資源簡介

(共28張PPT)
化 學
通用類
主題三 溶液與水溶液中的離子反應
3.3 水的離子積和溶液的pH
主題三 溶液與水溶液中的離子反應 3.3 水的離子積和溶液的pH
學習目標
1.通過水的導電實驗認識水的解離，了解水的離子積常數，發展宏觀辨識與微觀探析等化學學科核心素養。
2.通過比較溶液中[H+]和[OH-]的相對大小，判斷溶液的酸堿性，認識溶液的酸堿性與 pH 的關系，掌握用試紙測定溶液 pH 的方法；發展現象觀察與規律認知等化學學科核心素養。
3. 通過實踐活動了解國家標準對生產、生活用水及污水、工業廢水等關于pH的規定，討論溶液酸堿性對生產、環境和生活的影響，知道溶液 pH 的調控在工農業生產和科學研究中的應用，發展科學態度與社會責任等化學學科核心素養。
情境與問題
潔廁靈和食醋常被視為生活中的除垢利器，但兩者的除垢能力有很大差別。想一想，其中的原因是什么？
（a）潔廁靈
（b）食醋
潔廁靈和食用醋都能去除污垢，區別是潔廁靈的主要成分是
鹽酸，屬于強酸，
食用醋的主要成分是醋酸，
是弱酸。
安全用電常識中指出，不能用濕手觸摸帶電的家用電器，
否則可能導致觸電事故。
水為什么會導電？其中是否含有自由移動的離子？
水能導電，說明水中存在自由移動的離子，
即水可以發生解離。而純水的導電性很差，說明水中離子的量很少，解離程度很微弱。
情境與問題
一.水的離子積
精確的實驗證明：水是一種極弱的電解質，能微弱的解離。
H2O H++OH-
實驗測得，在25 ℃時，1 L純水中解離出的H+和OH-都是1×10-7 mol，
根據弱電解質的解離平衡的相關知識，計算水的解離常數。
簡寫為
根據弱電解質的解離平衡理論，
水的解離常數表達式為：
由于水的解離程度極小，相對1 L的水來說，已解離部分可以忽略不計，因此，
表達式中[H2O]幾乎不變，
可以視為常數
一.水的離子積
1.水的離子積常數
水的解離平衡常數表達式可以改寫成：
Kw是水中[H+]和[OH–]的乘積，叫作水的離子積常數，簡稱水的離子積。
一.水的離子積
在25 ℃時，每升水中有1×10–7 mol的水分子解離。則在純水中：
[H+] = [OH–] = 1×10–7 mol/L
= 1×10–7×1×10–7 = 1 ×10–14
所以
在稀溶液中，溶質的濃度很小。[H2O]同樣可以看成是個常數，因此不管是在純水還是稀溶液中，[H+]和[OH–]的乘積都是一個常數。
Kw不僅適用于純水中，還適用于任何以水作溶劑的稀溶液。
一.水的離子積
觀察表3-3-1中的水的離子積常數，說說你的發現？
溫度/℃ 0 10 20 25 50 100
Kw/×10-14 0.134 0.292 0.681 1.01 5.47 55.0
表3-3-1不同溫度下水的離子積常數
Kw = 1×10–14
點撥
Kw是溫度的函數，溫度升高，Kw增大。在溫度變化不大時，可近似看成常數。常溫下該數值一般可以認為是1×10–14。
2.水的離子積常數的影響因素
一.水的離子積
依據弱電解質解離平衡的影響因素和水的離子積，小組合作討論影響水的解離的因素，并填寫表3-3-2。
表3-3-2 影響水解離平衡的因素(25℃）
[H+] [OH-] [H+]與[OH-]大小比較 Kw 酸堿性 水的解離平衡
水 / / 相等 1×10-14 中性 /
加酸 1×10-14
加堿 1×10-14
增大
減小
[H+]>[OH-]
酸性
逆向移動
減小
增大
[H+] <[OH-]
堿性
逆向移動
加酸或加堿
都對水的解離有抑制作用
二.溶液的酸堿性和pH
即[H+]和 [OH–]的關系是此消彼長的關系。
在純水和任何稀溶液中， [H+]和 [OH–] 之間存在下列關系：
二.溶液的酸堿性和pH
由于Kw在一定溫度下是一個常數，而溶液中的[H+]和 [OH–]又是此消彼長的關系。那么，溶液的酸堿性與溶液中的H+和OH-濃度有何關系？小組交流看法。
中性溶液，是指[H+]和 [OH–]相等的溶液，酸性溶液是指[H+] 大于 [OH–]的溶液，堿性溶液是指[OH–]大于 [H+]的溶液。所以，常溫下，溶液的酸堿性與[H+]、[OH-] 的關系可以表示為：
中性溶液 [H+] = 1×10-7 mol/L= [OH-]
酸性溶液 [H+] >1×10-7 mol/L> [OH-]
堿性溶液 [H+] <1×10-7 mol/L< [OH-]
