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第三章 水溶液中的离子反应与平衡
第二节 水的电离和溶液的pH
第一课时 水的电离
及溶液的酸碱性与pH
学习目标
1.通过电离平衡这一理论模型，认识水的电离平衡，能运用弱电解质的电离模型分析水的电离。(证据推理与模型认知)
2.结合电离常数，了解水的离子积常数及其影响因素。(变化观念与平衡思想)
3.结合真实实例，能判断溶液的酸碱性及pH，会计算溶液的pH，掌握测定溶液pH的方法。(宏观辨识与微观探析)
水
各抒己见：什么是水？
水是一种最普通而又具有许多特性的物质，也是应用最广泛的溶剂。
新课导入
活动与探究
精确的纯水导电实验
G
灵敏电流计
灯泡
现象：
指针摆动，但灯泡不亮。
H2O＋ H2O H3O＋ ＋OH－
H2O H＋ ＋OH－
水的电离极其微弱，水是一种极弱的电解质
如何设计实验证明水是弱电解质？
实验探究
归纳总结
电离方程式
四个特点
2H2O H3O＋ ＋OH－
H2O H＋ ＋OH－
难
吸
等
逆
极难电离：在25℃时，纯水中
c(H+)=c(OH-)=1×10-7mol/L
是可逆过程
电离出的H+和OH-浓度相等是吸热过程
简化为：
一、水的电离
1. 水的电离
课内探究
H2O H＋ ＋OH－
K电离 =
c(H+) · c(OH-)
c(H2O)
c(H+) · c(OH-)
c(H2O) ·
K电离 =
Kw
水的离子积
实验测定：纯水中，
25℃ 1L水中只有1×10－7mol水发生了电离。
25°C ， 55.6×107个水分子才有1个电离
2. 水的离子积（Kw ）
课内探究
2. 水的离子积（Kw ）
（2）表达式：Kw＝c(H＋)·c(OH－)
（1）含义：当水的电离达到平衡时，电离产物H+和OH-浓度之积是一个常数，记作Kw，称为水的离子积常数，简称为水的离子积。
常温下(25℃时)，水电离出来的c(H+)=c(OH-)=10-7mol/L
KW =c（H+）· c（OH-） =1× 10-14
如果温度变化，Kw会如何变化 为什么
温度 0℃ 10℃ 20℃ 25℃ 40℃ 50℃ 90℃ 100℃
Kw/10-14 0.115 0.296 0.687 1.01 2.87 5.31 37.1 54.5
随着温度的升高，Kw变大，为什么？
思考与讨论
水的电离是吸热的，升高温度，平衡正向移动，c(H＋) 增大，c(OH-)增大，Kw增大。
不同温度下水的离子积常数
实验测定
易错警示
（1）Kw 取决于温度，不仅适用于纯水，还适用于其他溶液。
（2）常温下，任何稀的水溶液中Kw = c (H+) c (OH-)=1×10－14
（3）不论是在中性溶液还是在酸碱性溶液中，水电离出的
c (H+)水＝c (OH－)水
（4）Kw中c(H＋)、c(OH－)均表示整个溶液中所有c(H+)、 c(OH－)
酸溶液中Kw＝c(H＋)酸·c(OH－)水(忽略水电离出的H＋的浓度)
碱溶液中Kw＝c(H＋)水·c(OH－)碱(忽略水电离出的OH－的浓度)
2. 在25℃ 0.01mol/L NaOH溶液中：
c(H+)= ， c(OH-)= ；
c(H+)水= ， c(OH-)水= 。
1. 在25℃ 0.01mol/L盐酸溶液中：
c(H+) = ，c(OH-) = ；
c(H+)水= ， c(OH-)水= 。
0.01mol/L
10-12mol/L
10-12mol/L
10-12mol/L
10-12mol/L
10-12mol/L
10-12mol/L
0.01mol/L
水电离出的c(H+)或c(OH－)的计算思路
思维启迪
归纳总结
水的离子积
表达式
影响因素
适用范围
Kw = c(H+) c(OH-)
只与温度有关，随着温度的升高Kw增大
25 °C时，Kw=1×10 -7
Kw 适用于纯水及稀的电解质水溶液
改变条件 平衡移动方向 c(H＋) c(OH-) 电离程度 Kw
升高温度
加酸
加碱
正向移动
对常温下纯水进行下列操作，填写下表：
