高中化学人教版 (2019)选择性必修1第二节 水的电离和溶液的pH优质ppt课件

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H++OH- 或 H2O+H2O
（2）可逆过程，吸热
（3）25℃，水中的c(H+)=c(OH-)=1.0×10-7ml/L
（4）由水电离出的H+与OH-浓度相等， 即c(H+)水=c(OH-)水
③加弱碱阳离子或弱酸阴离子（即能水解的盐）
当水的电离达到平衡时，电离产物 H+和OH-浓度之积是一个常数，称为水的离子积常数，简称水的离子积，用Kw表示
2、表达式：Kw=c(H+)·c(OH-)
说明：
①c(H+)和c(OH-)均表示整个溶液中的H+、OH-的总物质的量浓度
②Kw不仅适用于纯水，也适用于酸、碱、盐的稀溶液
酸溶液中：Kw= c(H+)酸·c(OH-)水
碱溶液中：Kw= c(H+)水·c(OH-)碱
盐溶液中：Kw= c(H+)水·c(OH-)水
③不同溶液中的c(H+)、c(OH-)可能不同，但任何溶液中的c(H+)水=c(OH-)水
④25℃时，水中的c(H+)=c(OH-)=1.0×10-7ml/L，Kw=1.0×10-14
100℃时，水中的c(H+)=c(OH-)≈1.0×10-6ml/L， Kw=1.0×10-12
⑤Kw有单位，其单位为ml2·L-2，因其复杂通常省略
⑥Kw只与温度有关，温度升高，Kw增大，水更易电离
c(H+)=c(OH-)
c(H+)>c(OH-)
c(H+)二、溶液的酸碱性与pH
（一）溶液酸碱性的判断：看c(H+)与c(OH-)的相对大小
当c(H+)=c(OH-)时，为中性；
当c(H+)>c(OH-)时，为酸性；
当c(H+)溶液中酸性的强弱：c(H+)越大，酸性越强
酸的酸性强弱：看酸电离出的H+的难易， 越容易电离出H+，酸性越强
（三）溶液酸碱性的表示方法
当c(H+)或c(OH-)大于或等于1ml/L时，用c(H+)或c(OH-)直接表示
当c(H+)或c(OH-)小于1ml/L时，用pH表示
1、定义：用c(H+)的负对数来表示溶液酸碱性的强弱
2、适用范围：稀溶液
3、表达式：pH=-lgc(H+) 或c(H+)=1.0×10-pHml/L
4、意义：pH↑→碱性增强，pH↓→酸性增强
5、pH与溶液酸碱性的关系：
注：在分析c(H+)、pH与溶液的酸碱性关系时，要注意溶液的温度
（五）溶液酸碱性的测定方法
1、用酸碱指示剂测定：酸碱指示剂一般是有机弱酸（或弱碱），它们的颜色变化是在一定的pH范围内发生的，因此，可以用这些弱酸、弱碱来测定溶液的pH。但只能测出pH的范围，一般不能准确测定pH的具体值。
常用指示剂的变色范围和颜色变化表示如下表：
（1）pH试纸的制作：pH试纸一般呈黄色， 由多种指示剂的混合液浸制经晾干而成
（2）pH试纸的种类：
①广泛pH试纸：pH范围是1-14（最常用）或1-10，所测pH都为整数
②精密pH试纸：pH范围较窄，可判别pH差值为0.2或0.3
（3）pH试纸的使用方法：
取一小块试纸放在玻璃片或表面皿或点滴板上，用洁净干燥的玻璃棒直接蘸取待测液滴在干燥的试纸上，试纸变色后，在30s内与标准比色卡比较。
标准比色卡：其颜色与光谱一致，按pH从小到大依次是：红橙黄（酸性）、绿（中性）、蓝靛紫（碱性）
①pH试纸不能用水润湿，否则可能使测量结果 偏大、偏小、不变
②所测pH值一般为整数
③若某溶液具有漂白性，则不能用酸碱指示剂测定溶液的酸碱性，也不能用pH试纸测定其pH
3、用pH计：pH计也叫酸度计，有多种型号，使用方法不尽相同，可精确测定溶液的pH，可精确到小数点后两位
（六）溶液中pH的计算
1、单一溶液的pH计算
（1）强酸：c(酸)→c(H+)→pH
例题：计算0.05ml/L的H2SO4溶液中的pH值
解：c(H+)= 0.05ml/L×2=0.1ml/L
pH= -lgc(H+) =1
（2）强碱：c(碱)→c(OH-) c(H+)→pH
例题：计算0.1ml/L的NaOH溶液中的pH值
解：c(OH-)= 0.1ml/L×1=0.1ml/L
pH= -lgc(H+) =13
2、酸碱混合溶液的pH计算
（1）两种强酸混合：c(H+)混=
例题：10ml 0.1ml/L的HCl与20ml 0.2ml/L的HCl混合，求该混合液的pH值
pH= -lgc(H+) =lg6
注：对于混合碱的计算而言，必须先算出混合后的c(OH-)， 再由KW算出c(H+)，再求pH值，不能直接求c(H+)
（2）两种强碱混合：c(OH-)混=
例题：10ml 0.1ml/L的NaOH与20ml 0.2ml/L的Ba(OH)2混合，求该混合液的pH值
pH= -lgc(H+) =13+lg3
