1 / 92

第二节 水的电离和溶液的酸碱性

第二节 水的电离和溶液的酸碱性. 授课人：董 啸. 研究电解质溶液时往往涉及溶液的酸碱性，而酸碱性与水的电离有密切的关系。那么水是不是电解质？水是如何电离的呢？. 一 . 水的电离. 1 ．水的电离 精确的实验证明，水是一种极弱的电解质，它能微弱地电离，生成 H 3 O + 和 OH － 。 水的电离方程式可表示为： H 2 O + H 2 O H 3 O + + OH — 简写为： H 2 O H + + OH —. 由于水是一种极弱的电解质，也存在电离平衡，水的电离常数为：. 2 ．水的离子积.

rosalia-woriega
Télécharger la présentation

第二节 水的电离和溶液的酸碱性

An Image/Link below is provided (as is) to download presentation Download Policy: Content on the Website is provided to you AS IS for your information and personal use and may not be sold / licensed / shared on other websites without getting consent from its author. Content is provided to you AS IS for your information and personal use only. Download presentation by click this link. While downloading, if for some reason you are not able to download a presentation, the publisher may have deleted the file from their server. During download, if you can't get a presentation, the file might be deleted by the publisher.

E N D

Presentation Transcript

  1. 第二节 水的电离和溶液的酸碱性 授课人：董 啸

  2. 研究电解质溶液时往往涉及溶液的酸碱性，而酸碱性与水的电离有密切的关系。那么水是不是电解质？水是如何电离的呢？研究电解质溶液时往往涉及溶液的酸碱性，而酸碱性与水的电离有密切的关系。那么水是不是电解质？水是如何电离的呢？

  3. 一.水的电离 1．水的电离 • 精确的实验证明，水是一种极弱的电解质，它能微弱地电离，生成H3O+和OH－。 • 水的电离方程式可表示为： H2O + H2O H3O+ + OH— • 简写为：H2O H+ + OH—

  4. 由于水是一种极弱的电解质，也存在电离平衡，水的电离常数为：

  5. 2．水的离子积 • 在25℃时，1升水中共有55.56 mol水分子，但其中只有1×10－7mol水分子发生电离，电离前后水的总物质的量几乎不发生变化。因此，水的物质的量浓度可以看做常数。 c(H+)·c(OH-)=K电离·c(H2O)= Kw

  6. ①水的离子积常数： • 将K电离与c(H2O)的积称为一个常数，叫做水的离子积常数。简称水的离子积，符号为：Kw 。 • 实验测定，由于25℃时，c(H+)= c(OH—)= 1×10-7mol/L。所以25℃时，Kw = c(H+)·c(OH-)=1×10-14（省去单位）。 • 在25℃时，Kw = c(H+)·c(OH-)=1×10-14

  7. 【思 考】 • 当温度升高时，Kw如何变化？影响Kw的因素是什么？（电离过程是吸热过程） • 影响因素：温度越高，Kw越大，水的电离度越大。对于中性水，尽管Kw、电离度增大，但仍是中性水，所以[H+]=[OH-]。

  8. 〖分析〗比较不同温度下的Kw

  9. 〖思考与交流〗 • 从以上数据中发现什么递变规律？以上数据说明温度与水的电离程度之间存在什么关系？ • 升高温度，水的电离程度______，水的电离平衡向____移动，Kw_____。 • 降低温度，水的电离程度______，水的电离平衡向____移动，Kw_____。 增大 正移 增大 减小 逆移 减小

  10. 3、溶液的酸碱性与c(H+)和c(OH—)的关系 【思考与交流】 利用平衡移动原理分析，酸和碱对水的电离平衡的影响。比较酸碱溶液中c(H+) 和c(OH－)的值或变化趋势。酸性溶液中是否存在OH－，碱性溶液中是否存在H+。

  11. 增大 • ①在一定温度时，向水中加入盐酸后，溶液中[H+]______，水的电离平衡向_____移动，水的电离程度_____， Kw_____，而[OH-]_____。 • ②在一定温度时，向水中加入加入氢氧化钠后，溶液中[OH-] ______，水的电离平衡向_____移动，水的电离程度______， Kw______，而[H+] _______ 。 减小 逆向 不变 减小 增大 逆向 减小 减小 不变

