3.2.1水的电离 课件 2025-2026学年高二上学期化学人教版选择性必修1

该高中化学课件聚焦水的电离平衡、离子积常数Kw及溶液酸碱性与pH，通过不同水样电导率数据导入，从宏观现象引出水的弱电解质性质，结合问题推导、表格对比和实例计算，构建从电离平衡到Kw再到pH的知识脉络，形成清晰学习支架。 特色在于融合化学观念与科学思维，以实验数据（如电导率表、不同温度Kw值）驱动证据推理，通过pH测量方法（指示剂、pH试纸使用规范）培养科学探究能力，联系生活应用（护发素、土壤pH）体现科学态度，帮助学生深化概念理解，教师可高效实施探究式教学。

第二节 水的电离和溶液的pH 第1课时 水的电离 在学校中的话，课件有些内容可以删除，简洁为主 精确的导电性实验表明，纯水大部分以H2O的形式存在，但其中也存在着极少量的H3O+和OH-。这表明水是一种极弱的电解质，能发生微弱的电离 参考文献 https://www.docin.com/p-607862204.html 【学习任务一】水的电离平衡及Kw 水是一种极弱的电解质，水的电离过程如下： 1.水的电离方程式： 简写为：H2O H++OH- 【学习任务一】水的电离平衡及Kw H2O+H2O H3O++OH- 3 (1)请写出水的电离平衡常数表达式 (2)计算在纯水中，c(H2O)=_____________ 设水的体积为1L，则n(H2O)= 1000g 18g·mol-1 =55.6mol c(H2O)= 55.6mol 1L =55.6mol·L-1 在一定温度下，纯水和稀溶液中，c(H2O)可视为定值。 【问题1】 H2O H+ + OH- K= c(H+)·c(OH-) c(H2O) Kw=c(H+)•c(OH-) c(H+)•c(OH-) = K•c(H2O)= Kw 【学习任务一】水的电离平衡及Kw (1)定义 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，叫做水的离子积常数，简称水的离子积。 KW可由实验测得，也可以通过理论计算求得。 (2)表达式KW=c(H+)·c(OH-) 2.水的离子积常数 K= c(H+)·c(OH-) c(H2O) 定义板书不写，只标记出在课本的位置就行 不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质水溶液 t/℃ 0 10 20 25 40 50 90 100 KW/10-14 0.114 0.292 0.681 1.01 2.92 5.47 38.0 55.0 c(H+) 、c(OH-)分别表示溶液中总的H+浓度和总的OH-浓度 KW 只受温度影响，温度升高， KW增大，电离(吸热)程度增大 25 ℃或室温下，纯水中的c(H+)＝c(OH-)＝10-7mol·L-1，KW=1.0×10-14  (4) 影响因素 (3) 适用范围 表3-1 不同温度下水的离子积常数 Kw揭示了在任何水溶液中均存在H＋和OH－，只要温度不变，Kw不变 3.影响水电离平衡的因素 △H＞0 (1)升温 (2)加酸 增大c(H+)，则平衡向左移动，水的电离被抑制，c(OH-) 减小 (3)加碱 增大c(OH-)，则平衡向左移动，水的电离被抑制，则c(H+)必然会减小 (4) 加活泼金属(Na) H2O H+ + OH- 水电离吸热，升温将促进水的电离，故平衡右移 由于与水电离出的H+直接作用，因而促进了水的电离 室温下，0.1 mol/L的稀盐酸中， c(H+)与c(OH-)各多少？ H2O H+ + OH- c(H+) ≈ 0.1 mol/L 解析：HCl === H+ + Cl- c(H+)来源于 HCl 电离（多），以及 H2O 电离（少，忽略） c(OH-) = Kw /c(H+)＝ 1.0×10-13 mol/L 室温下， Kw = 1.0×10-14 由水电离产生的c(H+)＝由水电离产生的c(OH-) ＝ 1.0×10-13 【问题2】 为什么水电离产生的c(H+)、 c(OH-) <1.0×10-7 ? 教案中体现具体的讲法，学习了水的电离平衡，酸抑制水的电离，所以水电离出的氢离子比10-7更小，与酸的相比，忽略不计。 