3.2 课时1 水的电离 溶液的酸碱性与pH 课件(共30张PPT) 2023-2024学年高二化学人教版（2019）选择性必修1
文档属性
| 名称 | 3.2 课时1 水的电离 溶液的酸碱性与pH 课件(共30张PPT) 2023-2024学年高二化学人教版（2019）选择性必修1 |  | |
| 格式 | pptx | ||
| 文件大小 | 31.2MB | ||
| 资源类型 | 教案 | ||
| 版本资源 | 人教版（2019） | ||
| 科目 | 化学 | ||
| 更新时间 | 2023-12-11 14:29:03 | ||
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文档简介
(共30张PPT)
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 课时1
1.认识水的电离，了解水的离子积常数——Kw；
2.能运用弱电解质的电离模型分析水的电离；
3.认识溶液酸碱性与pH的关系，会计算溶液的pH；
4.了解溶液pH的调控在工农业生产和科学研究中的应用。
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？
精确的纯水导电性实验
灵敏电流计
灯泡
活动与探究
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
一、水的电离：
1.水的电离平衡
2H2O H3O+ + OH－
H2O H＋+OH－
H+为裸质子，不稳定，与水结合，形成H3O+，即水合氢离子
【简写】
K电离 =
c(H+) · c(OH-)
c(H2O)
c(H+) · c(OH-)
c(H2O) ·
K电离 =
Kw
2. 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，叫做水的离子积常数，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。
KW只与温度有关（与浓度无关）:温度升高，KW增大
如： 25℃ KW=10-14 100℃ KW=10-12
温度
0℃
20℃
25℃
50℃
50℃
100℃
Kw
1.14×10-15
6.81×10-15
1×10-14
5.47×10-14
5.47×10-14
1×10-12
Kw＝c(H＋)·c(OH－)
②水的离子积不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质水溶液。
①常温(25℃)下，纯水中：
KW =1.0×10－14
c(H＋)=c(OH－)＝1.0×10－7mol/L
H2O H＋ ＋OH－
水的电离平衡
水的离子积
对常温下的纯水进行下列操作：
条件 酸碱性 水的电离平衡移动方向 c(H＋) c(OH－) c(H＋)、c(OH－)浓度大小关系 Kw
加热
加HCl
加NaOH
中性
正向
增大
增大
c(H＋)＝c(OH－)
增大
酸性
逆向
增大
减小
c(H＋)＞c(OH－)
不变
碱性
逆向
减小
增大
c(H＋)＜c(OH－)
不变
H2O H＋ ＋OH－
Kw＝c(H＋)·c(OH－)
H2O H＋ ＋OH－
水的电离平衡
水的离子积
加入酸或碱，抑制水的电离，Kw不变。
【练一练】
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
=c(H+)水
酸溶液中Kw =c(H+)酸 · c(OH-)水
=c(OH-)水
碱溶液中Kw =c(OH-)碱 · c(H+)水
10-12mol/L
10-12mol/L
10-12mol/L
0.01mol/L
加碱后Kw =1×10-14
在任何水溶液中，c(H＋)、 c(OH－) 可能不同，但是任何水溶液中水电离的c水(H＋)、 c水(OH－) 总是相等。
解题通法
任何水溶液中都存在Kw＝c(H＋) . c(OH－)， c(H＋)、 c(OH－) 表示溶液中总物质的量浓度。
条件 酸碱性 水的电离平衡移动方向 c(H＋) c(OH－) c(H＋)、c(OH－)浓度大小关系 Kw
加热
加HCl
加NaOH
中性
正向
增大
增大
c(H＋)＝c(OH－)
增大
酸性
逆向
增大
减小
c(H＋)＞c(OH－)
不变
碱性
逆向
减小
增大
c(H＋)＜c(OH－)
不变
二、溶液的酸碱性与pH
1.常温下溶液的酸碱性与c(H+)、c(OH-)的关系