  12. 比 较 探究溶液的酸碱性与c（H+）和c（OH—）的关系。

  13. 比 较 探究溶液的酸碱性与c（H+）和c（OH—）的关系。

  14. 比 较 探究溶液的酸碱性与c（H+）和c（OH—）的关系。

  15. 比 较 探究溶液的酸碱性与c（H+）和c（OH—）的关系。

  16. 结 论 • 常温下，水的离子积Kw=c(H+)·c(OH-) =1×10-14，不仅适用于纯水，也适用于电解质的水溶液。

  17. 4、水的离子积的应用 • 水的离子积常数有非常重要的应用，例如通过它可求算酸或碱溶液中的［OH-］或［H+］。

  18. 学以致用 例1．求25℃时0.1mol／L盐酸中的[OH-]。 例2．已知25℃时0.1mol／LHAc，α=1.32％，求［OH-］。

  19. 活学活用 • 1．某温度下，纯水中的[H+]约为1×10-6mol／L，则[OH－]约为（ ）。 • （A）1×10-8mol／L • （B）1×10-7mol／L • （C）1×10-6mol／L • （D）1×10-5mol／L C

  20. 2．已知25℃的某溶液的[OH-]为1×10-3mol／L，计算该溶液的［H+］。 • 3．已知25℃的0.1mol／L氢氰酸（HCN），α=0.01％，求由水电离出的[OH- ] 。

  21. 【特别说明】 • ①水中加酸或碱后均抑制水的电离，但由水电离出的c(H+)与c(OH—)总是相等。 • ②任何电解质溶液中，H+与OH-总是共存，但不能大量共存。溶液的酸、碱性主要取决于c(H+)与c(OH-)的相对大小。C(H+)与c(OH-)成反比，且Kw=c(H+)·c(OH-)不变。

  22. 二、溶液的酸碱性和pH： • 常温下，水的离子积Kw=c(H+)·c(OH-) =1×10-14，不仅适用于纯水，也适用于电解质的水溶液。 中性溶液：c(H+)= c(OH-) =1×10-7mol/L 酸性溶液：c(H+)>c(OH-)， c(H+)> 1×10-7mol/L, c(OH-) < 1×10-7mol/L. 碱性溶液：c(H+)<c(OH-)， c(H+)< 1×10-7 mol/L, c(OH-) > 1×10-7mol/L.

  23. 在酸性溶液中，c(H+)越大，c(OH-)越小，酸性越强，在碱性溶液中c(OH-)越大，c（H+）越小，碱性越强。所以，可以用c(H+)和c(OH-)表示酸碱性强弱。在酸性溶液中，c(H+)越大，c(OH-)越小，酸性越强，在碱性溶液中c(OH-)越大，c（H+）越小，碱性越强。所以，可以用c(H+)和c(OH-)表示酸碱性强弱。 通常人们选用c(H+)或c(OH-)表示溶液酸碱性，但是我们经常用到一些溶液的c(H+)很小，如c(H+)=1×10-6 mol/L的溶液，用这样的量来表示溶液的酸碱性强弱很不方便。为此，化学上常采用pH来表示溶液酸碱性的强弱。

  24. 1、溶液的pH （1）定义：氢离子浓度的负对数就是溶液的pH。 pH=－lg c(H+) • 0.1mol/LHCl pH=1； • 0.01mol/LHCl pH=2 • 0.1mol/LNaOH pH=13； • 0.01mol/LNaOH pH=12

  25. （2）溶液的酸碱性和pH的关系（常温）： • 中性溶液：c(H+)=c(OH－)， c(H+)=1×10-7mol/L，pH=7 • 酸性溶液：c(H+)>c(OH－)， c(H+)>1×10-7mol/L，pH<7 • 碱性溶液：c(H+)<c(OH－)， c(H+)<1×10-7mol/L，pH>7

  26. pH值是溶液酸碱性的量度 常温下，pH=7溶液呈中性； 酸性溶液，pH值越小，溶液的酸性越强，pH值越大，溶液的酸性越弱； 碱性溶液，pH值越大，溶液的碱性越强，pH值越小，溶液的碱性越弱。

  27. （3）有关pH值的几个注意问题： • ①适应范围：当C(H+)>1mol/L时，pH值为负数，当C(OH-)>1mol/L时，pH>14。 对于C(H+)或C(OH-)大于1mol/L的溶液，用pH值表示反而不方便，直接用浓度表示酸碱性。所以,pH值仅适用于C(H+)或C(OH‑)小于等于1mol/L的稀溶液。pH值范围在0-14之间。

  28. ②pH=0的溶液并非没有H+，而是C(H+)=1mol/L，C(OH-)=1×10-14mol/L；pH=14的溶液并非没有OH-，而是C(OH-) =1mol/L，C(H+)=1×10-14mol/L。 • ③pH改变一个单位，C(H+)就改变10倍，即pH每增大一个单位，C(H+)就减小到原来的1/10；pH每减小一个单位，C(H+)就增大到原来的10倍。

