水的電離 溶液酸堿性與PH 課件 2024-2025學(xué)年高二上學(xué)期化學(xué)人教版（2019）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pH

（第一課時水的電離

溶液酸堿性與pH）課程目標1.了解水的電離平衡及其影響因素。2.掌握水的離子積——Kw。3.知道溶液的酸堿性與pH的關(guān)系。純水導(dǎo)電實驗G現(xiàn)象：指針擺動不亮G靈敏電流計燈泡1.計算1L純水的物質(zhì)的量：2.

1L純水中H+和

OH－的物質(zhì)的量濃度：

pH=-lgc(H+),常溫下純水的pH=7c(H+)=c(OH-)=1.0×10-7mol/l一、水的電離1.電離方程式:簡寫為:2.水的電離特點:3.影響水的電離平衡因素

25℃純水通HCl(g)加入NaOH加入NaCl加熱平衡移動----c(H+)

c(OH-)

c(H+)與c(OH-)大小比較

溶液的酸堿性

1.0×10-7mol/l1.0×10-7mol/lc(H+)=c(OH-)中性c(H+）=c(OH-)增大增大中性正向c(H+)<c(OH-)增大減小堿性逆向c(H+)=c(OH-)不變不變中性不移動增大減小c(H+)>c(OH-)酸性逆向?qū)Τ叵碌募兯M行下列操作，完成下表：

歸納小結(jié)

1、不同的溶液中,c(H+)與c(OH-)不一定相等,但由水電離

產(chǎn)生的c(H+)與c(OH-)一定相等;純水都呈中性。

2、升溫或加入能與水反應(yīng)的活潑金屬（Na）促進水的電離3、加入酸、堿、強酸的酸式鹽抑制水的電離；

4、無論是酸溶液還是堿溶液中都同時存在H+和OH-！4、水的離子積常數(shù)(2)表達式在一定溫度下，當(dāng)水的電離達到平衡時，

的乘積是一個常數(shù)，稱為水的離子積常數(shù)，用Kw表示。簡稱

，Kw可由實驗測得，也可通過理論計算求得。(1)定義水的離子積Kw=c(H+).c(OH-)注：1.

Kw適用于純水和稀的電解質(zhì)水溶液。

2.

c(H+)和c(OH-)均表示溶液中總的H+

和OH-的濃度

25℃純水通HCl(g)加入NaOH加入NaCl加熱平衡移動----c(H+)

c(OH-)

c(H+)與c(OH-)大小比較

溶液的酸堿性

水的離子積Kw1.0×10-7mol/l1.0×10-7mol/lc(H+)=c(OH-)中性1.0×10-14c(H+）=c(OH-)增大增大中性大于1.0×10-14正向c(H+)<c(OH-)增大減小堿性1.0×10-14逆向c(H+)=c(OH-)不變不變中性1.0×10-14不移動增大減小c(H+)>c(OH-)酸性1.0×10-14逆向?qū)Τ叵碌募兯M行下列操作，完成下表：

t/℃0102025405090100Kw/10-140.1150.2960.6871.012.875.3137.154.5KW只與溫度有關(guān)（與濃度無關(guān)）:溫度升高，KW值增大如：25℃KW=1×10-14100℃

KW=1×10-12思考：1.水的離子積常數(shù)Kw=c(H+)·c(OH-)中H+和OH-一定是水電離出來的嗎?不一定。c(H+)和c(OH-)均指溶液中H+或OH-的總濃度,如鹽酸中的H+包括HCl和H2O電離產(chǎn)出的H+,即c(H+)=c(H+)酸+c(H+)，水的電離微弱可近似認為c(H+)=c(H+)酸+c(H+)≈c(H+)酸,而OH-全部來自水的電離。1.室溫下，0.01mol/L鹽酸溶液中c(H+)、c(OH-)分別為多少？由水電離出的c(H+)H2O、c(OH-)H2O分別是多少？為什么？

5、利用Kw的定量計算2、室溫下，0.01mol/LNaOH溶液中c(H+)、c(OH-)分別為多少？由水電離出的c(H+)H2O、c(OH-)H2O分別是多少？為什么？c(H+)溶液=0.01mol·L-1,溶液中c(OH-)=Kw÷c(H+)溶液=(1.0×10-14÷0.01)mol·L-1=1.0×10-12mol·L-1。由于溶液中的OH-只來源于水的電離,所以水電離出的c(H+)=1.0×10-12mol·L-1。①不同的溶液中,c(H+)與c(OH-)不一定相等,但由水電離產(chǎn)生的c(H+)與c(OH-)一定相等,判斷溶液中水的電離程度時,酸溶液看c(OH-),堿溶液看c(H+)。

②25℃,任何稀的電解質(zhì)水溶液中c(H+)·c(OH-)=KW這一關(guān)系不變,當(dāng)改變其他條件使c(H+)增大時,c(OH-)必然降低,反之亦然。特別提醒課堂練習(xí):C2、水的電離過程為H2OH++OH-，在不同溫度下其離子積為KW25℃=1×10-14，KW35℃=2.1×10-14。則下列敘述正確的是（）

