3.2.1水的电离和溶液的酸碱性.ppt

溶液的pH——判断正误 1、一定条件下 pH越大，溶液的酸性越强。 2、用pH表示任何溶液的酸碱性都很方便。 3、强酸溶液的pH一定大。 4、pH等于6是一个弱酸性体系。 5、pH相同的强酸和弱酸中c(H+)相同。 √ 6、pH等于7，溶液一定呈中性。 7、升温,水的电离度增大，c(H+)增大， 酸性增强。 盘点pH的测定方法 ①利用酸碱指示剂： 酸碱指示剂只能测出大概pH范围，不能测出具体的pH； 酸碱指示剂一般是弱的有机酸或弱的有机碱，他们的颜色变化是在一定的pH范围内发生的。我们把指示剂发生颜色变化的pH范围叫做指示剂的变色范围。 pH 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 甲基橙 红色 橙色 黄色 石蕊 红色 紫色 蓝色 酚酞 无色 浅红色 红色 3.1～4.4 5.0～8.0 8.2～10.0 广泛pH试纸 精密pH 试纸 pH试纸测定的为溶液中c(H+)浓度，使用时不能润湿。 ②利用pH试纸： ③利用pH计（酸度计）： 精确测定溶液的pH。 正确的操作方法： 用干燥洁净玻璃棒蘸取试液点在pH试纸上，迅速和标准比色卡对比； pH计 * H2O H2O电离的H＋和OH－的浓度相等；H2SO4电离的H＋和H2O电离的OH－的乘积为Kw 水中加酸造成氢氧根离子浓度下降的原因? * * * 水是弱电解质 如何证明水是弱电解质？需要哪些数据或实验？请说明理由。 第二节 水的电离和溶液的酸碱性 25℃ 45℃ 100℃ 纯水 c (H+) c (OH-) c (H+) c (OH-) c (H+) c (OH-) 1×10-7 1×10-7 2×10-7 1×10-6 2×10-7 1×10-6 精确的导电性实验表明，水能导电。 浓度单位：mol/L t/oC 0 10 20 25 40 50 90 100 Kw/10-14 0.134 0.292 0.681 1.01 2.92 5.47 38.0 55.0 不同温度下水的离子积常数 影响化学平衡状态的因素 一般的 化学平衡 T、C、P（有气体参加） 弱电解质的 电离平衡 T、C 水的 电离平衡 T、C √ ？ H2O H＋+OH- 阅读《课本》P45 水的电离平衡移动方向 c(H+) c(OH-) c(H+) 与c(OH-)大小关系 Kw 变化 加热 加盐酸 加NaOH 常温下，对纯水进行下列操作，完成下表： → ← ← ↑ ↑ ↑ ↑ ↓ ↓ = ＞ ＜ ↑ 不变 不变 升高温度，促进水的电离，Kw增大 加入酸或碱，抑制水的电离，Kw不变 小结 完全由水电离出来的OH-和H+存在什么关系呢？ ①任何水溶液中，水所电离而生成的 c(H+)H2O=c(OH-)H2O 例1、常温下，0.05 mol/L的 H2SO4 溶液中，c(OH-)=? 水电离出的c(H+)=? 算一算 酸性溶液： 碱性溶液： ②Kw不仅适用于纯水，也适用于酸，碱，盐的稀溶液。 例2、0.05 mol/L的 Ba(OH)2 溶液中，c(H+)=? 水电离出的c(OH-)=? 算一算 [C(H+)H2O + C(H+)酸] C(OH-)H2O= Kw [C(OH-)H2O + C(OH-)碱] C(H+)H2O= Kw C(H+)酸 C(OH-)H2O= Kw C(OH-)碱 C(H+)H2O= Kw 近似为： 近似为： 忽略 攻略秘笈 矛盾 主要矛盾 次要矛盾 主要方面 次要方面 H+和OH- H+ H2O电离的OH- H2SO4电离的H+ H2O电离的H+ （可忽略） 不可忽略 Kw = c (H＋) ·c (OH－) 酸溶液 水的电离平衡移动方向 c(H+) c(OH-) c(H+) 与c(OH-)大小关系 Kw 变化 加热 加盐酸 加NaOH 常温下，对纯水进行下列操作，完成下表： → ← ← ↑ ↑ ↑ ↑ ↓ ↓ = ＞ ＜ ↑ 不变 不变 常温时的稀溶液里： Kw = c(H+) ·c(OH-)=1×10-14 c(H+)溶液 = c(OH-)溶液 中性溶液 c(H+)溶液 c(OH-)溶液 酸性溶液 c(H+)溶液 c(OH-)溶液 碱性溶液 c(H+) c(OH-) 1 mol/L 1 mol/L 1×10-7 mol/L 1×10-7 mol/L 1×10-14 mol/L 1×10-14 mol/L 二、溶液的pH和溶液的酸碱性 1、pH=－lgC(