(共34张PPT)
水的电离和溶液的pH（第一课时）
pH＝5
pH＝8
【困惑】稀释至1000
mL，溶液的pH为何不是8？
pH是c(H+)的负对数，即：pH＝-lgc(H+)
实验测得：pH＜7
c(H+)＞1×10-7
mol/L
提出问题
将1
mL
1×10-5
mol/L的盐酸，
稀释至1000
mL，
c(H+)＝1×10-8
mol/L，
c(H+)＝1×10-5
mol/L，
活动1
水的导电性实验
任务一
寻找证明水的电离很微弱的证据。
结论：纯水能发生微弱的电离。
精确的电导性实验表明，纯水大部分以H2O分子的
形式存在，但其中也存在着极少量的离子。
资料
电导率仪
pH试纸使用方法
将pH试纸放在玻璃片上，用干燥、洁净的玻璃棒蘸待测液点在pH试纸上，然后与标准比色卡进行对照，读出所测溶液的pH。
广泛pH试纸
精密pH试纸
活动2
测定纯水的pH（常温）
pH＝7
结论：纯水能发生微弱的电离。
c(H+)＝c(OH-)＝1×10-7
mol/L
（1）1
L水的物质的量
n(H2O)＝55.6
mol
（2）水中H+和OH-浓度
（3）总的水分子与已电离
的水分子之间的比例
55.6
mol
H2O中，只有1×10-7
mol发生电离
测定结果：
请计算：
活动2
测定纯水的pH（常温）
一、水的电离
H2O
+
H2O
H3O+
+
OH
H2O
H+
+
OH
简写：
水是一种极弱的电解质，能发生微弱的电离。
+
+
+
-
?
?
KW＝c(H+)·c(OH-)
KW
叫做水的离子积常数，简称水的离子积。
当水的电离达到平衡时，电离产物H+和OH-浓度
之积是一个常数，记作KW：
H2O
H+
+
OH
?
Kw＝c(H+)·c(OH-)
1.表达式：
特别提示：
常温时，KW＝c(H+)·c(OH-)＝1×10-14
二、水的离子积常数
①
KW
为常数，无单位
SCIENCE
2016.9
任务二
探究影响水电离平衡的因素。
设计实验方案，寻找证据
影响水电离平衡的因素
实验方案
实验现象
实验结论
H2O
H+
+
OH
?
实验
改变c(OH-)
改变c(H+)
改变温度
实验方案
加入NaOH固体，冷却后测溶液的pH
通入HCl气体，测溶液的pH
升高温度、降低温度，分别测水的pH
实验现象
实验结论
任务二
探究影响水电离平衡的因素。
H2O
H+
+
OH
?
用pH计测量溶液的pH
pH计，又叫酸度计。
可用来精密测量溶液的pH，其量程为0～14。
活动1
向水中逐渐加入少量NaOH固体，分别配制成
0.001
mol/L和0.1
mol/L
NaOH溶液，测定
两溶液的pH（常温）。
H2O
H+
+
OH-
NaOH
Na+
+
OH-
粒子的种类、来源
粒子的相互作用
？
实验事实
NaOH溶液
pH（常温）
0.001
mol/L
11.0
0.1
mol/L
13.0
H2O
H+
+
OH-
NaOH
Na+
+
OH-
加入NaOH，瞬间溶液中c(OH-)增大
水的电离平衡逆向移动
c(H+)减小，pH增大
粒子的种类、来源
粒子的相互作用
结论：向水中加入碱，c(OH-)增大，水的电离平衡
逆向移动。
0.1
0.001
0.1
0.001
c(NaOH)
水电离出的
c(H+)水
1.0×10－13
1.0×10－11
溶液中c(OH-)
＝c(OH-)水
pH
13.0
11.0
c(H+)·c(OH-)
1.0×10－14
1.0×10－14
溶液中c(H+)
1.0×10－13
1.0×10－11
注：表中浓度单位均为mol/L
定量讨论
≈c(OH-)NaOH
H2O
H+
+
OH
?
＝c(H+)水
c(H+)、c(OH-)分别指溶液中总的H+浓度、总的OH-浓度
0.1
0.001
0.1
0.001
c(NaOH)
水电离出的
c(H+)水
1.0×10－13
1.0×10－11
溶液中c(OH-)
＝c(OH-)水
pH
13.0
11.0
c(H+)·c(OH-)
1.0×10－14
1.0×10－14
溶液中c(H+)
1.0×10－13
1.0×10－11
注：表中浓度单位均为mol/L
定量讨论
≈c(OH-)NaOH
H2O
H+
+
OH
?
