人教版高中化学选择性必修一3.2.1 《水的电离 溶液的酸碱性与pH》课件+学案+练习

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人教版高中化学选择性必修一
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1课时 水的电离和溶液的pH
目录
1.什么是弱电解质？
部分电离的电解质叫弱电解质。
2.弱电解质的电离有什么特点？
电解质溶液中的溶剂水以何形式存在呢？
思考一下？
电离特点：可逆的，存在电离平衡
分子？
离子？
两者都有？
导入思考
精确的纯水导电性实验
灵敏电流计
灯泡
观察现象：（1）灵敏电流表指针_______，（2）灯泡_______。
转动
不亮
结论：水是一种极弱的电解质，能发生微弱的电离。
纯水
4
头脑风暴
一、水的电离：
1、水的电离平衡
H+为裸质子，不稳定，与水结合，形成H3O+，即水合氢离子
【简写】
2. 水的离子积Kw
当水达到电离平衡时c(H+)和c(OH-)的浓度的乘积，叫做水的电离平衡常数，简称水的离子积。符号：Kw
注：c(H2O)可视为常数! 实验测得室温（25℃)时，1L(55.6mol)H2O中有1×10-7mol H2O发生电离，电离程度很小。
室温(25℃)下：Kw =1×10-14
表达式：Kw＝c(H＋)·c(OH－)
Kw不仅适用于纯水中，也适用于稀的电解质溶液中。
分析表格中的数据，有何规律，得出什么结论？并解释之。
温度越高，Kw越大。 Kw在一定温度下是个常数。
Kw只受温度的影响，与溶液的酸碱性无关；
1. 在25℃ 0.01mol/L盐酸溶液中：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
10-12mol/L
10-12mol/L
10-12mol/L
0.01mol/L
■加碱后Kw =1×10-14碱溶液中Kw =c(OH-)碱·c(H+)水
点拨—水电离出的c(H＋)或c(OH－)的计算思路Kw表达式中c(H＋)、c(OH－)均表示整个溶液中所有H＋、OH－的总物质的量浓度，但是一般情况下有：(1)酸溶液中Kw＝c(H＋)酸·c(OH－)水(忽略水电离出的H＋的浓度)。(2)碱溶液中Kw＝c(H＋)水·c(OH－)碱(忽略水电离出的OH－的浓度)(3)外界条件改变，水的电离平衡发生移动；但由水电离出的c水(H＋)与c水(OH－)一定相等。
分析下列条件的改变对水的电离平衡 H2O⇌H＋＋OH－ΔH＞0的影响，并填写下表：
正向移动 增大 增大 增大 增大
逆向移动 减小 增大 减小 不变
正向移动 减小 增大 增大 不变
逆向移动 增大 减小 减小 不变
增大c(H+)，则平衡向左移动，水的电离被抑制，由于水的电离平衡仍然存在，Kw不变，则c(OH-)必然会减小。
(3)加入碱
增大c(OH-)，则平衡向左移动，水的电离被抑制，由于水的电离平衡仍然存在，Kw不变，则c(H+)必然会减小。
(2)加入酸
3. 影响水的电离平衡的因素
H2O⇌H＋ ＋OH－
(1)水电离吸热，升温将促进水的电离，故平衡右移
（4）其它因素：
下列微粒中不能破坏水的电离平衡的是（ ） A. H+ B. OH- C. S2- D. Na+
D
随堂小练
在相同温度下，0.01 mol·L－1 NaOH溶液和0.01 mol·L－1的盐酸相比，下列说法正确的是 ( )A．由水电离出的c(H＋)相等B．由水电离出的c(H＋)都是1.0×10－12 mol·L－1C．由水电离出的c(OH－)都是0.01 mol·L－1D．两者都促进了水的电离
A
随堂小练
思考1：酸溶液中是否有OH-存在，从哪里来的？H+呢？
思考2：同理，碱溶液中是否有H+存在，从哪里来的？OH-呢？
无论任何温度，无论酸性、中性、碱性溶液，都存在水电离出的H＋, OH－,并且由水电离出的这两种离子浓度一定相等。
下列说法不正确的是（ ）A．H2SO4溶液中存在H+不存在OH-B．NaOH溶液中水电离的c(OH-)等于水电离的c(H+)C．25oC时KOH溶液中OH-和H+的浓度一定都等于 1.0×10-7mol/LD．常温下，任何物质的水溶液中都有OH-和H+， 且KW=1.0×10-14