  29. （4）pH值的测定 ①用pH试纸测定溶液的pH值 方法：用洁净的干玻璃棒直接蘸取少许待测液，滴在pH试纸上，将pH试纸显示的颜色随即与标准比色卡对照，确定溶液的pH值。 注意：不能将pH试纸先用水沾湿或用湿的玻璃棒，因为这样做，实际上已将溶液稀释，导致所测定的pH不准确；要迅速与标准比色卡对照，因为时间长了，试纸所显示的颜色会改变，致使测得的pH不准。

  30. ②用pH计测定溶液的pH值 用pH计（也叫酸度计）可以直接测定溶液的pH值。

  31. 2、有关溶液pH的计算 • （1）直接计算： • 利用已知的酸或碱的浓度，算出溶液中的氢离子浓度，然后代入公式进行计算。 pH=－lg c(H+) pH=14+lgc(OH-)

  32. 例1.求0.05mol/L H2SO4的pH值。 解： c(H+)=2×0.05mol/L=0.1mol/L

  33. 例2.求0.005mol/L Ba(OH)2溶液的pH值。 解： c(OH-)=2×0.005mol/L=0.01mol/L

  34. 练习 请计算下列溶液的pH值。（lg2=0.3） ①200mL0.01mol/L的盐酸溶液 ②200mL0.001mol/L的硫酸溶液 ③200mL0.001mol/L的NaOH溶液

  35. （2）混合计算：强酸、强碱自相或互相混合（体积变化忽略不计）（2）混合计算：强酸、强碱自相或互相混合（体积变化忽略不计） • ①酸I+酸II： • ②碱I+碱II：

  36. ③酸I+碱II：当按所给反应物质的量之比计算时，谁多谁过剩，溶液呈谁性，计算时按谁的计算。 • 完全中和：[H+] = [OH-] = 1×10-7mol/L • 酸过量： • 碱过量：

  37. 例3.将pH=3和pH=5的盐酸等体积混合，求混合后溶液的pH值。例3.将pH=3和pH=5的盐酸等体积混合，求混合后溶液的pH值。 解：

  38. 例4.将pH=9和pH=8的氢氧化钠溶液等体积混合，求混合后溶液的pH值。例4.将pH=9和pH=8的氢氧化钠溶液等体积混合，求混合后溶液的pH值。 解：pH=9 c(H+)=1×10-9 pH=8 c(H+)=1×10-8

  39. 例4.将 0.1mol/L 盐酸和0.06mol/L Ba(OH)2溶液等体积混合，求该溶液的pH值。 解： 0.1×V ＜0.06×2×V ∴溶液呈碱性

  40. （3）溶液稀释计算 • ①强酸溶液： • 酸溶液稀释时，先直接计算稀释后的溶液的H+浓度，然后代入公式计算出溶液的pH。稀释后溶液的pH增大，但不能大于7。

  41. ②强碱溶液： 碱溶液稀释时，先求出溶液稀释后的溶液的OH-浓度，再利用水的离子积常数计算出溶液的H+浓度，最后代入公式计算出溶液的pH（也可以利用公式pH=14+lgc(OH-)直接计算）。稀释后溶液的pH减小，但不能小于7。 注意：绝对不能直接利用原溶液的氢离子浓度，计算出稀释后溶液的氢离子浓度。否则，会得出错误的结论。

  42. 例5. 将pH=3的强酸溶液体积稀释到原来体积的100倍，求稀溶液的pH值。 解：pH=3 c(H+)=1×10-3mol/L 结论：pH增大n个单位， c(H+)减小10n倍。

  43. 例6.将pH=6的强酸溶液体积稀释到原来体积的100倍，求稀溶液的pH值。例6.将pH=6的强酸溶液体积稀释到原来体积的100倍，求稀溶液的pH值。 答：pH≈7 前者溶液的c(H+)较大，稀释的程度不是很大，计算稀溶液的pH值时忽略水电离产生的氢离子，而后者溶液的c(H+)较小，相对来说稀释程度较大，故应考虑水电离产生的氢离子。

  44. 经验规律：强酸等体积稀释，稀释后的pH=pH0+0.3；强碱等体积稀释，稀释后的pH= pH0－0.3。 • 分别加水稀释m倍时，溶液的物质的量的浓度均变为原来的 1/m , 强酸中c(H+)变为原来的1/m ,但弱酸中c(H+)减小小于m倍，故稀释后弱酸酸性强于强酸。

  45. 例7．求下列溶液的pH： • （1）某H2SO4溶液的浓度是0·005mol/L ①求此溶液的pH；②用水稀释到原来体积的100倍；③再继续稀释至104倍。 • （2）pH=3的盐酸与pH=5的硫酸等体积混合。 • （3）pH=10和pH=12的两种NaOH溶液等体积混合。 • （4）pH=12的NaOH和pH =4的HCl等体积混合。

More Related