優(yōu)質(zhì)課-選修4-第三章《水的電離和溶液的酸堿性》課件

第二節(jié)

水的電離和溶液的酸堿性

第一課時(shí)第二節(jié)

水的電離和溶液的酸堿性

第一課時(shí)思考:如何用實(shí)驗(yàn)證明水是一種極弱的電解質(zhì)?電源G靈敏電流計(jì)燈泡結(jié)論現(xiàn)象

：指針擺動(dòng)：不亮G×水是一種極弱的電解質(zhì)思考:如何用實(shí)驗(yàn)證明水是一種極弱的電解質(zhì)?電源G靈敏燈泡結(jié)論一、水的電離H2O+H2OH3O++OH－簡寫為：H2OH++OH-一、水的電離H2O+H2OH3O+討論：水分子電離產(chǎn)生的OH－和H+的濃度關(guān)系如何？H2OH++OH-結(jié)論：同一體系中，由水分子電離產(chǎn)生

c水(OH-)＝c水(H+)同一體系——純水、酸性(堿性)溶液…即任何水溶液討論：水分子電離產(chǎn)生的OH－和H+的濃度關(guān)系如何？H2OH2OH++OH-電離平衡常數(shù)：

K

電離＝c(H+)×c(OH-）c(H2O)c(H+)×c(OH-）＝K

電離×c(H2O）

Kw

水的離子積常數(shù)Kw

＝c(H+)×c(OH-)H2OH++OH-電離平衡常數(shù)：c(二、水的離子積常數(shù)(

Kw)1、表達(dá)式：Kw

＝c(H+)×c(OH-）水的離子積常數(shù)，簡稱水的離子積。25℃時(shí)，1L(55.6mol)純水中有1×10-7mol水發(fā)生電離，則該純水中

c(H+)＝

mol/L；c(OH-)＝

mol/L；c(H+)

c(OH-)(＜、＞、＝)1×10-71×10-7＝1×10-14分析教材P46表3-2信息25℃時(shí)Kw＝二、水的離子積常數(shù)(Kw)1、表達(dá)式：Kw＝c(H+)×Kw只與

有關(guān)，與

無關(guān)。2、影響水的電離平衡和離子積的因素①溫度越高，Kw

。原因：水的電離是

過程。升高溫度，

水的電離，Kw

。越大吸熱增大溫度濃度如：Kw(25℃)=1×10-14

Kw(100℃)=1×10-12促進(jìn)

Kw只與有關(guān)，與無②對常溫下純水進(jìn)行下列操作，填寫下表中性正向增大增大＝增大酸性逆向增大減?。静蛔儔A性逆向減小增大＜不變結(jié)論：酸或堿的加入會抑制水的電離，但水的離子積保持不變。②對常溫下純水進(jìn)行下列操作，填寫下表中性正向增大增大＝增大酸思考

3、計(jì)算25℃，0.1mol/L鹽酸中由水電離出的c(H+)？

4、在溶液中H+和

OH-是否一定不能共存？

2、在常溫下，Kw＝c(H+)×c(OH-)，試分析純水中c(H+)、c(OH-)來源？鹽酸溶液、氫氧化鈉溶液呢？

1、在常溫下，某溶液由水電離產(chǎn)生的c(H+)=1×10-9mol/L，則該溶液的酸堿性如何？思考3、計(jì)算25℃，0.1mol/L鹽酸中由水電

5、常溫下，某溶液中由水電離出來的c(H＋)＝1.0×10-13mol/L

，該溶液可能是()①二氧化硫②氯化銨水溶液③硝酸鈉水溶液④氫氧化鈉水溶液A．①④ B．①②C．②③D．③④A5、常溫下，某溶液中由水電離出來的c(H＋)＝1溶液中c(H+)

和c(OH-)的計(jì)算小結(jié)(2)強(qiáng)酸：H+主要來源于酸的電離。(可忽略水電離產(chǎn)生的H+)c(H+)總＝c(OH-)總＝

(3)強(qiáng)堿：OH-主要來源于堿的電離，（忽略水電離產(chǎn)生的OH-）c(OH-)總＝c(H+)總＝

(1)純水:c(H＋)=c(OH－)=

c(H+)酸c(H+)水Kw／c(H+)=c(OH-)水=

c(OH-)堿c(OH-)水

Kw／c(OH-)=c(H+)水=

討論：

不論是在中性、酸性還是堿性溶液中，c(H+)與c(OH－)可能相等也可能不等，但由水電離出的c(H+)水＝c(OH－)水，對嗎？溶液中c(H+)和c(OH-)的計(jì)算小結(jié)(2)強(qiáng)酸：H+影響水的電離(α水)和KW的因素

