3.2.2水的電離溶液的酸堿性課件高二上學(xué)期化學(xué)人教版選擇性必修1

第三章

水溶液中的離子反應(yīng)與平衡

第二節(jié)

水的電離和溶液的pH2025屆第1課時(shí)水的電離探究實(shí)驗(yàn)精確的純水導(dǎo)電實(shí)驗(yàn)G現(xiàn)象：指針擺動(dòng)不亮水是極弱電解質(zhì)實(shí)驗(yàn)數(shù)據(jù):25℃

時(shí)1L水約等于55.6mol,約有10-7molH2O分子發(fā)生電離。G

靈敏電流計(jì)燈泡結(jié)論：1、水的電離實(shí)質(zhì)

H2O+H2O

?

H3O++OH－

H2O?H＋+OH－H+為裸質(zhì)子，不穩(wěn)定，與水結(jié)合，形成H3O+即水合氫離子。【簡寫】②水是一種極弱的電解質(zhì)，發(fā)生微弱的電離。①c(H+)

水

=

c(OH-)水

任務(wù)一：認(rèn)識(shí)水的電離平衡

【思考】如何衡量水的電離的限度？【電離方程式】c(H+)?c(OH-)

=K電離

×

c(H2O）=

Kw電離平衡常數(shù)：K電離＝c(H+)×c(OH-）c(H2O)

當(dāng)達(dá)到電離平衡時(shí)，電離產(chǎn)物H+和OH-濃度之積與未電離的H2O的濃度之比是一個(gè)常數(shù)：

因?yàn)樗碾婋x極其微弱，因此c(H2O）可以視為常數(shù)，這樣上式可以表示為：任務(wù)二：認(rèn)識(shí)水的電離常數(shù)一定溫度時(shí)，水（稀溶液）中c(H+)與c(OH-）的乘積是一個(gè)常數(shù)Kw，即水的離子積常數(shù)，簡稱水的離子積。2、水的離子積常數(shù)（Kw）（1）表達(dá)式：Kw

＝c(H+)×c(OH-）簡稱水的離子積已知：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－)（＜、＞、＝）

Kw(25℃)

=

。1×10－71×10－7＝1×10－14分析表格中的數(shù)據(jù)，有何規(guī)律，得出什么結(jié)論？并解釋之。t/℃0102025405090100Kw/10-140.1150.2960.6871.012.875.3137.154.5（2）Kw只受溫度的影響(與濃度無關(guān))；溫度越高，Kw越大。100℃時(shí)：Kw=1×10-12100℃純水中：c(H＋)

c(OH－)=

25℃純水中：c(H＋)

c(OH－)=＝＝溫度升高，對(duì)于中性的純水，盡管K電離與KW增大了，但仍是中性的水。25℃時(shí)：Kw=1×10-141×10-７1×10-６注：①不論是純水、還是酸、堿、鹽的稀溶液，c(H+)和c(OH-)都同時(shí)存在。思考：常溫下，0.005mol/L的H2SO4溶液中，c(H+)=？c(OH－)水=？c(H+)水=？②水的離子積不僅適用于純水，也適用于電解質(zhì)的稀溶液。

④任何水溶液中都有Kw=c總(H+)×c總(OH-)③任何水溶液中都有c水(H+)=c水(OH-)【課堂練習(xí)】大冊子P58改變條件平衡移動(dòng)方向c(H＋)c(OH－)水的電離程度Kw升高溫度加入HCl(g)加入NaOH(s)加入活潑金屬(如Na)加入NaHSO4(s)分析下列條件的改變對(duì)H2O?H＋＋OH－

ΔH>0的影響，并填寫下表：任務(wù)三：外界條件對(duì)水的電離平衡的影響右移增大減小不變增大增大增大左移增大減小左移減小增大減小不變不變不變增大增大增大減小減小減小右移左移（1）溫度升高，促進(jìn)水的電離，Kw增大；（2）

