水的电离平衡

第二节水的电离和溶液的酸碱性一、水的电离•水是一种极弱的电解质•精确的导电性实验表明，纯水大部分以分子的形式存在，但其中也存在着极少量的H3O＋和OH－。水中存在着微弱的电离。•H2O+H2OH3O++OH-•简写为：H2OH++OH-+++-水的离子积(KW)•水达到电离平衡时，也存在着电离常数因水的电离极其微弱，在室温下55.6molH2O中只有1×10-7molH2O电离。c(H2O)可视为常数，上式可表示为：c(H+)·c(OH-)c(H2O)=K电离c(H+)·c(OH-)=K电离·c(H2O)=KW水的离子积(KW)•水的离子积KW可由实验测得，也可通过计算求得。•由上表可知，随着温度的升高，水的离子积增大。一般在室温下，忽略温度的影响。c(H+)·c(OH-)=1.0×10-14KW=t/℃0102025KW/10-140.1340.2920.6811.014050901002.925.4738.055.0思考与交流•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1000g，其中，H2O的物质的量近似为1000g/18g/mol=55.6mol。此时，发生电离的水是否仍为纯水状态时的1×10-7mol？因酸电离出来的H＋或碱电离出来的OH－对水的电离有抑制作用，所以发生电离的水的物质的量小于纯水状态时的1×10-7mol。思考与交流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）：纯水加少量盐酸加少量氢氧化钠c(H+)c(OH-)c(H+)和c(OH-)大小比较10-7mol/L10-7mol/Lc(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？溶液的酸碱性与c(H+)的关系c(H+)与c(OH-)关系25℃，c(H+)/mol·L-1溶液酸碱性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碱性水的离子积常数总结Kw=c(H+)×c(OH—)1、表达式：注：常数无单位KW叫做水的离子积常数，简称水的离子积。特别提示：此时的c(H+)和c(OH-)是溶液中的总量。2、影响KW的因素KW只是温度的函数（与浓度无关）温度升高，KW值增大在任何水溶液中，均存在水的电离平衡，也就是任何水溶液中都是H+、OH-共存的。任何水溶液中都存在Kw=c(H+)×c(OH—)（Kw25℃=10-14）含有H+的溶液一定是酸，含OH-的溶液一定是碱吗？如：KW25℃=10-14KW100℃=10-12二、溶液的pH1.pH的定义：pH=-lgc(H+)例：c(H+)=0.001mol/LpH=-lg0.001=3例：c(OH-)=0.01mol/Lc(H+)=1×10-14/10-2=1×10-12mol/LpH=-lg1×10-12=12溶液的pH2.pH的适用范围c(H+)≤1mol/L和c(OH-)≤1mol/L的稀溶液。3.pH的意义（常温）98101113121476543210中性碱性增强酸性增强溶液的pH——正误判断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是一个弱酸体系。5、pH有可能等于负值。6、pH相同的强酸和弱酸中c(H+)相同，物质的量浓度也相同。•若定义：pOH=-lgc(OH-)pKw=-lgKw则室温下在同一溶液中，pH、pOH与pKw之间有什么关系？-lgKw=-lgc(H+)·c(OH-)pKw=pH+pOH因室温下Kw=1×10-14所以：pH+pOH=14思考与练习溶液的pH4.pH的测定方法一：用pH试纸测定使用方法：用玻璃棒蘸待测液点在pH试纸上，然后与标准比色卡比较。广泛pH试纸只能得到整数值。精密pH试纸可以精确到0.1。pH试纸不可润湿，否则有可能将待测液稀释了。广泛pH试纸精密pH试纸溶液的pH4.pH的测定方法二：用pH计测定pH计算1——酸的稀释例题：①在25℃时，pH等于2的盐酸溶液稀释到原来的10倍，pH等于多少？稀释到1000倍后，pH等于多少？解：pH=-lgc(H+)=-lg10－2/10=-lg10-3=3此时不能忽视H2O的电离产生的H＋。