T↑，

KW不變第三節(jié)再作介紹

歸納4、加極活潑金屬Na、K等

水的電離促進(jìn)1、溫度：

KW↑α水↑,2、酸/堿：抑制水的電離，α水↓3、鹽:影響水的電離(α水)和KW的因素T↑，K

1、升高溫度，Kw增大。已知Kw(100℃)=10-12，則在100℃時(shí)純水中的c(H+)等于多少？c水(H+)＝1×10－6mol/L

2、0.01mol/L鹽酸溶液中c(H+)、c(OH-)分別為多少？由水電離出的c水(H+)、c水(OH-)分別為多少？

3、0.01mol/LNaOH溶液中，c(H+)、c(OH-)分別為多少？由水電離出的c水(H+)、c水(OH-)分別為多少？練習(xí)0.01mol/L1×10－12mol/L1×10－12mol/L1×10－12mol/L1×10－12mol/L0.01mol/L1×10－12mol/L1×10－12mol/L1、升高溫度，Kw增大。已知Kw(100℃)=

4、向純水中加入少量NaHSO4，在溫度不變時(shí)，溶液中()A．水的電離度增大 B．酸性增強(qiáng)C．水中c(H+)與c(OH-)乘積增大D．c(OH-)減小BD5、在由水電離出的c(H+)=10-13mol/L的溶液中，一定能大量共存的離子組是()A．K+、Fe3+、SO42-、MnO4-B．Na+、Cl-、NO3-、SO42-C．Al3+、NH4+、Cl-、SO42-D．Na+、AlO2-、Br-、Cl-B6、某溫度時(shí)，測得純水中的c(H+)＝2.4×10－7mol/L，則c(OH-)是()A．2.4×10-7mol/L B．0.1×10-7mol/LC．1.0×10-14/2.4×10-7mol/LD．無法確定A4、向純水中加入少量NaHSO4，在溫度不變時(shí)，

7、(1)25℃時(shí)，1mol/L的鹽酸中，溶液中的c(H＋)為

mol/L，溶液中的c(OH-)為

mol/L；由水電離出來的OH-的濃度為

mol/L，由水電離出來的H+的濃度為

mol/L；(2)25℃時(shí)，0.5mol/L的NaOH溶液中，由水電離出來的H+的濃度為

mol/L，由水電離出來的OH-的濃度為

mol/L.2×10－142×10－141×10－141×10－141×10－141

8、判斷正誤：①任何水溶液中都存在水的電離平衡。②任何水溶液中(不論酸、堿或中性)，都存在Kw=10-14。③某溫度下，某液體[H+]=10-7mol/L，則該溶液一定是純水。

7、(1)25℃時(shí)，1mol/L的鹽酸中，溶液第二節(jié)

水的電離和溶液的酸堿性

第二課時(shí)第二節(jié)

水的電離和溶液的酸堿性

第二課時(shí)二、c(H+)和c(OH-)與溶液酸堿性、pH的關(guān)系１、溶液酸堿性的表示法（1）c(H+)和c(OH-)（2）c(H+)和c(OH-)都較小的稀溶液（＜1mol/L）用pH表示。pH=-lgc(H+)例：c(H+)=1×10-7pH=-lg10-7=7

二、c(H+)和c(OH-)與溶液酸堿性、pH的關(guān)系１2、c(H+)和c(OH-)與溶液酸堿性、pH的關(guān)系常溫下c(H+)＞c(OH-)c(H+)=c(OH-)c(H+)＜

c(OH-)＞7=7＜

7pH=7的溶液一定是中性溶液嗎？答：不一定，只有在常溫下才顯中性。溶液的酸堿性只能根據(jù)c(H+)和c(OH-)的相對大小來確定！如100oC時(shí)，pH=62、c(H+)和c(OH-)與溶液酸堿性、pH的關(guān)系常常溫下c(H+)與pH、溶液酸堿性的關(guān)系：10-510-410-310-210-110-710-810-910-1010-1110-1210-1310-1410-65432178910111213146c(H+)pHc(H+)增大，pH減小酸性增強(qiáng)c(H+)減小，pH增大堿性增強(qiáng)c(OH-)減小c(OH-)增大常溫下c(H+)與pH、溶液酸堿性的關(guān)系：10-510-41pH的測定：pH計(jì)（酸度計(jì)）（2）pH試紙注意：①不能用水潤濕②要放在玻璃片（或表面皿）上③不是將試紙伸到溶液中④廣泛pH試紙只能讀出整數(shù)粗略測定：（1）酸堿指示劑只能判斷溶液的酸堿性甲基橙石蕊酚酞堿色

黃

藍(lán)

紅精確測定：變色范圍(pH)3.1~4.4(橙色)5.0~8.0(紫色)8.2~10.0(淺紅色)了解用法：用玻璃棒蘸溶液，點(diǎn)在pH試紙中央，半分鐘后與比色卡比色酸色紅紅無pH的測定：pH計(jì)（酸度計(jì)）（2）pH試紙注意：①不能用水潤（2009年高考廣東卷）下列可用于測定溶液pH且精確度最高的是()(A)酸堿指示劑(B)pH計(jì)

