3.2.1水的电离 课件 2023-2024学年高二上学期化学人教版（2019）选择性必修1

水溶液中的离子平衡 水的电离及溶液的酸碱性 一、水的电离 H2O H++OH- 25℃ Kw=1.0×10-14 （1）Kw（所有KX类比K，电离水解吸热）：升温，增大。 适用： 指溶液中H+、OH-浓度，适用纯水及稀溶液(酸、碱、盐) （2）外界条件对水的电离的影响 1促进水的电离（举例说明） ①升温：促进水电离， 纯水仍为中性。 ②可水解的盐：盐溶液浓度越大，水的电离程度越大，酸碱性越强；（ H+或OH- 来自于水）。 2 抑制水电离：酸，碱及HSO4-盐。 水电离出c(H＋)< 1×10－7 mol·L－1 C 例2.一定温度下，将一定质量的冰醋酸加水稀释过程中，溶液的导电能力变化如图所示，下列正确的是（ ） A.a、b、c三点pH：c<a<b B.a、b、c醋酸电离程度：a<b<c C.用湿润的pH试纸测量a处的pH， 测量酸性较小 D.a、b、c三点溶液用1mol/LNaOH溶液中和，消耗NaOH体积：c<a<b B 导电能力先增后减的原因？a,b,c三点水的电离程度大小？ 随着水量不断增加n(H+)和c(OH-)变化？ 2、溶液的酸碱性与pH （1）溶液酸碱性的判断方法 酸性：c(H+)>c(OH-) 中性：c(H+)=c(OH-)（联想电荷守恒） 常温：PH + POH = 14 PH越大，c(H+)越小类推负对数 溶液中加入酸，碱，盐，H2O的电离平衡发生移动，但只要T不变，最终均落在原曲线上；溶液升温，发生改变；纯水仍为中性。 比较图一T与25℃ 的大小，推广到图二T1与T2大小比较？ 以pH与7判断溶液的酸碱性，只适用于常温25℃ 对应0.05mol/LBa(OH)2溶液PH= 12 例1. 25℃时，向一定体积0.1mol/L醋酸溶液中逐滴加入等浓度的NaOH溶液，溶液的pOH(pOH=-lg[OH-])与pH变化关系如图，则不正确是（ ） A.Q点中不可能大量存在 Na+、Al3+、Cl-、SO42- B.OQ上任一点温度均低于25℃ C. 25℃时， pH+pOH=14 D.M点的c(H+)与N点的c(OH-)相等 MN以下与以上点温度高低，KW大小？ （2）pH =-lg c(H+) PH越大 c(H+)越小，酸性越弱 注意：当c(H+) 或c(OH-) >1mol/L时，不用pH表示 ②pH的测定Ⅰ.pH计 （电子仪器， 精确到小数，连续测量） 方法：把pH试纸放入干燥洁净表面皿，用玻璃棒蘸取待测液点在pH试纸上，变色后与标准比色卡对照，确定溶液pH（红：酸性；蓝：碱性）（阅读 p47 PH的应用） 注意：广范pH试纸只能读取整数（精密PH试纸可读小数）；pH试纸使用前不能润湿，否则待测液被稀释，可能会产生误差。中性：无影响 Ⅱ.pH试纸的使用（口述操作） 2. pH计算思维模型 酸碱溶液混合(先判断酸碱性决定谁大谁小） 注意溶液混合总体积的变化 口诀:酸按酸(H+),碱按碱(OH-),中和求过量,无限稀7为限。 当c(H+) 【或c(OH-) 】>10-5mol/L时，可忽略水电离H+影响 溶液呈中性， n(H＋)＝n(OH－) pH = 7 （3）水电离的c(H＋)或c(OH－)的计算 ①常温下，中性c(OH－)＝c(H＋)＝10－7 mol·L－1 常温，计算 （1）pH＝4的盐酸水电离出的c(H＋)， （2）pH＝10的NaOH溶液中水电离出的c(OH－) （3）pH＝4的NH4Cl溶液电离出的c(H＋) （4）室温，水电离出c(H＋)＝1×10－10 mol·L－1 ，对应PH为？ 常温， c(H＋) /c(OH－) ＝1×10－10 ，PH为？ 该条件下HCO3-能否共存？ 1、中和原理 n(H+)=n(OH-)； 注意：滴定终点溶液不一定呈中性，取决于对应盐 （盐水解呈酸碱性决定指示剂类型；到中性，继续加什么，比较量的关系） 2、酸碱中和滴定曲线 读图（1）起点及pH=7的点 可判断待测溶液及标准溶液 是强还是弱电解质。 （2）突跃范围（±1d的量） 0.1000mol/LHCl滴定 NaOH(20mL 0.1000mol/L) 3、操作过程（结构，排气泡，检漏，有效数字 读数：精确到0.01mL 左手控制活塞（或玻璃球）， 右手持锥形瓶颈部， 向同一方向作圆周运动。 眼睛时刻注视锥形瓶中 溶液颜色的变化 (4)、操作：以标准盐酸滴定待测NaOH为例 检漏→润洗、装液→滴定→读数（精确至0.01ml，0刻度在上）→记录→重复试验2-3次 →计算 （数据处