【本节学习目标】
1、知道水的离子积常数KW及其与温度的关系；
2、了解溶液的pH、溶液中氢离子浓度、氢氧根离子浓度大小、溶液酸碱性三者之间的关系； 3、知道pH与c(H+)的定量关系，能进行溶液pH的简单计算； 4、初步掌握测定溶液pH的方法；
5、了解酸碱中和滴定的原理，学会使用滴定管，能利用中和滴定法测定强酸或强碱溶液的浓度； 6、知道溶液pH的调控在工农业生产中和科学研究中的重要应用。 学习重点：水的离子积，c(H+)、pH与溶液酸碱性的关系； 学习难点：水的离子积，有关溶液pH的简单计算。
【知识要点梳理】知识点一：水的电离
1、水是一种弱电解质
①用灵敏电流计测定纯水的导电性，灵敏电流计指针有微弱的偏转。说明纯水能导电，但极微弱。水是一种极弱电解质，和弱酸、弱碱一样也存在电离平衡。 水的电离方程式 H2O+H2O
H3O++OH-，简写为 H2O
H++OH- 水分子电离示意图：
②电离常数表达式
在25℃时，实验测得1L纯水只有1×10－7mol H2O电离，因此纯水中c(H+)＝c(OH-)＝1×10-7mol/L。电离前后， H2O的物质的量几乎
不变，c(H2O)可以看做是个常数，c(H2O)＝55.6 mol/L。故25℃时， H2O的电离常数K＝＝ 1.8×10-16。
③电离前后水的浓度几乎不变，在25℃时， K W= c(H+)·c(OH-)= K电离·c(H2O)= 1×10-14，K W就叫做水的离子积常数，简称水的离子积。
2、影响水的电离的因素
①温度：水是一种弱电解质，电离过程是吸热的。温度越高，Kw越大(100℃ Kw= 1×10-12)，水的电离程度越大。
t/℃ Kw/10-14 0 0.134 10 0.292 20 0.681 25 1.01 40 2.92 50 5.47 90 38.0 100 55.0 注：对于中性水，尽管Kw增大，电离程度增大，但仍是中性水，[H+]=[OH-]。
影响因素 条件改变 升高温度 平衡移动 向右 向左 溶液中的c(H+) 增大 减小 溶液中的c(OH-) 增大 减小 KW 增大 减小 温度 降低温度 ② 外加酸碱溶液：加酸或者加碱都会导致电离平衡向逆方向移动，抑制水的电离
影响因素 酸碱性 条件改变 外加酸 平衡移动 向左 溶液中的c(H+) 增大 溶液中的c(OH-) 减小 KW 不变
外加碱 向左 减小 增大 不变 小结：
二、溶液的酸碱性与pH
1、纯水、酸、碱溶液中的c(OH-)、c(H+)的相对大小关系 碱溶液中：H2O 酸溶液中：H2O
H+ + OH- NaOH == Na+ + OH-，加入NaOH后 c(OH-)升高， c(H+)降低，水的电离程度降低。 H + OH HCl == H + Cl，加入HCl后c(H)升高，c(OH)降低，水的电离程度降低。
+
-+
-+
-
纯水 =10-7 mol/L =10-7 mol/L 加少量盐酸 ﹥10-7 mol/L ﹤10-7 mol/L 加少量氢氧化钠 ﹤10-7 mol/L ﹥10-7 mol/L c(H+) c(OH-) c(H+)和c(OH-)大小 c(H+)=c(OH-) c(H+)﹥c(OH-) c(H+)﹤c(OH-) 结论：无论是酸溶液中还是碱溶液中都能够同时存在H+和OH-，但是两者不能大量共存。实验证明，在一定温度的稀溶液中H+和OH-浓度的乘积是定值！水的离子积常数不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质水溶液。 常温下，稀酸、碱溶液中c(H+)和c(OH-)的离子积总是1.0×10-14。
2、溶液的酸碱性(用c(H+)或c(OH-)都可以表示溶液的酸碱性)
在酸溶液中和碱溶液中能够同时存在H+和OH-，溶液的酸碱性取决于H+和OH-浓度的相对大小。 结论：常温下
中性溶液：c(H+)=c(OH-)=1×10-7mol/L
酸性溶液：c(H+)> c(OH-)，c(H+)>1×10-7mol/L c(OH-)＜1×10-7mol/L； 碱性溶液：c(H+)< c(OH-)，c(H+)<1×10-7mol/L c(OH-)＞1×10-7mol/L。