A、c(H+)隨著溫度的升高而降低

B、在35℃時，純水中c(H+)＞c(OH-)C、水的電離常數(shù)K25℃

＞K35℃D、水的電離是一個吸熱過程課堂練習(xí):D(1)無論水的電離程度是增大還是減小，純水都呈中性。(2)Kw只受溫度影響，稀酸和稀堿溶液中Kw=10-14。(3)改變c(OH-)或c(H+)，只能改變水的電離程度，不能改變Kw。(4)改變溫度，Kw和水的電離程度都改變。課堂練習(xí):DKw=c(H+).c(OH-)二、溶液的酸堿性與pH1、溶液的酸堿性—H+

和OH-濃度的相對大小常溫下c（H+）

=c(OH-)

c（H+）

＞c(OH-)

c（H+）

＜c(OH-)

c（H+）

＞1.0×10-7mol/Lc(OH-)

＜1.0×10-7mol/L中性溶液酸性溶液堿性溶液c（H+）

=1.0×10-7mol/Lc(OH-)

=1.0×10-7mol/Lc（H+）

＜1.0×10-7mol/Lc(OH-)

>1.0×10-7mol/L2．溶液的pH：pH=－lgc(H+)引入pH概念的必要性：比用物質(zhì)的量濃度簡便。pH的適用范圍：c(H+)和c(OH-)都較小的稀溶液（小于1mol/L）溶液的酸堿性與pH常溫25℃時判據(jù)pH=7，中性pH＜7，酸性pH＞7，堿性0100110-1210-2310-3410-4510-5610-6710-7810-8910-91010-101110-111210-121310-131410-14c(H+)酸性增強堿性增強pH中性pH=0并非無H+，而是c(H+)=1mol/LpH=1c(H+)≠1mol/L，而是等于0.1mol/L【問題】pH=7的溶液呈中性，對不對？【歸納】1.溶液顯酸堿性的實質(zhì)是溶液中c(H＋)與c(OH－)的相對大小。2.用pH判斷溶液酸堿性時，要注意條件，即溫度。不能簡單地認為pH等于7的溶液一定為中性，如100℃時，pH＝6為中性，pH<6才顯酸性，pH>6顯堿性，所以使用pH時需注明溫度，若未注明溫度，一般認為是常溫，就以pH＝7為中性?！締栴}】如何測得溶液的pH？（1）酸堿指示劑法該法只能測其pH的大致范圍，不能測出具體數(shù)值，常見的酸堿指示劑的變色范圍(pH)：(2)利用pH試紙測定①測量原理:pH試紙對不同pH的溶液能顯示不同的顏色,可迅速測定溶液的pH。使用pH試紙的正確操作為：取一小塊pH試紙于干燥潔凈的玻璃片或表面皿上，用干燥潔凈的玻璃棒蘸取試液點在試紙上，待變色后與標準比色卡比較得pH。②pH試紙種類:a.廣泛pH試紙——pH范圍是1~14或0~10,可以識別的pH差約為1。粗略測定溶液pH，讀整數(shù)；pH試紙不能潤濕b.精密pH試紙——pH范圍較窄,可以判別0.2或0.3的pH差。可讀到小數(shù)點后一位c.專用pH試紙。廣泛pH試紙精密pH試紙思考：pH試紙潤濕后測得pH一定有誤差嗎？不一定，若原溶液呈中性則無影響（3）利用pH計測定。pH計又叫酸度計，可用來精密測量溶液的pH，其量程為0~14。pH的應(yīng)用①醫(yī)學(xué)上血液的pH是診斷疾病的一個重要參數(shù)。②人體健康調(diào)節(jié)：如洗發(fā)時人們用的護發(fā)素主要功能是調(diào)節(jié)頭發(fā)的pH使之達到適宜的酸堿度。③環(huán)保領(lǐng)域中測定酸性或堿性廢水的pH，利用中和反應(yīng)進行處理。④在農(nóng)業(yè)生產(chǎn)中調(diào)節(jié)土壤的pH，更適宜農(nóng)作物生長。⑤在科學(xué)實驗和工業(yè)生產(chǎn)中，溶液的pH是影響實驗結(jié)果或產(chǎn)品質(zhì)量、產(chǎn)量的一個關(guān)鍵因素。本課歸納總結(jié)水的電離H2O?H＋＋OH－Kw＝c(H＋)·c(OH－)外界條件對水電離平衡及Kw的影響溶液的酸堿性判斷依據(jù)c(H＋)和c(OH－)的相對大小表示方法pH＝－lgc(H＋)pH的測定PH的計算1、25℃時某溶液中由水電離產(chǎn)生的c(H+)

H2O=10-12mol/L，則該溶液呈酸性還是堿性？并求算該溶液中c(H+)的可能值？

解答：

c(H+)H2O=c(OH-)H2O=10-12mol/L若c(H+)aq=c(H+)H2O=10-12mol/L