3.2 水的电离与溶液的pH值 课件 2024-2025学年高二上学期化学人教版（2019）选择性必修1

第三章 水溶液中的离子反应与平衡 第2节 水的电离与溶液的pH值 选择性必修一 化学反应原理 精确的纯水导电性实验 灵敏电流计 灯泡 活动与探究 观察现象： （1）灵敏电流表指针_______， （2）灯泡_______。 转动 不亮 结论：水是一种极弱的电解质，能发生微弱的电离。 纯水 2 一、水的电离： 1、水的电离平衡 2H2O H3O++OH－ H2O H＋+OH－ 【简写】 H+为裸质子，不稳定，与水结合，形成H3O+，即水合氢离子 K电离 = c(H+) · c(OH-) c(H2O) c(H+) · c(OH-) c(H2O) · K电离 = Kw 2. 水的离子积Kw H2O H＋ ＋OH－ 当水达到电离平衡时，H+和OH-的浓度的乘积是一个常数，叫做水的离子积常数，简称水的离子积。符号：Kw 注：c(H2O)可视为常数! 实验测得室温（25℃)时，1L(55.6mol)H2O中有1×10-7mol H2O发生电离，电离程度很小。 3 室温(25℃)下：Kw =1×10-14 表达式：Kw＝c(H＋)·c(OH－) Kw不仅适用于纯水中，也适用于稀的电解质溶液中。 分析表格中的数据，有何规律，得出什么结论？并解释之。 t/℃ 0 10 20 25 40 50 90 100 Kw/10-14 0.115 0.296 0.687 1.01 2.87 5.31 37.1 54.5 温度越高，Kw越大。 Kw在一定温度下是个常数。 结论 Kw只受温度的影响，与溶液的酸碱性无关； 4 =c(H+)水 1. 在25℃ 0.01mol/L盐酸溶液中： c(H+) = ， c(OH-) = ； c(H+)水= ， c(OH-)水= 。 2. 在25℃ 0.01mol/L NaOH溶液中： c(H+)= ， c(OH-)= ； c(H+)水= ， c(OH-)水= 。 0.01mol/L 10-12mol/L 10-12mol/L 10-12mol/L ■加酸后Kw =1×10-14酸溶液中Kw =c(H+)酸 · c(OH-)水 =c(OH-)水 10-12mol/L 10-12mol/L 10-12mol/L 0.01mol/L ■加碱后Kw =1×10-14碱溶液中Kw =c(OH-)碱·c(H+)水 随堂小练 5 点拨—水电离出的c(H＋)或c(OH－)的计算思路 Kw表达式中c(H＋)、c(OH－)均表示整个溶液中所有H＋、OH－的总物质的量浓度，但是一般情况下有： (1)酸溶液中Kw＝c(H＋)酸·c(OH－)水(忽略水电离出的H＋的浓度)。 (2)碱溶液中Kw＝c(H＋)水·c(OH－)碱(忽略水电离出的OH－的浓度) (3)外界条件改变，水的电离平衡发生移动；但由水电离出的c水(H＋)与c水(OH－)一定相等。 6 分析下列条件的改变对水的电离平衡 H2O⇌H＋＋OH－ΔH＞0的影响，并填写下表： 正向移动 增大 增大 增大 增大 逆向移动 减小 增大 减小 不变 正向移动 减小 增大 增大 不变 逆向移动 增大 减小 减小 不变 改变条件 平衡移动方向 c(H＋) c(OH－) 电离程度 Kw 升高温度 加入酸 加入碱 加入活泼 金属(如Na) 7 (3)加入碱： 增大c(OH-)，则平衡向左移动，水的电离被抑制，由于水的电离平衡仍然存在，Kw不变，则c(H+)必然会减小。 (2)加入酸： 增大c(H+)，则平衡向左移动，水的电离被抑制，由于水的电离平衡仍然存在，Kw不变，则c(OH-)必然会减小。 3. 影响水的电离平衡的因素 H2O⇌H＋ ＋OH－ (1)水电离吸热，升温将促进水的电离，故平衡右移 （4）加某些盐： 结合水电离出的H+或OH-，使水的电离正向移动，Kw不变。 8 思考1：酸溶液中是否有OH-存在，从哪里来的？H+呢？ 思考2：同理，碱溶液中是否有H+存在，从哪里来的？OH-呢？ 无论任何温度，无论酸性、中性、碱性溶液，都存在水电离出的H＋, OH－,并且由水电离出的这两种离子浓度一定相等。 9 （25℃） 纯水 纯水中加入少量盐酸 纯水中加入少量氢氧化钠溶液 c(H+) c(OH-) c(H+) 和c(OH-)大小比较 Kw 增大 增大 减小 减小 1.0×10-7 1.0×10-7 c(H+) =c(OH-) c(H+)>c(OH-) c(H+)<c(OH-) 1.0×10-14 10-14 10-14 结论：任何水溶液中同时存在H+和OH-，它们既相互依存，又相互制约，共同决定了溶液的酸碱性。 10 下列说法不正确的是（ ） A．H2SO4溶液中存在H+不存在OH- B．NaOH溶液中水电离的c(OH-)等于水电离的c(H+) C．25oC时KOH溶液中OH-和H+的浓度一定都等于 1.0×10-7mol/L D．常温下，任何物质的水溶液中都有OH-和H+， 且KW=1.0×10-14 AC 随堂练习 11 无论是酸溶液中还是碱溶液或盐溶液中都同时存在H+和OH-！ 1．溶液的酸碱性与c(H+)、c(OH-)的关系 任意条件下，溶液酸碱性的判断依据： 若c(H+)= c(OH-)，中性 若c(H+)> c(OH-)，酸性，c(H+)越大，酸性越强 若c(H+)< c(OH-)，碱性，c(OH-)越大,碱性越强 二、溶液的酸碱性和pH 25℃时 中性： 酸性： 碱性： c（H+）=1×10-7 mol/L c（H+）>1×10-7 mol/L c（H+）<1×10-7 mol/L pH = －lg c(H+) 2．pH表示溶液酸碱性： 引入pH概念的必要性：比用物质的量浓度简便。 注意：pH的适用范围：适用于10-14＜c(H+)≤1mol/L的溶液，当c(H+)＞1mol/L直接用c(H+)表示！ 12 pH 酸性增强 碱性增强 0 100 1 10-1 2 10-2 3 10-3 4 10-4 5 10-5 6 10-6 7 10-7 8 10-8 9 10-9 10 10-10 11 10-11 12 10-12 13 10-13 14 10-14 c(H+) 常温25℃时判据 中性 pH=0 并非无H+，而是c(H+)=1mol/L pH=1 c(H+)≠1mol/L，而是等于0.1mol/L 3、溶液的酸碱性与pH pH=7，中性 pH＜7，酸性 pH＞7，碱性 注意: 温度 Kw pH范围 中性溶液pH 25℃ 10-14 0~14 7 100℃ 10-12 0~12 6 pH的范围：0→-lgKw , 受温度影响 13 溶液的pH值——正误判断 1、一定条件下 pH值越大，溶液的酸性越强（ ） 2、用pH值表示任何溶液的酸碱性都很方便。（ ） 3、强酸溶液的pH值一定大。（ ） 4、pH值等于6一定是一个弱酸体系。（ ） 5、pH值有可能等于负值。