3、溶液的酸碱性与pH(可以用pH表示溶液的酸碱性强弱) pH是c(H+)的负对数，即：pH=－lg c(H+) 中性溶液，c(H+)=c(OH-)=1×10-7mol/L pH=7 酸性溶液，c(H+)> c(OH-) pH<7 碱性溶液，c(H+)< c(OH-) pH>7
溶液的酸性越强，其pH越小；溶液的碱性越强，其pH越大。
+
-+
-
注：用pH值表示c(H)或c(OH)< 1 mol/L的溶液的酸碱性比较方便。 c(H)或c(OH)>1 mol/L的溶液的酸碱性不用pH表示。
三、pH的应用
1、pH与人体健康的关系
例：人体各种体液都有一定的pH，以保证正常的生理活动。当体内的酸碱平衡失调时，血液的pH是诊断疾病的一个重要参数，利用药物调控pH是辅助治疗的重要手段之一。
2、pH在环保上的应用
例：酸性废水可通过投加碱性废渣或通过碱性滤料层过滤使之中和；碱性废水可通过投加酸性废水或利用烟道气中和。
3、土壤pH与土壤有效成分关系
例：在农业生产中，因土壤的pH影响植物对不同形态养分的吸收及养分的有效性，各种作物生长对土壤的pH范围有一定的要求。
四、酸碱中和滴定
1、定义：
利用中和反应，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、酸碱中和反应原理：
c(H+)V(酸)=c(OH-)V(碱)
例：向20.00mL 0.1mol/L HCl中滴加0.1mol/L NaOH溶液过程中，溶液的pH值变化
V(NaOH)/mL pH 0.00 1 10.00 1.2 15.00 1.8 18.00 2.3 19.00 2.6 19.96 3.9 20.00 7 20.04 10.0 21.00 11.4 分析：从未滴定前到滴入10mL，pH由1增到1.2(用10mL)；从10mL到19.96mL，pH由1.2到3.9(用9.96mL)；从19.96mL到20mL，pH由3.9到7.0(用0.04mL)；从20mL到20.04mL，pH由7到10(用0.04mL)；从20.04mL到21mL，pH由10到11.4(用0.96mL)。 结论：在接近pH=7时，很少量的酸或碱的加入，就会引起溶液pH突变。酸碱反应终点附近pH突变情况是定量测定酸或碱浓度时选择指示剂的重要依据。所以，准确测定已知浓度溶液和未知浓度溶液的体积(滴定管)、准确判断反应终点(指示剂)是酸碱中和滴定实验的关键。
3、实验用品：
pH计、酸式滴定管、碱式滴定管、烧杯、锥形瓶、铁架台、滴定管夹。 0.1mol/L氢氧化钠、0.1mol/L盐酸溶液、酚酞溶液、蒸馏水。
4、实验仪器(滴定管)使用说明：
滴定管可以精确测定溶液的体积
①构造：滴定管是内径均匀、带有刻度的细长玻璃管，下端有用于控制液体流量的玻璃活塞(或由橡胶管、玻璃球组成的阀)，主要用来精确的放出一定体积的溶液(小数点后2位)。滴定管分酸式滴定管和碱式滴定管两种。酸式滴定管用于盛装酸性溶液，不能盛装碱性溶液。
注：碱液能与玻璃的主要成分二氧化硅发生化学反应，所以碱式滴定管用乳胶管结构代替 ②使用方法：
A、检查滴定管是否漏水
B、润洗仪器 方法：从滴定管上口倒入3～5mL盛装的溶液，倾斜着转动滴定管，使液体湿润全部滴定管内壁，然后用手控制活塞，将液体放入预置的烧杯中
C、取反应溶液，使液面在位于0以上2～3cm处，并将滴定管固定在铁架台上
D、调节起始读数：在滴定管下放一烧杯，调节活塞，是滴定管尖嘴部分充满溶液，并使液面处于0或0以下某一位置，准确读数，并记录。
E、放出反应液：根据需要从滴定管逐滴放出一定量液体。
5、酸碱中和滴定操作
用已知浓度的0.1mol/L氢氧化钠溶液滴定未知浓度盐酸溶液的为例 实验步聚：
①量取待测盐酸溶液20.00mL 于锥形瓶中，滴入2-3滴酚酞 ，振荡。
②把锥形瓶放在碱式滴定管的下面，并在瓶子底垫一张白纸，小心滴入碱液，边滴边摇动锥形瓶，直到因加入一滴碱液后，溶液由无色变成红色，并在半分钟内不褪去为止，滴定结束。记录消耗碱液体积。代入公式可计算出盐酸溶液的浓度。
注：手眼：左手操作活塞或小球，右手振荡锥形瓶，眼睛注视锥形瓶中溶液的颜色变化速度先快后慢 ③参考实验记录表，每隔一定体积，记录并测pH：
