【课件】第三章第二节《水的电离和溶液的pH》课件高二化学人教版（2019）选择性必修1

第二节水的电离和溶液的pH

新人教版选择性必修一第三章

水溶液中的离子反应与平衡

水的电离和溶液的pH第1课时

pH＝5

pH＝8

【困惑】稀释至1000mL，溶液的pH为何不是8？

pH是c(H+)的负对数，即：pH＝-lgc(H+)实验测得：pH＜7c(H+)＞1×10-7mol/L提出问题将1mL1×10-5mol/L的盐酸，

稀释至1000mL，c(H+)＝1×10-8mol/L，c(H+)＝1×10-5mol/L，活动1水的导电性实验

任务一寻找证明水的电离很微弱的证据。结论：纯水能发生微弱的电离。

精确的电导性实验表明，纯水大部分以H2O分子的形式存在，但其中也存在着极少量的离子。资料电导率仪

pH试纸使用方法将pH试纸放在玻璃片上，用干燥、洁净的玻璃棒蘸待测液点在pH试纸上，然后与标准比色卡进行对照，读出所测溶液的pH。广泛pH试纸精密pH试纸活动2测定纯水的pH（常温）pH＝7结论：纯水能发生微弱的电离。c(H+)＝c(OH-)＝1×10-7mol/L（1）1L水的物质的量n(H2O)＝55.6

mol（2）水中H+和OH-浓度（3）总的水分子与已电离

的水分子之间的比例55.6

mol

H2O中，只有1×10-7mol发生电离测定结果：请计算：活动2测定纯水的pH（常温）一、水的电离H2O+H2OH3O++OHH2OH++OH简写：水是一种极弱的电解质，能发生微弱的电离。+++-−−

KW＝c(H+)·c(OH-)KW叫做水的离子积常数，简称水的离子积。当水的电离达到平衡时，电离产物H+和OH-浓度之积是一个常数，记作KW：

H2OH++OH−Kw＝c(H+)·c(OH-)

1.表达式：特别提示：常温时，KW＝c(H+)·c(OH-)＝1×10-14二、水的离子积常数①

KW为常数，无单位SCIENCE2016.9任务二

探究影响水电离平衡的因素。

设计实验方案，寻找证据影响水电离平衡的因素实验方案实验现象实验结论

H2OH++OH−实验改变c(OH-)改变c(H+)改变温度实验方案加入NaOH固体，冷却后测溶液的pH通入HCl气体，测溶液的pH升高温度、降低温度，分别测水的pH实验现象实验结论任务二

探究影响水电离平衡的因素。

H2OH++OH−

用pH计测量溶液的pHpH计，又叫酸度计。可用来精密测量溶液的pH，其量程为0～14。

活动1向水中逐渐加入少量NaOH固体，分别配制成0.001mol/L和0.1mol/L

NaOH溶液，测定

两溶液的pH（常温）。

H2O

H++OH-

NaOH

Na++OH-粒子的种类、来源粒子的相互作用？实验事实NaOH溶液pH（常温）0.001mol/L11.00.1

mol/L13.0

H2OH++OH-

NaOH

Na++OH-加入NaOH，瞬间溶液中c(OH-)增大水的电离平衡逆向移动c(H+)减小，pH增大粒子的种类、来源粒子的相互作用结论：向水中加入碱，c(OH-)增大，水的电离平衡

逆向移动。0.10.0010.10.001c(NaOH)

水电离出的c(H+)水1.0×10－131.0×10－11溶液中c(OH-)＝c(OH-)水pH13.011.0c(H+)·c(OH-)1.0×10－141.0×10－14溶液中c(H+)1.0×10－131.0×10－11注：表中浓度单位均为mol/L定量讨论≈c(OH-)NaOH

H2OH++OH−＝c(H+)水c(H+)、c(OH-)分别指溶液中总的H+浓度、总的OH-浓度0.10.0010.10.001c(NaOH)

水电离出的c(H+)水1.0×10－131.0×10－11溶液中c(OH-)＝c(OH-)水pH13.011.0c(H+)·c(OH-)1.0×10－141.0×10－14溶液中c(H+)1.0×10－131.0×10－11注：表中浓度单位均为mol/L定量讨论≈c(OH-)NaOH

H2OH++OH−＝c(H+)水常温时，两溶液中c(H+)·c(OH-)相等，这是巧合吗？pH11.011.712.0pH12.312.713.0编号

①

②

③编号

④

⑤

⑥实验事实配制6种不同浓度NaOH溶液，用pH计测定溶液的pH编号①②

③④⑤⑥c(NaOH)1×10-35×10-31×10-22×10-25×10-21×10-1c(OH-)pH

c(H+)

1×10-3

5×10-3

1×10-2

2×10-2

5×10-2

1×10-12×10-12

5×10-13

2×10-13

1×10-11

1×10-12

1×10-13注：表中浓度单位均为mol/L数据处理c(H+)·c(OH-)

1×10－14【结论】常温时，稀NaOH溶液中c(H+)·c(OH-)为常数。11.011.712.012.312.713.0Kw＝c(H+)·c(OH-)

