3.2.1 水的电离 溶液的酸碱性与pH 课件（共28张PPT）

(共28张PPT)
第1课时
水的电离 溶液的酸碱性与pH
1.了解水的电离及影响因素。
2.了解水的离子积并能进行简单计算。
3.了解溶液的酸碱性与pH的关系。
4.了解pH的测量方法。
学习目标
一. 水的电离
1.水是一种极弱的电解质
⑴室温下 ，1 L(55.6 mol)水中电离的只有1.0×10-7 mol
⑵25 ℃ 时，纯水中c(H+) = c(OH-) =1.0×10-7 mol/L
H2O + H2O H3O+ + OH-
简写：
H2O H+ + OH-
2.水的离子积常数
c(H+) c(OH-）
K 电离＝
c(H2O）
水的电离方程式：
Kw=c(H+) c(OH-)
25 ℃ 时，纯水的KW = c(H+) . c(OH-) =1.0×10-14
c(H+) c(OH-)=
K电离.c(H2O)=
Kw
KW 叫做水的离子积常数，简称水的离子积。
Kw只与温度有关（与浓度无关），温度升高， Kw值增大
如： 25 ℃时， Kw =1.0× 10-14 ；
100 ℃时， Kw = 1.0×10-12
3. 外界条件对水的电离平衡及Kw 的影响
⑴水的电离为吸热过程，升高温度，水的电离平衡
向电离方向移动， KW增大。
⑵温度不变，加入酸或碱，电离产生H+或OH-，能抑
制水的电离，使水的电离程度减小，但KW不变。
⑶ 加入某些与水反应的物质， 由于结合水电离出的
H+或OH-能促进水的电离平衡，使水的电离程度增大，
但KW不变。
外界条件对水的电离平衡及Kw的影响
升高30 ℃
加入NaCl
加入NaOH
加入HCl
Kw
cOH-)
变化
c(H+)
变化
水的电离平衡移动方向
改变条件
正向
不移动
不变
不变
不变
增大
不变
不变
逆向
增大
增大
增大
减小
增大
逆向
减小
二. 溶液的酸碱性与pH
任何水溶液中都是H+、OH-共存的。
任何水溶液中都存在Kw=c(H+).c(OH-)
（ 25℃ 时， Kw=1.0 × 10-14 ）
含有H+的溶液一定是酸，含OH-的溶液一定是碱吗？
酸性溶中：
Kw
c(H+)
c(OH-)
=
c(OH-)
=
c(H+)
Kw
碱性溶中：
练习. 常温下 ①在0.01 mol/L HCl溶液中,
c (H+)= ，c (OH-)= ，
由水电离出的OH-浓度= ，由水电离出的H+ 浓度= 。,
②在0.01 mol/L NaOH溶液中，c(OH-)= ，
c (H+)= ，由水电离出的H+浓度=
，由水电离出的OH-浓度= 。
0.01 mol/L
0.01 mol/L
1.0×10-12 mol/L
1.0×10-12 mol/L
1.0×10-12 mol/L
1.0×10-12 mol/L
1.0×10-12 mol/L
1.0×10-12 mol/L
③在0.01 mol/L NaCl溶液中， c (OH-)= ，
c (H+)= 。
1.0×10-7 mol/L
1.0×10-7 mol/L
(一)pH值
浓度较小时，如：c(H+)=1.0 × 10-12 mol/L，这种表示方法很麻烦但应用广，所以引入了一种方便方案：
　 c(H+) →
10-12 mol/L →
12
- lg c(H+)
lgc(H+) →
-12 →
1. 意义：
pH的大小能反映出溶液中c(H+)的大小,即表示稀溶液酸、碱性的强弱。
2. 表示方法：
用H+物质的量浓度的负对数来表示溶液酸碱性。
pH= - lgc(H+)
pH值越大碱性越强，pH越小酸性越强
（未给明条件时）不能用pH值等于多少来判断溶液酸、碱性。一般未注明条件都是指常温。
(二) 溶液的酸碱性跟H+ 、OH-浓度和pH值的关系
常温下
中性溶液
c(H+) = c(OH-)
= 1.0×10-7 mol/L
pH=7
酸性溶液
c(H+) ＞1.0×10-7 mol/L
c(H+) ＞ c(OH-)
pH<7
碱性溶液
c(H+) ＜ c(OH-)
c(H+) ＜1.0×10-7 mol/L
pH>7
溶液的pH值 c(H+)
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
酸性增强
碱性增强
pH值越大碱性越强，酸性越弱
当c(H+) >1 mol/L时，使用pH值更不方便。所以用物质的量浓度表示更好。
pH值一般表示1 mol/L以下c(H+)的浓度。
pH值越小酸性越强，碱性越弱
练习：
（1）c (H+)＝1.0×10-6 mol/L pH= ；
