資源簡介

(共32張PPT)
章
三
第
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1課時
水的電離和溶液的pH
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？
溫故知新
精確的純水導電性實驗
靈敏電流計
燈泡
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
4
活動與探究
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】
講授新課
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，叫做水的電離平衡常數，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。
講授新課
室溫(25℃)下：Kw =1×10-14
表達式：Kw＝c(H＋)·c(OH－)
Kw不僅適用于純水中，也適用于稀的電解質溶液中。
分析表格中的數據，有何規律，得出什么結論？并解釋之。
t/℃ 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
溫度越高，Kw越大。 Kw在一定溫度下是個常數。
結論
Kw只受溫度的影響，與溶液的酸堿性無關；
講授新課
=c(H+)水
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酸溶液中Kw =c(H+)酸 · c(OH-)水
=c(OH-)水
10-12mol/L
10-12mol/L
10-12mol/L
0.01mol/L
■加堿后Kw =1×10-14堿溶液中Kw =c(OH-)堿·c(H+)水
隨堂小練
點撥—水電離出的c(H＋)或c(OH－)的計算思路
Kw表達式中c(H＋)、c(OH－)均表示整個溶液中所有H＋、OH－的總物質的量濃度，但是一般情況下有：
(1)酸溶液中Kw＝c(H＋)酸·c(OH－)水(忽略水電離出的H＋的濃度)。
(2)堿溶液中Kw＝c(H＋)水·c(OH－)堿(忽略水電離出的OH－的濃度)
(3)外界條件改變，水的電離平衡發生移動；但由水電離出的c水(H＋)與c水(OH－)一定相等。
講授新課
改變條件 平衡移動方向 c(H＋) c(OH－) 電離程度 Kw
升高溫度
加入酸
加入堿
加入活潑 金屬(如Na)
分析下列條件的改變對水的電離平衡 H2O H＋＋OH－ΔH＞0的影響，并填寫下表：
正向移動 增大 增大 增大 增大
逆向移動 減小 增大 減小 不變
正向移動 減小 增大 增大 不變
逆向移動 增大 減小 減小 不變
講授新課
增大c(H+)，則平衡向左移動，水的電離被抑制，由于水的電離平衡仍然存在，Kw不變，則c(OH-)必然會減小。
(3)加入堿
增大c(OH-)，則平衡向左移動，水的電離被抑制，由于水的電離平衡仍然存在，Kw不變，則c(H+)必然會減小。
(2)加入酸
3. 影響水的電離平衡的因素
H2O H＋ ＋OH－
(1)水電離吸熱，升溫將促進水的電離，故平衡右移
講授新課
（4）其它因素：
如向水中加入活潑金屬，由于與水電離出的H+直接作用，因而促進了水的電離。
講授新課
下列微粒中不能破壞水的電離平衡的是（ ）
A. H+ B. OH-
C. S2- D. Na+
D
隨堂小練
在相同溫度下，0.01 mol·L－1 NaOH溶液和0.01 mol·L－1的鹽酸相比，下列說法正確的是 ( )
A．由水電離出的c(H＋)相等
B．由水電離出的c(H＋)都是1.0×10－12 mol·L－1
C．由水電離出的c(OH－)都是0.01 mol·L－1
D．兩者都促進了水的電離
A
隨堂小練
思考1：酸溶液中是否有OH-存在，從哪里來的？H+呢？
思考2：同理，堿溶液中是否有H+存在，從哪里來的？OH-呢？
無論任何溫度，無論酸性、中性、堿性溶液，都存在水電離出的H＋, OH－,并且由水電離出的這兩種離子濃度一定相等。
講授新課
下列說法不正確的是（ ）
A．H2SO4溶液中存在H+不存在OH-
B．NaOH溶液中水電離的c(OH-)等于水電離的c(H+)
C．25oC時KOH溶液中OH-和H+的濃度一定都等于
1.0×10-7mol/L