酸、堿抑制水的電離，Kw不變；（3）外加能與H+、OH-

反應(yīng)的物質(zhì)，會(huì)促進(jìn)水的電離，Kw不變。3、外界條件對(duì)水的電離平衡的影響

第三章

水溶液中的離子反應(yīng)與平衡第二節(jié)

水的電離和溶液的pH第2課時(shí)溶液的酸堿性與pH增大增大右吸熱小冊子P137-12減小減小><向左向左1×10-141×10-14問題討論1.溶液的酸堿性如何簡單進(jìn)行測定？用酸堿指示劑測定(定性測定)pH試紙或pH計(jì)(定量測定)2.酸性溶液中是否存在c(OH-)，堿性溶液中是否存在c(H+)？H2OH＋＋OH－1、溶液的酸堿性與c(H＋)、c(OH－)的關(guān)系

溶液的酸堿性取決于溶液中c(H＋)、c(OH－)的相對(duì)大小酸性溶液：c(H＋)>c(OH－)中性溶液：c(H＋)＝c(OH－)堿性溶液：c(H＋)<c(OH－)任務(wù)一：溶液的酸堿性與pH計(jì)算：常溫下下列溶液的c(H+)1、1×10-4mol/L的HCl溶液2、1×10-4mol/L的NaOH溶液c(H+)=1×10-4mol/Lc(H+)=1×10-10mol/LpH如用c(H+)和c(OH－)表示溶液的酸堿性，常常因數(shù)值太小而不方便pH表示酸堿度與c(H＋)有什么關(guān)系？表達(dá)式:pH=

。2、溶液的酸堿性與pH(1)溶液pH的定義：H+的物質(zhì)的量濃度的負(fù)對(duì)數(shù)﹣lgc(H+)c(H+)=10-pHmol/L計(jì)算下列溶液的pH25℃下，1.0×10-2mol/L的鹽酸溶液的c(H+)

=_____mol/L，pH=___225℃下，1.0×10-2mol/L的氫氧化鈉溶液的c(H+)

=_____mol/L，pH=___1210-1210-2(2)意義:相同溫度下：

pH越大，溶液堿性越

，c(H+)越

。pH越小，溶液酸性越

，c(H+)越

。

強(qiáng)強(qiáng)小大中性酸性堿性[H+]mol/LpH10010-110-210-310-1410-410-1310-1110-1210-1010-910-810-510-610-701234578910111213146室溫下水溶液中pH、c(H+)與酸堿性的關(guān)系室溫下pH=7，c(H+)=c(OH－)，溶液顯中性；pH<7，c(H+)>c(OH－)，溶液顯酸性；pH>7，c(H+)<c(OH－)，溶液顯堿性。(3)適用范圍:1×10-14mol·L-1≤c(H+)≤1mol·L-1的溶液導(dǎo)思1、試討論pH分別為6、7、8的三種溶液一定分別呈酸性、中性、堿性嗎？都不一定。因?yàn)閜H只能表示c(H＋)的大小，而無法確切知道c(OH－)的大小。溶液的酸堿性不是只取決于c(H＋)的大小，而是取決于c(H＋)和c(OH－)的相對(duì)大小。在室溫下，pH分別為6、7、8的三種溶液一定分別呈酸性、中性、堿性，但不是室溫就不一定了。2、25℃時(shí)，某溶液中由水電離出的c(H＋)＝1×10－12mol·L－1，請(qǐng)?zhí)骄吭撊芤旱膒H可能為多少？