c (H+)＝1.0×10-3 mol/L pH= ；
c (H+)＝1.0×10-m mol/L pH= ；
c (OH-)＝1.0×10-6 mol/L pH= 。
c (OH-)＝1.0×10-10 mol/L pH= 。
c (OH-)＝1.0×10- n mol/L pH= 。
（2）pH=2 c (H+)＝ ；
pH=8 c(H+)＝ 。
6
3
m
8
4
1.0×10-2 mol/L
14-n
1.1×10-8 mol/L
（3）c(H+)＝1 mol/L pH= 。
c(H+)＝10 mol/L pH= 。
-1
0
讨论：KW（ 100℃ ）=1.0 × 10-12
在100 ℃ 时，纯水中c(H+)为 。
c(H+) >1.0×10-7 mol/L是否说明100 ℃ 时纯水溶液呈酸性？
100 ℃ 时， c(H+) = 1.0×10-7 mol/L 溶液呈酸性还是碱性？
(三)pH值测定方法
1.定性测定：酸碱指示剂法
酸碱指示剂一般是弱的有机酸或弱的有机碱。
以HIn代表石蕊分子
HIn（红色） H+ +In- （蓝色）
1.0 × 10-6 mol/L
指示剂的变色的pH范围
指示剂发生颜色变化的pH值范围叫做指示剂的变色范围。
2.定量测定：pH试纸法 pH计法等
使用方法：直接把待测液滴在干燥的pH试纸上，试纸上显出颜色后马上跟标准比色卡相对比。
甲基橙
黄
3.1———4.4
红
橙
5.0———8.0
石蕊
红
紫
蓝
8.2———10.0
酚酞
无
粉红
红
pH试纸的使用
能否直接把pH试纸伸到待测液中？
是否要先湿润pH试纸后，再将待测液滴到pH试纸上？
能否用pH试纸测出pH=7.1来？
标准比色卡中的数据都是整数
如用湿润的pH试纸检验待测液，对该溶液pH值的测定( )
A. 一定有影响 B. 偏大 C. 偏小 D. 不确定
思考问题
D
3.定量测定：pH计法
小结
随堂检测
1.在纯水中加入少量NaHSO4,设温度不变,则溶液(　　)
A.OH-浓度变小
B.酸性减弱
C.pH升高
D.c(H+)·c(OH-)变大
解析: (在水中),故溶液酸性增强,pH降低;KW=c(H+)·c(OH-),由于温度不变,故KW不变,由于c(H+)增大,故c(OH-)减小。
答案:A
2.常温时向水中加入少量NaOH溶液,水的电离改变和溶液中KW的变化正确的是(　　)
A.被促进　不变 B.被促进　变小
C.被抑制　不变 D.被抑制　变小
解析:NaOH溶于水电离出OH-,抑制了水的电离。水的离子积常数只与温度有关,所以KW不变。
答案:C
3.下列叙述中正确的是(　　)
A.无论是纯水,还是酸性、碱性或中性稀溶液,在常温下,其c(H+)·c(OH-)=1.0×10-14
B.c(H+)等于1.0×10-7 mol/L的溶液一定是中性溶液
C.0.2 mol/L CH3COOH溶液中的c(H+)是0.1 mol/L HCl溶液中的c(H+)的2倍
D.强电解质的水溶液中不存在分子
解析:常温下,c(H+)等于1.0×10-7 mol/L的溶液一定是中性溶液,B项未指明温度;0.2 mol/L CH3COOH溶液中的c(H+)比0.1 mol/L HCl溶液中的c(H+)的2倍要少,因为醋酸是弱酸,只有部分电离;强电解质的水溶液中存在水分子。
答案:A
4.下列说法正确的是(　　)
A.强碱的水溶液中不存在H+
B.pH=0的溶液是酸性最强的溶液
C.在温度不变时,水溶液中的c(H+) 和c(OH-)不能同时增大
D.某温度下,纯水中c(H+)=2×10-7 mol/L,其呈酸性
解析:在酸性或碱性水溶液中均存在H+和OH-;pH=0的溶液中c(H+)=1.0 mol/L,并不是酸性最强的溶液,只是c(H+)>1.0 mol/L的溶液不再用pH表示酸性强弱;温度一定时,KW=c(H+)·c(OH-)是一个定值,故二者不能同时增大;纯水中,c(H+)=c(OH-),呈中性。
答案:C
5.某温度下,纯水中c(H+)=2.0×10-7 mol/L,则此时c(OH-)
=　　　　　　　;温度不变,向水中滴入盐酸使c(H+)=5.0 mol/L,则溶液中c(OH-)=　　　　　　　。
解析:纯水中c(H+)始终等于c(OH-),所以c(OH-)=2.0×10-7 mol/L,此温度下,KW=c(H+)·c(OH-)=4.0×10-14。向水中滴加盐酸,KW不变,
答案:2.0×10-7 mol/L 　8.0×10-15 mol/L
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