水溶液的酸碱性与pH 第二课时 上课.ppt

根据室温时水的电离平衡，运用平衡移动原理分析 下列问题。 1.酸或碱的稀溶液的密度与纯水相近，1L酸或碱的稀 溶液约为1000 g，其中，H2O的物质的量近似为1000 g / 18 g /mol =55.6 mol。此时，发生电离的水是否仍为 纯水状态时的1×10-7mol ？ 2.比较下列情况下，c (H+)和c (OH-）的值或变化趋势（增加或减少）： 例：c(H+)=0.001 mol /L pH=-lg 10-3 = 3 例：c(OH-) = 0.01mol /L c(H+)=1×10-14 / 10-2 = 1×10-12 mol /L pH=-lg 1×10-12 = 12 知识扩展强酸（HA）与弱酸（HB）的区别 (3)pH相同时，加水稀释同等倍数后， pHHA pHHB * [小结] 1 、水能发生微弱电离： 3、Kw只与温度有关，升温，Kw增大。 25 ℃时，Kw =1.0×10－14 mol2 · L-2 水 的 电 离 H2O H+ +OH- △H0 2、纯水或稀水溶液中存在水的离子积： Kw =c(H+)c(OH-) 4 、影响水的电离平衡的因素 温度 加酸 加碱 降温 抑制 加某些盐等（待学） 促进 升温 任何水溶液中水自身电离出的c(H+)=c(OH-) 式中c(H+)和c(OH-)指溶液中的总浓度，据此关系溶液中c(H+)和c(OH-)可互求 因有抑制作用，所以发生电离的水的物质的量小于纯水状态时的1×10-7mol 。酸电离出来的H＋或碱电离出来的OH－对水的电离 思考与交流 c(H+)和c(OH-)大小比较 c (OH-) c (H+) 加少量氢氧化钠 加少量盐酸 纯水 10-7mol/L 10-7mol/L c(H+)=c(OH-) 变大 变小 c(H+)c(OH-) 变小 变大 c(H+)c(OH-) 3.酸性溶液中是否有OH-存在？碱性溶液中是否有H+存 在？ 注意： （1）只要是水溶液，不管是酸性、碱性或中性，一定存在水的电离，也或多或少的存在H+和OH- 。且水电离出的C(H+) 总等于水电离出的C(OH-) 。 （2）水的电离是吸热的，升高温度，促进水的电离，此时水的电离平衡常数和水的离子积都增大。如1000C时，KW =1 ×10-12。 （3）影响水的电离平衡的因素：①温度 ② H+或OH-（抑制）③与H+或OH-反应的离子（促进）。 溶液酸碱性 25℃， c(H+)/mol·L-1 c (H+)与c (OH-)关系 c (H+) =c (OH-) =1×10-7 中性 c (H+)c (OH-) 1×10-7 酸性 c (H+) c (OH-) 1×10-7 碱性 二、溶液的酸碱性与pH值 + - 1、溶液的酸、碱性跟C(H+)、C(OH-)的关系 讨论：KW100℃=10-12 在100 ℃ 时，纯水中[H+] 为多少？ [H+] ＞1×10—7mol/L是否说明100 ℃ 时纯水溶液呈酸性？ 不能用 [H+] 等于多少来判断溶液酸、碱性，只能通过两者相对大小比较 100℃ 时，[H+] = 1×10—7mol/L溶液呈酸性还是碱性？ [H+] =1×10—6mol/L 否 中性 C(H+) ﹥ 1mol/L或C(OH-) ﹥ 1mol/L时，可直接用C(H+) 或C(OH-)表示溶液的酸碱性。一定温度下C(H+)越大,溶液酸性越强。 C(OH-)越大，溶液碱性越强，酸性越弱。 C(H+) ﹤ 1mol/L时，常用PH表示溶液的酸碱性。 2、溶液的酸碱性的表示方法 溶液的pH (1)pH的定义： C(H+)的负对数 (2)使用范围： C(H+)1mol/L pH=-lg c (H+) lg2=0.3 lg3=0.477 ＞7 [H+]＞[OH-] 1×10-7mol/L 中性溶液 常温下：pH 常温下：c(H+) c(H+)和c(OH-)的关系 溶液的酸碱性 酸性溶液 碱性溶液 [H+]=[OH-] [H+] ＞1×10-7mol/L ＜7 =7 [H+]＜[OH-] [H+] ＜1×10-7mol/L 3、溶液的酸、碱性跟pH的关系 常温下 c(H+)与pH、溶液酸碱性的关系： 10-5 10-4 10-3 10-2 10-1 10-7 10-8 10-9 10-10 10-11 10-12 10-13 10-14 10-6 5 4 3 2 1 7 8 9 10 11 12 13 14 6 c(H+) pH c(H+)增大，pH减小 酸性