《醫(yī)用化學(xué)基礎(chǔ)》水的電離和溶液的ph課件

1、,,,,2 水的電離和溶液的PH,思考:如何用實驗證明水是一種極弱的電解質(zhì)?,1.實驗,2.現(xiàn)象,3.結(jié)論,水是一種極弱的電解質(zhì),4.原因,實驗測定(25℃時)：C(H+)=C(OH－)=10-7mol/L,靈敏電流計,燈泡,,,,,,25℃，純水,C(H+)=C(OH-)=1×10-7mol/L,一、水的電離,1、水是一種極弱電解質(zhì)，能微弱電離:,Kw= c(H+) . c(OH-),1)表達(dá)式：,KW 叫做水的離子積常數(shù)

2、，簡稱水的離子積。,2)影響KW的因素,KW只與溫度有關(guān)（與濃度無關(guān)）:我們指的是25攝氏度,如： 25℃ KW=10-14,注：常數(shù)無單位,2、水的離子積常數(shù),在任何水溶液中，均存在水的電離平衡，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-),注：,提問：根據(jù)前面所學(xué)知識，水的離子積會受什么外界條件影響？,,討論：,對常溫下的純水進(jìn)行下列操作，完成下表：,,酸性,←,↑,↓,＞,不

3、變,堿性,←,↓,↑,＜,不變,小結(jié)：,加入酸或堿都抑制水的電離,,③根據(jù)Kw=C(H＋)×C(OH－) 在特定溫度下為定值,C(H＋) 和C(OH-) 可以互求.,②常溫下,任何稀的水溶液中 C(H+)×C(OH－)=1×10－14,,,,例題 ⑴﹑0.1mol/L的鹽酸溶液中電離出的C(H＋ )和C(OH－)是多少?,⑵﹑0.1mol/L的NaOH溶液中電離出的C(H＋)和C(OH－)是

4、多少?,C(OH-)=1×10-14/0.1=1×10-13mol/L,C(H+)=1×10-14/0.1=1×10-13mol/L,,3、根據(jù)Kw=c(H+)×c(OH-) 為定值,c(H＋) 和 c(OH-) 可以互求；,1、任何水溶液中H+和OH－總是同時存在的,只是相對含量不同；,2、常溫下,任何稀的水溶液中c(H+)×c(OH-)=1×10－14,4、Kw

5、大小只與溫度有關(guān),與是否為酸堿性溶液無關(guān)。　　25℃時， Kw =1×10-14,再次強調(diào):,0.0001mol/L的NaOH溶液中， c（OH-）＝？、c（H＋）＝？、,2. 0.00001mol/L的HCL溶液中， c（H＋）＝？ 、 c（OH-）＝？、,3. 0.1mol/L的NaCl溶液中， c（OH-）＝？、c（H＋）＝？,練習(xí),一、水的電離,1、水的電離,2、水的離子積,Kw= c(H+ )

6、 ? c(OH-),（1）無單位常數(shù),（2）意義,,（3）,25℃ Kw=1× 10-14,（4） 加入酸或堿，抑制水的電離，但Kw不變,（5） 任何溶液中都存在Kw= c(H+ ) ? c(OH-)且25℃ Kw=1×10-14,課堂小結(jié),比較下列情況下，c (H+)和c (OH-）的值或變化趨勢（增加或減少）：,10-7mol/L,10-7mol/L,c(H+)=c(OH-),變大,

7、變小,c(H+)>c(OH-),變小,變大,c(H+)<c(OH-),3.酸性溶液中是否有OH-存在？堿性溶液中是否有H+存 在？,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,堿性,二、溶液的酸堿性與pH值,+,-,1、溶液的酸、堿性跟C(H+)、C(

8、OH-)的關(guān)系,C(H+) ﹥ 1mol/L或C(OH-) ﹥ 1mol/L時，可直接用C(H+) 或C(OH-)表示溶液的酸堿性。一定溫度下C(H+)越大,溶液酸性越強。 C(OH-)越大，溶液堿性越強，酸性越弱。,C(H+) ﹤ 1mol/L時，常用PH表示溶液的酸堿性。,2、溶液的酸堿性的表示方法,溶液的pH,(1)pH的定義：,C(H+)的負(fù)對數(shù),(2)使用范圍：,C(H+)<1mol/L,例：c(H+)=0.001 mo

9、l /L pH=-lg 10-3 = 3例：c(OH-) = 0.01mol /L c(H+)=1×10-14 / 10-2 = 1×10-12 mol /L pH=-lg 1×10-12 = 12,pH=-lg c (H+),酸性溶液,堿性溶液,[H+]=[OH-],[H+] ＞1×10-7mol/L,＜7,=7,[H+]＜[OH-],[

10、H+] ＜1×10-7mol/L,3、溶液的酸、堿性跟pH的關(guān)系,溶液的pH值,酸性增強,堿性增強,,4、pH值測定方法,測定方法：酸堿指示劑法、pH試紙法、pH計法等。,酸堿指示劑一般是弱的有機酸或弱的有機堿，他們的顏色變化是在一定的pH值范圍內(nèi)發(fā)生的。我們把指示劑發(fā)生顏色變化的pH值范圍叫做指示劑的變色范圍。,,,pH測定：,①pH試紙測定：不可先潤濕。與比色卡對照② pH 計（酸度計）。,,,pH值有關(guān)判斷正誤,1、一定

11、條件下 pH值越大，溶液的酸性越強。 2、強酸溶液的pH值一定小。3、pH值等于6的溶液，一定是一個弱酸體系。4、pH值相同的強酸和弱酸中[H+]相同。5、在常溫下，pH=0的溶液酸性最強，pH=14的溶液堿性最強6、pH值有可能等于負(fù)值。,×××√×√,5、pH值的簡單計算,【例1 】計算下列溶液的PH,(1)0.4gNaOH固體溶于水配成1000ml溶液，求所得溶液的PH。

12、,(2)求0.05mol/LH2SO4溶液的PH。,(3)求0.5mol/LBa(OH)2溶液中c(H+)及PH。,（1）PH＝12,（2）PH＝1,（4） c(H+) ＝10－14mol/L　PH＝14,【例2】（1）計算PH＝2的H2SO4溶液中H2SO4和OH－的濃度。,（2）求PH＝9的NaOH溶液中c(OH－),（1）c(H2SO4)=0.005mol／L c(OH-)= 10－12mol/L,（2） c(OH-) ＝

13、10－5mol/L,1、①在25℃時，pH等于2的鹽酸溶液稀釋到原來的10倍，pH等于多少？稀釋到1000倍后， pH等于多少？,解：,pH=-lgc(H+),=-lg10－2/10,=-lg10-3,=3,結(jié)論1： c(H+)或c(OH－)相差（改變）10倍，PH相差（改變）一 個單位。,pH=-lgc(H+),=-lg10－2/1000,=-lg10-5,=5,練習(xí),結(jié)論2：酸堿無限稀釋，pH只能接近于7，酸不可能大于7，堿不可