中文字幕精品无码一区二区,成全视频在线播放观看方法,大伊人青草狠狠久久,亚洲一区影音先锋色资源

3.2 課時1 水的電離 溶液的酸堿性與pH 課件(共30張PPT) 2023-2024學年高二化學人教版(2019)選擇性必修1

資源下載
  1. 二一教育資源

3.2 課時1 水的電離 溶液的酸堿性與pH 課件(共30張PPT) 2023-2024學年高二化學人教版(2019)選擇性必修1

資源簡介

(共30張PPT)
第三章 水溶液中的離子反應與平衡
第二節 水的電離和溶液的pH 課時1
1.認識水的電離,了解水的離子積常數——Kw;
2.能運用弱電解質的電離模型分析水的電離;
3.認識溶液酸堿性與pH的關系,會計算溶液的pH;
4.了解溶液pH的調控在工農業生產和科學研究中的應用。
1.什么是弱電解質?
部分電離的電解質叫弱電解質。
2.弱電解質的電離有什么特點?
電解質溶液中的溶劑水以何形式存在呢?
思考一下
電離特點:可逆的,存在電離平衡
分子?
離子?
兩者都有?
精確的純水導電性實驗
靈敏電流計
燈泡
活動與探究
觀察現象:
(1)靈敏電流表指針_______,
(2)燈泡_______。
轉動
不亮
結論:水是一種極弱的電解質,能發生微弱的電離。
純水
一、水的電離:
1.水的電離平衡
2H2O H3O+ + OH-
H2O H++OH-
H+為裸質子,不穩定,與水結合,形成H3O+,即水合氫離子
【簡寫】
K電離 =
c(H+) · c(OH-)
c(H2O)
c(H+) · c(OH-)
c(H2O) ·
K電離 =
Kw
2. 水的離子積Kw
H2O H+ +OH-
當水達到電離平衡時c(H+)和c(OH-)的濃度的乘積,叫做水的離子積常數,簡稱水的離子積。符號:Kw
注:c(H2O)可視為常數!
實驗測得室溫(25℃)時,1L(55.6mol)H2O中有1×10-7mol H2O發生電離,電離程度很小。
KW只與溫度有關(與濃度無關):溫度升高,KW增大
如: 25℃ KW=10-14 100℃ KW=10-12
溫度
0℃
20℃
25℃
50℃
50℃
100℃
Kw
1.14×10-15
6.81×10-15
1×10-14
5.47×10-14
5.47×10-14
1×10-12
Kw=c(H+)·c(OH-)
②水的離子積不僅適用于純水,也適用于稀的電解質水溶液。
①常溫(25℃)下,純水中:
KW =1.0×10-14
c(H+)=c(OH-)=1.0×10-7mol/L
H2O H+ +OH-
水的電離平衡
水的離子積
對常溫下的純水進行下列操作:
條件 酸堿性 水的電離平衡移動方向 c(H+) c(OH-) c(H+)、c(OH-)濃度大小關系 Kw
加熱
加HCl
加NaOH
中性
正向
增大
增大
c(H+)=c(OH-)
增大
酸性
逆向
增大
減小
c(H+)>c(OH-)
不變
堿性
逆向
減小
增大
c(H+)<c(OH-)
不變
H2O H+ +OH-
Kw=c(H+)·c(OH-)
H2O H+ +OH-
水的電離平衡
水的離子積
加入酸或堿,抑制水的電離,Kw不變。
【練一練】
