唐山职业技术学院讲稿纸
20 ---20 学年 第一学期 第 周 总第 讲 复习引入：
1、强、弱电解质：在水溶液中全部电离成离子的电解质叫强电解质，只有一部分分子电离成离子的电解质叫弱电解质。强酸、强碱、大多数盐类都是强电解质，弱酸、弱碱是弱电解质。
2、电离平衡：在一定条件下，当弱电解质分子电离成离子的速度和离子重新结合成电解质分子的速度率相等时的状态。
3、电离平衡的移动规律：减少电解质离子浓度，电离平衡向右移动（右少右移）；增大电解质离子浓度，电离平衡向左移动（右多左移）；增大电解质分子浓度，电离平衡向右移动（左多右移）。
4、同离子效应：在弱电解质溶液里，加入和弱电解质具有相同离子的强电解质，使弱电解质的电离度减小的现象。
讲授新课：
第二节 水的电离和溶液的pH
一、水的电离
人们通常认为纯水不导电，但若用精密的仪器进行测定时，发现即使是极纯的水也有微弱的导电性，说明水可以电离出少量的H和OH，是一种极弱的电解质。
H2O H ＋ OH
实验测得，25℃时，1L纯水可以电离出10－7mol H＋和10－7molOH－，即［H+］=［OH-］=10-7mol/L，二者的乘积是一个常数，用KW表示，则
KW＝［H+］［OH-］＝10-7×10-7＝10－14
KW称为水的离子积常数，简称水的离子积 说明：
1、无论是中性溶液，还是稀的酸性或碱性溶液都是 KW＝［H+］［OH-］＝10－14 2、根据上式，已知［H+］可求［OH-］，已知［OH-］可求［H+］。 二、溶液的酸碱性和pH
（一）溶液的酸碱性和［H］的关系
一定温度时，纯水中的［H+］和［OH-］相等，都是10-7mol/L，所以纯水既不显碱性也不显酸性，它是中性的。
如果向纯水中加入酸,溶液呈酸性，原因是加入的H+使水的电离平衡向逆方向移动，达到新平衡时，使得［OH-］比原来减少，［H+］比原来增大，［OH-］＜10-7mol/L, ［H+］＞10-7mol/L,［H+］＞［OH］,溶液中呈酸性。
如果向纯水中加入碱,溶液呈碱性，原因是加入的OH－使水的电离平衡向逆方向移动，达到新平衡时，使得［H+］比原来减少，［OH-］比原来增大，［H+］＜10-7mol/L, ［OH-］＞10-7mol/L, ［H+］＜［OH］,溶液中呈碱性。
小结：
1、溶液的酸碱性与H、OH浓度的关系为： （1）中性溶液中，［H+］=［OH-］=10-7mol/L；
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20 ---20 学年 第一学期 第 周 总第 讲
（2）酸性溶液中，［H+］＞10-7mol/L＞［OH-］； （3）碱性溶液中，［H］＜10mol/L＜［OH］
2、无论是中性、酸性还是碱性溶液里，都同时存在H和OH，只不过大小不同。 3、H＋浓度越大，溶液的酸性越强，H＋浓度越小，溶液的酸性越弱。 （二）pH
1、溶液的pH：氢离子浓度的负对数。 pH=-lg［H+］
例如：纯水中 ［H］=10mol/L pH=-lg［H］＝－lg10＝7
某酸性溶液 ［H］=10mol/L pH=-lg［H］＝－lg10＝3
某碱性溶液 ［OH-］＝10-3mol/L ［H+］=KW/［OH-］=10-14/10-3=10-11 mol/L
pH=-lg［H］＝－lg10＝11
学生练习：求0.01mol/LHCl溶液和0.01mol/L NaOH溶液的pH。
说明：对强酸、强碱溶液pH计算，可由电离方程式先求出[H+]或[OH-]，但对弱电解质和盐类就更为复杂。
2、溶液的酸碱性和pH的关系：见P59表4－2 由表可以看出：
（1）中性溶液pH=7；酸性溶液pH＜7；碱性溶液pH＞7
