資源簡介

(共26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
第一課時 水的電離
及溶液的酸堿性與pH
學習目標
1.通過電離平衡這一理論模型，認識水的電離平衡，能運用弱電解質的電離模型分析水的電離。(證據推理與模型認知)
2.結合電離常數，了解水的離子積常數及其影響因素。(變化觀念與平衡思想)
3.結合真實實例，能判斷溶液的酸堿性及pH，會計算溶液的pH，掌握測定溶液pH的方法。(宏觀辨識與微觀探析)
水
各抒己見：什么是水？
水是一種最普通而又具有許多特性的物質，也是應用最廣泛的溶劑。
新課導入
活動與探究
精確的純水導電實驗
G
靈敏電流計
燈泡
現象：
指針擺動，但燈泡不亮。
H2O＋ H2O H3O＋ ＋OH－
H2O H＋ ＋OH－
水的電離極其微弱，水是一種極弱的電解質
如何設計實驗證明水是弱電解質？
實驗探究
歸納總結
電離方程式
四個特點
2H2O H3O＋ ＋OH－
H2O H＋ ＋OH－
難
吸
等
逆
極難電離：在25℃時，純水中
c(H+)=c(OH-)=1×10-7mol/L
是可逆過程
電離出的H+和OH-濃度相等是吸熱過程
簡化為：
一、水的電離
1. 水的電離
課內探究
H2O H＋ ＋OH－
K電離 =
c(H+) · c(OH-)
c(H2O)
c(H+) · c(OH-)
c(H2O) ·
K電離 =
Kw
水的離子積
實驗測定：純水中，
25℃ 1L水中只有1×10－7mol水發生了電離。
25°C ， 55.6×107個水分子才有1個電離
2. 水的離子積（Kw ）
課內探究
2. 水的離子積（Kw ）
（2）表達式：Kw＝c(H＋)·c(OH－)
（1）含義：當水的電離達到平衡時，電離產物H+和OH-濃度之積是一個常數，記作Kw，稱為水的離子積常數，簡稱為水的離子積。
常溫下(25℃時)，水電離出來的c(H+)=c(OH-)=10-7mol/L
KW =c（H+）· c（OH-） =1× 10-14
如果溫度變化，Kw會如何變化 為什么
溫度 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
隨著溫度的升高，Kw變大，為什么？
思考與討論
水的電離是吸熱的，升高溫度，平衡正向移動，c(H＋) 增大，c(OH-)增大，Kw增大。
不同溫度下水的離子積常數
實驗測定
易錯警示
（1）Kw 取決于溫度，不僅適用于純水，還適用于其他溶液。
（2）常溫下，任何稀的水溶液中Kw = c (H+) c (OH-)=1×10－14
（3）不論是在中性溶液還是在酸堿性溶液中，水電離出的
c (H+)水＝c (OH－)水
（4）Kw中c(H＋)、c(OH－)均表示整個溶液中所有c(H+)、 c(OH－)
酸溶液中Kw＝c(H＋)酸·c(OH－)水(忽略水電離出的H＋的濃度)
堿溶液中Kw＝c(H＋)水·c(OH－)堿(忽略水電離出的OH－的濃度)
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鹽酸溶液中：
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
水電離出的c(H+)或c(OH－)的計算思路
思維啟迪
歸納總結
水的離子積
表達式
影響因素
適用范圍
Kw = c(H+) c(OH-)
只與溫度有關，隨著溫度的升高Kw增大
25 °C時，Kw=1×10 -7
Kw 適用于純水及稀的電解質水溶液
改變條件 平衡移動方向 c(H＋) c(OH-) 電離程度 Kw
升高溫度
加酸
加堿
正向移動
對常溫下純水進行下列操作，填寫下表：
已知 H2O H+ + OH-
ΔH＞0
活動與探究
增大
增大
增大
增大
逆向移動
增大
減小