(C)精密pH試紙(D)廣泛pH試紙高考鏈接B（2009年高考廣東卷）下列可用于測定溶液pH且精確度最高3、pH的應(yīng)用1、工農(nóng)業(yè)生產(chǎn)2、科學(xué)實(shí)驗(yàn)3、人類的生活和健康

思考與交流舉例說明4、環(huán)境保護(hù)3、pH的應(yīng)用1、工農(nóng)業(yè)生產(chǎn)2、科學(xué)實(shí)驗(yàn)3、人類的生活和健康1、強(qiáng)酸、強(qiáng)堿pH的計(jì)算：強(qiáng)酸：c(酸)電離c(H+)－lgc(H+)pH強(qiáng)堿：c(堿)電離c(OH－)Kwc(H+)－lgc(H+)pH－lgc(OH-)pOH14－pOHpH例：計(jì)算0.1mol/L的HCl溶液的pH值練習(xí)：試計(jì)算常溫下的①0.005mol/LH2SO4溶液；②0.005mol/LBa(OH)2溶液的pH值。三、有關(guān)溶液的pH的計(jì)算若為多元強(qiáng)酸HnA?若為多元強(qiáng)堿B(OH)n?12121、強(qiáng)酸、強(qiáng)堿pH的計(jì)算：強(qiáng)酸：c(酸)電離c(H+)2、強(qiáng)酸與強(qiáng)酸混合：強(qiáng)酸Ⅰ：cⅠ電離c(H+)Ⅰ強(qiáng)酸Ⅱ：cⅡ電離c(H+)Ⅱc(H+)混合－lgc(H+)pH例：計(jì)算10mL0.1mol/LHCl和10mL0.05mol/LH2SO4溶液混合后的pH。

1、pH=2的鹽酸溶液和0.00005mol/L的硫酸溶液等體積混合，試計(jì)算混合溶液的pH值。12.3兩種強(qiáng)酸等體積混合，混合液

pH混＝pH小＋0.3練習(xí)：

2、將pH=3的鹽酸溶液與pH=5的鹽酸溶液等體積混合，試計(jì)算混合溶液的pH值。3.32、強(qiáng)酸與強(qiáng)酸混合：強(qiáng)酸Ⅰ：cⅠ電離c(H+)Ⅰ強(qiáng)酸Ⅱ：c思考：怎樣計(jì)算強(qiáng)堿與強(qiáng)堿混合后溶液的pH值？3、強(qiáng)堿與強(qiáng)堿混合：

例：25℃時(shí)，10mL0.1mol/LNaOH和10mL0.05mol/L

Ba(OH)2混合，計(jì)算混合溶液的pH值。

1、將pH＝12的氫氧化鈉溶液和0.00005mol/L的氫氧化鋇溶液等體積混合，試計(jì)算混合溶液的pH值。

(提示：lg2=0.3lg5=0.7)1311.7兩種強(qiáng)堿等體積混合，混合液pH混＝pH大－0.3練習(xí)：2、將pH=8的NaOH溶液與pH=10的NaOH溶液等體積混合，試計(jì)算混合溶液的pH值。9.7思考：怎樣計(jì)算強(qiáng)堿與強(qiáng)堿混合后溶液的pH值？3、強(qiáng)堿與強(qiáng)堿混

規(guī)律：(1)兩種pH不同的強(qiáng)酸溶液(差值≥2)等體積混合，則

混合后溶液的pH混＝pH小＋0.3。(2)兩種pH不同的強(qiáng)堿溶液(差值≥2)等體積混合，則

混合后溶液的

pH混＝pH大－0.3。(3)pH相同的強(qiáng)酸或強(qiáng)堿溶液混合，pH不變。

計(jì)算：⑴pH=13和pH＝11的強(qiáng)堿等體積混合后混合液的pH值；⑵pH=1和pH=3的強(qiáng)酸等體積混合后混合液的pH值。12.71.3規(guī)律：計(jì)算：12.71.3想一想：強(qiáng)酸強(qiáng)堿混合，混合溶液的pH值怎樣計(jì)算？結(jié)論：酸堿混合時(shí)，先計(jì)算過量的c(H+)或c(OH－)，再計(jì)算pH。4、強(qiáng)酸強(qiáng)堿混合：⑴強(qiáng)酸強(qiáng)堿恰好完全反應(yīng)，溶液呈中性，混合溶液pH=7⑵強(qiáng)酸強(qiáng)堿混合酸過量，先求過量的酸的H+濃度，再求pH想一想：強(qiáng)酸強(qiáng)堿混合，混合溶液的pH值怎樣計(jì)算？結(jié)論：酸堿混pH=－lgc(H+)余例：求30mLpH=3的鹽酸溶液與20mLpH=11的氫氧化鈉溶液反應(yīng)后溶液的pH。⑶強(qiáng)酸強(qiáng)堿混合堿過量，先求過量的堿的濃度，再求pHpOH=－lgc(OH－)余pH=14－pOH練習(xí)：求30mL0.01mol/L的硫酸溶液與70mLpH=12的氫氧化鈉溶液反應(yīng)后溶液的pH。3.711pH=－lgc(H+)余例：求30mLpH=3的鹽酸溶液