设水产生的c(H＋)=c(OH-)=x，则有：(10－8＋x)·x=10-14x≈0.95×10-7mol/Lc(H+)=KW/c(OH-)pH=-lg10-14/0.95×10-7=14-8+0.98=6.98由HCl产生的c(H+)=10-5/1000=10-8mol/L.②在25℃时，pH等于5的盐酸溶液稀释到原来的1000倍后，pH等于多少？解pH=-lgc(H+)=-lg10－2/1000=-lg10-5=5pH计算2——碱的稀释例题：在25℃时，pH等于9的强碱溶液稀释到原来的10倍，pH值于多少？稀释到1000倍后，pH等于多少？解：①c(OH-)=10—5/10≈10-6pH=-lgc(H+)=-lgKW/c(OH-)=-lg10-14/10-6=8②c(OH-)=10-5/1000=10-8mol/L设溶液中c(H+)=x,则有:x+(x+10-8)=10-14解得：x=0.95×10-7mol/LpH=-lg0.95×10-7=8-0.98=7.02=lg10-8pH计算3——强酸与强酸混合例题：在25℃时，pH等于1的盐酸溶液1L和pH等于4的硫酸溶液1000L混合pH等于多少？解：pH=-lgc(H+)=-lg（1×10-1+1000×10-4）/（1+1000）=-lg2×10-4=4-lg2=3.7关键：抓住氢离子进行计算！pH计算4——强碱与强碱混合解：=4-lg5=3.3例题：在25℃时，pH等于9和pH等于11的两种氢氧化钠溶液等体积混合pH等于多少？[OH—]=（1×10—5+1×10—3）/(1+1)pOH=-lgc(OH—)pOH=-lg5×10-4pH=14-pOH=10.7关键：抓住氢氧根离子离子进行计算！pH计算5——强酸与强碱混合例题：在25℃时，100mlO.6mol/L的盐酸与等体积0.4mol/L的氢氧化钠溶液混合后,溶液的pH等于多少？解：NaOH+HCl=NaCl+H2Oc(H+)=(0.06-0.04)mol/(0.1+0.1)L=0.1mol/Ln(NaOH)=0.04mol,n(HCl)=0.06mol,HCl过量。pH=-lgc(H+)=-lg0.1=-lg10-1=1关键：酸过量抓住氢离子进行计算！pH计算5——强酸与强碱混合例题：在25℃时，100mlO.4mol/L的盐酸与等体积0.6mol/L的氢氧化钠溶液混合后,溶液的pH等于多少？解：NaOH+HCl=NaCl+H2O关键：碱过量抓住氢氧根离子进行计算！c(OH-)=(0.06-0.04)mol/(0.1+0.1)L=0.1mol/Ln(NaOH)=0.06mol,n(HCl)=0.04mol,NaOH过量。pH=-lgc(H+)=-lg10-14/0.1=13pH计算6——强碱与强碱混合例题：在25℃时，pH=10与pH=12氢氧化钠溶液等体积混合后,溶液中c(H+)等于多少？解：①c(H+)=(10-10+10-12)mol/(1+1)L=0.5×10-10mol/L正确的是。②c(OH-)=(10-4+10-2)mol/(1+1)L=0.5×10-2mol/Lc(H+)=10-14/0.5×10-2=2×10-12mol/L关键：碱性溶液中抓住OH-进行计算②三、pH应用•1、工农业生产和科学实验中常常涉及溶液的酸碱性。•2、人们的生活健康也与溶液的酸碱性有关。•3、酸碱中和滴定中溶液pH变化（借助酸碱指示剂的颜色变化）是判断滴定终点的依据。人体几种体液和代谢产物的正常pH:四、酸碱中和滴定⒈用已知物质的量浓度的酸（或碱）来测定未知物质的量浓度的碱（或酸）的方法⒉滴定终点判断的依据：溶液pH的变化。在接近滴定终点（pH=7）时，很少量（约1滴，0.04mL）的碱或酸就会引起溶液pH的突变。此时指示剂明显的颜色变化表示反应已完全，即反应达到终点。滴定曲线0.100mol/LNaOH滴定20.00mL0.100mol/LHCl过程中的pH变化0.100mol/LHCl滴定20.00mL0.100mol/LNaOH过程中的pH变化⒋酸碱指示剂的变色范围指示剂pH变色范围酸色碱色甲基橙3.1~4.4红色黄色石蕊5.0~8.0红色蓝色酚酞8.2~10.0无色红色8.2~10.04.4~6.23.1~4.4•NaOH溶液滴定盐酸和乙酸的滴定曲线5.酸式滴定管和碱式滴定管•练习：•常温下pH=a，体积为Va的强酸与pH=b，体积为Vb的强碱混合，恰好完全反应呈中性。•若a+b=14，则Va__Vb(.=.）•若a+b=12，则Va__Vb.(.=.）•若a+b=15，则Va__Vb.(.=.）•Va/Vb=______＿_。=10(a+b)-14