（2）H＋浓度越大，pH越小，酸性越强；H＋浓度越小，pH越大，碱性越强。 （3）pH增大1个单位，H＋浓度减小10倍，pH减小2个单位，H＋浓度增大100倍。 注意：pH的使用范围在1－14之间，如果溶液的［H+］＞1 mol/L、 pH＜0时，一般不用 pH而直接用［H］来表示溶液的酸度，pH＞14直接用［OH］来表示溶液的碱度更为方便。
3、pH在医学上的意义：pH在医学上很重要，如生物体内的化学反应只能在一定的pH范围内才能进行，生物催化剂—酶也只能在一定的pH值时才有活性，人体的各部分体液都有一定的pH范围，见P60表4－3。
正常人血液的pH总是维持在7.35～7.45之间，临床上把血液的pH＜7.35时叫酸中毒，pH＞7.35时叫碱中毒。
三、酸碱指示剂 1、概念
酸碱指示剂是在不同pH溶液中能显示出不同颜色的化合物，它们多为有机弱酸或有机弱碱，其分子和电离出的离子因结构不同而显示出不同的颜色。
2、变色原理
例如，石蕊是一种有机弱酸，在溶液中存在下列电离平衡：
石蕊分子（红色） 石蕊离子（蓝色）
溶液中同时存在着石蕊分子和石蕊离子，所以看到的是红色和蓝色的混合色紫色。如果 向溶液中加酸，增大H+浓度，平衡向左移动，HIn浓度增大，In－浓度减小，当pH≤5时，溶液以HIn颜色为主，显示红色。当向溶液中加碱时，增大OH-浓度，平衡向右移动，In－浓度增大，HIn
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浓度减小，当pH≥8时，溶液以In－颜色为主，显示蓝色。可见石蕊指示剂由红色变为蓝色时，溶液的pH从5.0变到8.0。
3、变色范围
指示剂由一种颜色过渡到另一种颜色时溶液的pH值变化范围称为指示剂的变色范围。 常见指示剂的变色范围和配制方法见P61表4－4。 如：酚酞 变色范围 8.0～9.6 颜色变化 无色～红色 甲基橙 变色范围3.1～4.4 颜色变化 红色～黄色 指出：（1）利用指示剂可以粗略地测出溶液的pH；
（2）通常粗略测定溶液的pH可直接用pH试纸测得； （3）精密测定溶液的pH需用酸度计。
课堂练习：
1、已知溶液［OH-］＝10-5mol/L，求pH，溶液显何性？甲基橙指示剂在其中显何色？ 2、下列哪一种溶液酸性最强？
（1）PH=5的溶液 （2）[ OH]=10（3）[H ]=10mol/L的溶液 （4）[ OH]=10
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mol/L的溶液
3、两种不同浓度的盐酸溶液，pH值相差3个单位，则[ H+ ]相差 多少倍？ 4、将2gNaOH固体溶于水，制成500ml溶液，求此溶液的pH是多少？
课堂小结：
1、水的离子积：KW＝［H］［OH］＝10
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2、溶液的酸碱性和［H+］的关系：[H+]越大，溶液酸性越强 （1）中性溶液中，［H+］=［OH-］=10-7mol/L； （2）酸性溶液中，［H］＞10mol/L＞［OH］； （3）碱性溶液中，［H+］＜10-7mol/L＜［OH-］ 3、溶液的pH：氢离子浓度的负对数。 pH=-lg［H+］ 4、溶液的酸碱性和pH的关系：
中性溶液pH=7，酸性溶液pH＜7，碱性溶液pH＞7；H＋浓度越大，pH越小，酸性越强。 5、酸碱指示剂：在不同pH溶液中能显示出不同颜色的化合物。常用的有酚酞、甲基橙、甲基红等。
作业：教材 P68页 6
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