強(qiáng)酸(pHa)與強(qiáng)堿(pHb)混合呈中性

,

體積比與pH之和（X）關(guān)系

pHa+pHb=14，兩溶液中[H+]=[OH-]，Va:Vb=1；pHa+pHb＜14，兩溶液中[H+]＞[OH-]，Va:Vb=1:1014-X＜

1；pHa+pHb＞14，兩溶液中[H+]＜[OH-]，Va:Vb=10X-14:1＞1。

（1）把pH=12的NaOH溶液V1

和pH=2的HCl溶液V2混合后，溶液呈中性。則V1：V2=_________；

（2）把pH=11的NaOH溶液V1

和pH=2的HCl溶液V2混合后，溶液呈中性。則V1：V2=_________；

（3）把pH=13的NaOH溶液V1

和pH=2的HCl溶液V2混合后，溶液呈中性。則V1：V2=_________；1:110:11:10規(guī)律：練習(xí)：10-510-410-310-210-110-710-610-510-410-310-210-110010-65432178910111213146c(H+)c(OH-)pH0100強(qiáng)酸(pHa)與強(qiáng)堿(pHb)混合呈中性,體積比與

（4）25℃時(shí)，若體積為Va、pH＝a的某一元強(qiáng)酸與體積為Vb、pH＝b的某一元強(qiáng)堿混合，恰好中和，且已知Va＜Vb和a＝0.5b。請?zhí)顚懴铝锌瞻祝?/p>

(1)a值可否等于3?(填“可”或“否”)

，其理由是

。

(2)a值可否等于5?

(填“可”或“否”)

，其理由是

。

(3)a的取值范圍是

。

(3)

＜a＜

因?yàn)?/p>

＝10(a+b-14)＜1

所以(a＋b－14)＜0，而a＝0.5b，即3a＜14，a＜14/3。

又pH＝b＝2a＞7，a＞7/2。所以，7/2＜a＜14/3)(1)否；若a＝3，b＝6，溶液顯酸性，與題意不符，故a≠3

(2)否；若a＝5，c(H+)a＝10-5mol·L-1，則b＝10，c(OH-)b＝10-4mol·L-1，

＞1，不符合題意，故a≠5（4）25℃時(shí)，若體積為Va、pH＝a的某一元強(qiáng)酸強(qiáng)酸的稀釋：例：取1mLpH=3的硫酸溶液加水稀釋到100mL，溶液的pH變?yōu)槎嗌伲?/p>

若上述溶液加水稀釋到體積為原來的1000倍，則溶液的pH變?yōu)槎嗌伲咳粝♂尩襟w積為原來的105倍，則溶液的pH變?yōu)槎嗌伲縫H=6pH=8pH接近于773pHV水5、酸堿的稀釋問題pH=5強(qiáng)酸的稀釋：例：取1mLpH=3的硫酸溶液加水稀釋到100強(qiáng)堿的稀釋例：取pH=11的NaOH溶液與水按1:99的體積比混合后，溶液的pH變?yōu)槎嗌伲咳羯鲜鋈芤杭铀♂尩襟w積為原來的1000倍，則溶液的pH變?yōu)槎嗌?？若稀釋到體積為原來的105倍，則溶液的pH變?yōu)槎嗌?？pH=8pH=6pH接近于7pH=9117pHV水117pHV水3稀釋堿溶液稀釋酸溶液強(qiáng)堿的稀釋例：取pH=11的NaOH溶液與水按1:99的體溶液pH計(jì)算方法堿按堿、酸按酸，同強(qiáng)混合在中間，異強(qiáng)混合看過量，無限稀釋7為限。溶液pH計(jì)算方法堿按堿、酸按酸，例：pH=2的鹽酸稀釋10倍后pH=？

pH=2的醋酸稀釋10倍后pH=？＜33鹽酸醋酸V水32pH10倍稀釋相同倍數(shù)時(shí)pH：鹽酸＞醋酸稀釋到相同pH時(shí)稀釋的倍數(shù)：醋酸＞鹽酸弱酸、弱堿的稀釋結(jié)論：稀釋10倍pH變化（增大）＜1弱酸稀釋＜33鹽酸醋酸V水32pH10倍稀釋相同倍數(shù)時(shí)稀釋到相同pH例：pH=12的NaOH溶液稀釋10倍后pH=？

pH=12的氨水稀釋10倍后pH=？結(jié)論：稀釋10倍pH變化（減小）＜1。＞1111NaOH氨水V水1211pH10倍稀釋相同倍數(shù)時(shí)pH：氨水＞NaOH稀釋到相同pH時(shí)稀釋的倍數(shù)：氨水＞NaOH弱酸、弱堿的稀釋弱堿稀釋例：pH=12的NaOH溶液稀釋10倍后pH=？＞1111N