2或者123、利用pH試紙測定

(1)種類廣泛pH試紙：范圍1~14，差約1精密pH試紙：范圍較窄，差約0.2或0.3專用pH試紙：用于酸、中、堿性的專用

(2)使用方法：(3)注意事項(xiàng)：pH試紙使用前不能用水潤濕；不能把pH試紙直接插入待測液中；廣泛pH試紙的讀數(shù)是整數(shù)，不能是小數(shù)。任務(wù)二：溶液酸堿性的測定方法將pH試紙放在玻璃片或表面皿上，用干燥潔凈的玻璃棒蘸取溶液，點(diǎn)在pH試紙中央，待顯色后與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對(duì)比。4、用pH計(jì)測量pH計(jì)也叫酸度計(jì)，可精密測量溶液的pH，測得的溶液pH可以是整數(shù)或者小數(shù)，其量程為0～14。任務(wù)二：溶液酸堿性的測定方法123456人體各種體液都有一定的pH，血液的pH是診斷疾病的一個(gè)重要參數(shù)。洗發(fā)的護(hù)發(fā)素可以調(diào)節(jié)頭發(fā)pH使之達(dá)到適宜酸堿度。環(huán)保領(lǐng)域，酸性或堿性的廢水處理常常利用酸堿中和反應(yīng)，中和過程中可用pH自動(dòng)測定儀進(jìn)行檢測和控制。農(nóng)業(yè)生產(chǎn)中，土壤的pH會(huì)影響植物對(duì)不同形態(tài)養(yǎng)分的吸收及養(yǎng)分的有效性科學(xué)實(shí)驗(yàn)和工業(yè)生產(chǎn)中，溶液pH的控制會(huì)影響實(shí)驗(yàn)結(jié)果或產(chǎn)品質(zhì)量、產(chǎn)量等酸堿中和滴定中，溶液pH的變化可作為判斷滴定終點(diǎn)的依據(jù)5、pH的應(yīng)用導(dǎo)思1.正誤判斷(1)任何溫度下，如果c(H＋)不等于c(OH－)，則溶液一定呈現(xiàn)酸堿性(

)(2)升高溫度水的電離程度增大，酸性增強(qiáng)(

)(3)用蒸餾水潤濕的pH試紙測溶液的pH，一定會(huì)使結(jié)果偏低(

)(4)用pH計(jì)測得某溶液的pH為7.45(

)√××√導(dǎo)思2.(1)pH試紙使用前能否用蒸餾水潤濕？若用濕潤的pH試紙測量溶液的pH對(duì)結(jié)果有何影響？不能；潤濕后相當(dāng)于稀釋溶液，若是酸性溶液，則潤濕后測得pH偏大；若為堿性溶液，則潤濕后測得pH偏?。蝗魹橹行匀芤?，則無影響。(2)某同學(xué)用pH試紙測量新制氯水的pH為1.0，他的結(jié)論正確嗎？不正確。新制氯水具有漂白性，不能使用pH試紙進(jìn)行測定。測溶液pH時(shí)的三注意(1)不能用濕潤玻璃棒蘸取待測液，也不能將試紙先潤濕。否則會(huì)將溶液稀釋，可能導(dǎo)致所測定pH不準(zhǔn)確，使酸性溶液pH變大，堿性溶液變小，但中性溶液不受影響。(2)有強(qiáng)氧化性和有顏色的物質(zhì)，不能用pH試紙測定其pH，如新制氯水、NaClO溶液、漂白粉溶液、雙氧水、高錳酸鉀溶液、氯化鐵溶液、硫酸銅溶液等。(3)pH試紙不能測c(H＋)>1mol·L－1或c(OH－)>1mol·L－1的溶液的pH。歸納總結(jié)溶液酸堿性的判斷思維建模拓展1：水的電離平衡曲線的理解與識(shí)別(25℃)(1)曲線上的任意點(diǎn)：Kw都相同

(a、b、c)

即c(H＋)·c(OH－)相同，溫度相同(2)曲線外的任意點(diǎn)(如d)與曲線上任意點(diǎn)：Kw不同，溫度不同(3)曲線上點(diǎn)之間轉(zhuǎn)化：

需溫度不變，改變酸堿性

曲線上點(diǎn)與曲線外點(diǎn)之間的轉(zhuǎn)化：

一定改變溫度

水的電離平衡曲線任務(wù)三：Kw的應(yīng)用【練習(xí)1-小冊子P136,4】一定溫度下，水溶液中H＋和OH－的濃度變化曲線如圖，下列說法正確的是()A.該溫度下，a點(diǎn)溶液呈堿性B.該溫度下，0.01mol·L－1NaOH溶液中c(H＋)＝1.0×10－12mol·L－1C.該溫度下，加入NaOH可能引起由d向b的變