第五章 第二 三节 溶液的酸碱性及其pH，离子反应（课件）-《基础化学》（人卫版第二版）同步精品课堂

同步精品课堂-中职专业课 第五章 电解质溶液 第二 三节 溶液的酸碱性及其pH，离子反应 《基础化学》 第2版 目录 学习目标 新课引入 新课教学 师生互动 课堂练习 课堂小结 学习目标 01 水分子在特定条件下会发生电离，生成氢离子和氢氧根离子。这一过程受到温度、压力、溶液中的其他物质等因素的影响。 在一定温度下，水中氢离子和氢氧根离子的浓度乘积是一个常数，称为水的离子积常数。这是判断溶液酸碱性的重要依据。 了解水的电离过程及影响因素 理解水的离子积常数 掌握水的电离原理 溶液的酸碱性是指溶液中氢离子浓度的大小，反映了溶液的性质和化学反应的方向。 pH是表示溶液酸碱性强弱的一种标度，数值上等于氢离子浓度的负对数。通过测量溶液的pH值，可以判断溶液的酸碱性。 了解酸碱性的定义 掌握pH的概念和计算方法 理解溶液的酸碱性及其pH概念 离子反应是指在溶液中进行的、有离子参加或生成的化学反应。根据反应类型的不同，离子反应可以分为复分解反应、氧化还原反应等。 了解离子反应的定义和分类 离子反应的发生需要满足一定的条件，如生成难溶物、生成气体、发生氧化还原反应等。通过掌握这些条件，可以判断离子反应能否发生。 掌握离子反应的条件 掌握离子反应的基本概念和条件 了解离子方程式的书写规则 离子方程式是用实际参加反应的离子符号来表示反应的式子。在书写时需要遵循一定的规则，如质量守恒、电荷守恒等。 掌握常见离子方程式的书写方法 通过掌握常见离子方程式的书写方法，可以快速准确地书写出符合要求的离子方程式。 学会书写离子方程式 新课引入 02 01 复习电解质、非电解质的概念及分类； 02 回顾电解质在水溶液中的电离过程； 03 强调电解质溶液导电性的原因。 回顾上节课内容 01 介绍溶液的酸碱性概念及其重要性； 02 阐述溶液酸碱性与生活、生产的密切关系； 引出pH的概念，介绍其在化学中的应用。 引入本节课主题 02 新课教学 03 水的电离 水分子在常温下会自发电离成氢离子和氢氧根离子，但电离程度很小。 Kw是在一定温度下，在水或水溶液中，当水的电离达到平衡时，[H+]和[OH-] 的乘积是一个常数，称为水的离子积常数，简称水的离子积。 25℃时1L纯水约有10-7mol的水分子电离，所以纯水中[H+]和[OH-]都等于10-7mol/L。 Kw=[H+][OH-]=10-7×10-7=1×10-14 注意：水的电离是吸热过程，所以水的离子积随温度的升高而增大，随温度的降低而减小，常温下Kw=1×10-14 第二节：水的电离与溶液的酸碱性 溶液的酸碱性 根据溶液中氢离子浓度和氢氧根离子浓度的相对大小，溶液可分为酸性、碱性和中性。 溶液的酸碱性与[H+]和[OH-]的关系可表示为： 第二节：水的电离与溶液的酸碱性 中性溶液[H+]=[OH-]=1×10-7mol/L 酸性溶液[H+]>1×10-7mol/L>[OH-] 碱性溶液[H+]<1×10-7mol/L<[OH-] 溶液的pH 1.溶液的pH: pH是溶液中氢离子浓度的负对数。其数学表达式为：pH=-lg[H+] 中性溶液[H+]=[OH-]=1×10-7mol/L pH=7 酸性溶液[H+]>1×10-7mol/L>[OH-] pH<7 碱性溶液[H+]<1×10-7mol/L<[OH-] pH>7 第二节：水的电离与溶液的酸碱性 2.溶液pH的计算: 强酸溶液中，强酸是强电解质，在水溶液中全部电离，可根据电离方程式求出[H+]，再根据公式计算出pH。 强碱溶液中，根据强碱的电离方程式求出[OH-],利用公式[H+][OH-]=1×10-14计算出[H+]，再根据公式pH=-lg[H+]计算出溶液的pH。 酸碱指示剂 能借助自身颜色的改变来指示溶液酸碱性（pH)的物质称为酸碱指示剂。 指示剂由一种颜色过渡到另一种颜色时溶液pH的变化范围，称为指示剂的变色范围。 第二节：水的电离与溶液的酸碱性 离子反应 有离子参加或生成的化学反应，其实质是反应物离子之间或生成物离子之间的相互作用。 离子方程式 用实际参加化学反应的离子符号和化学式来表示离子反应的式子，能够更准确地描述离子反应。 以氯化银溶液与硝酸银溶液的反应为例，其化学反应方程式是：NaCl+AgNO3=AgCl↓+NaNO3 由于NaCl、AgNO3和NaNO3都是强电解质，在溶液中都以离子形式存在，AgCl是难溶于水的物质，在溶液中以沉淀的形式存在，以分子的形式表示，因此该化学反应方程式可改写为： Na++Cl-+Ag++NO3-=AgCl↓+N