規(guī)律：(1)強(qiáng)酸和強(qiáng)堿稀釋時(shí)，強(qiáng)酸每稀釋10倍，pH

增加1，強(qiáng)堿每稀釋10倍，pH減小1。

(2)強(qiáng)酸溶液和弱酸溶液稀釋相同倍數(shù)，強(qiáng)酸溶液pH變化大，

強(qiáng)堿溶液和弱堿溶液稀釋相同倍數(shù)，強(qiáng)堿溶液pH變化大。(3)大量稀釋時(shí)，水的電離不能忽略，溶液的pH只能無限接近7。規(guī)律：(2)強(qiáng)酸溶液和弱酸溶液稀釋相同倍數(shù)，強(qiáng)酸溶液p小結(jié)酸或堿的稀釋與pH的關(guān)系強(qiáng)酸pH=a，加水稀釋10n倍，則pH=a+n；弱酸pH=a，加水稀釋10n倍，則pH<a+n；強(qiáng)堿pH=b，加水稀釋10n倍，則pH=b-n；弱堿pH=b，加水稀釋10n倍，則pH>b-n；酸、堿溶液無限稀釋時(shí)，pH只能接近7，但酸不能大于7，堿不能小于7；對于濃度（或pH）相同的強(qiáng)酸和弱酸，稀釋相同倍數(shù)，強(qiáng)酸的pH變化幅度大。（強(qiáng)堿、弱堿相似）小結(jié)酸或堿的稀釋與pH的關(guān)系強(qiáng)酸pH=a，加水稀釋10n倍鞏固練習(xí)1．10mL0.100mol/LHCl溶液與10mL0.100mol/LNaOH溶液混合后，溶液的pH是多少？（均為室溫）2．10mL0.200mol/LHCl溶液與10mL0.100mol/LNaOH溶液混合后，溶液的pH是多少？3．10mL0.100mol/LHCl溶液與10mL0.200mol/LNaOH溶液混合后，溶液的pH是多少？71.312.74.中和相同體積、相同pH值的Ba(OH)2、NaOH和NH3·H2O三種稀溶液，所用相同物質(zhì)的量濃度的鹽酸的體積分別為V1、V2、V3，則三者關(guān)系為（）A、V1>V2>V3B、V1<V2=V3

C、V1<V2<V3D、V1=V2<V3D鞏固練習(xí)1．10mL0.100mol/LHCl溶液與10m第二節(jié)

水的電離和溶液的酸堿性

第一課時(shí)第二節(jié)

水的電離和溶液的酸堿性

第一課時(shí)思考:如何用實(shí)驗(yàn)證明水是一種極弱的電解質(zhì)?電源G靈敏電流計(jì)燈泡結(jié)論現(xiàn)象

：指針擺動(dòng)：不亮G×水是一種極弱的電解質(zhì)思考:如何用實(shí)驗(yàn)證明水是一種極弱的電解質(zhì)?電源G靈敏燈泡結(jié)論一、水的電離H2O+H2OH3O++OH－簡寫為：H2OH++OH-一、水的電離H2O+H2OH3O+討論：水分子電離產(chǎn)生的OH－和H+的濃度關(guān)系如何？H2OH++OH-結(jié)論：同一體系中，由水分子電離產(chǎn)生

c水(OH-)＝c水(H+)同一體系——純水、酸性(堿性)溶液…即任何水溶液討論：水分子電離產(chǎn)生的OH－和H+的濃度關(guān)系如何？H2OH2OH++OH-電離平衡常數(shù)：

K

電離＝c(H+)×c(OH-）c(H2O)c(H+)×c(OH-）＝K

電離×c(H2O）

Kw

水的離子積常數(shù)Kw

＝c(H+)×c(OH-)H2OH++OH-電離平衡常數(shù)：c(二、水的離子積常數(shù)(

Kw)1、表達(dá)式：Kw

＝c(H+)×c(OH-）水的離子積常數(shù)，簡稱水的離子積。25℃時(shí)，1L(55.6mol)純水中有1×10-7mol水發(fā)生電離，則該純水中

c(H+)＝

mol/L；c(OH-)＝

mol/L；c(H+)

c(OH-)(＜、＞、＝)1×10-71×10-7＝1×10-14分析教材P46表3-2信息25℃時(shí)Kw＝二、水的離子積常數(shù)(Kw)1、表達(dá)式：Kw＝c(H+)×Kw只與

有關(guān)，與

無關(guān)。2、影響水的電離平衡和離子積的因素①溫度越高，Kw

。原因：水的電離是

過程。升高溫度，

水的電離，Kw

。越大吸熱增大溫度濃度如：Kw(25℃)=1×10-14

Kw(100℃)=1×10-12促進(jìn)