（3）强酸与强碱混合：
①若恰好完全反应，溶液呈中性，pH=7
②酸过量，c(H+)过量=
例题：10ml 0.3ml/L的HCl与10ml 0.1ml/L的NaOH混 合，求该混合液的pH值
③碱过量，c(OH-)过量=
例题：10ml 0.1ml/L的HCl与10ml 0.3ml/L的NaOH混 合，求该混合液的pH值
解：c(OH-)过量=
特殊：强酸、强碱溶液等体积混合时pH的计算
A、B均为酸，两种溶液pH关系为：pHA例题：将pH=1和pH=3的盐酸溶液等体积混合，则该 混合液的pH值为多少？
解：pH混=pHA+0.3=1+0.3=1.3
A、B均为碱，两种溶液pH关系为：pHA例题：将pH=8和pH=10的NaOH溶液等体积混合，则该 混合液的pH值为多少？
解：pH混=pHB-0.3=10-0.3=9.7
若A为酸，B为碱，两种溶液pH关系为：pHA+pHB<14，即酸剩余，则混合后溶液pH为：pH混=pHA+0.3
例题：将pH=2的盐酸和pH=10的NaOH溶液等体积混合，则该混合液的pH值为多少？
解：pH混=pHA+0.3=2+0.3=2.3
若A为酸，B为碱，两种溶液pH关系为：pHA+pHB>14，即碱剩余，则混合后溶液pH为：pH混=pHB-0.3
例题：将pH=6的盐酸和pH=10的NaOH溶液等体积混合，则该混合液的pH值为多少？
④强酸与弱碱或强碱与弱酸等体积混合
当pH酸+pH碱=14时，
若是强酸与弱碱混合，则弱碱过量，pH>7
若是强碱与弱酸混合，则弱酸过量，pH<7
例题：室温下，将pH=4的醋酸和pH=10的NaOH溶液等体积混合，则该混合液的pH值为（ ）A、等于7 B、大于7 C、小于7 D、无法确定
3、稀释后溶液pH的计算
（1）强酸：pH=a，加水稀释10n倍，则pH=a+n
但都不突破7，无限稀释时等于或接近于7
（2）弱酸：pH=a，加水稀释10n倍，则a（3）强碱：pH=b，加水稀释10n倍，则pH=b-n
（4）弱碱：pH=b，加水稀释10n倍，则b-n1、工业 2、农业 3、科学研究 4、日常生活 5、医疗保健
一、酸碱中和滴定的概念：
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
1、酸碱中和滴定的原理：H++OH-=H2O 即利用中和反应时，c(H+)酸·V酸= c(OH-)碱·V碱则c(H+)酸= 或 c(OH-)碱=
1、仪器：酸式滴定管、碱式滴定管、滴定管夹、铁架台、锥形瓶、烧杯、pH计
2、试剂：标准液、待测液、指示剂、蒸馏水
内径均匀，带有刻度的细长玻璃管，下端有控制液体流量的玻璃活塞（或由橡皮管、玻璃球组成的阀）
注：①滴定管的“0”刻度在上，由上向下刻度依次增大； 下端有一部分无刻度，全部容积大于它的最大刻度值
②滴定管的精确读数可估读到0.01
（2）用途：精确的放出一定体积的液体
①滴定管：查漏→水洗（洗液→自来水→蒸馏水）→润洗→装液→赶气泡→调液面→记录数据
②锥形瓶：水洗→装液→加指示剂
原则：选用变色明显、灵敏，且变色范围与酸碱恰好完全反应后溶液的pH接近，在pH突变的范围内,常用甲基橙和酚酞。“强酸滴碱甲基橙，强碱滴酸用酚酞，强酸强碱若互滴，甲基橙酚酞都可以”
边滴边振荡→滴速先快后慢→左手控制滴定管活塞， 且结束前不能离开，右手摇动锥形瓶，眼睛注视锥形瓶内溶液变化→判定终点→读数（等1-2min液面稳定后）
①滴定终点：酸碱恰好完全中和的时刻
注：恰好中和=酸碱恰好完全反应≠溶液呈中性
等到滴入最后一滴标准液，指示剂变色，且在半分钟内不恢复原来的颜色，视为滴定终点。记录此时标准液的体积
①酸碱中和滴定：按上述操作重复二至三次，求出所用标准液的平均值，根据公式计算
②用pH计测定待测液的pH和每加入一定量标准液之后的混合pH
以标准液体积为横坐标，以pH为纵坐标，作图（以NaOH滴定HCl为例）
当接近滴定终点（pH=7）时，很少量（0.04mL，约一滴）的碱或酸就会引起溶液pH突变
①原理：
未知量只有V标，所以c测与V标成正比
②常见误差：标准液在滴定管中的情况
三、酸碱中和滴定的注意事项
不能用量筒代替滴定管。滴定管的优点：一是读数精确（0.01），二是可以逐滴滴加液体。
2、酸式滴定管有玻璃活塞，能与碱液发生反应：SiO2+2NaOH=Na2SiO3+H2O，Na2SiO3能将活塞粘住
3、润洗滴定管的目的是因为滴定管内壁有蒸馏水，对所装溶液有稀释作用，造成实验误差，通过润洗可减少误差。
4、视线应与凹液面最低点在同一水平线上。
5、在中和滴定过程中，标准液和待测液的盛放的位置可以颠倒，因此在误差分析中，要看清楚标准液与待测液的位置。标准液在滴定管中与标准液在锥形瓶中产生误差的情况恰好相反；在分析误差时，都只考虑滴定管中体积对浓度的影响。