＝c(H+)水
常温时，两溶液中c(H+)·c(OH-)相等，这是巧合吗？
pH
11.0
11.7
12.0
pH
12.3
12.7
13.0
编号
①
②
③
编号
④
⑤
⑥
实验事实
配制6种不同浓度NaOH溶液，用pH计测定溶液的pH
编号
①
②
③
④
⑤
⑥
c(NaOH)
1×10-3
5×10-3
1×10-2
2×10-2
5×10-2
1×10-1
c(OH-)
pH
c(H+)
1×10-3
5×10-3
1×10-2
2×10-2
5×10-2
1×10-1
2×10-12
5×10-13
2×10-13
1×10-11
1×10-12
1×10-13
注：表中浓度单位均为mol/L
数据处理
c(H+)·c(OH-)
1×10－14
【结论】常温时，稀NaOH溶液中c(H+)·c(OH-)为常数。
11.0
11.7
12.0
12.3
12.7
13.0
Kw
＝
c(H+)·c(OH-)
1.表达式：
特别提示：
常温下，KW
＝c(H+)·c(OH-)＝1×10-14
②
KW
不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质水溶液
二、水的离子积常数
③
c(H+)表示溶液中总的H+浓度,
c(OH-)表示溶液中总的OH-浓度
H2O
H+
+
OH-
?H
＞0
【预测】升高温度，水的电离平衡正向移动。
【实验方案】将水分别升高温度、降低温度，
测量水的pH。
结论：升高温度，水的电离平衡正向移动，Kw
增大。
实验事实
t/℃
10
25
90
pH
7.3
7.0
6.2
Kw/10-14
活动2
用pH计测定不同温度下纯水的pH，计算Kw。
0.296
1.01
37.1
Kw
＝c(H+)·c(OH-)
1.表达式：
常温时，KW
＝c(H+)·c(OH-)＝1×10-14
二、水的离子积常数，简称水的离子积
2.Kw
的影响因素
Kw
与温度有关，温度升高，Kw
增大
体系
纯水
（常温）
向纯水中加入少量盐酸（常温）
向纯水中加入少量NaOH溶液（常温）
纯水
（90
℃）
c(H+)
c(OH-)
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-)
c(H+)和c(OH-)
的大小比较
思考与讨论
增大
减小
根据水的电离平衡:
，比较下列情况中，c(H+)和c(OH-)的值或变化趋势（增大或减少）
H2O
H+
+
OH-
c(H+)＝c(OH-)
增大
增大
1.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
三、溶液的酸碱性与pH
pH＝-lgc(H+)
c(H+)＝1×10-3
mol/L，
pH＝-lg10-3＝3
pH＝-lg10-10＝10
c(OH-)＝1×10-4
mol/L
例1：
1×10-3
mol/L盐酸，求溶液的pH。
例2：
常温下，1×10-4
mol/L
NaOH溶液，求溶液的pH。
c(H+)＝KW
/c(OH-)＝1×10-10
mol/L
pH的适用范围：
c(H+)和c(OH-)都较小的稀溶液（小于1
mol/L）
[追加条件]若该溶液是在
25
℃时，
10
℃时，
90
℃时，
溶液的酸碱性又如何？
任务三
t
℃
时，某溶液中c(H+)＝1×10-7
mol/L，
分析该溶液的酸碱性。
t
℃
KW
c(H+)
(mol·L-1)
c(OH-)
(mol·L-1)
c(H+)和c(OH-)
的大小比较
溶液的
酸碱性
25
10
90
1×10-14
1×10-7
1×10-7
c(H+)＝c(OH-)
中性
＜1×10-14
1×10-7
＜1×10-7
c(H+)＞c(OH-)
酸性
＞1×10-14
1×10-7
＞1×10-7
c(H+)＜c(OH-)
碱性
Kw＝c(H+)·c(OH-)
2.pH大小与溶液的酸碱性关系
(常温)
pH
溶液的酸碱性
pH＜7
溶液呈酸性，pH越小，酸性越强
pH＝7
溶液呈中性
pH＞7
溶液呈碱性，pH越大，碱性越强
c(H+)
常温时，将1
mL
1×10-5
mol/L的盐酸
稀释至1000
mL，测得稀释后溶液的pH为6.96。
试分析：
（1）稀释后溶液中存在哪些粒子？
（2）这些粒子的来源是什么？
（3）每种离子的浓度是多少？
学以致用
H2O
H+
+
OH-
HCl
H+
+
Cl-
pH＝6.96，
可知
c(H+)总＝10-6.96
mol/L
c(OH-)＝
1×10-14
KW
c(H+)总
＝
＝9.1×10-8
mol/L
10-6.96
c(OH-)水
＝
c(H+)水
＝
9.1×10-8
mol/L
OH-只来自H2O的电离
H+来自HCl和H2O的电离
c(H+)酸
＝
1×10-8
mol/L
c(OH-)＝
学以致用
＝
1×10-5
mol/L
103
盐酸
H+
OH-
：H2O电离
HCl电离的H+
H2O电离的H+
主要
次要
稀释前
pH＝5
稀释后
pH＝6.96
次要
主要
弱电解质的电离平衡
H2O
H+
+
OH
?H
＞0
1.可逆过程
2.化学平衡移动原理
3.水的离子积
Kw
4.pH
总结提升
定性
定量
理论
模型
定性
定量
?
