水的电离 溶液酸碱性与PH 课件 2024-2025学年高二上学期化学人教版（2019）选择性必修1

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

（第一课时水的电离

溶液酸碱性与pH）课程目标1.了解水的电离平衡及其影响因素。2.掌握水的离子积——Kw。3.知道溶液的酸碱性与pH的关系。纯水导电实验G现象：指针摆动不亮G灵敏电流计灯泡1.计算1L纯水的物质的量：2.

1L纯水中H+和

OH－的物质的量浓度：

pH=-lgc(H+),常温下纯水的pH=7c(H+)=c(OH-)=1.0×10-7mol/l一、水的电离1.电离方程式:简写为:2.水的电离特点:3.影响水的电离平衡因素

25℃纯水通HCl(g)加入NaOH加入NaCl加热平衡移动----c(H+)

c(OH-)

c(H+)与c(OH-)大小比较

溶液的酸碱性

1.0×10-7mol/l1.0×10-7mol/lc(H+)=c(OH-)中性c(H+）=c(OH-)增大增大中性正向c(H+)<c(OH-)增大减小碱性逆向c(H+)=c(OH-)不变不变中性不移动增大减小c(H+)>c(OH-)酸性逆向对常温下的纯水进行下列操作，完成下表：

归纳小结

1、不同的溶液中,c(H+)与c(OH-)不一定相等,但由水电离

产生的c(H+)与c(OH-)一定相等;纯水都呈中性。

2、升温或加入能与水反应的活泼金属（Na）促进水的电离3、加入酸、碱、强酸的酸式盐抑制水的电离；

4、无论是酸溶液还是碱溶液中都同时存在H+和OH-！4、水的离子积常数(2)表达式在一定温度下，当水的电离达到平衡时，

的乘积是一个常数，称为水的离子积常数，用Kw表示。简称

，Kw可由实验测得，也可通过理论计算求得。(1)定义水的离子积Kw=c(H+).c(OH-)注：1.

Kw适用于纯水和稀的电解质水溶液。

2.

c(H+)和c(OH-)均表示溶液中总的H+

和OH-的浓度

25℃纯水通HCl(g)加入NaOH加入NaCl加热平衡移动----c(H+)

c(OH-)

c(H+)与c(OH-)大小比较

溶液的酸碱性

水的离子积Kw1.0×10-7mol/l1.0×10-7mol/lc(H+)=c(OH-)中性1.0×10-14c(H+）=c(OH-)增大增大中性大于1.0×10-14正向c(H+)<c(OH-)增大减小碱性1.0×10-14逆向c(H+)=c(OH-)不变不变中性1.0×10-14不移动增大减小c(H+)>c(OH-)酸性1.0×10-14逆向对常温下的纯水进行下列操作，完成下表：

t/℃0102025405090100Kw/10-140.1150.2960.6871.012.875.3137.154.5KW只与温度有关（与浓度无关）:温度升高，KW值增大如：25℃KW=1×10-14100℃

KW=1×10-12思考：1.水的离子积常数Kw=c(H+)·c(OH-)中H+和OH-一定是水电离出来的吗?不一定。c(H+)和c(OH-)均指溶液中H+或OH-的总浓度,如盐酸中的H+包括HCl和H2O电离产出的H+,即c(H+)=c(H+)酸+c(H+)，水的电离微弱可近似认为c(H+)=c(H+)酸+c(H+)≈c(H+)酸,而OH-全部来自水的电离。1.室温下，0.01mol/L盐酸溶液中c(H+)、c(OH-)分别为多少？由水电离出的c(H+)H2O、c(OH-)H2O分别是多少？为什么？

5、利用Kw的定量计算2、室温下，0.01mol/LNaOH溶液中c(H+)、c(OH-)分别为多少？由水电离出的c(H+)H2O、c(OH-)H2O分别是多少？为什么？c(H+)溶液=0.01mol·L-1,溶液中c(OH-)=Kw÷c(H+)溶液=(1.0×10-14÷0.01)mol·L-1=1.0×10-12mol·L-1。由于溶液中的OH-只来源于水的电离,所以水电离出的c(H+)=1.0×10-12mol·L-1。①不同的溶液中,c(H+)与c(OH-)不一定相等,但由水电离产生的c(H+)与c(OH-)一定相等,判断溶液中水的电离程度时,酸溶液看c(OH-),碱溶液看c(H+)。