中性溶液：c(H＋)＝c(OH－)
酸性溶液：c(H＋)＞c(OH－)
碱性溶液：c(H＋)＜c(OH－)
c(H＋)=1×10-7 mol /L
c(H＋)＞1×10-7 mol /L
c(H＋)＜1×10-7 mol /L
用 c(H+) 和 c(OH-)都可以表示溶液的酸碱性强弱
例：c(H+)=0.001 mol /L
pH=-lg 10-3 = 3
例：c(OH-) = 0.01mol /L
c(H+)=1×10-14 / 10-2 = 1×10-12 mol /L
pH=-lg 10-12 = 12
2.pH表示溶液酸碱性
pH = －lg c(H+)
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
引入pH概念的必要性：比用物质的量浓度简便。
溶液的酸碱性 c(H+)和c(OH-)的关系 c(H+)（常温下） pH（常温下）
中性溶液
＞1×10-7mol/L
＜7
=7
＜1×10-7mol/L
＞7
1×10-7mol/L
c(H＋)＝c(OH－)
c(H＋)＞c(OH－)
c(H＋)＜c(OH－)
酸性溶液
碱性溶液
3.常温下溶液的酸碱性与pH的关系
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+)
中性
pH=0 并非无H+，而是c(H+)=1mol/L
常温25℃时判据
【思考】100℃时，中性溶液中的pH=7吗？
？
温度 Kw pH范围 中性溶液pH
25℃ 10-14 0~14 7
100℃ 10-12 0~12 6
1.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-1
C.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
【练一练】
2．25℃，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/L
D．pH=1溶液加水稀释1倍
C
测定方法：酸碱指示剂法、pH试纸法、pH计法等。
酸碱指示剂：一般是弱的有机酸或弱的有机碱，他们的颜色变化是在一定的pH值范围内发生的。我们把指示剂发生颜色变化的pH值范围叫做指示剂的变色范围。
4.pH值测定方法
酸碱指示剂法
估计溶液的pH范围
指示剂 变色范围（pH） 遇酸的颜色 遇碱的颜色
甲基橙
石蕊
酚酞
3.1
4.4
橙色
红色
（pH<3.1）
黄色
（pH>4.4）
5.0
8.0
紫色
红色
（pH<5.0）
蓝色
（pH>8.0）
8.2
10.0
粉红色
无色
（pH<8.2）
红色
（pH>10.0）
酸碱指示剂法
注意：①试纸不能用水润湿
②不能将试纸伸到溶液中
③广泛pH试纸只能读出整数
（1）广泛pH试纸:测量出溶液的整数pH
pH试纸法
使用方法：用镊子撕取一小片pH试纸放于洁净干燥的表面皿（或玻璃片）上，用洁净干燥的玻璃棒蘸取待测液点在试纸中部，待试纸显色稳定后与标准比色卡对比，读出pH。
视频
（2）精密pH试纸:
可以判别0.2或0.3的pH差值
pH试纸法
精确测定溶液pH
pH计法
视频
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
【练一练】
5.pH的应用
（2）环保治理污水：酸性废水可投加_____物质使之中和，碱性废水可投加_____物质或利用烟道气中和。
碱性
酸性
（1）人体健康调节：如洗发时人们用的护发素主要功能是调节头发的pH使之达到适宜的酸碱度。
（5）在科学实验和工业生产方面：溶液pH的控制常常是影响实验结果或产品质量、产量的关键因素。
（3）农业生产调节：控制土壤的pH使之适宜作物生长，提高作物的质量和产量。
（4）在医疗上：可以通过测试和调节pH来进行诊断和治疗疾病。
pH在农业中的应用
在农业上，土壤的pH关系到农作物的生长，有的作物如芝麻、油菜、萝卜等可以生长在较大的pH范围内，有的却对土壤的pH反应非常敏感，如茶树适宜在pH约为4.0～5.5的土壤中生长。
在工业上，例如，氯碱工业生产中所用食盐水的pH要控制在12左右，以除去其中的Ca2+和Mg2+等杂质。在无机盐的生产中，为了分离所含的杂质如Fe3+，常把无机盐溶液的pH调到5左右，此时Fe3+形成Fe(OH)3沉淀而分离析出，其他阳离子却留在溶液中。
pH在工业生产中的应用
在医疗上，测定血液等的pH可以帮助诊断疾病。例如，人体内血液的pH一般在7.35～7.45范围内，如果超过这个范围，便属于病理现象。