8 25℃时，在0.1 mol·L-1的NaOH溶液中，c(OH-)=______mol·L-1，c(H+)=_________mol·L-1。水电离出的c(H+)=_________ mol·L-1，水电离出的c(OH-)=__________ mol·L-1。 0.1 1.0×10-13 1.0×10-13 1.0×10-13 随堂巩固 根据情况，时间富足的话，可以进行练习 根据常温时水的电离平衡，运用平衡移动原理分析下列问题。 (1)酸性溶液中是否存在OH-?碱性溶液中是否存在H+?试解释原因。 (2)比较下列情况中，c(H＋)和c(OH－)的值或变化趋势(增大或减小) 【思考与讨论】 【学习任务二】溶液的酸碱性与pH 体系 纯水 向纯水中加入少量盐酸 向纯水中加入少量氢氧化钠溶液 加热 c(H＋) c(OH－) c(H＋)和c(OH－)的大小比较 溶液的酸碱性 10－7 相等 增大 减小 减小 增大 10－7 >1×10-7 >1×10-7 相等 中性 酸性 碱性 中性 1.溶液的酸碱性的判断 无论是酸、碱或盐溶液，都同时存在H+和OH-！ 溶液的酸碱性取决于溶液中c(H+)和c(OH-)的相对大小  任意条件下: 若c(H+)= c(OH-)，中性 若c(H+)> c(OH-)，酸性，c(H+)越大，酸性越强 若c(H+)< c(OH-)，碱性，c(OH-)越大，碱性越强 Attention 表达式 : pH= 2.溶液的酸碱性与pH (1)溶液pH的定义：H+物质的量浓度的负对数 ﹣lgc(H+) c(H+) = 10-pH mol/L (2)意义:pH越大，溶液碱性越　　，c(H+)越 。 pH越小，溶液酸性越　　，c(H+)越 。  25℃时 中性： c(H+ ) =1×10-7 mol/L 酸性： c(H+ ) >1×10-7 mol/L 碱性： c(H+) <1×10-7 mol/L 强 强 小 大 1L水 55.6mol的计算，电离程度 2×10-9 中性 酸性 碱性 [H+] mol/L pH 100 10-1 10-2 10-3 10-14 10-4 10-13 10-11 10-12 10-10 10-9 10-8 10-5 10-6 10-7 0 1 2 3 4 5 7 8 9 10 11 12 13 14 6 室温下水溶液中pH、 c(H+)与酸碱性的关系 室温下 pH=7， c(H+) = c(OH－)，溶液显中性； pH<7， c(H+) > c(OH－)，溶液显酸性； pH>7， c(H+) < c(OH－)，溶液显碱性。 (3)适用范围:1×10-14 mol·L-1≤c(H+)≤1 mol·L-1的溶液 3.溶液pH的测量 (1)定性测量：酸碱指示剂 只能粗略测定溶液的pH范围，不能准确测定出pH的具体值 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) (2)定量测量 a. pH试纸法 ②种类 ①pH试纸是将试纸用多种酸碱指示剂的混合溶液浸透，经晾干制成的。它对不同pH的溶液能显示不同的颜色，可用于讯速测定溶液的pH。 广泛pH试纸：其pH范围是 (最常用)，可以识别的pH差约为 。 精密pH试纸：可判别0.2或0.3的pH差值。 专用pH试纸：用于酸性、中性或碱性溶液。 1～14 1 ● 用广泛pH试纸测得的pH是整数，不会有小数 ③使用方法：取一小块试纸放在干净的玻璃板上，用干净的玻璃棒蘸取溶液点在试纸的中央，待显色后，与标准的比色卡对比，得出溶液的pH 比色卡 ● 测定溶液的pH时，不能将试纸用水润湿。 (将溶液稀释，导致所测定的pH不准确) ● 使用的玻璃器皿要干净 b. pH计法:精确测定溶液pH 可精确到0.1 通过电子仪器，把仪器的探棒放入溶液即可在显示屏上读出数据，该法精确度高 18 1 2 3 4 5 6 人体各种体液都有一定的pH，血液的pH是诊断疾病的一个重要参数。 洗发的护发素可以调节头发pH使之达到适宜酸碱度。 环保领域，酸性或碱性的废水处理常常利用酸碱中和反应，中和过程中可用pH自动测定仪进行检测和控制。 农业生产中，土壤的pH会影响植物对不同形态养分的吸收及养分的有效性 科学实验和工业生产中，溶液pH的控制会影响实验结果或产品质量、产量等 酸碱中和滴定中，溶液pH的变化可作为判断滴定终点的依据 4.pH的应用 本节课结束 $