水的電離和溶液的酸堿性講學(xué)稿

1、水的電離和溶液的酸堿性講學(xué)稿江蘇省句容高級(jí)中學(xué) 王泰山教學(xué)目標(biāo)：1、影響水的電離的因素、2、溶液的酸堿性判斷3、溶液pH的計(jì)算4、中和滴定重難點(diǎn)：溶液pH的計(jì)算，中和滴定【引入】一、 水的電離和溶液的酸堿性1、水的離子積KW = c(H)c(OH) 水的離子積只與溫度有關(guān)，升高溫度，Kw增大，降低溫度，Kw減小。不僅適用于純水，還適用于以水為溶劑的稀溶液。2、影響水的電離平衡的因素 溫度：升高溫度能促進(jìn)水的電離，使c(H)和c(OH)同等幅度增大，pH變小，KW增大。但由于c(H)和c(OH)始終保持相等，不同溫度下的水均顯中性； 酸或堿：在水中加入酸或堿均抑制水的電離，但溫度不變，Kw不變。

2、酸溶液中：Kw = 由水電離出的堿溶液中：由水電離出的鹽：I、能水解的正鹽：在水中加入能水解的正鹽，均能促進(jìn)水的電離。若保持溫度不變，KW 不變，但水電離出的c(H)和c(OH)同等幅度增大；、；電離后顯酸性的：抑制水的電離，如：HSO4 (只電離）、HSO3 、 H2PO4（電離強(qiáng)于水解）II、酸式鹽：水解程度大于電離的：促進(jìn)水的電離 其它因素：活潑金屬。由于活潑金屬能置換出水電離出的H ，因而促進(jìn)水的電離。【練習(xí)】1、25時(shí)，某溶液由水電離出的c（H+）=1×10-12mol/L，該溶液的pH可能是（ ） A、12 B、 7 C、 5 D 22、室溫下，在pH=11的某溶液中，由

3、水電離出的c（OH-）的濃度可能是（ ）1.0×10-7mol/L 1.0×10-6mol/L 1.0×10-3mol/L 1.0×10-11mol/L A、 B、 C、 D、二、溶液的酸堿性和pH1、溶液的酸堿性,取決于溶液中H、OH的相對大小，而不是溶液的pH值。 酸性溶液C(H)>C(OH)，中性溶液C(H)=C(OH)，堿性溶液C(H)<C(OH)c(H+)1mol/L 用c(H+)2、溶液酸堿性的表示方法0<c(H+)<1mol/L pH溶液的pH（1） 計(jì)算方法：pH-lgc(H+)（2）適用范圍：0<c(H+)

4、<1mol/L（3） 溶液酸堿性測定方法：pH試紙；酸堿指示劑，pH計(jì)注意：（1）pH試紙的使用方法（2）pHlgH,pOHlgOH ，pHpOHlgH·OHlgKwpKw 室溫時(shí)：酸性溶液pH7，中性溶液pH7，堿性溶液pH7，pHpOH143、溶液酸堿性的定性判斷 酸性越強(qiáng),pH值越小,堿性越強(qiáng),pH值越大,pH值減小一個(gè)單位,H就增大到原來的10倍，pH值減小n個(gè)單位，H的增大到原來的10n倍. 任意水溶液中H0,但pH可為0,此時(shí)H1mol/L，一般H1mol/L時(shí) pH0.故直接用H+表示. 例:已知某溶液中室溫下由水電離出的OH1×10amol/L，且a7

5、，則此溶液的pH可為_. 解析 OH1×10amol/L1×107mol/L 水的電離受到抑制,故可為酸溶液,也可為堿溶液. 當(dāng)為酸溶液時(shí),溶液中OH即為水電離出的OH,故 【練習(xí)】如同"pH為溶液中的c(H+)的負(fù)對數(shù)"一樣，"pOH則是溶液中c(OH)的負(fù)對數(shù)"。在下列所表示的溶液中，一定呈中性的是A由等體積、等物質(zhì)的量濃度的一元酸跟氫氧化鈉溶液混合所形成的溶液Bc(H+)=1×107mol·L1的溶液CpH=14pOH的溶液    DpH=pOH的溶液答案：D三、PH計(jì)算1. 單

6、一溶液的pH值計(jì)算pH=-lgc(H+)2. 溶液的稀釋：規(guī)律：酸：pH= a，加水稀釋10n倍，強(qiáng)酸：pH= a + n，弱酸：pH < a + n 無限稀釋，pH接近7，但不會(huì)小于7堿：pH= b，加水稀釋10n倍，強(qiáng)堿：pH= b+ n，弱堿：pH > b+ n 無限稀釋，pH接近7，但不會(huì)小于7。3. 酸酸混合或堿堿混合溶液pH值計(jì)算（1）強(qiáng)酸混合： （2）強(qiáng)堿混合： 然后再求算C（H+）。4. 酸堿混合（1）強(qiáng)酸和強(qiáng)堿 恰好完全反應(yīng)：pH=7 酸過量時(shí)： 堿過量時(shí)：然后再求算C（H+）（2）強(qiáng)酸強(qiáng)堿混合，反應(yīng)呈中性，求酸堿的體積比 假設(shè)，酸的pH為a，體積為va，堿的pH

7、為b，體積為vb,10-a×Va= 1014-b×Vb 所以：【問題】1、強(qiáng)酸強(qiáng)堿混合，反應(yīng)后溶液呈中性：若a + b= 14，則va = vb若a + b > 14 則va > vb若a + b < 14 則va < vb2、強(qiáng)酸強(qiáng)堿等體混合：若a + b = 14，則溶液呈 性。若a + b > 14，則溶液呈 性。若a + b < 14，則溶液呈 性3、 pH和為14的強(qiáng)酸和弱堿等體混合，堿過量，溶液呈堿性4、 pH和為14的弱酸和強(qiáng)堿等體混合，酸過量，溶液呈酸性【總結(jié)】1、利用pH關(guān)系判斷H和OH那個(gè)過量的問題的技巧：其中，x、y

8、為堿和酸的體積，a和b為堿和酸的pH2、酸按酸，堿按堿；兩墻相混弱點(diǎn)三；酸堿中和看過量；無限稀釋7為限例題：常溫下有一pH為12的NaOH的溶液100mL，如果將其PH降為11， (1)若用蒸餾水應(yīng)加入          mL(2)若用pH=10的NaOH溶液應(yīng)加入     mL(3)若用pH2的鹽酸應(yīng)加入     mL；(4)若用001m01·L1H2SO4應(yīng)加入     mL。答案：(1)900 (2)1000 (3)818 (4)4285練習(xí)：將pH=5的H2SO4溶液稀釋1000倍后，溶液中SO42離子濃度與H+離子濃度的比值約為