在科学实验中，pH是影响某些反应过程的重要因素，因此测定和控制溶液的pH，就如控制温度和浓度等同样重要。
pH在科研中的应用
水的电离
H2O H＋＋OH－
Kw＝c(H＋)·c(OH－)
外界条件对水电离平衡及Kw的影响
溶液的酸碱性
判断依据 c(H＋) 和c(OH－)的相对大小
表示方法
pH＝－lg c(H＋)
pH的测定
PH的计算
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 课时1
1.认识水的电离，了解水的离子积常数——Kw；
2.能运用弱电解质的电离模型分析水的电离；
3.认识溶液酸碱性与pH的关系，会计算溶液的pH；
4.了解溶液pH的调控在工农业生产和科学研究中的应用。
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？
精确的纯水导电性实验
灵敏电流计
灯泡
活动与探究
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
一、水的电离：
1.水的电离平衡
2H2O H3O+ + OH－
H2O H＋+OH－
H+为裸质子，不稳定，与水结合，形成H3O+，即水合氢离子
【简写】
K电离 =
c(H+) · c(OH-)
c(H2O)
c(H+) · c(OH-)
c(H2O) ·
K电离 =
Kw
2. 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，叫做水的离子积常数，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。
KW只与温度有关（与浓度无关）:温度升高，KW增大
如： 25℃ KW=10-14 100℃ KW=10-12
温度
0℃
20℃
25℃
50℃
50℃
100℃
Kw
1.14×10-15
6.81×10-15
1×10-14
5.47×10-14
5.47×10-14
1×10-12
Kw＝c(H＋)·c(OH－)
②水的离子积不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质水溶液。
①常温(25℃)下，纯水中：
KW =1.0×10－14
c(H＋)=c(OH－)＝1.0×10－7mol/L
H2O H＋ ＋OH－
水的电离平衡
水的离子积
对常温下的纯水进行下列操作：
条件 酸碱性 水的电离平衡移动方向 c(H＋) c(OH－) c(H＋)、c(OH－)浓度大小关系 Kw
加热
加HCl
加NaOH
中性
正向
增大
增大
c(H＋)＝c(OH－)
增大
酸性
逆向
增大
减小
c(H＋)＞c(OH－)
不变
碱性
逆向
减小
增大
c(H＋)＜c(OH－)
不变
H2O H＋ ＋OH－
Kw＝c(H＋)·c(OH－)
H2O H＋ ＋OH－
水的电离平衡
水的离子积
加入酸或碱，抑制水的电离，Kw不变。
【练一练】
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
=c(H+)水
酸溶液中Kw =c(H+)酸 · c(OH-)水
=c(OH-)水
碱溶液中Kw =c(OH-)碱 · c(H+)水
10-12mol/L
10-12mol/L
10-12mol/L
0.01mol/L
加碱后Kw =1×10-14
在任何水溶液中，c(H＋)、 c(OH－) 可能不同，但是任何水溶液中水电离的c水(H＋)、 c水(OH－) 总是相等。
解题通法
任何水溶液中都存在Kw＝c(H＋) . c(OH－)， c(H＋)、 c(OH－) 表示溶液中总物质的量浓度。
条件 酸碱性 水的电离平衡移动方向 c(H＋) c(OH－) c(H＋)、c(OH－)浓度大小关系 Kw
加热
加HCl
加NaOH
中性
正向
增大
增大
c(H＋)＝c(OH－)
增大
酸性
逆向
增大
减小
c(H＋)＞c(OH－)
不变
碱性
逆向
减小
增大
c(H＋)＜c(OH－)
不变
二、溶液的酸碱性与pH
1.常温下溶液的酸碱性与c(H+)、c(OH-)的关系
中性溶液：c(H＋)＝c(OH－)
酸性溶液：c(H＋)＞c(OH－)
碱性溶液：c(H＋)＜c(OH－)
c(H＋)=1×10-7 mol /L
c(H＋)＞1×10-7 mol /L
c(H＋)＜1×10-7 mol /L
用 c(H+) 和 c(OH-)都可以表示溶液的酸碱性强弱
例：c(H+)=0.001 mol /L
pH=-lg 10-3 = 3