一、水的电离
定性
定量
H2O
H+
+
OH-
KW＝c(H+)·c(OH-)
温度
浓度
升温，平衡正向移动
降温，平衡逆向移动
c(H+)或c(OH-)增大，
平衡逆向移动
常温时，pH＝7
二、溶液的酸碱性
c(H+)
＝
c(H+)
c(H+)
＞
c(H+)
c(H+)
＜
c(H+)
中性
酸性
碱性
常温时，KW＝1×10-14
pH＜7
pH＞7
pH＝－lgc(H+)(共31张PPT)
水的电离和溶液的pH（第二课时）
“pH”是由丹麦化学家彼得·索仑森1909年提出的。
索仑森当时在一家啤酒厂工作，经常要化验啤酒中所含
H+浓度。每次化验结果都要记录许多个零，这使他感到
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。
化学史话
pH应用
身体健康
日常生活
工农业生产
科学研究
环保领域
酸碱中和滴定:
利用酸碱中和反应，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。
任务一
实验室有一瓶未知浓度的NaOH溶液，一瓶
浓度为0.100
0
mol/L的HCl溶液，如何准
确测出NaOH溶液的浓度？
定量分析
测定物质中元素、离子、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、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。
一、滴定原理
1.中和反应的实质：
2.在酸碱恰好反应时，
若是一元酸和一元碱反应
c酸·V酸＝c碱·V碱
酸碱中和滴定实验
H+
+
OH
H2O
?
n(H+)＝n(OH
)
?
待测定
量取一定体积
已知0.100
0
mol/L
V[HCl(aq)]
V[NaOH(aq)]
＝c(HCl)
.
c(NaOH)
.
c(HCl)
V[HCl(aq)]
c(NaOH)
＝
.
V[NaOH(aq)]
【问题1】需测得哪些数据能计算出c(NaOH)？
思考：在下列仪器中选出能够准确量取溶液体积的仪器
准确测量参加反应的两种溶液的体积
选用更加精确的仪器
酸式滴定管
碱式滴定管
【问题2】你认为中和滴定实验要解决的关键问题是什么？
最小分刻度：0.1
mL
可估读到
0.01
mL
二、主要仪器
碱式滴定管
酸式滴定管
滴定管夹
铁架台
锥形瓶
﹡标识
标有量程、使用温度、刻度(“0”刻度
在上方，越往下读数越大）
﹡最小分刻度：0.1
mL
可估读到
0.01
mL
﹡类型
酸式滴定管（A）：酸性、氧化性的试剂
碱式滴定管（B）：碱性的试剂
V
＝
V末－V初
＝
18.50
mL－2.50
mL
＝
16.00
mL
V初
V末
V
＝
V末－V初
25.00
mL
待测NaOH溶液
0.100
0
mol/L
盐酸
待测
NaOH溶液
盐酸的
体积？
方法：在待测溶液中加入酸碱指示剂
【问题3】
如何判断中和反应什么时候“恰好”反应
完全（即判断滴定终点）？
三、滴定终点的确定
几种常用指示剂的变色范围
pH
酚酞
甲基橙
石蕊
【困惑】强酸与强碱“恰好”反应时，所得溶液
的pH＝7，用酚酞作指示剂时，实际滴定终点的
pH＝8.2，为什么可以将滴定终点当成“恰好”
反应的点？
计算：用0.200
0
mol/L盐酸滴定20.00
mL
0.200
0
mol/L
NaOH溶液过程中溶液的pH，填入下表：
V[HCl(aq)]/mL
19.98
(少加半滴)
20.00
20.02
（多加半滴）
溶液的pH
任务二
探究滴定终点前后溶液的pH变化
滴定时，每滴溶液的体积约为0.04
mL
（1）V[HCl(aq)]＝20.00
mL时，酸和碱恰反应完全
pH＝7
n(H+)＝n(OH-)
任务二
探究滴定终点前后溶液的pH变化
c(OH-)＝
0.200
0
mol/L×(20.00－19.98)
mL×10-3
L/mL
