高一化学人教版（2019）选择性必修一 3.2.1水的电离 溶液的酸碱性与pH（34张）

(共34张PPT)
第三章 水溶液中的离子平衡
水的电离
溶液的酸碱性与pH
第1课时
第二节
学习目标
1.变化观念与平衡思想
认识水的电离存在电离平衡,了解水的电离平衡的影响因素，知道水的离子积常数,会分析水的电离平衡移动。
通过分析、推理等方法知道溶液pH的概念、溶液酸碱性与pH的关系，建立溶液酸碱性判断的思维模型。
2.证据推理与模型认知
水乃生命之源，你对水又了解多少呢？
回顾旧知
部分电离的电解质叫弱电解质。
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？
1
什么是弱电解质？
2
弱电解质的电离有什么特点？
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
活动与探究
H2O H＋+OH－
2H2O H3O++OH－
H+为裸质子，不稳定，与水结合，形成H3O+，即水合氢离子
【简写】
一、水的电离
1
水的电离平衡
K电离 =
c(H+) · c(OH-)
c(H2O)
c(H+) · c(OH-)
c(H2O) ·
K电离 =
Kw
水的离子积Kw
H2O H＋ ＋OH－
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 。
一、水的电离
2
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
表达式：Kw＝c(H＋)·c(OH－)
室温(25℃)下：Kw =1×10-14
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。
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
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。
一、水的电离
结论
小结：水的离子积
增大
1.0×10-14
纯水
电解质水溶液
一、水的电离
改变条件 平衡移动方向 c(H＋) c(OH－) 电离程度 Kw
升高温度
加入酸
加入碱
加入活泼 金属(如Na)
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
一、水的电离
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。
(2)加入酸
H2O H＋ ＋OH－
(1)水电离吸热，升温将促进水的电离，故平衡右移。
一、水的电离
影响水的电离平衡的因素
3
(4)其它因素：
(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。
一、水的电离
如向水中加入活泼金属，由于与水电离出的H+直接作用因而促进了水的电离。
例1.某温度下，纯水的c(H＋)＝2×10－7 mol·L－1，则此时纯水的c(OH－)为________________。若温度不变，滴入稀盐酸使c(H＋)＝5×10－4 mol·L－1，则溶液中c(OH－)为 _______________ 此时温度 ____ (填“高于”“低于”或“等于”)25 ℃。
一、水的电离
解析:纯水中的H＋的浓度一定等于OH－的浓度，因此某温度下，纯水的c(H＋)＝2×10－7 mol·L－1，则此时纯水的c(OH－)＝2×10－7 mol·L－1。该温度下的离子积常数是4×10－14若温度不变，滴入稀盐酸使c(H＋)＝5×10－4 mol·L－1
则溶液中c(OH－)＝ mol·L－1＝8×10－11 mol·L－1。由于此时水的离子积常数大于10－14水电离吸热，所以此时温度高于25 ℃。
4×10-14
5×10-4
2×10－7 mol·L－1
8×10－11 mol·L－1
高于
一、水的电离
例2.水的电离过程为H2O　　H＋＋OH－，在25 ℃时，水的离子积Kw＝1.0×10－14；在35 ℃时，水的离子积Kw＝2.1×10－14。则下列叙述正确的是（ ）
A.c(H＋)随着温度的升高而降低
B.35 ℃时，c(H＋)>c(OH－)
C.35 ℃时的水比25 ℃时的水电离程度小
D.水的电离是吸热过程
解析:由题中条件可以看出，温度升高时，Kw增大。25 ℃时，c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－7 mol·L－1；35 ℃时，c(H＋)＝c(OH－)≈1.45×10－7 mol·L－1。温度升高，c(H＋) 和c(OH－) 都增大，且始终相等，水的电离程度也增大，因温度升高平衡向正反应方向移动，故水的电离为吸热过程。
D
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？
一、水的电离
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。
一、水的电离