例：c(OH-) = 0.01mol /L
c(H+)=1×10-14 / 10-2 = 1×10-12 mol /L
pH=-lg 10-12 = 12
2.pH表示溶液酸碱性
pH = －lg c(H+)
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
引入pH概念的必要性：比用物质的量浓度简便。
溶液的酸碱性 c(H+)和c(OH-)的关系 c(H+)（常温下） pH（常温下）
中性溶液
＞1×10-7mol/L
＜7
=7
＜1×10-7mol/L
＞7
1×10-7mol/L
c(H＋)＝c(OH－)
c(H＋)＞c(OH－)
c(H＋)＜c(OH－)
酸性溶液
碱性溶液
3.常温下溶液的酸碱性与pH的关系
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+)
中性
pH=0 并非无H+，而是c(H+)=1mol/L
常温25℃时判据
【思考】100℃时，中性溶液中的pH=7吗？
？
温度 Kw pH范围 中性溶液pH
25℃ 10-14 0~14 7
100℃ 10-12 0~12 6
1.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-1
C.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
【练一练】
2．25℃，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/L
D．pH=1溶液加水稀释1倍
C
测定方法：酸碱指示剂法、pH试纸法、pH计法等。
酸碱指示剂：一般是弱的有机酸或弱的有机碱，他们的颜色变化是在一定的pH值范围内发生的。我们把指示剂发生颜色变化的pH值范围叫做指示剂的变色范围。
4.pH值测定方法
酸碱指示剂法
估计溶液的pH范围
指示剂 变色范围（pH） 遇酸的颜色 遇碱的颜色
甲基橙
石蕊
酚酞
3.1
4.4
橙色
红色
（pH<3.1）
黄色
（pH>4.4）
5.0
8.0
紫色
红色
（pH<5.0）
蓝色
（pH>8.0）
8.2
10.0
粉红色
无色
（pH<8.2）
红色
（pH>10.0）
酸碱指示剂法
注意：①试纸不能用水润湿
②不能将试纸伸到溶液中
③广泛pH试纸只能读出整数
（1）广泛pH试纸:测量出溶液的整数pH
pH试纸法
使用方法：用镊子撕取一小片pH试纸放于洁净干燥的表面皿（或玻璃片）上，用洁净干燥的玻璃棒蘸取待测液点在试纸中部，待试纸显色稳定后与标准比色卡对比，读出pH。
视频
（2）精密pH试纸:
可以判别0.2或0.3的pH差值
pH试纸法
精确测定溶液pH
pH计法
视频
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
【练一练】
5.pH的应用
（2）环保治理污水：酸性废水可投加_____物质使之中和，碱性废水可投加_____物质或利用烟道气中和。
碱性
酸性
（1）人体健康调节：如洗发时人们用的护发素主要功能是调节头发的pH使之达到适宜的酸碱度。
（5）在科学实验和工业生产方面：溶液pH的控制常常是影响实验结果或产品质量、产量的关键因素。
（3）农业生产调节：控制土壤的pH使之适宜作物生长，提高作物的质量和产量。
（4）在医疗上：可以通过测试和调节pH来进行诊断和治疗疾病。
pH在农业中的应用
在农业上，土壤的pH关系到农作物的生长，有的作物如芝麻、油菜、萝卜等可以生长在较大的pH范围内，有的却对土壤的pH反应非常敏感，如茶树适宜在pH约为4.0～5.5的土壤中生长。
在工业上，例如，氯碱工业生产中所用食盐水的pH要控制在12左右，以除去其中的Ca2+和Mg2+等杂质。在无机盐的生产中，为了分离所含的杂质如Fe3+，常把无机盐溶液的pH调到5左右，此时Fe3+形成Fe(OH)3沉淀而分离析出，其他阳离子却留在溶液中。
pH在工业生产中的应用
在医疗上，测定血液等的pH可以帮助诊断疾病。例如，人体内血液的pH一般在7.35～7.45范围内，如果超过这个范围，便属于病理现象。
在科学实验中，pH是影响某些反应过程的重要因素，因此测定和控制溶液的pH，就如控制温度和浓度等同样重要。
pH在科研中的应用
水的电离
H2O H＋＋OH－
Kw＝c(H＋)·c(OH－)
外界条件对水电离平衡及Kw的影响
溶液的酸碱性
判断依据 c(H＋) 和c(OH－)的相对大小
表示方法
pH＝－lg c(H＋)
pH的测定
PH的计算