②25℃,任何稀的电解质水溶液中c(H+)·c(OH-)=KW这一关系不变,当改变其他条件使c(H+)增大时,c(OH-)必然降低,反之亦然。特别提醒课堂练习:C2、水的电离过程为H2OH++OH-，在不同温度下其离子积为KW25℃=1×10-14，KW35℃=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、在35℃时，纯水中c(H+)＞c(OH-)C、水的电离常数K25℃

＞K35℃D、水的电离是一个吸热过程课堂练习:D(1)无论水的电离程度是增大还是减小，纯水都呈中性。(2)Kw只受温度影响，稀酸和稀碱溶液中Kw=10-14。(3)改变c(OH-)或c(H+)，只能改变水的电离程度，不能改变Kw。(4)改变温度，Kw和水的电离程度都改变。课堂练习:DKw=c(H+).c(OH-)二、溶液的酸碱性与pH1、溶液的酸碱性—H+

和OH-浓度的相对大小常温下c（H+）

=c(OH-)

c（H+）

＞c(OH-)

c（H+）

＜c(OH-)

c（H+）

＞1.0×10-7mol/Lc(OH-)

＜1.0×10-7mol/L中性溶液酸性溶液碱性溶液c（H+）

=1.0×10-7mol/Lc(OH-)

=1.0×10-7mol/Lc（H+）

＜1.0×10-7mol/Lc(OH-)

>1.0×10-7mol/L2．溶液的pH：pH=－lgc(H+)引入pH概念的必要性：比用物质的量浓度简便。pH的适用范围：c(H+)和c(OH-)都较小的稀溶液（小于1mol/L）溶液的酸碱性与pH常温25℃时判据pH=7，中性pH＜7，酸性pH＞7，碱性0100110-1210-2310-3410-4510-5610-6710-7810-8910-91010-101110-111210-121310-131410-14c(H+)酸性增强碱性增强pH中性pH=0并非无H+，而是c(H+)=1mol/LpH=1c(H+)≠1mol/L，而是等于0.1mol/L【问题】pH=7的溶液呈中性，对不对？【归纳】1.溶液显酸碱性的实质是溶液中c(H＋)与c(OH－)的相对大小。2.用pH判断溶液酸碱性时，要注意条件，即温度。不能简单地认为pH等于7的溶液一定为中性，如100℃时，pH＝6为中性，pH<6才显酸性，pH>6显碱性，所以使用pH时需注明温度，若未注明温度，一般认为是常温，就以pH＝7为中性。【问题】如何测得溶液的pH？（1）酸碱指示剂法该法只能测其pH的大致范围，不能测出具体数值，常见的酸碱指示剂的变色范围(pH)：(2)利用pH试纸测定①测量原理:pH试纸对不同pH的溶液能显示不同的颜色,可迅速测定溶液的pH。使用pH试纸的正确操作为：取一小块pH试纸于干燥洁净的玻璃片或表面皿上，用干燥洁净的玻璃棒蘸取试液点在试纸上，待变色后与标准比色卡比较得pH。②pH试纸种类:a.广泛pH试纸——pH范围是1~14或0~10,可以识别的pH差约为1。粗略测定溶液pH，读整数；pH试纸不能润湿b.精密pH试纸——pH范围较窄,可以判别0.2或0.3的pH差。可读到小数点后一位c.专用pH试纸。广泛pH试纸精密pH试纸思考：pH试纸润湿后测得pH一定有误差吗？不一定，若原溶液呈中性则无影响（3）利用pH计测定。pH计又叫酸度计，可用来精密测量溶液的pH，其量程为0~14。pH的应用①医学上血液的pH是诊断疾病的一个重要参数。②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。③环保领域中测定酸性或碱性废水的pH，利用中和反应进行处理。④在农业生产中调节土壤的pH，更适宜农作物生长。⑤在科学实验和工业生产中，溶液的pH是影响实验结果或产品质量、产量的一个关键因素。本课归纳总结水的电离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＝－lgc(H＋)pH的测定PH的计算1、25℃时某溶液中由水电离产生的c(H+)

H2O=10-12mol/L，则该溶液呈酸性还是碱性？并求算该溶液中c(H+)的可能值？

解答：

c(H+)H2O=c(OH-)H2O=10-12mol/L若c(H+)aq=c(H+)H2O=10-12mol/L