1.在25℃ 0.01mol/L鹽酸溶液中:
c(H+) = , c(OH-) = ;
c(H+)水= , c(OH-)水= 。
2.在25℃ 0.01mol/L NaOH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
加酸后Kw =1×10-14
=c(H+)水
酸溶液中Kw =c(H+)酸 · c(OH-)水
=c(OH-)水
堿溶液中Kw =c(OH-)堿 · c(H+)水
10-12mol/L
10-12mol/L
10-12mol/L
0.01mol/L
加堿后Kw =1×10-14
在任何水溶液中,c(H+)、 c(OH-) 可能不同,但是任何水溶液中水電離的c水(H+)、 c水(OH-) 總是相等。
解題通法
任何水溶液中都存在Kw=c(H+) . c(OH-), c(H+)、 c(OH-) 表示溶液中總物質的量濃度。
條件 酸堿性 水的電離平衡移動方向 c(H+) c(OH-) c(H+)、c(OH-)濃度大小關系 Kw
加熱
加HCl
加NaOH
中性
正向
增大
增大
c(H+)=c(OH-)
增大
酸性
逆向
增大
減小
c(H+)>c(OH-)
不變
堿性
逆向
減小
增大
c(H+)<c(OH-)
不變
二、溶液的酸堿性與pH
1.常溫下溶液的酸堿性與c(H+)、c(OH-)的關系
中性溶液:c(H+)=c(OH-)
酸性溶液:c(H+)>c(OH-)
堿性溶液:c(H+)<c(OH-)
c(H+)=1×10-7 mol /L
c(H+)>1×10-7 mol /L
c(H+)<1×10-7 mol /L
用 c(H+) 和 c(OH-)都可以表示溶液的酸堿性強弱
例:c(H+)=0.001 mol /L
pH=-lg 10-3 = 3
例:c(OH-) = 0.01mol /L
c(H+)=1×10-14 / 10-2 = 1×10-12 mol /L
pH=-lg 10-12 = 12
2.pH表示溶液酸堿性
pH = -lg c(H+)
用pH值表示c(H+)或c(OH-)<1 mol/L的稀溶液酸堿性比較方便。
c(H+)或c(OH-)>1 mol/L的溶液的酸堿性直接用離子濃度表示。
pH的范圍通常是 0~14
引入pH概念的必要性:比用物質的量濃度簡便。
溶液的酸堿性 c(H+)和c(OH-)的關系 c(H+)(常溫下) pH(常溫下)
中性溶液
>1×10-7mol/L
<7
=7
<1×10-7mol/L
>7
1×10-7mol/L
c(H+)=c(OH-)
c(H+)>c(OH-)
c(H+)<c(OH-)
酸性溶液
堿性溶液
3.常溫下溶液的酸堿性與pH的關系
pH
酸性增強
堿性增強
0 100
1 10-1
2 10-2
3 10-3
4 10-4
5 10-5
6 10-6
7 10-7
8 10-8
9 10-9
10 10-10
11 10-11
12 10-12
13 10-13
14 10-14
c(H+)
中性
pH=0 并非無H+,而是c(H+)=1mol/L
常溫25℃時判據
【思考】100℃時,中性溶液中的pH=7嗎?

