課件高中化學(xué)人教新課標(biāo)選修四化學(xué)反應(yīng)原理水溶液中的離子平衡ppt課件(編輯修改稿)
2025-02-11 11:43 本頁(yè)面
【文章內(nèi)容簡(jiǎn)介】 107mol/L pH= 107 = = =lg108 ?pH計(jì)算 3—— 強(qiáng)酸與強(qiáng)酸混合 例題：在 25℃ 時(shí)， pH等于 1的鹽酸溶液 1L和 pH等于 4的硫酸 溶液 1000L混合 pH等于多少？ 解： pH=lgc(H+) =lg（ 1 101+1000 104） /（ 1+1000） =lg2 104 =4lg2 = 關(guān)鍵：抓住氫離子進(jìn)行計(jì)算！ ?pH計(jì)算 4—— 強(qiáng)堿與強(qiáng)堿混合 解： =4lg5 = 例題：在 25℃ 時(shí)， pH等于 9和 pH等于 11的兩種氫氧化鈉溶液 等體積混合 pH等于多少？ [OH— ]=（ 1 10— 5+1 10— 3） /(1+1) pOH=lgc(OH— ) pOH=lg5 104 pH=14 pOH = pH混 = pH大 關(guān)鍵：抓住氫氧根離子離子進(jìn)行計(jì)算！ ?pH計(jì)算 5—— 強(qiáng)酸與強(qiáng)堿混合 例題：在 25℃ 時(shí)， 氫氧化鈉溶液混合后 ,溶液的 pH等于多少？ 解： NaOH+HCl=NaCl+H2O c(H+)=()mol/(+)L=n(NaOH)=,n(HCl)=,HCl過(guò)量。 pH=lgc(H+)= =lg101 =1 關(guān)鍵：酸過(guò)量抓住氫離子進(jìn)行計(jì)算！ ?pH計(jì)算 5—— 強(qiáng)酸與強(qiáng)堿混合 例題：在 25℃ 時(shí)， 氫氧化鈉溶液混合后 ,溶液的 pH等于多少？ 解： NaOH+HCl=NaCl+H2O 關(guān)鍵：堿過(guò)量抓住氫氧根離子進(jìn)行計(jì)算！ c(OH)=()mol/(+)L=n(NaOH)=,n(HCl)=,NaOH過(guò)量。 pH=lgc(H+)=lg1014/ =13 ?pH計(jì)算 6 —— 強(qiáng)堿與強(qiáng)堿混合 例題：在 25℃ 時(shí)， pH=10與 pH=12氫氧化鈉溶液等體積混合后 ,溶液中 c(H+)等于多少？ 解： ① c(H+)=(1010+1012)mol/(1+1)L = 1010 mol/L 正確的是 。 ② c(OH)=(104+102)mol/(1+1)L = 102 mol/L c(H+)=1014/ 102 =2 1012 mol/L 關(guān)鍵：堿性溶液中抓住 OH進(jìn)行計(jì)算 ② 三、 pH應(yīng)用 ?工農(nóng)業(yè)生產(chǎn)和科學(xué)實(shí)驗(yàn)中常常涉及溶液的酸堿性。 ?人們的生活健康也與溶液的酸堿性有關(guān)。 ?3 、酸堿中和滴定中溶液 pH變化（借助酸堿指示劑的顏色變化）是判斷滴定終點(diǎn)的依據(jù)。 人體幾種體液和代謝產(chǎn)物的正常 pH: 四、酸堿中和滴定 ⒈ 用已知物質(zhì)的量濃度的酸（或堿）來(lái)測(cè)定未知物質(zhì)的量濃度的堿（或酸）的方法 ⒉滴定終點(diǎn)判斷的依據(jù)：溶液 pH的變化。 在接近滴定終點(diǎn)（ pH=7）時(shí)，很少量（約 1滴， mL）的堿或酸就會(huì)引起溶液 pH的突變。此時(shí)指示劑明顯的顏色變化表示反應(yīng)已完全，即反應(yīng)達(dá)到終點(diǎn)。 滴定曲線 ⒋ 酸堿指示劑的變色范圍 指示劑 pH變色范圍 酸色 堿色 甲基橙 ~ 紅色 黃色 石蕊 ~ 紅色 藍(lán)色 酚酞 ~ 無(wú)色 紅色 ~ ~ ~ ?NaOH溶液滴定鹽酸和乙酸的滴定曲線 管 ?練習(xí)： ?常溫下 pH=a，體積為 Va的強(qiáng)酸與 pH=b，體積為 Vb的強(qiáng)堿混合，恰好完全反應(yīng)呈中性。 ?若 a+b=14，則 Va__Vb(.=.） ?若 a+b=12，則 Va__Vb. (.=.） ?若 a+b=15，則 Va__Vb. (.=.） ?Va/Vb=______＿ _。 = 10(a+b)14 第三章 水溶液中的離子平衡 第三節(jié) 《 鹽類的水解 》 以水的電離平衡為基礎(chǔ) ,說(shuō)明 HCl、 NaOH 的水溶液為什么分別顯示酸性和堿性？ 思考： CH3COONa是哪兩種酸堿 反應(yīng)得到的鹽 ? 其水溶液中存在哪些離子？ 這些離子能相互反應(yīng)嗎？ 若反應(yīng)，結(jié)果怎么樣？ H2O H+ + OH_ 醋酸鈉在溶液中的變化 : CH3COONa = CH3COO_ +Na+ + CH3COOH CH3COO +H2O CH3COOH+OH_ CH3COONa + H2O CH3COOH+NaOH 強(qiáng)堿弱酸所生成鹽的水解 NH4Cl = NH4+ + Cl 硫酸銨在溶液中的變化 : H2O OH_ + H+ + NH4+ +H2O + H+ NH4Cl +H2O + HCl 強(qiáng)酸弱堿所生成鹽的水解 一、鹽類的水解的概念 ?在溶液中 鹽 電離出來(lái)的離子跟 水 所電離出來(lái)的H+ 或 OH結(jié)合生成 弱電解質(zhì) 的反應(yīng) ,叫做鹽類的水解 。 水解的條件：生成弱電解質(zhì)。 水解的實(shí)質(zhì)：破壞了水的電離平衡 。 水解反應(yīng)與中和反應(yīng)的關(guān)系 : 酸 +堿 鹽 +水 中和 水解 鹽類水解是中和反應(yīng)的逆反應(yīng) 鹽類水解程度一般都很小 測(cè)試對(duì)象 溶液酸堿性 CH3COONa Na2CO3 KF NH4Cl (NH4)2SO4 Al2(SO4)3 NaCl KNO3 Ba(NO3)2 實(shí)驗(yàn)結(jié)果統(tǒng)計(jì)分析及推理 ： 堿性 酸性 中性 生成該鹽的 酸 堿 CH3COOH NaOH H2CO3 NaOH HF KOH HCl NH3 H2O H2SO4 NH3H 2O H2SO4 Al(OH)3 HCl NaOH HNO3 KOH HNO3 Ba(OH)2 鹽的類型 強(qiáng)堿 弱酸鹽 強(qiáng)酸 弱堿鹽 強(qiáng)堿 強(qiáng)酸鹽 二 . 鹽類水解的規(guī)律 類型 實(shí)例 是否水解 水解的離子 生成的弱電解質(zhì) 溶液的酸堿性 強(qiáng)酸弱堿鹽 NH4Cl 強(qiáng)堿弱酸鹽 CH3COONa 強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽 NaCl 水解 水解 不水解 弱堿 陽(yáng)離子 弱酸 陰離子 無(wú) 弱堿 弱酸 無(wú) 酸性 堿性 中性 有弱才水解 都強(qiáng)不水解 規(guī)律 誰(shuí)弱誰(shuí)水解 誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性 影響水的電離平衡的因素。 H2O H＋ ＋ OH－ 1．升溫，促進(jìn)水的電離； 3．加入能水解的鹽，促進(jìn)水的電離 2．加入酸或堿，抑制水的電離。 小結(jié) 例題 1 ： 在鹽類的水解過(guò)程中，下列敘述正確的是（ ） A. 鹽的電離平衡被平破壞 B. 水的電離平衡被破壞 C. 沒(méi)有中和反應(yīng)發(fā)生 D. 溶液的 PH值一定變大 B 例題 2 ： 能使水的電離平衡向電離方向移動(dòng)，并使溶液中的C（ H+) ＞ C（ OH）的措施 是（ ） A. 向純水中加入幾滴稀鹽酸 B. 將水加熱煮沸 C. 向水中加入碳酸鈉 D. 向水中加入氯化銨 D 1. 下列溶液 PH小于 7的是 A、 溴化鉀 B、 硫酸銅 C、 硫化鈉 D、 硝酸鋇 2. 下列溶液能使酚酞指示劑顯紅色的是 A 、碳酸鉀 B、 硫酸氫鈉 C、 硫化鈉 D、 氯化鐵 A 、 NH4+ B、 SO42_ C 、 Al3+ D 、 F_ 1．請(qǐng)判斷下列鹽溶液的酸堿性： CuSO4； FeCl3；Na2S； KNO3； BaCl2； Na2SO3。 2．請(qǐng)按 pH增大的順序排列下列鹽溶液 （物質(zhì)的量濃度相等）： NaNO3； H2SO4； AlCl3； Na2CO3 . 3． 常溫
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