Kw只與有關(guān)，與無②對常溫下純水進(jìn)行下列操作，填寫下表中性正向增大增大＝增大酸性逆向增大減?。静蛔儔A性逆向減小增大＜不變結(jié)論：酸或堿的加入會抑制水的電離，但水的離子積保持不變。②對常溫下純水進(jìn)行下列操作，填寫下表中性正向增大增大＝增大酸思考

3、計(jì)算25℃，0.1mol/L鹽酸中由水電離出的c(H+)？

4、在溶液中H+和

OH-是否一定不能共存？

2、在常溫下，Kw＝c(H+)×c(OH-)，試分析純水中c(H+)、c(OH-)來源？鹽酸溶液、氫氧化鈉溶液呢？

1、在常溫下，某溶液由水電離產(chǎn)生的c(H+)=1×10-9mol/L，則該溶液的酸堿性如何？思考3、計(jì)算25℃，0.1mol/L鹽酸中由水電

5、常溫下，某溶液中由水電離出來的c(H＋)＝1.0×10-13mol/L

，該溶液可能是()①二氧化硫②氯化銨水溶液③硝酸鈉水溶液④氫氧化鈉水溶液A．①④ B．①②C．②③D．③④A5、常溫下，某溶液中由水電離出來的c(H＋)＝1溶液中c(H+)

和c(OH-)的計(jì)算小結(jié)(2)強(qiáng)酸：H+主要來源于酸的電離。(可忽略水電離產(chǎn)生的H+)c(H+)總＝c(OH-)總＝

(3)強(qiáng)堿：OH-主要來源于堿的電離，（忽略水電離產(chǎn)生的OH-）c(OH-)總＝c(H+)總＝

(1)純水:c(H＋)=c(OH－)=

c(H+)酸c(H+)水Kw／c(H+)=c(OH-)水=

c(OH-)堿c(OH-)水

Kw／c(OH-)=c(H+)水=

討論：

不論是在中性、酸性還是堿性溶液中，c(H+)與c(OH－)可能相等也可能不等，但由水電離出的c(H+)水＝c(OH－)水，對嗎？溶液中c(H+)和c(OH-)的計(jì)算小結(jié)(2)強(qiáng)酸：H+影響水的電離(α水)和KW的因素

T↑，

KW不變第三節(jié)再作介紹

歸納4、加極活潑金屬Na、K等

水的電離促進(jìn)1、溫度：

KW↑α水↑,2、酸/堿：抑制水的電離，α水↓3、鹽:影響水的電離(α水)和KW的因素T↑，K

1、升高溫度，Kw增大。已知Kw(100℃)=10-12，則在100℃時(shí)純水中的c(H+)等于多少？c水(H+)＝1×10－6mol/L

2、0.01mol/L鹽酸溶液中c(H+)、c(OH-)分別為多少？由水電離出的c水(H+)、c水(OH-)分別為多少？

3、0.01mol/LNaOH溶液中，c(H+)、c(OH-)分別為多少？由水電離出的c水(H+)、c水(OH-)分別為多少？練習(xí)0.01mol/L1×10－12mol/L1×10－12mol/L1×10－12mol/L1×10－12mol/L0.01mol/L1×10－12mol/L1×10－12mol/L1、升高溫度，Kw增大。已知Kw(100℃)=

4、向純水中加入少量NaHSO4，在溫度不變時(shí)，溶液中()A．水的電離度增大 B．酸性增強(qiáng)C．水中c(H+)與c(OH-)乘積增大D．c(OH-)減小BD5、在由水電離出的c(H+)=10-13mol/L的溶液中，一定能大量共存的離子組是()A．K+、Fe3+、SO42-、MnO4-B．Na+、Cl-、NO3-、SO42-C．Al3+、NH4+、Cl-、SO42-D．Na+、AlO2-、Br-、Cl-B6、某溫度時(shí)，測得純水中的c(H+)＝2.4×10－7mol/L，則c(OH-)是()A．2.4×10-7mol/L B．0.1×10-7mol/LC．1.0×10-14/2.4×10-7mol/LD．無法確定A4、向純水中加入少量NaHSO4，在溫度不變時(shí)，

7、(1)25℃時(shí)，1mol/L的鹽酸中，溶液中的c(H＋)為

mol/L，溶液中的c(OH-)為

mol/L；由水電離出來的OH-的濃度為

mol/L，由水電離出來的H+的濃度為

mol/L；(2)25℃時(shí)，0.5mol/L的NaOH溶液中，由水電離出來的H+的濃度為

mol/L，由水電離出來的OH-的濃度為

mol/L.2×10－142×10－141×10－141×10－141×10－141

8、判斷正誤：①任何水溶液中都存在水的電離平衡。②任何水溶液中(不論酸、堿或中性)，都存在Kw=10-14。③某溫度下，某液體[H+]=10-7mol/L，則該溶液一定是純水。

