化學3.2水電離和溶液酸堿性課件2人教版選修

思考1、回憶常見的弱電解質(zhì)有：弱酸、弱堿、2、寫出水的電離方程式及電離常數(shù)表達H2O+ H3O++ H++OH-K電離

c(H2c(H+c(OH-)=K電離c(H+)c(OH—

是一個常Kw叫做水的離子積常數(shù)，簡稱水的離子積影響KW的因KW只隨溫度而變（與濃度無關(guān)溫度升高，KW值增實驗測得在25℃，水電離出來的c(H+)=c(OH－)=10—Kw=c(H+)c(OH—)=10—條件改變對水的電離平衡及Kw的影電的電離衡移電的電離衡移動方 C(H)變化C(OH)變

結(jié)論：加酸或堿抑制水的電離；加弱離

改變條水（如CH3COO-、+)促進水4w加入逆向移增減不加入正向移減增不加入不移不不不升高30正向移增增增2、水的電離過程為H2OH+OH-，在不同溫度下其離子積為KW25℃=1×10-14，KW35℃=2.1×10-14。則下列敘DA、[H+]隨著溫度的升高而降低B、在35℃時，純水[H+＞[OH-]C、水的電離常數(shù)K25＞K35D、水的電離是一個思考2、P46思考與交流1、2、結(jié)論1在H+和OH！溶液的酸堿性跟H+和OH—濃度的關(guān)系堿性溶

c(H+)=c(OH—c(H+)＞c(OH—c(H+)＜c(OH—結(jié)論2：在任何水溶液中，均存在水的電離平衡:Kc+·c(OH-)均成立（25K25=10-14）溶液的酸堿無論是酸溶液中還是堿溶液中都同時存在HOH—！而且在一定溫度下是定值常溫下，溶液的酸堿性跟H+和OH—濃度的關(guān)系堿性溶

c(H+)＞1×10—7mol/L>c(OH—)c(H+)＜1×10—7mol/L<c(OH—3、判斷在鹽酸溶液中下列離子濃度間的關(guān)C(H+) =C(OH－)C(H+)溶液>C(OH－)溶 > 由水電離出的H+和OH-總是相在鹽酸溶液中Kc）·c（OH）公的c（H+）、c（OH-）指的是上述中的哪一個4、同理，判斷在氫氧化鈉溶液中下列離子濃度間的關(guān)系C(H+) C(H+)溶

C(OH－)C(OH－)溶C(OH－)堿<C(OH－在氫氧化鈉溶液中Kw=cH）·（H-）公式中的1、計（1）25℃時1mol/L鹽酸中由水電離的氫（2）25℃時1mol/L氫氧化鈉溶液中由水2、某溶液中由水電離產(chǎn)生的c(H+H2O=10-12mol/L，則該溶液呈酸性還是堿性？并求算該溶液中c(H+)的可能值？解答c(H+)水c(OH-)水10-12若c(H+)溶液=c(H+)水=10-12 則c(OH-)溶液=10-2溶液顯堿若c(OH-)溶液=c(OH-)水=10-12mol/Lc(H+)溶液=10-2溶液顯酸1、回憶初中所學常溫下PH大小與溶液酸堿性的關(guān)中性溶酸性溶堿性溶

pH=7c(H+)=c(OH—溶液的pH1、意義表示溶液酸堿性的強弱2、表示用H+物質(zhì)的量濃度的負對數(shù)3、計算公式：pH=-25℃，10-5mol/L鹽 1mol/L鹽 2mol/L鹽25℃，10-5mol/L氫氧化鈉溶 1mol/L氫氧化鈉 2mol/L氫氧化鈉溶的溶液的酸堿性不用PH4、用pH值表示c(H+)或c(OH—)<1mol/L的溶液的酸堿性比較方便。的溶液的酸堿性不用PH有關(guān)pH的計例3：求25℃時0.1mol/L氨水(α=1.33%)溶液的1、單一溶液的①強酸溶液pH－lg②強堿溶液c(H+)=Kw/c(OH-pH=－lg③一元弱酸溶液，設(shè)濃度為cmol/L，電離度為c(H+)=cαmol/LpH=－lgc(H+)=－lgcα④一元弱堿溶液，設(shè)濃度為cmol/L，電離度為α，先求c(H+)=Kw/c(OH-)=Kw/cα，pH=－lg 的PH值PH→7但略小于7 例2.在10mLPH=1的NaOH溶液中加水至1000mL時，溶液的PH值是 8 ；若加水至106mL時，溶液的PH值H→7但略大于7 。例：將PH=和PH的鹽酸溶液等體積混合，求該混合溶液的P值。例：將PH=1和P13的NOH溶液等體積混合，求該混合溶液的H值。例：將PH=的HC和PH=0的aO溶液等體積混合，求該混合溶液的P有關(guān)有關(guān)pH4、一強一弱的酸、堿溶液等體積混合后溶液的溶液的pH之和為14，則：誰弱顯誰性5、強酸、強堿溶液混合后溶液的計 c(H)Vc(H)①兩強酸混

c(H

混V1V2混 c(OH)Vc(OH)②兩強堿

c(OH

混)c(OH)