溫度 Kw pH范圍 中性溶液pH
25℃ 10-14 0~14 7
100℃ 10-12 0~12 6
1.下列關于溶液酸堿性的說法正確的是 (  )
A.常溫下,pH=7的溶液呈中性
B.中性溶液中一定有c(H+)=1.0×10-7 mol·L-1
C.c(H+)=c(OH-)的溶液呈中性
D.在100 ℃時,純水的pH<7,因此呈酸性
AC
【練一練】
2.25℃,下列溶液的酸性最強的是 ( )
A.0.01mol/L HCl
B.pH=2的H2SO4溶液
C.c(OH-)=10-13 mol/L
D.pH=1溶液加水稀釋1倍
C
測定方法:酸堿指示劑法、pH試紙法、pH計法等。
酸堿指示劑:一般是弱的有機酸或弱的有機堿,他們的顏色變化是在一定的pH值范圍內發生的。我們把指示劑發生顏色變化的pH值范圍叫做指示劑的變色范圍。
4.pH值測定方法
酸堿指示劑法
估計溶液的pH范圍
指示劑 變色范圍(pH) 遇酸的顏色 遇堿的顏色
甲基橙
石蕊
酚酞
3.1
4.4
橙色
紅色
(pH<3.1)
黃色
(pH>4.4)
5.0
8.0
紫色
紅色
(pH<5.0)
藍色
(pH>8.0)
8.2
10.0
粉紅色
無色
(pH<8.2)
紅色
(pH>10.0)
酸堿指示劑法
注意:①試紙不能用水潤濕
②不能將試紙伸到溶液中
③廣泛pH試紙只能讀出整數
(1)廣泛pH試紙:測量出溶液的整數pH
pH試紙法
使用方法:用鑷子撕取一小片pH試紙放于潔凈干燥的表面皿(或玻璃片)上,用潔凈干燥的玻璃棒蘸取待測液點在試紙中部,待試紙顯色穩定后與標準比色卡對比,讀出pH。
視頻
(2)精密pH試紙:
可以判別0.2或0.3的pH差值
pH試紙法
精確測定溶液pH
pH計法
視頻
用pH試紙測定溶液pH的正確操作是( )
A. 將一小條試紙先用蒸餾水潤濕后,在待測液中蘸一下,取出后與標準比色卡對照
B. 將一小塊試紙用蒸餾水潤濕后放在表面皿上,用玻璃棒蘸取少量待測液點在試紙中央,再與標準比色卡對照
C. 將一小條試紙在待測液中蘸一下,取出后放在表面皿上,與標準比色卡對照
D. 將一小塊試紙放在表面皿上,用玻璃棒蘸取少量待測液點在試紙中央,再與標準比色卡對照
D
【練一練】
5.pH的應用
(2)環保治理污水:酸性廢水可投加_____物質使之中和,堿性廢水可投加_____物質或利用煙道氣中和。
堿性
酸性
(1)人體健康調節:如洗發時人們用的護發素主要功能是調節頭發的pH使之達到適宜的酸堿度。
(5)在科學實驗和工業生產方面:溶液pH的控制常常是影響實驗結果或產品質量、產量的關鍵因素。
(3)農業生產調節:控制土壤的pH使之適宜作物生長,提高作物的質量和產量。
(4)在醫療上:可以通過測試和調節pH來進行診斷和治療疾病。
pH在農業中的應用
在農業上,土壤的pH關系到農作物的生長,有的作物如芝麻、油菜、蘿卜等可以生長在較大的pH范圍內,有的卻對土壤的pH反應非常敏感,如茶樹適宜在pH約為4.0~5.5的土壤中生長。
在工業上,例如,氯堿工業生產中所用食鹽水的pH要控制在12左右,以除去其中的Ca2+和Mg2+等雜質。在無機鹽的生產中,為了分離所含的雜質如Fe3+,常把無機鹽溶液的pH調到5左右,此時Fe3+形成Fe(OH)3沉淀而分離析出,其他陽離子卻留在溶液中。
pH在工業生產中的應用
在醫療上,測定血液等的pH可以幫助診斷疾病。例如,人體內血液的pH一般在7.35~7.45范圍內,如果超過這個范圍,便屬于病理現象。
在科學實驗中,pH是影響某些反應過程的重要因素,因此測定和控制溶液的pH,就如控制溫度和濃度等同樣重要。
pH在科研中的應用
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 c(H+) 和c(OH-)的相對大小
表示方法
pH=-lg c(H+)
pH的測定
PH的計算

展開更多......

收起↑

資源預覽

    <track id="r4fhd"></track>

    <pre id="r4fhd"><abbr id="r4fhd"><code id="r4fhd"></code></abbr></pre>
      <ul id="r4fhd"></ul>

        <menu id="r4fhd"></menu>
        1. 主站蜘蛛池模板: 襄樊市| 南安市| 信阳市| 昭平县| 吉首市| 东阳市| 两当县| 慈利县| 布尔津县| 锡林郭勒盟| 连江县| 东兴市| 和平县| 广宁县| 亳州市| 阜城县| 凌云县| 齐河县| 黄骅市| 留坝县| 石城县| 吴旗县| 东阳市| 玛沁县| 图片| 柘荣县| 绥德县| 喀喇| 鄂尔多斯市| 越西县| 邛崃市| 浑源县| 太仆寺旗| 桐柏县| 崇明县| 裕民县| 日照市| 三江| 额济纳旗| 阳江市| 黄平县|