7、(1)25℃時(shí)，1mol/L的鹽酸中，溶液第二節(jié)

水的電離和溶液的酸堿性

第二課時(shí)第二節(jié)

水的電離和溶液的酸堿性

第二課時(shí)二、c(H+)和c(OH-)與溶液酸堿性、pH的關(guān)系１、溶液酸堿性的表示法（1）c(H+)和c(OH-)（2）c(H+)和c(OH-)都較小的稀溶液（＜1mol/L）用pH表示。pH=-lgc(H+)例：c(H+)=1×10-7pH=-lg10-7=7

二、c(H+)和c(OH-)與溶液酸堿性、pH的關(guān)系１2、c(H+)和c(OH-)與溶液酸堿性、pH的關(guān)系常溫下c(H+)＞c(OH-)c(H+)=c(OH-)c(H+)＜

c(OH-)＞7=7＜

7pH=7的溶液一定是中性溶液嗎？答：不一定，只有在常溫下才顯中性。溶液的酸堿性只能根據(jù)c(H+)和c(OH-)的相對大小來確定！如100oC時(shí)，pH=62、c(H+)和c(OH-)與溶液酸堿性、pH的關(guān)系常常溫下c(H+)與pH、溶液酸堿性的關(guān)系：10-510-410-310-210-110-710-810-910-1010-1110-1210-1310-1410-65432178910111213146c(H+)pHc(H+)增大，pH減小酸性增強(qiáng)c(H+)減小，pH增大堿性增強(qiáng)c(OH-)減小c(OH-)增大常溫下c(H+)與pH、溶液酸堿性的關(guān)系：10-510-41pH的測定：pH計(jì)（酸度計(jì)）（2）pH試紙注意：①不能用水潤濕②要放在玻璃片（或表面皿）上③不是將試紙伸到溶液中④廣泛pH試紙只能讀出整數(shù)粗略測定：（1）酸堿指示劑只能判斷溶液的酸堿性甲基橙石蕊酚酞堿色

黃

藍(lán)

紅精確測定：變色范圍(pH)3.1~4.4(橙色)5.0~8.0(紫色)8.2~10.0(淺紅色)了解用法：用玻璃棒蘸溶液，點(diǎn)在pH試紙中央，半分鐘后與比色卡比色酸色紅紅無pH的測定：pH計(jì)（酸度計(jì)）（2）pH試紙注意：①不能用水潤（2009年高考廣東卷）下列可用于測定溶液pH且精確度最高的是()(A)酸堿指示劑(B)pH計(jì)

(C)精密pH試紙(D)廣泛pH試紙高考鏈接B（2009年高考廣東卷）下列可用于測定溶液pH且精確度最高3、pH的應(yīng)用1、工農(nóng)業(yè)生產(chǎn)2、科學(xué)實(shí)驗(yàn)3、人類的生活和健康

思考與交流舉例說明4、環(huán)境保護(hù)3、pH的應(yīng)用1、工農(nóng)業(yè)生產(chǎn)2、科學(xué)實(shí)驗(yàn)3、人類的生活和健康1、強(qiáng)酸、強(qiáng)堿pH的計(jì)算：強(qiáng)酸：c(酸)電離c(H+)－lgc(H+)pH強(qiáng)堿：c(堿)電離c(OH－)Kwc(H+)－lgc(H+)pH－lgc(OH-)pOH14－pOHpH例：計(jì)算0.1mol/L的HCl溶液的pH值練習(xí)：試計(jì)算常溫下的①0.005mol/LH2SO4溶液；②0.005mol/LBa(OH)2溶液的pH值。三、有關(guān)溶液的pH的計(jì)算若為多元強(qiáng)酸HnA?若為多元強(qiáng)堿B(OH)n?12121、強(qiáng)酸、強(qiáng)堿pH的計(jì)算：強(qiáng)酸：c(酸)電離c(H+)2、強(qiáng)酸與強(qiáng)酸混合：強(qiáng)酸Ⅰ：cⅠ電離c(H+)Ⅰ強(qiáng)酸Ⅱ：cⅡ電離c(H+)Ⅱc(H+)混合－lgc(H+)pH例：計(jì)算10mL0.1mol/LHCl和10mL0.05mol/LH2SO4溶液混合后的pH。

1、pH=2的鹽酸溶液和0.00005mol/L的硫酸溶液等體積混合，試計(jì)算混合溶液的pH值。12.3兩種強(qiáng)酸等體積混合，混合液

pH混＝pH?。?.3練習(xí)：

2、將pH=3的鹽酸溶液與pH=5的鹽酸溶液等體積混合，試計(jì)算混合溶液的pH值。3.32、強(qiáng)酸與強(qiáng)酸混合：強(qiáng)酸Ⅰ：cⅠ電離c(H+)Ⅰ強(qiáng)酸Ⅱ：c思考：怎樣計(jì)算強(qiáng)堿與強(qiáng)堿混合后溶液的pH值？3、強(qiáng)堿與強(qiáng)堿混合：

