溶液酸碱性的测定及PH.ppt

第三章水溶液中的离子平衡
人教版选修4 · 化学反应原理
2 水的电离和溶液的酸碱性
第二课时
重要规律:
电解质在一定温度时的稀溶液里,C(H+)与C(OH-)的乘积仍是一个常数。
经科学实验进一步证明
C(稀) ≤1mol/L
例:25℃时,Kw=1×10-14
思考与交流P46 1、2、3
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。
,1L酸或碱的稀
溶液约为1000 g,其中,H2O的物质的量近似为1000 g
/ 18 g /mol = mol。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
,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/L
10-7mol/L
c(H+)=c(OH-)
变大
变小
c(H+)>c(OH-)
变小
变大
c(H+)<c(OH-)
-存在?碱性溶液中是否有H+存
在?
注意:
(1)只要是水溶液,不管是酸性、碱性或中性,一定存在水的电离,也或多或少的存在H+和OH- 。且水电离出的C(H+) 总等于水电离出的C(OH-) 。
(2)水的电离是吸热的,升高温度,促进水的电离,此时水的电离平衡常数和水的离子积都增大。如1000C时,KW =1 ×10-12。
(3)影响水的电离平衡的因素:①温度② H+或OH-(抑制)③与H+或OH-反应的离子(促进)。
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
二、溶液的酸碱性与pH值
+
-
1、溶液的酸、碱性跟C(H+)、C(OH-)的关系
讨论:KW100℃=10-12
在100 ℃时,纯水中c(H+) 为多少?
c(H+)>1×10—7mol/L是否说明100 ℃时纯水溶液呈酸性?
2,用 c(H+) ,c(OH-)具体数值表示溶液酸、碱性:必须指明温度
100℃时,c(H+) = 1×10—7mol/L溶液呈酸性还是碱性?
c(H+)=1×10—6mol/L
否
碱性
25℃时,c(H+)=10—7mol/L,中性
c(H+)<1×10-7mol/L,碱性
c(H+)>10—7mol/L,酸性
C(H+) ﹥ 1mol/L或C(OH-) ﹥ 1mol/L时,可直接用C(H+) 或C(OH-)表示溶液的酸碱性。一定温度下C(H+)越大,溶液酸性越强。 C(OH-)越大,溶液碱性越强,酸性越弱。
C(H+) ﹤ 1mol/L时,常用PH表示溶液的酸碱性。
3、溶液的酸碱性的表示方法
溶液的pH
(1)pH的定义:
C(H+)的负对数
(2)使用范围:
C(H+)<1mol/L
例:c(H+)= mol /L
pH=-lg 10-3 = 3
例:c(OH-) = /L
c(H+)=1×10-14 / 10-2 = 1×10-12 mol /L
pH=-lg 1×10-12 = 12
pH=-lg c (H+)
lg2=
lg3=