32 水的电离和溶液的酸碱性.docx
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32水的电离和溶液的酸碱性
课题
3.2水的电离和溶液的酸碱性教案人教版选修4
设计教师
授课教师
时间
2013年10月9日
课型
新授课
课时
4
教学目标
1、掌握水的电离和水的离子积常数。
2、掌握溶液的酸碱性与pH值的关系。
3、运用水的离子积常数计算溶液中的H+、OH-的浓度。
4、酸碱中和滴定原理、操作及误差分析
教学重点
水的电离、溶液的酸碱性与pH值的关系、酸碱中和滴定原理、操作及误差分析
教学难点
水的电离、溶液的酸碱性与pH值的关系、酸碱中和滴定原理、操作及误差分析
教法
教师引导、学生自主、探究、合作学习;多媒体辅助教学
教学过程设计
教材处理
师生活动
第三章水溶液中的离子平衡
第二节水的电离和溶液的酸碱性(第一课时)
[教学目标]1、掌握水的电离和水的离子积常数。
2、掌握溶液的酸碱性与pH值的关系。
3、运用水的离子积常数计算溶液中的H+、OH-的浓度。
[知识回顾]
强电解质
弱电解质
相同点
不同点
键型
电离程度
电离过程
表示方法
存在的微粒
实例
[新授课]
一、水的电离
1.水的电离
水是一种极弱的,能发生微弱的电离:
,
简写为:
。
实验测得:
室温下1LH2O(即55.6mol)中,只有1×10-7mol的H2O电离。
故C(H+)=C(OH-)=。
与化学平衡一样,当电离平衡时,电离产物H+和OH-浓度之积与未电离的H2O的浓度
之比也是一个常数K电离:
K电离=
2.水的离子积
因为水的电离极其微弱,电离前后水的物质的量几乎不变,因此C(H2O)可以视为常数,
因此其中常数K电离与常数C(H2O)的积为一新的常数,叫做水的离子积常数。
简称水的,记作。
Kw可由实验测得,也可通过理论计算求得。
不同温度下水的离子积常数
t/℃
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
由上表可看出,随着温度的升高,水的离子积。
一般在室温下,可忽略温度的影响,Kw值为1.0×10-14,即Kw=
注意:
①Kw与温度有关,随着温度的升高而逐渐增大。
25℃时Kw=,
100℃时Kw=。
②Kw=1.0×10-14不仅适用于纯水(或其他中性溶液),也适用于酸、碱、盐的稀水溶液。
③在不同溶液中,C(H+)、C(OH-)可能不同,但任何溶液中由水电离出的C(H+)、C(OH-)
总是,
Kw=C(H+)·C(OH-)式中,C(H+)、C(OH-)均表示。
④Kw是有单位的,其单位为mol2L-2(或写成(mol/L)2),因其复杂通常省略。
3.影响水的电离平衡的因素
1促进水的电离的因素:
H2O
H++OH-(正反应吸热)
1升高温度,平衡向方向移动,水的电离程度变,C(H+),C(OH-),Kw。
2加入活泼金属(如Na)
消耗水电出离的离子,水的电离平衡向方向移动,水的电离程度变,Kw。
3加入NH4Cl、Na2CO3等能水解的盐,也能影响水的电离平衡,具体内容下节作详细说明。
⑵抑制水的电离的因素
1加入酸(强、弱)
酸电离产生H+,使c(H+),c(OH-),水的电离平衡向
移动,水的电离程度变,水的电离,Kw。
②加入强酸的酸式盐(如NaHSO4)
酸式盐电离出H+,使c(H+),c(OH-),水的电离平衡向
移动,水的电离程度变,水的电离,Kw。
③加入碱
碱电离出OH-,使c(OH-),c(H+),水的电离平衡向
移动,水的电离程度变,水的电离,Kw。
【推荐作业】
1.往纯水中加入下列物质,能使水的电离平衡发生移动的是()