例：25℃時(shí)，10mL0.1mol/LNaOH和10mL0.05mol/L

Ba(OH)2混合，計(jì)算混合溶液的pH值。

1、將pH＝12的氫氧化鈉溶液和0.00005mol/L的氫氧化鋇溶液等體積混合，試計(jì)算混合溶液的pH值。

(提示：lg2=0.3lg5=0.7)1311.7兩種強(qiáng)堿等體積混合，混合液pH混＝pH大－0.3練習(xí)：2、將pH=8的NaOH溶液與pH=10的NaOH溶液等體積混合，試計(jì)算混合溶液的pH值。9.7思考：怎樣計(jì)算強(qiáng)堿與強(qiáng)堿混合后溶液的pH值？3、強(qiáng)堿與強(qiáng)堿混

規(guī)律：(1)兩種pH不同的強(qiáng)酸溶液(差值≥2)等體積混合，則

混合后溶液的pH混＝pH?。?.3。(2)兩種pH不同的強(qiáng)堿溶液(差值≥2)等體積混合，則

混合后溶液的

pH混＝pH大－0.3。(3)pH相同的強(qiáng)酸或強(qiáng)堿溶液混合，pH不變。

計(jì)算：⑴pH=13和pH＝11的強(qiáng)堿等體積混合后混合液的pH值；⑵pH=1和pH=3的強(qiáng)酸等體積混合后混合液的pH值。12.71.3規(guī)律：計(jì)算：12.71.3想一想：強(qiáng)酸強(qiáng)堿混合，混合溶液的pH值怎樣計(jì)算？結(jié)論：酸堿混合時(shí)，先計(jì)算過量的c(H+)或c(OH－)，再計(jì)算pH。4、強(qiáng)酸強(qiáng)堿混合：⑴強(qiáng)酸強(qiáng)堿恰好完全反應(yīng)，溶液呈中性，混合溶液pH=7⑵強(qiáng)酸強(qiáng)堿混合酸過量，先求過量的酸的H+濃度，再求pH想一想：強(qiáng)酸強(qiáng)堿混合，混合溶液的pH值怎樣計(jì)算？結(jié)論：酸堿混pH=－lgc(H+)余例：求30mLpH=3的鹽酸溶液與20mLpH=11的氫氧化鈉溶液反應(yīng)后溶液的pH。⑶強(qiáng)酸強(qiáng)堿混合堿過量，先求過量的堿的濃度，再求pHpOH=－lgc(OH－)余pH=14－pOH練習(xí)：求30mL0.01mol/L的硫酸溶液與70mLpH=12的氫氧化鈉溶液反應(yīng)后溶液的pH。3.711pH=－lgc(H+)余例：求30mLpH=3的鹽酸溶液

強(qiáng)酸(pHa)與強(qiáng)堿(pHb)混合呈中性

,

體積比與pH之和（X）關(guān)系

pHa+pHb=14，兩溶液中[H+]=[OH-]，Va:Vb=1；pHa+pHb＜14，兩溶液中[H+]＞[OH-]，Va:Vb=1:1014-X＜

1；pHa+pHb＞14，兩溶液中[H+]＜[OH-]，Va:Vb=10X-14:1＞1。

（1）把pH=12的NaOH溶液V1

和pH=2的HCl溶液V2混合后，溶液呈中性。則V1：V2=_________；

（2）把pH=11的NaOH溶液V1

和pH=2的HCl溶液V2混合后，溶液呈中性。則V1：V2=_________；

（3）把pH=13的NaOH溶液V1

和pH=2的HCl溶液V2混合后，溶液呈中性。則V1：V2=_________；1:110:11:10規(guī)律：練習(xí)：10-510-410-310-210-110-710-610-510-410-310-210-110010-65432178910111213146c(H+)c(OH-)pH0100強(qiáng)酸(pHa)與強(qiáng)堿(pHb)混合呈中性,體積比與

（4）25℃時(shí)，若體積為Va、pH＝a的某一元強(qiáng)酸與體積為Vb、pH＝b的某一元強(qiáng)堿混合，恰好中和，且已知Va＜Vb和a＝0.5b。請?zhí)顚懴铝锌瞻祝?/p>

(1)a值可否等于3?(填“可”或“否”)

，其理由是

。

(2)a值可否等于5?

(填“可”或“否”)

，其理由是

。

(3)a的取值范圍是

。

(3)

＜a＜

因?yàn)?/p>

＝10(a+b-14)＜1

所以(a＋b－14)＜0，而a＝0.5b，即3a＜14，a＜14/3。

又pH＝b＝2a＞7，a＞7/2。所以，7