溶液中[H+]越大，酸性越強，堿性越弱；
溶液中[H+]越小，酸性越弱，堿性越強。
1.溶液的酸堿性
二.溶液的酸堿性和pH
判斷下列溶液分別屬于酸性、中性還有堿性溶液？
酸性溶液
中性溶液
堿性溶液
= 1×10–5 mol/L
[H+]
= 1×10–7 mol/L
[H+]
= 1×10–11 mol/L
[H+]
提示
既可以用[H+] 表示溶液的酸堿性，也可以用 [OH–]表示溶液的酸堿性，習慣上使用[H+] 表示溶液的酸堿性。
例題1
二.溶液的酸堿性和pH
2.溶液的pH
稀溶液中的[H+]很小，使用[H+] 表示溶液的酸堿性時很不方便。小組討論：有沒有更簡便的表示方式呢？
通常采用[H+]的負對數來表示溶液的酸堿性，這個數值稱為溶液的pH。
二.溶液的酸堿性和pH
例題2
計算下列溶液的pH？
= 1×10–5 mol/L
[H+]
①
= 1×10–7 mol/L
[H+]
②
= 1×10–11 mol/L
[H+]
③
②
解：
①
③
二.溶液的酸堿性和pH
實踐活動
溶液的pH與溶液的酸堿性關系如何？依據表3-3-3中數據，
小組討論：酸性溶液、堿性溶液、中性溶液的pH規律。
表3-3-3 中性、酸性和堿性溶液pH比較
溶液 [H+]/(mol/L) 溶液pH
中性溶液 1×10-7 7
酸性溶液 1×10-5 5
堿性溶液 1×10-11 11
中性溶液pH=7，酸性溶液pH<7，堿性溶液pH>7
二.溶液的酸堿性和pH
觀察圖3-3-2，并思考[H+] 和pH與溶液酸堿性之間的關系？
圖3-3-2 [H+] 和pH與溶液酸堿性之間的關系
pH的使用范圍一般是0 ~ 14，超過此范圍時可直接使用[H+] 或 [OH–]表示。
溶液的酸性越強，pH越小；溶液的堿性越強，pH越大。
溶液的pH每相差1 個單位，[H+] 就相差10 倍。
二.溶液的酸堿性和pH
例題3
計算0.1 mol/L鹽酸的pH？
解： HCl是強電解質，在溶液中完全解離
[H+] = [HCl] = 0.1 mol/L
答： 0.1 mol/L鹽酸的pH等于1。
二.溶液的酸堿性和pH
例題4
計算0.1 mol/LNaOH溶液的pH？
解： NaOH是強電解質，在溶液中完全解離
答： 0.1 mol/L NaOH的pH等于13。
二.溶液的酸堿性和pH
測定溶液pH的方法主要有：
（1）酸堿指示劑法
（2）pH試紙法
（3）pH計（酸度計）法
3.pH的測定
初中化學中已接觸過石蕊和酚酞兩種酸堿指示劑。小組討論：可用作酸堿指示劑的物質通常具有什么特點？使用酸堿指示劑能夠準確測定溶液的pH嗎？
單一指示劑只能粗略指示溶液的pH范圍
二.溶液的酸堿性和pH
酸堿指示劑由一種顏色過渡到另一種顏色時溶液的pH變化范圍叫作指示劑的變色范圍。常見酸堿指示劑及其變色范圍見下圖。
常見的酸堿指示劑及其變色范圍
二.溶液的酸堿性和pH
pH計又稱酸度計，是準確測定溶液pH的精密儀器。常見的有臺式、便攜式和筆式pH計。
二.溶液的酸堿性和pH
測定pH在生產與日常生活中都具有重要的意義。請以小組為單位，開展以下課后實踐活動。
（1）已知雨水的pH小于5.6時，就成為酸雨，會對生態環境造成危害。上網查閱資料了解酸雨的危害，并收集當地雨水測定其pH，判斷是否為酸雨。
（2）“藏糧于地、藏糧于技”是現代農業發展觀念。結合教材表3-3-3所列農作物最適宜的pH。選取當地的雨水和土壤樣品，測定其pH，提出適合當地的農作物種植建議。
實踐活動
【跟蹤檢測】
1．一些食物的近似 如下：其中顯堿性的是
A．蘋果汁：2.9-3.3 B．葡萄汁： 3.5-4.5
C．牛奶：6.3-6.6 D．雞蛋清： 7.6-8.0
【答案】D
【跟蹤檢測】
2．下列可用于測定某電解質溶液pH且精確度最高的是
A．pH計 B．廣范pH試紙
C．精密pH試紙 D．酚酞試液
【答案】A
【跟蹤檢測】
3．加熱純水時，下列敘述正確的是
A．pH變小、呈酸性 B． pH不變、呈中性
C． Kw變大、呈中性 D． Kw 變小、呈堿性
【答案】C
【跟蹤檢測】
4．25℃時， Ba(OH)2溶液中水電離出的OH-濃度為1×10-12mol/L，該 溶液的pH為( )
A．13 B．12 C．11 D．2
【答案】B
/作業布置/
業精一分汗禾滴，愛心一顆花萬朵。
P82，1.2.3
第三節
水的離子積和溶液的pH
感謝觀看

展開更多......

收起↑