1.表达式：特别提示：常温下，KW＝c(H+)·c(OH-)＝1×10-14②KW不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质水溶液二、水的离子积常数③c(H+)表示溶液中总的H+浓度,c(OH-)表示溶液中总的OH-浓度H2OH++OH-∆H＞0【预测】升高温度，水的电离平衡正向移动。【实验方案】将水分别升高温度、降低温度，

测量水的pH。结论：升高温度，水的电离平衡正向移动，Kw增大。

实验事实t/℃102590pH7.37.06.2Kw/10-14活动2用pH计测定不同温度下纯水的pH，计算Kw。

0.2961.0137.1Kw＝c(H+)·c(OH-)1.表达式：常温时，KW＝c(H+)·c(OH-)＝1×10-14二、水的离子积常数，简称水的离子积2.Kw的影响因素Kw与温度有关，温度升高，Kw增大体系纯水（常温）向纯水中加入少量盐酸（常温）向纯水中加入少量NaOH溶液（常温）纯水（90℃）c(H+)

c(OH-)c(H+)＞c(OH-)1×10-7mol/L1×10-7mol/L

减小

增大c(H+)＝c(OH-)c(H+)＜c(OH-)c(H+)和c(OH-)的大小比较思考与讨论增大减小根据水的电离平衡:，比较下列情况中，c(H+)和c(OH-)的值或变化趋势（增大或减少）

H2OH++OH-c(H+)＝c(OH-)增大增大1.溶液的酸碱性由c(H+)和c(OH-)相对大小决定c(H+)＝c(OH-)c(H+)＞c(OH-)c(H+)＜c(OH-)中性酸性碱性三、溶液的酸碱性与pHpH＝-lgc(H+)c(H+)＝1×10-3mol/L，pH＝-lg10-3＝3pH＝-lg10-10＝10c(OH-)＝1×10-4mol/L

例1：

1×10-3mol/L盐酸，求溶液的pH。例2：

常温下，1×10-4mol/LNaOH溶液，求溶液的pH。c(H+)＝KW/c(OH-)＝1×10-10mol/L

pH的适用范围：c(H+)和c(OH-)都较小的稀溶液（小于1mol/L）[追加条件]若该溶液是在25℃时，10℃时，90℃时，

溶液的酸碱性又如何？

任务三t℃

时，某溶液中c(H+)＝1×10-7mol/L，

分析该溶液的酸碱性。t℃KWc(H+)(mol·L-1)c(OH-)(mol·L-1)c(H+)和c(OH-)的大小比较溶液的酸碱性2510901×10-14

1×10-71×10-7c(H+)＝c(OH-)中性＜1×10-14

1×10-7＜1×10-7c(H+)＞c(OH-)酸性＞1×10-14

1×10-7＞1×10-7c(H+)＜c(OH-)碱性Kw＝c(H+)·c(OH-)2.pH大小与溶液的酸碱性关系(常温)pH溶液的酸碱性pH＜7溶液呈酸性，pH越小，酸性越强pH＝7溶液呈中性pH＞7溶液呈碱性，pH越大，碱性越强c(H+)

常温时，将1mL1×10-5mol/L的盐酸稀释至1000mL，测得稀释后溶液的pH为6.96。试分析：（1）稀释后溶液中存在哪些粒子？（2）这些粒子的来源是什么？（3）每种离子的浓度是多少？学以致用H2OH+

+OH-HClH++Cl-pH＝6.96，可知c(H+)总＝10-6.96mol/Lc(OH-)＝1×10-14

KWc(H+)总＝＝9.1×10-8mol/L10-6.96c(OH-)水＝c(H+)水＝9.1×10-8mol/LOH-只来自H2O的电离H+来自HCl和H2O的电离

c(H+)酸＝1×10-8mol/Lc(OH-)＝学以致用＝1×10-5mol/L103盐酸H+OH-：H2O电离HCl电离的H+H2O电离的H+主要次要稀释前pH＝5稀释后pH＝6.96

次要主要弱电解质的电离平衡H2OH++OH

∆H＞01.可逆过程2.化学平衡移动原理3.水的离子积Kw4.pH总结提升定性定量理论模型定性定量−一、水的电离定性定量H2OH+

+OH-KW＝c(H+)·c(OH-)温度浓度升温，平衡正向移动降温，平衡逆向移动

c(H+)或c(OH-)增大，

平衡逆向移动

常温时，pH＝7二、溶液的酸碱性c(H+)＝c(H+)c(H+)＞c(H+)c(H+)＜c(H+)中性酸性碱性常温时，KW＝1×10-14pH＜7pH＞7pH＝－lgc(H+)水的电离和溶液的pH第2课时

“pH”是由丹麦化学家彼得·索仑森1909年提出的。索仑森当时在一家啤酒厂工作，经常要化验啤酒中所含H+浓度。每次化验结果都要记录许多个零，这使他感到很麻烦。经过长期潜心研究，他发现用H+浓度的负对数来表示酸碱性非常方便，并把它称为溶液的pH（p代表德语Potenz，意思是浓度，H代表H+）。就这样“pH”成为表述溶液酸碱度的一种重要数据。化学史话pH应用身体健康日常生活工农业生产科学研究环保领域

