人教高中化学第二讲　水的电离和溶液的pH.docx

第二讲　水的电离和溶液的pH
【课标要求】　1.认识水的电离，了解水的离子积常数。
2.能进行溶液pH的简单计算，能正确测定溶液pH，能调控溶液的酸碱性。
3.能选择实际实例说明溶液pH的调控在工农业生产和科学研究中的重要作用。
一、水的电离
1.水的电离
任何情况下，水电离出的H＋和OH－的浓度一定相等
(1)水是极弱的电解质，其电离方程式为2H2OH3O＋＋OH－，可简写为H2OH＋＋OH－。
(2)25 ℃时，纯水中c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－7 mol·L－1。
2.水的离子积常数(简称水的离子积)
3.水电离平衡的影响因素
(1)温度：温度升高，促进水的电离；温度降低，抑制水的电离。
(2)酸、碱：加入酸或碱均能使水的电离平衡逆向移动，能抑制水的电离。
(3)能水解的盐：如CH3COONa电离的CH3COO－能与水电离的H＋结合生成CH3COOH，故能促进水的电离。
【诊断1】 判断下列叙述的正误(正确的划“√”，错误的划“×”)。
(1)25 ℃与60 ℃时，水的pH相等(×)
(2)25 ℃时NH4Cl溶液的Kw大于100 ℃时NaCl溶液的Kw(×)
(3)向水中滴入少量稀盐酸，水的电离平衡逆向移动，Kw减小(×)
(4)将水加热，Kw增大，pH减小(√)
二、溶液的酸碱性和pH
1.溶液的酸碱性
溶液的酸碱性取决于溶液中c(H＋)和c(OH－)的相对大小。
(1)酸性溶液：c(H＋)>c(OH－)，常温下，pH<7。
(2)中性溶液：c(H＋)＝c(OH－)，常温下，pH＝7。
(3)碱性溶液：c(H＋)<c(OH－)，常温下，pH>7。
2.溶液的pH
(1)表达式：pH＝－lg__c(H＋)。
(2)使用范围：pH的取值范围为0～14，即只适用于c(H＋)≤1 mol·L－1或c(OH－)≤1 mol·L－1的电解质溶液，当c(H＋)≥1 mol·L－1或c(OH－)≥1 mol·L－1时，直接用c(H＋)或c(OH－)表示溶液的酸碱性。
(3)pH的意义：pH表示溶液酸碱性的强弱。在相同温度下，pH越小，溶液酸性越强；pH越大，溶液碱性越强。
(4)室温下，溶液的酸碱性与pH的关系
3.pH的测定
(1)pH试纸测定
①使用方法：取一小片试纸放在洁净的玻璃片或表面皿上，用玻璃棒蘸取待测液点在试纸的中央，变色稳定后与标准比色卡对照，即可确定溶液的pH。
②注意事项：pH试纸使用前不能用蒸馏水润湿，否则待测液因被稀释可能会产生误差；用广泛pH试纸读出的pH只能是整数。
(2)pH计测定：可精确测定溶液的pH。
4.溶液pH的计算
(1)单一溶液的pH计算
强酸溶液：如HnA，设浓度为c mol·L－1，c(H＋)＝nc mol·L－1，pH＝－lg c(H＋)＝－
lg (nc)。
强碱溶液(25 ℃)：如B(OH)n，设浓度为c mol·L－1，c(H＋)＝ mol·L－1，pH＝－lg c(H＋)＝14＋lg (nc)。
(2)混合溶液pH的计算类型
①两种强酸混合：直接求出c(H＋)混，再据此求pH。c(H＋)混＝。
②两种强碱混合：先求出c(OH－)混，再据KW求出c(H＋)混，最后求pH。c(OH－)混＝。
③强酸、强碱混合：先判断哪种物质过量，再由下式求出溶液中H＋或OH－的浓度，最后求pH。
c(H＋)混或c(OH－)混＝。
【诊断2】 判断下列叙述的正误(正确的划“√”，错误的划“×”)。
(1)溶液中c(H＋)>10－7 mol·L－1，该溶液呈酸性(×)
(2)pH＝7的溶液一定呈中性(×)
(3)用pH试纸测得某溶液的pH为3.4(×)
(4)常温下，将pH＝3的酸和pH＝11的碱等体积混合，所得溶液的pH＝7(×)
三、酸碱中和滴定
1.实验原理
(1)酸碱中和滴定是利用酸碱中和反应，用已知浓度的酸(或碱)来测定未知浓度的碱(或酸)的实验方法。
(2)以标准盐酸溶液滴定待测的NaOH溶液，待测NaOH溶液的物质的量浓度为c(NaOH)＝。
(3)酸碱中和滴定的关键
①准确测定标准液的体积；②准确判断滴定终点。
2.实验用品
(1)仪器
酸式滴定管(图A)、碱式滴定管(图B)、滴定管夹、铁架台、锥形瓶。
❶酸性、氧化性的试剂一般用酸式滴定管，因为酸性和氧化性物质易腐蚀橡胶管。
❷碱性的试剂一般用碱式滴定管，因为碱性物质易腐蚀玻璃，致使活塞无法打开。
(2)试剂
标准液、待测液、指示剂、蒸馏水。
(3)常用酸碱指示剂及变色范围
指示剂,变色范围的pH
石蕊,<5.0红色,5.0～8.0紫色,>8.0蓝色
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