向20.00mL 0.100 0 mol/L HCl 中滴加0.100 0 mol/L NaOH过程中的pH变化 温度 V(NaOH)/mL PH 0.00 10.00 15.00 18.00 19.00 19.96 20.00 20.04 21.00 22.00 30.00 ④根据实验数据，以氢氧化钠体积为横坐标，以所测的pH为纵坐标绘制中和反应曲线：
[规律方法指导]
一、水的离子积常数注意的几个问题
水的离子积常数不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质水溶液。一定温度下，稀酸、碱溶液中c(H+)和c(OH-)的乘积总是定值。 1、常温时，向纯水中加入酸或碱，水的电离均受到抑制，但溶液中c(H+)·c(OH-) 仍等于 1×10-14，由水电离产生的c(H+)和c(OH-)仍相等，但小于1×10-7mol/L。
2、在盐酸溶液中Kw=c(H)·c(OH)公式中的 c(H)应该指盐酸电离产生的H与水电离产生的H之和，但由于水电离产生的H远远小于盐酸电离产生的H+，一般把水电离产生的H+忽略掉，实际指盐酸电离产生的H+；c(OH-)指的是由水电离产生的OH- 3、在盐酸溶液中下列离子浓度间的关系
c(H+)溶液 = c(H+)酸 c(OH-)溶液= c(OH-)水 c(H+)水= c(OH-)水 c(H+)溶液＞c(OH-)溶液， 例：25℃时，0.1 mol/L盐酸溶液，pH=1，由水电离出的c(H) = c(OH)=1.0×10mol/L 例：25℃时，1 mol/L盐酸中由水电离的氢离子浓度是1.0×10-14mol/L
例：25℃时，1 mol/L氢氧化钠溶液中由水电离的氢氧根离子浓度是1.0×10-14mol/L
例：25℃时，某溶液中由水电离产生的c(H+)= 10-12 mol/L，则该溶液可能呈酸性也可能呈碱性。溶液pH=2或pH=12。
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--13
+-++++
二、溶液pH值的测定方法
测定方法： pH试纸法、pH计法、酸碱指示剂法等。 1、pH试纸法：
常用的称广泛pH试纸，使用方法：用玻璃棒蘸待测液滴在干燥的pH试纸上，试纸上显出颜色后马上跟标准比色卡相对比。 注意：不能直接把pH试纸伸到待测液中——会污染待测液
不能先湿润pH试纸后，再将待测液滴到pH试纸上——会将待测液稀释 不能用pH试纸测出pH=7.1等数值——标准比色卡中的数据都是整数(1～14)
2、pH计法：
pH计也叫酸度计，用来精确测溶液pH值的一种仪器，一般读数到小数点后3位
3、酸碱指示剂法：
酸碱指示剂的颜色变化是在一定的pH值范围内发生的
pH 甲基橙 石蕊 酚酞 1 2 3.1 4.4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 红色 橙色 红色 无色 紫色 浅红色 黄色 蓝色 红色
三、有关溶液pH的计算
1、单一溶液pH的计算
根据 pH=-lg c(H+) 直接计算
例：25℃时，0.05mol/LBa(OH)2溶液pH=13
2、酸碱溶液稀释后的pH计算：
+
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c(H)或c(OH)相差(改变)10倍，pH相差(改变)一个单位；强酸(碱)溶液每稀释10倍，pH增大(减小)一个单位；弱酸(碱)pH增大(减小)小于一个单位
例：在25℃时，pH等于3的盐酸溶液稀释到原来的100倍，pH等于5 在25℃时，pH等于12的强碱溶液稀释到原来的100倍，pH 等于10 在25℃时，pH=3的HAc加水稀释到原来10倍，溶液的pH值范围3～4 在25℃时，pH=12氨水加水稀释到原来10倍，溶液的pH值范围11～12 注意：酸(碱)溶液无限稀释时，pH均约等于7(均要考虑水的电离)。 酸(碱)溶液稀释时，OH-(H+)的物质的量浓度将增大
弱酸(碱)和强酸(碱)稀释相同倍数，弱酸(碱)pH变化小，强酸(碱)pH变化大。因为弱电解质在稀释过程在不断的电离，稀释后酸(碱)