（ ） 6、pH值相同的强酸和弱酸中c(H+) 相同。（ ） × × × × × √ 随堂练习 14 酸碱指示剂法 只能测出pH范围 广泛pH试纸法 其pH范围是1到14（最常用)， 读整数； pH试纸不能润湿 4．pH测量方法： 精密pH试纸法 思考：pH试纸润湿后测得pH一定有误差吗？ 不一定，若原溶液呈中性则无影响 pH范围较窄，可判别0.2或0.3的pH差值。 试纸的使用方法：把小块pH试纸放在玻璃片上，用蘸有待测液的 玻璃棒点在试纸的中央，试纸变色后，与标准 比色卡比较，来确定溶液的pH。 15 pH 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 强酸性 弱酸性 中性 弱碱性 强碱性 红 色 橙红色 橙黄色 浅草绿色 深草绿色 蓝色深蓝色 黄色 蓝紫色 pH试纸 三、pH的计算 1、单一溶液的计算： ①强酸溶液，如HnA的浓度为c mol/L,则有C(H+)=nc mol/L, pH=-lgc(H+)= -lgnc ②强碱溶液，如B(OH)n的浓度为 c mol/L，则有 C(H+)= 10-14/nc, pH= -lgc(H+) = 14+lgnc 酸性:求c(酸)→c(H+) →pH 碱性:求c(碱)→c(OH-) → c(H+) → pH 常温 c（H+）· c（OH-） =1× 10-14 KW 例1：下列溶液在常温下酸性最强的是 （ ） A． pH=4的溶液 B． pH=3HCl溶液 C． c(OH-)=10-12mol/L的溶液 D． c(H+)=10-3mol/L的溶液 C 17 例2：(1)0.1mol/L盐酸、硫酸、醋酸c(H+) 、pH大小关系如何？ pH(醋酸) > pH(盐酸 ) > pH(硫酸) c(醋酸) > c(盐酸 ) > c(硫酸) (2) pH=1 的盐酸、硫酸、醋酸中的c(H+)及酸的物质的量浓度关系如何？ c(H+)醋酸 ＜ c(H+)盐酸 ＜ c(H+)硫酸 c(H+)醋酸 = c(H+)盐酸 = c(H+)硫酸 例3：在25℃时，pH值等于3的盐酸溶液稀释到原来的100倍，pH 值等于多少？ 解： pH=-lgC(H+) =-lg 1.0 ×10-5 =5 关键：抓住氢离子进行计算！ C(H+)= =1.0 ×10-5mol/L 2、强酸、强碱的稀释： 强酸的稀释 强酸pH=a,加水稀释10n倍后，pH=a+n 例4：取1mL pH=3的硫酸溶液加水稀释到100mL，溶液的pH变为多少？ 解： c(H+) = pH = - lgc(H+) = - lg10-5 = 5 10-3 mol/L×10-3 L =10-5 mol/L 10-1 L = n(H+) V[H2SO4(aq)] 若上述溶液加水稀释到体积为原来的1000倍， 则溶液的pH变为多少？ 若稀释到体积为原来的105倍，则溶液的pH 变为多少？ 102 103 pH = 6 pH = 8 pH 接近于7 7 3 pH V水 例5：在25℃时，pH值等于12的强碱溶液稀释到原来的100倍，pH 等于多少？ 解： 稀释前：C(OH-) = pH=-lgC（H+） 关键：抓住氢氧根离子离子进行计算！ 稀释后： C(OH-）= C(H+) = =10 =1 ×10-2mol/L =1 ×10-4mol/L = =1 ×10-10mol/L 强碱的稀释 强碱pH=b,加水稀释10n倍后，pH=b-n. 