酸碱中和滴定:

利用酸碱中和反应，用已知浓度的酸（或碱）来

测定未知浓度的碱（或酸)的实验方法。任务一实验室有一瓶未知浓度的NaOH溶液，一瓶

浓度为0.1000mol/L的HCl溶液，如何准

确测出NaOH溶液的浓度？定量分析测定物质中元素、离子、官能团等各成分的含量，在化学上叫做定量分析。酸碱中和滴定就是一种重要的定量分析。根据分析方法的不同，定量分析可分为化学分析法和仪器分析法。化学分析法是指依特定的化学反应及其计量关系对物质进行分析的方法；仪器分析法是指利用特定的仪器对物质进行定量分析的方法，根据取样多少的不同，定量分析可分为常量分析、微量分析和超微量分析等。在定量分析中，实验误差是客观存在的，所以需要对所得的数据进行处理和评价。一、滴定原理1.中和反应的实质：2.在酸碱恰好反应时，若是一元酸和一元碱反应

c酸·V酸＝c碱·V碱酸碱中和滴定实验H++OH

H2O−n(H+)＝n(OH)−待测定量取一定体积已知0.1000mol/LV[HCl(aq)]V[NaOH(aq)]＝c(HCl).c(NaOH).c(HCl)V[HCl(aq)]c(NaOH)＝.V[NaOH(aq)]【问题1】需测得哪些数据能计算出c(NaOH)？思考：在下列仪器中选出能够准确量取溶液体积的仪器

准确测量参加反应的两种溶液的体积选用更加精确的仪器

酸式滴定管碱式滴定管【问题2】你认为中和滴定实验要解决的关键问题是什么？最小分刻度：0.1mL可估读到0.01mL二、主要仪器碱式滴定管酸式滴定管滴定管夹铁架台锥形瓶﹡标识

标有量程、使用温度、刻度(“0”刻度

在上方，越往下读数越大）

﹡最小分刻度：0.1mL可估读到0.01mL﹡类型酸式滴定管（A）：酸性、氧化性的试剂碱式滴定管（B）：碱性的试剂V

＝V末－V初＝18.50mL－2.50mL＝16.00mLV初V末V

＝V末－V初

25.00mL待测NaOH溶液0.1000mol/L盐酸待测NaOH溶液盐酸的体积？

方法：在待测溶液中加入酸碱指示剂【问题3】如何判断中和反应什么时候“恰好”反应

完全（即判断滴定终点）？三、滴定终点的确定几种常用指示剂的变色范围pH酚酞甲基橙石蕊【困惑】强酸与强碱“恰好”反应时，所得溶液

的pH＝7，用酚酞作指示剂时，实际滴定终点的pH＝8.2，为什么可以将滴定终点当成“恰好”

反应的点？计算：用0.2000mol/L盐酸滴定20.00mL0.2000mol/LNaOH溶液过程中溶液的pH，填入下表：V[HCl(aq)]/mL19.98(少加半滴)20.0020.02（多加半滴）溶液的pH任务二探究滴定终点前后溶液的pH变化滴定时，每滴溶液的体积约为0.04mL（1）V[HCl(aq)]＝20.00mL时，酸和碱恰反应完全pH＝7n(H+)＝n(OH-)任务二探究滴定终点前后溶液的pH变化c(OH-)＝0.2000mol/L×(20.00－19.98)mL×10-3L/mL(20.00＋19.98)mL×10-3L/mL＝1×10-4mol/L（2）少加入半滴HCl溶液，即V[HCl(aq)]＝19.98mL时碱过量：c(OH-)n(OH-)V(混合液)＝→c(H+)→pH0.2000mol/L×0.02mL×10-3L/mL40mL×10-3L/mL≈c(OH-)常温下：c(H+)＝pH＝−lgc(H+)＝−lg10-10＝101×10-141×10-4KWc(OH-)＝＝1×10-4mol/L＝1×10-10mol/L（3）多加入半滴HCl溶液，即V[HCl(aq)]＝20.02mL时c(H+)＝0.2000mol/L×0.02mL×10-3L/mL(20.00＋20.02)mL×10-3L/mL＝1×10-4mol/LpH＝−lgc(H+)＝−lg10-4＝4酸过量：c(H+)→pHn(H+)V(混合液)＝≈0.2000mol/L×0.02mL×10-3L/mL40mL×10-3L/mL计算：用0.2000mol/L盐酸滴定20.00mL0.2000mol/LNaOH溶液过程中溶液的pH，填入下表：V[HCl(aq)]/mL19.98(少加半滴)20.0020.02（多加半滴）溶液的pH1074任务二

探究滴定终点前后溶液的pH变化pH1210864210203040反应终点V[HCl(aq)]/mL中和反应过程中的pH变化曲线突变范围0V[HCl(aq)]/mL19.9820.0020.02pH1074误差-0.1%0+0.1%几种常用指示剂的变色范围

指示剂选择原则：在突变范围内指示剂有明显的颜色变化。石蕊的紫色和蓝色