A.NaClB.NaOHC.C2H5OHD.CH3COOH
2.将纯水加热至较高温度,下列叙述正确的是()
A.水的离子积变大、pH值变小、呈酸性B.水的离子积不变、pH值变小、呈中性
C.水的离子积变小、pH值变大、呈碱性D.水的离子积变大、pH值变小、呈中性
第三章水溶液中的离子平衡
第二节水的电离和溶液的酸碱性(第二课时)
【知识回顾】1、水的电离方程式:
2、水的电离常数的表达式:
[新授课]
二、溶液的酸碱性与pH
(一)溶液显酸、碱性的本质
在酸、碱溶液中,水的电离平衡被破坏,但H+与OH-的关系仍符合乘积是。
当加酸时,水的电离平衡,C(H+)C(OH-);当加碱时,道理也是如此,
只是C(OH-)C(H+)。
所以说,溶液酸、碱性的实质是溶液中的C(H+)和
C(OH-)的相对大小问题。
(二)溶液酸碱性的表示方法-----pH
1.定义pH=
2.意义pH大小能能反映出溶液中C(H+)的大小,即能表示溶液的酸碱性强弱。
常温下,pH﹤7,溶液呈,pH越,溶液的性越;
pH每减小1个单位,C(H+)就增大倍。
pH﹥7,溶液呈,pH越,溶液的性越;
pH每增大1个单位,C(OH-)就增大倍。
3.pH的适用范围
当溶液的酸碱性用pH表示时,其C(H+)的大小范围一般为:
1.0×10-14mol/L﹤C(H+)﹤1mol/L,即pH范围为:
注意:
当C(H+)≥1mol/L、C(OH-)≥1mol/L时,一般不用pH表示溶液的酸碱性,
用物质的量浓度直接表示溶液的酸碱性更方便。
4.溶液酸碱性的判断
①利用C(H+)和C(OH-)的相对大小判断
若C(H+)﹥C(OH-),则溶液呈性;
若C(OH-)﹥C(H+),则溶液呈性;
若C(H+)=C(OH-),则溶液呈性。
②利用pH判断
常温下,若溶液的pH﹤7,则溶液呈性;若pH﹥7,则溶液呈性;
若pH=7,则溶液呈性。
注意:
①是无条件的,任何温度、浓度都适用
②是有条件的,适用温度为25℃。
在100℃时Kw=1.0×10-12,
pH为中性,pH为碱性,pH为酸性。
5.溶液pH的测定方法
(a)酸碱指示剂(定性测量范围)
(b)pH试纸(定量粗略测量)
使用方法:
直接把待测液滴在干燥的pH试纸上,跟标准比色卡相对比
注意:
①不能用水润湿
②要放在玻璃片(或表面皿)上
③用玻璃棒蘸待测液滴于试纸上
(c)pH计(定量精确测量)
有关溶液的pH值的几个注意问题:
①pH值是溶液酸碱性的量度。
常温下,pH=7溶液呈中性;pH值减小,溶液的酸性增强;
pH值增大,溶液的碱性增强。
②pH值范围在0-14之间。
pH=0的溶液并非没有H+,而是C(H+)=1mol/L;
pH=14的溶液并非没有OH-,而是C(OH-)=1mol/L。
pH改变一个单位,C(H+)就改变10倍,即pH每增大一个单位,C(H+)就减小到原来的1/10;pH每减小一个单位,C(H+)就增大到原来的10倍。
③当C(H+)>1mol/L时,pH值为负数,当C(OH-)>1mol/L时,pH>14。
对于C(H+)或C(OH-)大于1mol/L的溶液,用pH值表示反而不方便,所以pH值
仅适用于C(H+)或C(OH)小于等于1mol/L的稀溶液。
④也可用pOH来表示溶液的酸碱性,pOH=-lgC(OH--),因为C(H+)·C(OH-)=10-14,
若两边均取负对数,得pH+pOH=14。
⑤可用 pH试纸来测定溶液的pH值。
方法:
用洁净的干玻璃棒直接蘸取少许待测液,滴在pH试纸上,将pH试纸
显示的颜色随即(半分钟内)与标准比色卡对照,确定溶液的pH值。
(因为时间长了,试纸所显示的颜色会改变,致使测得的pH不准。
)
(注意!
!
!