注意：pH=6或8时，酸碱溶液无限稀释，pH只能约等于7或接近7：酸不能大于7；碱不能小于7 例6：取 pH=11的NaOH溶液与水按1:99的体积比混合后，溶液的pH变为多少？ 解： 稀释前c(OH-) = 10-3 mol/L 10-3mol/L =10-5 mol/L 1+99 若上述溶液加水稀释到体积为原来的1000倍， 则溶液的pH变为多少？ 若稀释到体积为原来的105倍，则溶液的pH 变为多少？ 103 pH = 8 pH = 6 pH 接近于7 原来的102 稀释后c(OH-) = 稀释后溶液的pH = 9 Kw c(OH-) c(H+)= =1×10-9 mol/L 11 7 pH V水 11 7 pH V水 3 注意：pH=6或8时，酸碱溶液无限稀释，pH只能约等于7或接近7：酸不能大于7；碱不能小于7 结论：强酸(碱)每稀释10倍，pH值向7靠拢一个单位。 强酸pH=a,加水稀释10n倍后，pH=a+n; 强碱pH=b,加水稀释10n倍后，pH=b-n. 3、弱酸、弱碱的稀释 例7、pH=3的HAc加水稀释到原来10倍，溶液的pH值范围是_________； pH=12氨水加水稀释到原来10倍，溶液的pH值范围是___________。 结论：弱酸(碱)每稀释10倍，pH值向7靠拢不到一个单位； 弱酸pH=a,加水稀释10n倍后，a＜pH＜a+n; 弱碱pH=b,加水稀释10n倍后，b＞pH＞b-n. 3＜pH＜4 11＜pH＜12 归纳 酸或碱的稀释与pH的关系 强酸pH=a，加水稀释10n倍，则pH=a+n； 弱酸pH=a，加水稀释10n倍，则a＜pH<a+n； 强碱pH=b，加水稀释10n倍，则pH=b-n； 弱碱pH=b，加水稀释10n倍，则b＞pH>b-n； 酸、碱溶液无限稀释时，pH只能接近7，但酸不能大于7，碱不能小于7； 对于浓度（或pH）相同的强酸和弱酸，稀释相同倍数，强酸的pH变化幅度大。 （强碱、弱碱相似） 强酸与强酸混合 强碱与强碱混合 1．概念：依据中和反应，用已知浓度的酸(或碱)来测定未知浓度的碱(或酸) 的方法,叫做酸碱中和滴定。 四、酸碱中和滴定 标准液 待测液 2、原理：在酸碱中和反应中，使用一种已知浓度的酸(或碱)溶液跟未知浓度的碱(或酸)溶液完全中和(H++OH-=H2O)，测出二者的体积，根据化学方程式中酸和碱的物质的量的比值，就可以计算出碱或酸的溶液浓度。 中和反应中酸提供的H+与碱提供的OH-的物质的量相等 n(H＋)＝n(OH－)，即c(H+)·V酸=c(OH-)·V碱。  3、公式： c酸v酸=c碱v碱(一元酸和一元碱) ①配制标准溶液：0.1032mol/L ③滴定过程，滴定管滴出液体体积：V2－V1 ②滴定前量取好 25.00mL 于锥形瓶中等待被滴 ④待求？ 实验：现在我们用0.1032mol/L的盐酸标准溶液测定未知浓度的NaOH溶液。该怎么做？ c(HCl)·V[HCl(aq)] V[NaOH(aq)] = c(NaOH ) 实验大概步骤： ①准备标准溶液c(标) ②取待测溶液体积V(待 )于锥形瓶中等待被滴 ③滴定，滴出标准液体积V(标)=V2－V1 ④根据公式： 求出c(待 ) c(标)·V(标) V(待) = c(待 ) .酸碱中和滴定所需的仪器 酸式滴定管（图中右边的仪器） 碱式滴定管（图中左边的仪器） 锥形瓶 铁架台 滴定管夹 4.