AC
增大
增大
减小
减小
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
结论：任何水溶液中同时存在H+和OH-，它们既相互依存，又相互制约，共同决定了溶液的酸碱性。
无论是酸溶液中还是碱溶液或盐溶液中都同时存在H+和OH-！
1．溶液的酸碱性与c(H+)、c(OH-)的关系 任意条件下，溶液酸碱性的判断依据：
若c(H+)= c(OH-)，中性，c(H+)越大，酸性越强
若c(H+)> c(OH-)，酸性
若c(H+)< c(OH-)，碱性，c(OH-)越大,碱性越强
二、溶液的酸碱性和pH
25℃时
中性：
酸性：
碱性：
c（H+）=1×10-7 mol/L
c（H+）>1×10-7 mol/L
c（H+）<1×10-7 mol/L
pH = －lg c(H+)
2．pH表示溶液酸碱性：
引入pH概念的必要性：比用物质的量浓度简便。
用pH值表示c(H+)或c(OH-)<1 mol/L的稀溶液酸碱性比较方便。 c(H+)或c(OH-)>1 mol/L的溶液的酸碱性直接用离子浓度表示。 pH的范围通常是 0~14
常温，求pH： (1)c(H+)为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
随堂小练
pH
酸性增强
碱性增强
常温25℃时判据
中性
pH=0 并非无H+，而是c(H+)=1mol/L
pH=1 c(H+)≠1mol/L，而是等于0.1mol/L
3、溶液的酸碱性与pH
pH=7，中性
pH＜7，酸性
pH＞7，碱性
注意:
1. c(H+) > 1mol/L或 c(OH -) > 1mol/L时，直接用 c(H+)或c(OH -)表示溶液的酸碱性更为方便
2.pH的范围：0→-lgKw , 受温度影响
 
 
溶液的pH值——正误判断1、一定条件下 pH值越大，溶液的酸性越强（ ）2、用pH值表示任何溶液的酸碱性都很方便。（ ）3、强酸溶液的pH值一定大。（ ）4、pH值等于6一定是一个弱酸体系。（ ）5、pH值有可能等于负值。（ ）6、pH值相同的强酸和弱酸中c(H+) 相同。（ ）
×
×
×
×
×
√
随堂小练
下列关于溶液酸碱性的说法正确的是 (　　)A.常温下,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-1C.c(H+)=c(OH-)的溶液呈中性D.在100 ℃时,纯水的pH<7,因此呈酸性
AC
随堂小练
25℃，下列溶液的酸性最强的是 （ ） A．0.01mol/L HCl B．pH=2的H2SO4溶液 C．c(OH-)=10-13 mol/LD．pH=1溶液加水稀释1倍
C
随堂小练
酸碱指示剂法
只能测出pH范围
广泛pH试纸法
粗略测定溶液pH， 读整数；pH试纸不能润湿
4．pH测量方法：
精密pH试纸法
可读到小数点后一位
思考：pH试纸润湿后测得pH一定有误差吗？
试纸的使用方法：用干燥洁净的玻璃棒蘸取溶液滴在试纸上，在半分钟内将试纸与标准比色卡进行对照得pH 。
不一定，若原溶液呈中性则无影响
注意：
① pH试纸不能润湿；② 玻璃棒应干燥洁净；③ 应在半分钟内观察，时间长，pH试纸所显示的颜色会改变。
(检验气体要润湿)
pH计法
精确测定溶液pH，可读到小数点后两位
用pH试纸测定溶液pH的正确操作是( )A. 将一小条试纸先用蒸馏水润湿后，在待测液中蘸一下，取出后与标准比色卡对照B. 将一小块试纸用蒸馏水润湿后放在表面皿上，用玻璃棒蘸取少量待测液点在试纸中央，再与标准比色卡对照C. 将一小条试纸在待测液中蘸一下，取出后放在表面皿上，与标准比色卡对照D. 将一小块试纸放在表面皿上，用玻璃棒蘸取少量待测液点在试纸中央，再与标准比色卡对照
D
小试牛刀
三、pH的应用
1、工农业生产
2、科学实验
3、人类的生活和健康
4、环境保护
水的电离
水的电离
影响因素
水溶液的酸碱性
电离方程式的书写
水的离子积常数
温度
盐
酸、碱
取决于c(H+)和c(OH-)相对大小
pH = －lg c(H+)常温pH=7为中性
课程结束