不能将pH试纸先用水沾湿或用湿的玻璃棒,因为这样做,实际上已将
溶液稀释,导致所测定的pH不准确)
(三)有关溶液pH的求算
pH=-lgC(H+)
1.强酸强碱溶液的pH求算
强酸C(H+)→pH
强碱C(OH-)→C(H+)→pH
}
2.强酸强碱混合求pH
C(H+)混=
强酸C1:
C(H+)1
}
强酸C2:
C(H+)2
C(OH-)混=
强碱C1:
C(OH-)1
强碱C2:
C(OH-)2
3.强酸强碱混合
①强酸与强碱恰好完全反应溶液呈中性,pH=7
②酸过量,先求C(H+)余,再求pH
③碱过量,先求C(OH-)余,再求C(H+),最后求pH
4.强酸(强碱)、弱酸(弱碱)加水稀释后的pH的计算
①把强酸溶液每稀释为原来的10倍,pH将增大1,把强碱溶液每稀释为
原来的10倍,pH将减小1。
若强酸pH=a,加水稀释10n倍,则pH=
若强碱pH=b,加水稀释10n倍,则pH=
②把弱酸溶液每稀释为原来的10倍,pH的增大值小于1,把弱碱溶液每稀释为
原来的10倍,pH的减小值也小于1。
若弱酸pH=a,加水稀释10n倍,则pH
若弱碱pH=b,加水稀释10n倍,则pH
溶液酸碱性pH计算经验规律
(a)两强酸等体积混合混合后的pH=小的+0.3
(b)两强碱等体积混合混合后的pH=大的—0.3
(c)当按所给反应物质的量之比计算时,酸碱不论强弱,谁大谁过剩,溶液呈谁性。
(d)酸碱等体积混合:
①pH=2某酸与pH=12某碱混合pH难定
②pH=4某酸与pH=10NaOH混合pH≤7
③pH=4H2SO4与pH=10某碱混合pH≥7
④0.01mol/LpH=2一元酸与0.1mol/LpH=12一元碱混合pH=7
(e)pH减小一个单位,[H+]扩大为原来的10倍。
PH增大2个单位,[H+]减为原来的1/100
(f)稀释规律:
分别加水稀释m倍时,溶液的物质的量的浓度均变为原来的1/m,
强酸中c(H+)变为原来的1/m,但弱酸中c(H+)减小小于m倍,
故稀释后弱酸酸性强于强酸。
【推荐作业】
1.对室温下pH相同、体积相同的醋酸和盐酸两种溶液分别采取下列措施,有关叙述
正确的是()
A.加适量的醋酸钠晶体后,两溶液的pH均增大
B.使温度升高20℃后,两溶液的pH均不变
C.加水稀释2倍后,两溶液的pH均减小
D.加足量的锌充分反应后,两溶液产生的氢气一样多
2.60mL0.5mol/LNaOH溶液和40mL0.4mol/L硫酸相混合后,溶液的pH约为()
A.0.5B.1.7C.2D.13.2
3.25℃时,某溶液中由水电离产生的c(H+)和c(OH-)的乘积为1×10-18,则下列说法正确的是A.该溶液的pH一定是9B.该溶液的pH可能为5()
C.该溶液的pH可能是7D.不会有这样的溶液
4.室温下,在pH=12的某溶液中,由水电离出来的c(OH-)为()
(A)1.0×10-7mol·L-1(B)1.0×10-6mol·L-1
(C)1.0×10-2mol·L-1(D)1.0×10-12mol·L-1
5.25℃时,某溶液中,由水电离出的c(H+)=1×10-12mol·L-1,则该溶液的pH可能是
(A)12(B)7(C)6(D)2()
6.下列叙述中,正确的是()
(A)中和10mL0.1mol·L-1醋酸与中和100mL0.01mol·L-1的醋酸所需同种碱
溶液的量不同
(B)等体积pH=3的酸溶液pH=11的碱溶液相混合后,溶液的pH=7
(C)体积相等,pH相等的盐酸和硫酸溶液中,H+离子的物质的量相等
(D)pH=3的甲酸溶液的[H+]与pH=11的氨水溶液的[OH-]相等
7.在常温下,将pH=8的NaOH溶液与pH=10的NaOH溶液等体积混合后,溶液的pH最接近于:
A.8.3B.8.7C.9D.9.7()
8.有关pH计算结果一定正确的是( )
①强酸pH=a,加水稀释到10n倍,则pH=a+n
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- 32 水的电离和溶液的酸碱性 电离 溶液 酸碱