选修4_第三章_第二节_水的电离及溶液的酸碱性.pptVIP

溶液的酸碱性与pH 定义：是[H+]的负对数，即pH=－lg [H+]。 如：[H+] = 1×10—7mol/L， pH=－lg10—7 ＝7.0 　　[H+] = 1×10—5mol/L， pH=－lg10—5 ＝5.0 　　[H+] = 1×10—9mol/L， pH=－lg10—9 ＝9.0 注意：当溶液中[H+]或[OH-]大于1mol/L时，不用pH表示溶液的酸碱性。 pH与溶液的酸碱性(25℃时) 练习 1、有甲、乙两种溶液，甲溶液的pH是乙溶液的两倍，则甲溶液中[H+]与乙溶液中[H+]的关系是 　　A. 2:1 　 B. 100:1 　　C. 1:100 D. 无法确定 2、已知浓度均为0.1mol/L的8种溶液：①HNO3 ②H2SO4 ③HCOOH ④Ba(OH)2 ⑤NaOH ⑥CH3COONa ⑦KCl ⑧NH4Cl 　其溶液pH由小到大的顺序是： 改变溶液pH的常用方法 有关pH的计算 有关pH的计算 练习 1、弱酸HY溶液的pH=3.0，将其与等体积水混合后的pH范围是 ( ) A. 3.0～3.3 B. 3.3～3.5 C. 3.5～4.0 D. 3.7～4.3 2、25℃时，将某强酸和某强碱溶液按1:10的体积比混合后溶液恰好中性，则混合前此强酸与强碱溶液的pH之和是 A. 12 B. 13 C. 14 D. 15 三、pH的应用 练习 1、pH=1的两种酸溶液A、B各1 mL，分别加水稀释到1000mL，其pH值与溶液体积的关系如图，下列说法正确的是 A、A、B两种酸溶液的物质的量浓度一定相等 B、稀释后，A酸溶液的酸性比B酸溶液强； C、若a = 4，则A是强酸，B是弱酸； D、若1 a 4，则A、B都是弱酸。 2、用pH试纸测定某无色溶液的pH时，规范的操作是 A. 将pH试纸放入溶液中观察其颜色变化，跟标准比色卡比较 B. 将溶液倒在pH试纸上，跟标准比色卡比较 C. 用干燥的洁净玻璃棒蘸取溶液，滴在pH试纸上，跟标准比色卡比较 D. 在试管内放入少量溶液，煮沸，把pH试纸放在管口，观察颜色，跟标准比色卡比较 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 ⒋酸碱指示剂的变色范围 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 红色 无色 8.2~10.0 酚酞 蓝色 红色 5.0~8.0 石蕊 黄色 红色 3.1~4.4 甲基橙 碱色 酸色 pH变色范围 指示剂 * * 第二节 水的电离 一、水的电离 1、水是一种极弱的电解质，能微弱的电离: + + H2O+H2O H3O++OH－ 平衡常数：K 电离＝ C(H+)×C(OH-） C(H2O） H2O H＋+OH－ 定量讨论： 25℃时，水电离出来的[H+]=[OH—]=10—7mol/L　，说明水的电离程度如何？ 水是一种极弱的电解质（通常的电流表无法检验其中离子） K 电离C(H2O） ＝C(H+)×C(OH-） Kw=[H+][OH-] 2、表达式： 注：常数无单位 KW 叫做水的离子积常数，简称水的离子积。 特别提示：此时的[H+ ]和[OH-]是溶液中的总量。 3、影响KW的因素 KW只是温度的函数（与浓度无关） 温度升高， KW值增大 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。 任何水溶液中都存在Kw=[H+].[OH-] （Kw 25℃ =10-14 ） 含有H+的溶液一定是酸，含OH-的溶液一定是碱吗？ 如：KW25℃=10-14 KW100℃=10-12 讨论 升高温度，Kw增大。已知KW100℃=10-12，则在100 ℃时纯水中的[H+]等于多少？ 　　 [H+]＝ 10-6 2.　温度不变，加入溶质对水的电离平衡及KW的影响。 加入酸（如：HCl）或碱（如：