|c(H

V1V2Vc(OH V③一者過

混c(H混

注意:酸性溶液算c(H+),堿性溶液先算c(OH-),再算c(H+)pHpH1、酸堿指示劑：判斷溶液的酸堿指示 紅色3.1~4.4 橙色>4.4 淺紅色>10 2、pH試紙：測定溶液的廣泛試紙識別差值為1；精密pH試紙識別差值為0.1紙上，在半分鐘內(nèi)將試紙與標準比色卡進行對照得pH。3pH計：精確測定溶液的pH（0.01）練1、pH=1的兩種酸溶液A、B各1mL，分別加水稀釋到1000mL，pH值與溶液體積的關(guān)系如圖，下列說法正確的是（CA、A、B兩種酸溶液B、稀釋后，A酸溶液的酸性比B酸溶液強C、若a4，則A是強酸，B是弱酸；D、若1<a<4，則A、B都是弱酸。2、用pH試紙測定pH的pH時，規(guī)范的操作是（C將pH試紙放入溶液中觀察其顏色變化，跟標準比色卡比 將溶液倒在pH 用干燥的潔凈玻璃棒蘸取溶液，滴在pH紙上，跟標準比在試管內(nèi)放入少量溶液，煮沸，把p試紙放在管口，觀察顏色，跟標準比色卡比1 三、三、pH酸堿中和滴pH的測定和控制在工農(nóng)業(yè)生產(chǎn)、科學實驗和酸堿中和滴思考幾個問題1．中和滴定定義、原理2．實驗儀器及試劑3.如何應用滴定管4．實驗步驟?滴定終點的判斷酸堿中和滴

即標準2、原理

即待測

3、實驗儀常見量器簡量筒、滴定管、移液量筒：粗量儀，50mL量筒最小分刻度為1mL讀數(shù)精確到0.1mL，無“O”刻度滴定類型:酸式滴定管（盛裝酸性、強氧化性的溶液）堿式滴定管（盛裝堿性溶液）標識:標有溫度、規(guī)格、刻度（“0”刻度在最點）(常用規(guī)格：25mL、最小分刻度：0.1mL，讀數(shù)精確到思考：25mL量程滴定管只能盛放25mL的液體嗎0刻度在上，上下部各有一段無刻4、滴定管的使1.檢查是否漏2.洗滌：先水洗，再用待裝液潤洗2-33.裝、趕、調(diào)：先裝入液體至“0”刻度以2-3厘米處，排凈氣泡后調(diào)整液面到“0”以下，記下刻度，注意平視不能仰視或俯練1：量取25.00mL，KMnO4溶液可選用儀（C） C．50mL酸式滴定管，D．50mL堿式滴定管練2：50ml的滴定管盛有溶液，液面恰好在處，若把滴定管中溶液全部排出，則體積（A、等于30 B、等于20C、大于 D、小于5、實查漏（用自來水）：滴定管是否漏水、旋塞轉(zhuǎn)動是否靈活洗滌：滴定管：先用自來水沖洗→再用蒸餾 裝液[裝、趕、調(diào)滴液：滴定終點達到后，半分鐘顏色不變，再讀數(shù)；復滴2-3次；讀數(shù)：視線和凹液面最低點相切練習：以標準的鹽酸溶液滴定未知的NaOH溶液的實驗步驟如下，請?zhí)羁瞻祝孩诺味ㄇ暗臏蕚涔ぷ饕来螢?/p>

裝液堿式滴定

中準確量取20.00mL待測的溶液放入錐形瓶中，滴加幾溶液 紅色

酚酞振蕩。此⑵滴定：①將錐形瓶放在酸式滴定管下（下墊一張白紙），左

控制活 使酸液滴入形瓶內(nèi)；同時右手搖動錐形瓶；滴定過程中一般是先快 后慢 錐形瓶內(nèi)溶液顏色變 ②滴定終點的判斷當加入最后一滴鹽酸，錐形瓶內(nèi)溶液色由

色剛好變?yōu)?/p>

色時，半分鐘內(nèi)不變

即達滴定終點③記錄終點讀數(shù)讀數(shù)時眼睛

與凹液面最低點及刻線水精確

0.01 某H2SO4溶液的濃度，參考右圖，從下表選出正確選 A堿酸石（乙B酸堿酚（甲C堿酸甲基（甲D酸堿酚（乙6、指示劑的選擇及滴定終點的判（1）指示

甲基橙3.1- 紅－橙－酚 8- 無－淺紅－?不用石蕊作指示劑原因：顏色變化不明變色范圍太變色靈敏(即變色范圍越窄越好變色范圍盡可能與所生成鹽的酸、堿性范圍一強酸/強堿滴定呈中酚酞或甲基強酸滴定弱呈酸甲基強堿滴定弱呈堿酚滴定終點的判決定誤差決定誤差已C(測已

讀其中:C(標)V(測)是已知的數(shù)據(jù)。因此C(測)的大小只由V(標讀數(shù)”決定，只要誤差分析（偏大、偏小或無影響1、洗滌儀器(滴定管、錐形瓶A、滴定前，在用蒸餾水洗滌滴定管后，未用準液潤洗 偏B、滴定前盛放氫氧化鈉溶液的錐形瓶用蒸餾洗凈后沒有干

無影C、滴定前，用待測液潤洗錐形瓶偏2、氣泡滴定前，滴定管尖端有氣泡，滴定后氣 3、讀數(shù)(仰視、俯視 偏標準液的刻度時，滴定前平視，滴定后俯 偏滴定管讀數(shù)誤仰視讀數(shù)偏仰視讀數(shù)偏圖視視 圖圖讀數(shù)偏滴定管讀數(shù)誤先仰后V=V(后)-V(前)，偏

先俯后V=V(后)-V(前)，偏4、指示劑選擇不當會有誤差以鹽酸做標準液滴定氨水時，用酚酞做示劑，測定的氨水的濃度

偏低因為恰好完全反應時，生成的N4C溶液的p值小于，而酚酞的變色范圍是81，滴入鹽酸到pH為8就終止實驗了，用去的鹽酸偏少所以應選用甲基橙為好5、雜質(zhì)的影響看雜質(zhì)是否消耗標準液,如果消耗標準液且多待測液

偏大6、操作誤