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。
（25℃） 纯水 纯水中加入 少量盐酸 纯水中加入少量
氢氧化钠溶液
c(H+)
c(OH-)
c(H+) 和c(OH-)大小比较
Kw
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。
一、水的电离
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)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、溶液的酸碱性与pH
溶液的酸碱性与c(H+)、c(OH-)的关系
1
二、溶液的酸碱性与pH
c (H+)与c (OH-)关系 25℃， c(H+)/mol·L-1 溶液酸碱性
c (H+) =c (OH-)
=1×10-7
中性
c (H+)>c (OH-)
>1×10-7
酸性
c (H+) <1×10-7
碱性
（2）25℃时，溶液的酸碱性与c(H+)、c(OH-)的关系
pH表示溶液酸碱性
定义：
pH是c(H+)的负对数。
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。
二、溶液的酸碱性与pH
2
pH=-lgc(H+)
c(H+)=0.001 mol /L
pH=-lg 10-3 = 3
lg2=0.3
lg3=0.477
二、溶液的酸碱性与pH
c(OH-) = 0.01mol /L
c(H+)=1×10-14 / 10-2 = 1×10-12 mol /L
pH=-lg 1×10-12 = 12
例如
例如
溶液的酸碱性与pH
溶液的 酸碱性 c(H+)和c(OH-)的关系 常温下：c(H+) 常温下：pH
酸性溶液
碱性溶液
[H+]=[OH-]
[H+] ＞1×10-7mol/L
＜7
=7
[H+]＜[OH-]
[H+] ＜1×10-7mol/L
[H+]＞[OH-]
[H+] =1×10-7mol/L
>7
中性溶液
二、溶液的酸碱性与pH
3
pH
酸性增强
碱性增强
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
pH=7，中性
pH＜7，酸性
pH＞7，碱性
pH越大
溶液的碱性越强
pH越小
溶液的酸性越强
二、溶液的酸碱性与pH
pH的相关计算
总的原则
（1）若溶液呈酸性，先求c(H＋)→再求pH＝－lg c(H＋)。
（2）若溶液呈碱性，先求c(OH－)→再求c(H＋)＝KW/c(OH－)→最后求pH。
二、溶液的酸碱性与pH
4
例3.常温下,计算浓度为0.05mol/L的硫酸溶液的pH。
解：c(H+）=2c(H2SO4）=0.05×2=10-1mol/L
pH =-lg c（H+）=1
二、溶液的酸碱性与pH
二、溶液的酸碱性与pH
解:c(OH-）=2c[Ba(OH)2 ] =0.005×2=10-2mol/L
c（H+）=
KW
c（OH—）
=10-12mol/L
pH =-lg c（H+）=12
例4.常温时，计算浓度为0.005mol/L的氢氧化钡溶液的pH。
解:
c（H+）=
=
10-5V+ 10-3V
2V
≈
10-3V
2V
=
10-3
2
mol/L
pH =-lg c（H+）=3.3
例5. pH=5和pH=3的两种盐酸，以等体积混合后，计算溶液的pH。
n1（H+）+n2（H+）
V总
二、溶液的酸碱性与pH
c（OH-）=
=
10-4V+ 10-2V
2V
≈
10-2V
2V
=
10-2
2
mol/L
pH =-lg c（H+）=11.7
n1（OH-）+n2（OH-）
V总
c(H+)=
KW
c(OH-）
=2×10-12mol/L
例6.常温时，将pH=10的NaOH溶液与pH=12的
NaOH溶液以1:2体积比混合，混合后的pH为多少？
解:
二、溶液的酸碱性与pH
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 。
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
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
不一定，若原溶液呈中性则无影响
二、溶液的酸碱性与pH
4
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)
二、溶液的酸碱性与pH
注意
pH计法
精确测定溶液pH，可读到小数点后两位
二、溶液的酸碱性与pH
pH的应用
pH在医疗、生活、环保、农业生产和科学实验中都有重要的应用。溶液pH的控制常常是影响实验结果或产品质量、产量的一个关键因素。
二、溶液的酸碱性与pH
5
二、溶液的酸碱性与pH
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
归纳总结
取决于c(H+)和c(OH-)相对大小
pH = －lg c(H+)
常温pH=7为中性
感谢您的观看
THANK