D．常溫下，任何物質的水溶液中都有OH-和H+，
且KW=1.0×10-14
AC
隨堂小練
（25℃） 純水 純水中加入少量鹽酸 純水中加入少量氫氧化鈉溶液
c(H+)
c(OH-)
c(H+) 和c(OH-)大小比較
Kw
增大
增大
減小
減小
1.0×10-7
1.0×10-7
c(H+) =c(OH-)
c(H+)>c(OH-)
c(H+)1.0×10-14
10-14
10-14
結論：任何水溶液中同時存在H+和OH-，它們既相互依存，又相互制約，共同決定了溶液的酸堿性。
講授新課
無論是酸溶液中還是堿溶液或鹽溶液中都同時存在H+和OH-！
1．溶液的酸堿性與c(H+)、c(OH-)的關系
任意條件下，溶液酸堿性的判斷依據：
若c(H+)= c(OH-)，中性，c(H+)越大，酸性越強
若c(H+)> c(OH-)，酸性
若c(H+)< c(OH-)，堿性，c(OH-)越大,堿性越強
二、溶液的酸堿性和pH
25℃時
中性：
酸性：
堿性：
c（H+）=1×10-7 mol/L
c（H+）>1×10-7 mol/L
c（H+）<1×10-7 mol/L
講授新課
pH = －lg c(H+)
2．pH表示溶液酸堿性：
引入pH概念的必要性：比用物質的量濃度簡便。
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
講授新課
常溫，求pH：
(1)c(H+)為1×10-7mol/L的溶液
(2) 0.05mol/L 的硫酸溶液
(3) c(H+)=2×10-5mol/L的HCl溶液
(4) 0.01mol/L的NaOH溶液
(5) c(OH-)=0.01mol/L的Ba(OH)2溶液
隨堂小練
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+)
常溫25℃時判據
中性
pH=0 并非無H+，而是c(H+)=1mol/L
pH=1 c(H+)≠1mol/L，而是等于0.1mol/L
3、溶液的酸堿性與pH
pH=7，中性
pH＜7，酸性
pH＞7，堿性
講授新課
注意
1. c(H+) > 1mol/L或 c(OH -) > 1mol/L時，直接用 c(H+)或c(OH -)表示溶液的酸堿性更為方便
溫度 Kw pH范圍 中性溶液pH
25℃ 10-14 0~14 7
100℃ 10-12 0~12 6
2.pH的范圍：0→-lgKw , 受溫度影響


溶液的pH值——正誤判斷
1、一定條件下 pH值越大，溶液的酸性越強（ ）
2、用pH值表示任何溶液的酸堿性都很方便。（ ）
3、強酸溶液的pH值一定大。（ ）
4、pH值等于6一定是一個弱酸體系。（ ）
5、pH值有可能等于負值。（ ）
6、pH值相同的強酸和弱酸中c(H+) 相同。（ ）
×
×
×
×
×
√
隨堂小練
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
隨堂小練
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
隨堂小練
酸堿指示劑法
只能測出pH范圍
廣泛pH試紙法
粗略測定溶液pH，讀整數；pH試紙不能潤濕
4．pH測量方法：
精密pH試紙法
可讀到小數點后一位
思考：pH試紙潤濕后測得pH一定有誤差嗎？
試紙的使用方法：用干燥潔凈的玻璃棒蘸取溶液滴在試紙上，在半分鐘內將試紙與標準比色卡進行對照得pH 。
不一定，若原溶液呈中性則無影響
講授新課
注意：
① pH試紙不能潤濕；
② 玻璃棒應干燥潔凈；
③ 應在半分鐘內觀察，時間長，pH試紙所顯示的顏色會改變。
(檢驗氣體要潤濕)
講授新課
pH計法
精確測定溶液pH，可讀到小數點后兩位
講授新課
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
隨堂小練
三、pH的應用
1、工農業生產
2、科學實驗
3、人類的生活和健康
4、環境保護
講授新課
水的電離
水的電離
影響因素
水溶液的酸堿性
電離方程式的書寫
水的離子積常數
溫度
鹽
酸、堿
歸納總結
取決于c(H+)和c(OH-)相對大小
pH = －lg c(H+)
常溫pH=7為中性
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