減小
不變
逆向移動
減小
減小
不變
增大
（1）酸
（2）堿
（3）溫度
抑制水的電離，Kw保持不變
（4）能與水反應物質如活潑金屬、鹽等。
(下一節再講)
歸納總結
3. 影響水電離平衡的因素
升高溫度促進水的電離， Kw增大
思考與討論
可能是酸性，也可能是堿性。
1.在常溫下，由水電離產生的c(H+) =1×10-9 mol/L的溶液，則該溶液的酸堿性如何？
2.某溶液中c(H+) =1×10-6 mol/L，該溶液一定呈酸性嗎
不一定呈酸性。
課內探究
二、溶液的酸堿性與pH
根據常溫時水的電離平衡，運用平衡移動原理分析下列問題：
(1)酸性溶液中是否存在OH-，堿性溶液中是否存在H+，試解釋原因。
(2)比較下列情況中c(H+) 和c(OH-)的值或變化趨勢
體系 純水 向純水中加入少量鹽酸 向純水中加入氫氧化鈉溶液
c(H+)
c(OH-)
c(H+) 和c(OH-) 大小比較
課內探究
二、溶液的酸堿性與pH
體系 純水 向純水中加入少量鹽酸 向純水中加入氫氧化鈉溶液
c(H+)
c(OH-)
c(H+) 和c(OH-) 大小比較
(1)酸性溶液中是否存在OH-，堿性溶液中是否存在H+ ，因為在水溶液中存在H2O H＋ ＋OH－
10-7mol/L
10-7mol/L
c(H+) =c(OH-)
=10-7mol/L
增大
增大
減小
減小
c(H+) ＞c(OH-)
c(H+) ＜c(OH-)
歸納總結
1. 溶液的酸堿性與H+、OH－濃度的關系 (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
堿性溶液
易錯警示
（1）水溶液中H+與OH-始終共存；
（2）酸性溶液：c(H+)>c (OH-) ，c (H+)越大酸性越強；
（3）堿性溶液：c (H+)（4）溶液的酸堿性由溶液中H＋、OH－濃度相對大小決定，
而不是其濃度的數值。
課內探究
2. pH的意義及表示
（1）意義：
（2）表示：
（3）計算公式：
表示溶液酸堿性的強弱。
用H+物質的量濃度的負對數來表示。
pH=-lgc（H＋）
如：c(H＋)=1×10-7mol/L的中性溶液
pH= -lgc（10-7）=7
25℃時，溶液酸堿性與c(H＋)、pH的關系圖示
思考與討論
pH與酸、堿性的關系？
（1）pH越小，酸性越強，pH越大，堿性越強；
（2）pH范圍0~14之間；
（3）pH等于0的溶液不是酸性最強的溶液，pH等于14的溶液
不是堿性最強的溶液；
（4）pH減小一個單位，c（H＋）擴大為原來的10倍，pH增
大一個單位，c（H＋）減為原來的1/10， c(OH-)增為原來
的10倍。
歸納總結
課內探究
3. 溶液pH的測定方法
pH試紙法、pH計、酸堿指示劑法等。
(1)定量測定：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，試紙變色后馬上跟標準比色卡相對比，讀出pH。
思考與討論
能否直接把pH試紙伸到待測液中？
是否要先濕潤pH試紙后，再將待測液滴到pH試紙上？
能否用pH試紙測出pH=7.1？
a.不能將試紙直接伸到溶液中。
b.試紙不能用水潤濕，否則可
能產生誤差。
c. 廣泛pH試紙只能讀出整數。
課內探究
(2) pH計(酸度計)：精確測定溶液pH
儀器pH計可精確測定試液的pH(讀至小數點后2位)。
課堂小結
水的電離和溶液的酸堿性
水的電離
溶液的酸堿性
H2O H+ + OH-
影響因素
Kw= c(H+) c(OH-)
堿
酸
溫度
pH=-lgc（H＋）
c(H+)>c (OH-)，酸性
c(H+)=c (OH-)，中性
c(H+)＜c (OH-)，堿性
謝 謝

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