH=a，稀释10n倍，
②.强碱pH=b，稀释10n倍，
弱碱pH=b，稀释10n倍，
③.酸、碱溶液无限稀释，
④.
pH相同的强酸和弱酸，稀释相同倍数，强酸的pH变化幅度大。
（强碱、弱碱相似）
2、酸碱稀释后的pH
则pH增大a；
则pH增大不到a；
则pH减小a；
则pH减小不到a；
pH只能接近7，但酸不能>7，碱不能<7；
3、酸碱混合后的pH
①.两强酸混合
c
(H+)
pH
②.两强碱混合
c
(OH－)
Kw
c
(H+)
pH
③.强酸、强碱混合，先判断谁过量
酸过量：
c
(H+)(混)
pH
碱过量：
c
(OH－)
Kw
c
(H+)
pH
2、常温下：强酸和强碱等V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
1、两强酸等V混合，pH混＝pH小＋0.3
两强碱等V混合，pH混＝pH大－
0.3
第三章
水溶液中的离子平衡
第二节
水的电离和溶液的酸碱性
第三课时
酸碱中和滴定
一、定义
用已知浓度的酸(或碱)来测定未知浓度的碱(或酸)浓度的实验方法叫做酸碱中和滴定。
标准液
待测液
二、原理
酸碱恰好完全反应时，酸中n(H+)=碱中n(OH-)
中和反应的实质
H+
+
OH-
=
H2O
如何用已知浓度的酸来测未知浓度的碱的浓度？
如：
用0.100mol/LHCl溶液测量未知浓度NaOH溶液的浓度
对一元强酸强碱：c酸v酸=c碱v碱
(1)如何准确量取酸、碱的体积?
(2)如何准确判断反应是否恰好完全?
1、酸式滴定管和碱式滴定管
酸式滴定管
碱式滴定管
酸式滴定管：装酸性或氧化性溶液（Br2、KMnO4）；
碱式滴定管：装碱性溶液
玻璃活塞
橡胶管
玻璃球
特点：标有温度、容积
“0”刻度在最高点
最小分刻度0.1mL，读数读到0.01mL
实际滴出体积=滴定后读数-滴定前读数
0刻度处
25ml刻度处
练2：50ml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
练1：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
酚酞：
石蕊：
甲基橙：
0
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
8.2
10
5
8
3.1
4.4
变色明显，灵敏(即变色范围越窄越好)，变色范围与恰好完全反应时pH值尽量一致。
强酸强碱相互滴定，溶液显中性，可选酚酞或甲基橙
酚酞：酸滴定碱——
　　　碱滴定酸——
甲基橙：酸滴定碱——
碱滴定酸——
粉红→无
无→粉红
橙→黄
黄→橙
不选石蕊原因：
颜色变化不明显
变色范围太大
(1)
仪器：酸式滴定管、碱式滴定管、锥形瓶、
铁架台、滴定管夹、烧杯等
(2)
试剂：标准液、待测液、酸碱指示剂
三、实验仪器及试剂
四、实验步骤
检漏
→洗涤
→装液
→调液→取液
→滴定→记录→计算
(1)检漏：检查滴定管是否漏水、堵塞和活塞转是否灵活；
(2)洗涤：滴定管—用水洗净后用少量待装液润洗2-3次；
锥形瓶—蒸馏水清洗2~3次(不需干燥,不用待盛液润洗)
(3)装液：倾倒法将盐酸、氢氧化钠溶液注入酸、碱滴定管中，使液面高于刻度线2-3cm
赶
气
泡
酸式滴定管：快速放液
碱式滴定管：橡皮管向上翘起
(4)调液：调节液面高度在0刻度以下，记下读数。
①从碱式滴定管放出20.00ml
0.100mol/L氢氧化钠
溶液于锥形瓶中
②滴入2滴酚酞试液，将锥形瓶置于酸式滴定管下方，
并在瓶底衬一张白纸。
(5)取液
(6)滴定：左手_____________________________
，
右手
_________________________________
眼睛_________________________________
控制酸式滴定管活塞
持锥形瓶颈部，向同一方向作圆周运动，
注视锥形瓶中溶液的颜色变化。
(7)
记录：记下读数，准确求得盐酸体积。
(8)
计算：重复2-3次，计算结果
②终点判断：当滴入最后一滴（盐酸），溶液颜色发生明显变化（由红色变为无色），且半分钟内不恢复原色。
①先快后慢，逐滴滴下，不能成股流下。
读数时眼睛要与凹液面最低点平齐，精确到0.01mL
先水洗2～3次，再润洗2～3次
左手
右手
时刻
半分钟后读数
旋转
18.30mL
注意Ba(OH)2是二元碱
取一只25ml酸式滴定管取0.10mol/L的HCl垂直固定在铁架台上，读数VA1＝0.30mL，右手转动活塞，左手振荡锥形瓶先快后慢滴定，眼睛时而注视锥形瓶内溶液颜色变化，溶液颜色变化时，马上停止滴定，读出VA2＝18.3mL，通过C未知V未知＝C标准V标准，计算出Ba(OH)2溶液中的浓度
数据记录与处理
滴定次数
NaOH浓度(mol/L)
NaOH体积(mL)
NaOH体积平均值
(mL)
盐酸液体积(mL)
盐酸溶液浓度(mol/L)
V1
V2
ΔV
V
V
1
0.1000mol/L
0.00
27.84
27.84
25.00
2
0.02
27.85
27.83
3
0.01
27.86
27.85
CHCl
=
—————
C
NaOH.