已知 H2O H+ + OH-
ΔH＞0
活动与探究
增大
增大
增大
增大
逆向移动
增大
减小
减小
不变
逆向移动
减小
减小
不变
增大
（1）酸
（2）碱
（3）温度
抑制水的电离，Kw保持不变
（4）能与水反应物质如活泼金属、盐等。
(下一节再讲)
归纳总结
3. 影响水电离平衡的因素
升高温度促进水的电离， Kw增大
思考与讨论
可能是酸性，也可能是碱性。
1.在常温下，由水电离产生的c(H+) =1×10-9 mol/L的溶液，则该溶液的酸碱性如何？
2.某溶液中c(H+) =1×10-6 mol/L，该溶液一定呈酸性吗
不一定呈酸性。
课内探究
二、溶液的酸碱性与pH
根据常温时水的电离平衡，运用平衡移动原理分析下列问题：
(1)酸性溶液中是否存在OH-，碱性溶液中是否存在H+，试解释原因。
(2)比较下列情况中c(H+) 和c(OH-)的值或变化趋势
体系 纯水 向纯水中加入少量盐酸 向纯水中加入氢氧化钠溶液
c(H+)
c(OH-)
c(H+) 和c(OH-) 大小比较
课内探究
二、溶液的酸碱性与pH
体系 纯水 向纯水中加入少量盐酸 向纯水中加入氢氧化钠溶液
c(H+)
c(OH-)
c(H+) 和c(OH-) 大小比较
(1)酸性溶液中是否存在OH-，碱性溶液中是否存在H+ ，因为在水溶液中存在H2O H＋ ＋OH－
10-7mol/L
10-7mol/L
c(H+) =c(OH-)
=10-7mol/L
增大
增大
减小
减小
c(H+) ＞c(OH-)
c(H+) ＜c(OH-)
归纳总结
1. 溶液的酸碱性与H+、OH－浓度的关系 (25℃ Kw=1×10-14)
c(H+)=c (OH-) c(H+) =1×10-7mol/L
c(H+)>c (OH-) c(H+)>1×10-7mol/L
c(H+)中性溶液
酸性溶液
碱性溶液
易错警示
（1）水溶液中H+与OH-始终共存；
（2）酸性溶液：c(H+)>c (OH-) ，c (H+)越大酸性越强；
（3）碱性溶液：c (H+)（4）溶液的酸碱性由溶液中H＋、OH－浓度相对大小决定，
而不是其浓度的数值。
课内探究
2. pH的意义及表示
（1）意义：
（2）表示：
（3）计算公式：
表示溶液酸碱性的强弱。
用H+物质的量浓度的负对数来表示。
pH=-lgc（H＋）
如：c(H＋)=1×10-7mol/L的中性溶液
pH= -lgc（10-7）=7
25℃时，溶液酸碱性与c(H＋)、pH的关系图示
思考与讨论
pH与酸、碱性的关系？
（1）pH越小，酸性越强，pH越大，碱性越强；
（2）pH范围0~14之间；
（3）pH等于0的溶液不是酸性最强的溶液，pH等于14的溶液
不是碱性最强的溶液；
（4）pH减小一个单位，c（H＋）扩大为原来的10倍，pH增
大一个单位，c（H＋）减为原来的1/10， c(OH-)增为原来
的10倍。
归纳总结
课内探究
3. 溶液pH的测定方法
pH试纸法、pH计、酸碱指示剂法等。
(1)定量测定：pH试纸法
使用方法：用镊子撕取一小片pH试纸放于洁净干燥的表面皿（或玻璃片）上，用洁净干燥的玻璃棒蘸取待测液点在试纸中部，试纸变色后马上跟标准比色卡相对比，读出pH。
思考与讨论
能否直接把pH试纸伸到待测液中？
是否要先湿润pH试纸后，再将待测液滴到pH试纸上？
能否用pH试纸测出pH=7.1？
a.不能将试纸直接伸到溶液中。
b.试纸不能用水润湿，否则可
能产生误差。
c. 广泛pH试纸只能读出整数。
课内探究
(2) pH计(酸度计)：精确测定溶液pH
仪器pH计可精确测定试液的pH(读至小数点后2位)。
课堂小结
水的电离和溶液的酸碱性
水的电离
溶液的酸碱性
H2O H+ + OH-
影响因素
Kw= c(H+) c(OH-)
碱
酸
温度
pH=-lgc（H＋）
c(H+)>c (OH-)，酸性
c(H+)=c (OH-)，中性
c(H+)＜c (OH-)，碱性
谢 谢

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