实验仪器及使用 烧杯 仪器a是酸式滴定管， 仪器b是碱式滴定管 玻璃塞 带玻璃球的橡胶塞 标注温度、量程 “0”刻度线在上 ① 读数精确度：0.01mL ② 酸式滴定管盛装：酸性、强氧化性试剂 碱式滴定管盛装：碱性试剂 注意： 酸式滴定管不能用于装碱性溶液， 碱式滴定管不能用于装酸性溶液或会腐蚀橡胶的溶液（如强氧化性的溶液） 滴定管的构造 全部盛满溶液时，体积大于所标容积 滴定管的使用: ①检查仪器:使用前先检查滴定管活塞是否漏水。  ②润洗仪器:在加入反应液之前,洁净的滴定管要用所要盛装的溶液润洗2~3次。  ③加入反应液:分别将反应液加入到相应滴定管中,使液面位于滴定管刻度“0”以上2~3 mL处。  ④调节起始读数:在滴定管下放一烧杯,调节活塞,使滴 定管尖嘴部分充满反应液,并使液面处于“0”刻度或 “0”刻度以下,准确读取数值并记录。  查漏 洗涤 装液 赶气泡 5.试剂的选择 酸碱中和滴定所用试剂为标准液、待测液和指示剂,酸碱中和滴定中通常用甲基橙或酚酞作指示剂。  常见酸碱指示剂的变色范围 指示剂 变化范围 石蕊 pH<5红色 5~8紫色 >8蓝色 酚酞 pH<8.2无色 8.2~10浅红色 >10红色 甲基橙 pH<3.1红色 3.1~4.4橙色 >4.4黄色 原理：由曲线可以看出，在酸、碱中和滴定过程中，溶液的pH在接近滴定终点时有一个突变过程，在此范围内，滴加很少的酸(或碱)，溶液的pH就有很大的变化，能使指示剂的颜色变化明显，所以即使酚酞、甲基橙的变色不在恰好中和的pH＝7的点上，但体积差距很小，可以忽略不计。 图：0.100 0 mol·L－1 NaOH溶液滴定20.00 mL 0.100 0 mol·L－1 HCl溶液的滴定曲线。 指示剂的选择和滴定终点的判断 强酸滴定强碱 甲基橙 黄→橙 酚酞 红→无色 强碱滴定强酸 甲基橙 红→橙 强酸弱碱相互滴加 甲基橙 强碱弱酸相互滴加 酚酞 酚酞 无色→粉红 (1)滴定前准备 ①检查：使用滴定管前，首先要检查是否漏水。 方法是：加入少量水检查活塞或橡胶管是否漏水，再检查活塞转动是否灵活。 ②润洗：滴定管加入酸、碱反应液之前，先用蒸馏水洗涤干净，然后分别用待装液润洗2～3遍。 6、实验操作(以用盐酸标准液滴定NaOH溶液为例) 锥形瓶不能用待测液润洗 锥形瓶只要洗干净即可 ③装液：分别将酸、碱反应液加入酸式、碱式滴定管中，使液面位于“0”刻度以上2～3 mL处。 ④调液：调节活塞或玻璃球，使滴定管尖嘴部分充满反应液，并使液面处于“0”刻度或“0”刻度以下。 ⑤放液：从碱式滴定管中放出一定量的NaOH溶液于锥形瓶中，并滴2~3滴指示剂(甲基橙或酚酞)。 (2)滴定 终点判断：当滴入最后一滴标准液时，刚好使锥形瓶中的溶液变色，且在半分钟内不变色，即到滴定终点。读数并记录。 滴速：先快后慢，当接近终点时，应一滴一摇，甚至半滴一摇。 滴加半滴酸方法：让最后一滴酸悬挂在滴定管尖嘴处，用锥形瓶将这滴酸碰下来 滴定终点判断的答题模板 当滴入最后半滴×××标准溶液后，溶液由××色变成××色，且半分钟内不复原，说明达到滴定终点。 说明：解答此类题目注意三个关键点： (1)最后半滴：必须说明是滴入“最后半滴”溶液。 (2)颜色变化：必须说明滴入“最后一滴”溶液后，溶液“颜色的变化”。 (3)半分钟：必须说明溶液颜色变化后“半分钟内不复原”。 点拨：滴定终点的判断(以盐酸滴定未知浓度的NaOH溶液为例) ①若用酚酞作指示剂，当滴入最后一滴盐酸时，溶液的颜色由红色突变为无色，且半分钟内不变色，说明达到滴定终点。 ②若用甲基橙作指示剂，当滴入最后一滴盐酸时，溶液的颜色由黄色变为橙色，且半分钟内不变色，说明达到滴定终点。 (3)实验数据的处理(以用标准盐酸滴定NaOH溶液为例) 重复实验2~3次,根据c(NaOH)=　　　　　　　　　,计算出每一次待测NaOH溶液的浓度，最后对浓度平均。 7、误差分析的依据(以一元酸、碱溶液的滴定为例) 液时,c标准、V待测均为定值,c待测的大小由V标准的大小决定。 在实际操作中认为C标是已知的，V待是固定的，所以一切的误差都归结为对V标的影响。 操作方法 误差分析 1.放标准液的滴定管未用标准液润洗 2.盛放待测液的锥形瓶使用前用待测液润洗 3.滴定前滴定管尖嘴有气泡，完毕气泡消失 4.滴定前仰视读数，滴定毕俯视读数 5.滴定前俯视读数，滴定毕仰视读数 6.滴定完毕后立即读数，半分钟内颜色又褪去 7.锥形瓶摇动时部分碱液溅出 8.滴定中向锥形瓶加入蒸馏水 V标偏大 c待偏高 V标偏大 c待偏高 V标偏大 c待偏高 V标偏小 c待偏低 c待偏高 V标偏大 V标偏小 c待偏低 V标偏小 c待偏低 c待无影响 V标不变 c(标)·V(标) V(待) = c(待 ) 所有的误差都体现到V标上来分析！ 例：确移取20.00 mL某待测HCl溶液于锥形瓶中，用0.100 0 mol·L－1 NaOH溶液滴定。下列说法正确的是(　　) A．滴定管用蒸馏水洗涤后，装入NaOH溶液进行滴定 B．随着NaOH溶液滴入，锥形瓶中溶液pH由小变大 C．用酚酞作指示剂，当锥形瓶中溶液由红色变无色时停止滴定 D．滴定达终点时，发现滴定管尖嘴部分有悬滴，则测定结果偏小 解析:A.滴定管用蒸馏水洗涤后，需用待装液润洗才能装入NaOH溶液进行滴定。B.随着NaOH溶液的滴入，锥形瓶内溶液中c(H＋)越来越小，故pH由小变大。C.用酚酞作指示剂，当锥形瓶内溶液由无色变为浅红色，且半分钟内不褪去，说明达到滴定终点，应停止滴定。D.滴定达终点时，滴定管尖嘴部分有悬滴，则所加标准NaOH溶液量偏多，使测定结果偏大。 B  两强酸混合后pH的计算 由c(H＋)混＝eq \f(cH＋1V1＋cH＋2V2,V1＋V2)先求出混合后的c(H＋)混，再根据公式pH＝－lg c(H＋)求pH。若两强酸溶液等体积混合，可采用速算方法：混合后溶液的pH等于混合前溶液pH小的加0.3。如pH＝3和pH＝5的盐酸等体积混合后，pH＝3.3。 两强碱混合后pH的计算 由c(OH－)混＝eq \f(cOH－1V1＋cOH－2V2,V1＋V2)先求出混合后的c(OH－)混，再通过Kw求出混合后的c(H＋)，最后求pH。若两强碱溶液等体积混合，可采用速算方法：混合后溶液的pH等于混合前溶液pH大的减0.3。如pH＝9和pH＝11的烧碱溶液等体积混合后，pH＝10.7。 强酸、强碱混合后溶液pH的计算方法 (1)若强酸、强碱混合恰好完全反应，则混合后溶液中的pH＝7(25 ℃)。 (2)若酸过量，直接求反应后溶液中的c混(H＋)，c混(H＋)＝eq \f(cH＋V酸－cOH－V碱,V酸＋V碱)。 (3)若碱过量，应先求混合后溶液中的c混(OH－)，再求c混(H＋)，c混(OH－)＝eq \f(cOH－V碱－cH＋V酸,V酸＋V碱)，c混(H＋)＝eq \f(Kw,c混OH－)。 分析误差要根据计算式:c待测=,当用标准液滴定待测 $$