V
NaOH
V
HCl
五、误差分析
指示剂引起的误差
滴定操作过程中引起的误差
读数不准确引起的误差
式中：C标已知，V待准确量取，误差由V标决定
CHCl
=
—————
C
NaOH
.V
NaOH
V
HCl
可能情况
操作及读数
结果
1.仪器的洗涤或润洗
未用标准液润洗滴定管
未用待测液润洗滴定管
用待测液洗涤锥形瓶
洗涤后锥形瓶未干燥
2.气泡及其处理
滴定前有气泡，滴定后无气泡
滴定前无气泡，滴定后有气泡
偏高
偏低
偏高
无影响
偏高
偏低
可能情况
操作及读数
结果
3.读数不正确
滴定前仰视滴定管读数，滴定后平视
滴定前平视，滴定后仰视
滴定前仰视，滴定后俯视
滴定前俯视，滴定后仰视
滴定后，滴定管尖嘴处挂一滴标准液
4.滴定时溅落液体
标准液滴在锥形瓶外一滴
待测液溅出锥形瓶外一滴
偏低
偏高
偏低
偏高
偏高
偏高
偏低
读数偏大
读数偏小
正确读数
仰视读数
3
4
5
仰视图
正确读数
俯视读数
13
14
15
俯视图
可能情况
操作及读数
结果
5、标准溶液的配制
用含Na2O杂质的NaOH固体来配制已知浓度的标准溶液，用于滴定未知浓度的盐酸
用含Na2CO3杂质的NaOH固体来配制已知浓度的标准溶液，用于滴定未知浓度的盐酸
6、待测液中含有杂质
用标准盐酸滴定含Na2CO3杂质的NaOH溶液
偏低
偏高
？
用0.1000mol/L的NaOH溶液，滴定20
.00ml
0.1000mol/L的HCl
溶液，求随V
NaOH
的增大，pH=？
VNaOH(mL)
0.00
5.00
10.00
15.00
18.00
19.00
19.50
19.98
pH
VNaOH(mL)
20.00
20.02
20.08
20.10
21.00
25.00
30.00
35.00
pH
滴定过程pH变化
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
19.98-20.02mL：一滴
pH：4.30-9.70
VNaOH(mL)
突跃范围
20.02mL
19.98mL
pH
“突跃”的存在为准确判断终点提供了方便
10
7
4
pH
0.1000mol/LHCl滴定
NaOH(20mL
0.1000mol/L)
9.7
4.3
突跃(一滴)
13
0.1000mol/LNaOH滴定
HCl
(20mL
0.1000mol/L)
突跃(一滴)
pH
VNaOH(mL)
VHCl(mL)
1、原理：
与酸碱中和滴定的原理相似，如果两种物质发生氧化还原反应，能够用一种方法（通常是颜色）显示物质间恰好反应完全的时刻，则可通过滴定实验来测定其浓度。如：KMnO4酸性溶液作氧化剂常用来滴定含H2C2O4，HC2O4-，Fe2+的溶液。
2MnO4-+5H2C2O4+6H+==2Mn2++10CO2+8H2O
2MnO4-+5HC2O4-+11H+==2Mn2++10CO2+8H2O
MnO4-+5
Fe2+
+8H+==Mn2++
5Fe3+
+4H2O
五、氧化还原滴定
2、指示剂的选择
（1）物质本身有颜色，如KMnO4
，不用指示剂
（2）物质本身无颜色，加指示剂；如Na2S2O3溶液滴定I2溶液时，可加淀粉作为指示剂
I2
+
2S2O32-
==
2I-
+
S4O62-
3、计算
（1）化学方程式、离子方程式、关系式
（2）得失电子守恒、原子守恒、电荷守恒等