3.2.1 水的电离与溶液酸碱性 课件 【新教材】人教版（2019）高中化学选择性必修一

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　溶液的酸碱性与pH 学习目标 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。 4.会进行简单的pH的计算。 一、水的电离 1．水的电离 （1）电离方程式 2H2O⇌H3O＋＋OH－ H2O⇌H＋＋OH－ （2）水是电离极弱且守恒 常温下纯水 c(OH－)＝c(H＋)＝1.0×10－7mol/L 2、水的离子积常数 水的离子积 （1）概念及表达式 在一定温度下，c(H＋)与c(OH－)的乘积是一个常数，称为水的离子积常数（并非水的电离平衡常数） Kw＝c(H＋)·c(OH－) （2）影响因素：温度 T↑⇒Kw↑ 25 ℃时，Kw＝1×10－14 (4)表达式中的c(H＋)和c(OH－)均为该离子的总浓度，而非仅仅由水电离出的 酸溶液中：c(H＋)≈c酸(H＋)、 c(OH－)=c水(OH－) 碱溶液中：c(H＋)=c水(H＋)、 c(OH－)=c碱(OH－) （3）适用范围：纯水及酸碱盐的稀溶液 例如：25 ℃时求0.1mol/L的盐酸中由水电离出的氢离子浓度 25 ℃时求0.01mol/L的烧碱溶液中由水电离出的氢离子浓度 c水(H＋)=c水(OH－)=c总(OH－)= c水(H＋)=c总(H+)= [答案]　D 【练1】已知NaHSO4在水中的电离方程式为NaHSO4=Na++H++SO42- 。某温度下，向C(H+)=1×10-6mol/L的蒸馏水中加入NaHSO4晶体，保持温度不变 ，测得溶液的C(H+)=1×10-2mol/L。下列对该溶液的叙述不正确的是（ ） A.该温度高于25℃ B.由水电离出来的H+浓度为C(H+)=1×10-10mol/L C.加入NaHSO4晶体抑制水的电离 D.取该溶液加水稀释100倍，溶液中的C(OH-)减小 3、影响水电离平衡的因素 （1）温度 T↑⇒促进⇒c(H＋)↑、c(OH－)↑ H2O（l）⇌H＋(aq)＋OH－(aq) ∆H＜0 （2）酸 c(H＋)↑⇒抑制⇒c(OH－)↓ ⇒c(H＋)＜c(OH－) （3）碱 c(OH－)↑⇒抑制⇒c(H＋)↓ ⇒c(H＋)＞c(OH－) （4）盐 NaCl Na2CO3 NaHCO3 NaHSO3 NaHSO4 无影响 c(H＋)↓⇒促进⇒c(OH－)↑ ⇒c(H＋)＜c(OH－) c(H＋)↓⇒促进⇒c(OH－)↑ ⇒c(H＋)＜c(OH－) c(H＋)↑⇒抑制⇒c(OH－)↓ ⇒c(H＋)＞c(OH－) c(H＋)↑⇒抑制⇒c(OH－)↓ ⇒c(H＋)＞c(OH－) (5)活泼金属 NaHSO3 NaHSO4 (5)活泼金属 NaHSO3 NaHSO4 答案 C 【练2】25℃时，水中存在电离平衡H2O⇌H＋＋OH－。下列说法不正确的是 （ ） A.水的电离是吸热过程 B.向水中加入少量稀硫酸，C(H＋)增大，Kw不变 C.含H＋的溶液显酸性，含OH-的溶液显碱性 D.谁是极弱的电解质，50℃时水的PH小于7 二、溶液的酸碱性与pH 中性溶液 酸性溶液 碱性溶液 c(OH－)＝c(H＋) c(OH－)＜c(H＋) c(OH－)＞c(H＋) 25 ℃时 pH=7 pH＜7 pH＞7 1、溶液的酸碱性 2、PH的计算 （1）表达式 pH＝－lg c(H＋) （2）意义：PH用来表示酸碱盐稀溶液的酸碱性 (3)溶液pH的测定方法 ①酸碱指示剂法 指示剂 甲基橙 石蕊 酚酞 变色范围(pH) 3.1 ～ 4.4 5.0 ～ 8.0 8.2 ～ 10.0 红色 黄色 橙色 红色 蓝色 紫色 无色 红色 粉红色 ②pH试纸法 整数 不润湿 ③pH计法 精确 又叫酸度计 （4）pH计算题型及规律 ①单一溶液 { 酸溶液 pH＝－lg c酸(H＋) 碱溶液 先求c碱(OH－)⇒c(H＋)= ⇒pH＝－lg c(H＋) 1、25℃0.01mol/L的盐酸，求PH 2、25℃0.01mol/L的氢氧化钠溶液，求PH 3、25℃求PH=10的氢氧化钠溶液的物质的量浓度 4、25℃PH=2的盐酸10ml加水稀释至1L,求PH(换成醋酸呢) 5、25℃PH=13的氢氧化钠溶液1ml加水稀释至1L，求PH（换成氨水呢） ②溶液稀释 向pH＝a的溶液中加水稀释使体积为原来的10n倍 强酸 弱酸 强碱 弱碱 pH＝a＋n<7 a<pH<a＋n<7 pH＝a－n>7 7<a－n