水的电离和溶液的酸碱性(jh).pptxVIP

水的电离和溶液的酸碱性 一、水的电离 电离平衡 精密实验测得，室温（25 oC）下，纯水中 c(H+) = c(OH) = 1.0  107 mol/L 一定温度下，K恒定、c(H2O)在电离前后近似不变 c(H+)  c(OH) = K  c(H2O) Kw = c(H+)  c(OH) 1. 水的离子积常数 Kw = 1014 2. 水的电离平衡的影响因素 平衡移动方向 c(H+) c(OH) α(H2O) Kw 加热 加水 加酸 加碱 加Na 不移动 不变 不变 不变 不变 不变 不变 不变 （1）加热，促进水的电离，Kw变大 （2）加酸或加碱，抑制水的电离，Kw不变 （3）任一水溶液，一定温度下Kw为定值， 室温下这一数值为1014 【小结】 例：常温下，0.05 mol/L的H2SO4溶液中， c(OH)= ，水电离出的c(H+)= 。 Kw = c(H+)  c(OH) = [c(H+)水 + c(H+)酸]  c(OH)水  c(H+)酸  c(OH)水 c(OH) = c(OH)水 = Kw / c(H+)酸 = 1.0  1013 mol/L c(H+)水 = c(OH)水= 1.0  1013 mol/L 【小结】 酸溶液中的H+ 和OH H+ OH 全部由水电离产生 主要矛盾 次要矛盾 矛盾的主要方面 矛盾的次要方面（可忽略） （不可忽略） 45 oC时，c(H+) = c(OH) = 2.0  107 mol/L pH = lg c(H+) = 7  lg2  6.7 100 oC时，c(H+) = c(OH) = 1.0  106 mol/L pH = 6 此时的水显酸性吗？ 二、溶液的酸碱性 在任何情况下： c(H+) = c(OH) 1. 酸碱性的判断 中性 c(H+) c(OH) 酸性 c(H+) c(OH) 碱性 酸碱指示剂 2. 酸碱性的测定 pH试纸 pH计 定量 定性 3. 酸碱性的计算 pH = lg c(H+) 优点：便于比较酸性强弱 缺点：浓度范围有限 随着pH的增大，c(H+)降低 【例】判断下列条件下溶液pH的变化 （1）将pH = 4的盐酸稀释100倍 （2）将pH = 4的盐酸稀释1000倍 （3）将pH = 4的醋酸稀释100倍 （4）将pH = 11的NaOH溶液稀释1000倍 （5）将pH = 11的NH3H2O溶液稀释1000倍 酸算酸、碱算碱、无限稀释不越界 6 接近7，小于7 小于6 8 大于8 【例】判断下列条件下溶液pH的变化 （1）pH = 5和pH = 3的盐酸等体积混合 （2）pH = 11和pH = 9的NaOH溶液等体积混合 pH相差 ≥ 2时： 等体积强酸混合后，pH = pH小 + 0.3 等体积强碱混合后，pH = pH大  0.3 3.3 10.7 【例】判断下列条件下溶液pH的变化 （1）常温下，pH = 4的盐酸和pH = 10的Ba(OH)2溶液等体积混合 （2）常温下，99 mL 0.1 mol/L的盐酸和101 mL 0.05 mol/LBa(OH)2溶液混合 酸碱混合先中和后计算 7 11