(20.00＋19.98)
mL×10-3
L/mL
＝1×10-4
mol/L
（2）少加入半滴HCl溶液，即V[HCl(aq)]＝19.98
mL时
碱过量：c(OH-)
n(OH-)
V(混合液)
＝
→c(H+)
→pH
0.200
0
mol/L×0.02
mL×10-3
L/mL
40
mL×10-3
L/mL
≈
c(OH-)
常温下：c(H+)＝
pH＝?lgc(H+)＝?lg10-10
＝10
1×10-14
1×10-4
KW
c(OH-)
＝
＝1×10-4
mol/L
＝1×10-10
mol/L
（3）多加入半滴HCl溶液，即V[HCl(aq)]＝20.02
mL时
c(H+)＝
0.200
0
mol/L×0.02
mL×10-3
L/mL
(20.00＋20.02)
mL×10-3
L/mL
＝1×10-4
mol/L
pH＝?lgc(H+)＝?lg10-4
＝4
酸过量：c(H+)→pH
n(H+)
V(混合液)
＝
≈
0.200
0
mol/L×0.02
mL×10-3
L/mL
40
mL×10-3
L/mL
计算：用0.200
0
mol/L盐酸滴定20.00
mL
0.200
0
mol/L
NaOH溶液过程中溶液的pH，填入下表：
V[HCl(aq)]/mL
19.98
(少加半滴)
20.00
20.02
（多加半滴）
溶液的pH
10
7
4
任务二
探究滴定终点前后溶液的pH变化
pH
12
10
8
6
4
2
10
20
30
40
反应终点
V[HCl(aq)]/mL
中和反应过程中的pH变化曲线
突变范围
0
V[HCl(aq)]/mL
19.98
20.00
20.02
pH
10
7
4
误差
-0.1%
0
+0.1%
几种常用指示剂的变色范围
指示剂选择原则：在突变范围内指示剂有明显的颜色变化。
石蕊的紫色和蓝色差别不够明显，不用作指示剂。
25.00
mL
待测NaOH溶液
0.100
0
mol/L
盐酸
酚酞
甲基橙
石蕊
pH
12
10
8
6
4
2
10
20
30
40
反应终点
V[HCl(aq)]/mL
中和反应过程中的pH变化曲线
突变范围
0
酚酞
甲基橙
酸碱指示剂的颜色在pH突变范围发生明显的改变，
就能以允许的误差表示反应已完全，即为滴定终点。
三、滴定终点的确定
教科书89-90页
实验活动2
用0.100
0
mol/L的HCl溶液测定未知浓度的NaOH溶液
1.滴定前准备
2.滴定
3.判断终点
4.读数
5.记录数据
四、操作步骤
强酸与强碱的中和滴定
平行滴定三次，记录相关数据
滴定
次数
待测NaOH溶液的体积/mL
已知浓度HCl溶液
滴定前读数
滴定后读数
体积/mL
25.00
25.00
25.00
3
2
1
0
0
0
27.84
27.84
27.83
27.83
27.85
27.85
五、数据计算
实验次数
HCl溶液的体积/mL
待测NaOH溶液的体积/mL
1
27.84
25.00
2
27.83
25.00
3
27.85
25.00
实验1：
c(HCl)
·V[HCl(aq)]
c1(NaOH)
＝
V[NaOH(aq)]
0.100
0
mol/L×0.027
84
L
0.025
00
L
0.111
4
mol/L
＝
＝
实验1：
c(HCl)
·V[HCl(aq)]
c1(NaOH)
＝
V[NaOH(aq)]
0.111
4
mol/L
同理可得，实验2：c2(NaOH)＝0.111
3
mol/L
实验3：c3(NaOH)＝0.111
4
mol/L
将三次滴定测出的待测NaOH溶液浓度取平均值：
c(NaOH)
0.111
4
mol/L
+
0.111
3
mol/L
+
0.111
4
mol/L
0.111
4
mol/L
＝
＝
＝
3
五、数据计算
总结提升
中和滴定实验
定量分析
核心：减少误差
仪器选用
指示剂的选择
依据：中和反应
数据处理
