3.2.1水的电离、溶液酸碱性和PH 课件 2026-2027学年高二上学期化学人教版选择性必修1

第三章第二节水的电离平衡和溶液的PH 第1课时 水的电离平衡、溶液的酸碱性和PH 适用精简高效 水的导电性实验 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 观察下表： 一、水的电离 H+为裸露的质子，不稳定，容易与水结合形成H3O+(水合氢离子) 电离方程式：H2O + H2O H3O+ + OH- 简写：H2O H+ + OH- 1、由水分子电离出的H+和OH—数目永远相等 2、水分子与水分子之间相互碰撞作用而引起电离的发生 任何水溶液中，都存在H+、OH-、H2O三种微粒。 3、水是极弱的电解质，只有极少数水分子发生了电离 即，同一溶液中，C(H+)水=C(OH—)水 25℃ 时，1L水中只有10-7molH2O分子发生电离 电离常数： K 电离＝ c(H+)×c(OH-） c(H2O） 变形 K电离 . c ( H+) .c( OH- = c(H2O) 常数 c(H2O) = 1 L 1000 g 18 g·mol-1 = 55.6mol/L 常数 × =新的常数 化学上叫做 水的离子积常数，用KW表示 Kw 即，c( H+) .c( OH-) = 二、水的离子积常数——KW 据水的电离平衡：H2O H＋ ＋OH－ 一定温度下，水和其他弱电解质一样，也有一个电离常数 kw = c(H+) · c(OH-) 1、Kw只受温度影响。温度升高，水的离子积增大 5、温度不变，Kw不变，c(H＋)和c(OH－)变化趋势相反 2、KW不仅适用于纯水，还可适用于稀的电解质水溶液。 即在电解质水溶液中 也成立 3、任何水溶液都同时存在H+和OH-。Kw表达式中，c(H＋)和c(OH-)均表示整个溶液中H＋和OH-的浓度，而不单指水产生的 4、在电解质水溶液中，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 25℃时，KW =C(H+)· C(OH-)=1×10-14 100℃时，KW =C(H+)· C(OH-)=1×10-12 三、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 例1、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 例2、25℃，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 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 四、溶液的酸碱性 25 ℃时，分析下列溶液的 c(H＋)和c(OH－)   纯水 0.1 mol·L－1 NaOH溶液 0.1 mol·L－1盐酸 c(H＋)/mol·L－1 ________ _________ ____ c(OH－)/mol·L－1 _______ ___ ________ c(H＋) 、c(OH－) 的相对大小 c(H＋) c(OH－) c(H＋) c(OH－) c(H＋) c(OH－) 溶液的酸碱性 ______ _____ _____ 1×10－7 1×10－7 ＝ 中性 1×10－13 0.1 < 碱性 0.1 1×10－13 > 酸性 溶液的酸碱性与c(H＋)、c(OH－)的关系 溶液酸碱性 c(H+)与c(OH－)关系 c(H+)/mol·L－1范围 (25℃) 中性 酸性 碱性 c(H+) = c(OH－) = 1×10－7 c(H+) > c(OH－) > 1×10－7 c(H+) < c(OH－) < 1×10－6 溶液酸碱性 c(H+)与c(OH－)关系 c(H+)/mol·L－1范围 (100℃) 中性 酸性 碱性 c(H+) = c(OH－) = 1×10－6 c(H+) > c(OH－) > 1×10－6 c(H+) < c(OH－) < 1×10－7 1、任何水溶液中都有H＋和OH－ 2、溶液的酸碱性取决于溶液中c(H＋)、c(OH－)的相对大小 任意温度下，溶液酸碱性的判断依据： 3、某溶液中c(H＋)＝1×10－6 mol·L－1，该溶液一定呈酸性吗？如何判断溶液的酸碱性？ 不一定，常温下呈酸性，100℃呈中性 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 4、常温下，某溶液中由水电离产生的c(H+)水=10-11 mol/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？ c(H+)水 = c(OH-)水 = 10-11 mol/L ①若溶液显碱性 c(H+)溶液 = c(H+)水 = 10-11mol/L ②若溶液显酸性 c(H+)酸= Kw c(OH-)水 = 1×10-14 1×10-11 =1×10-3 mol/L 碱溶液： Kw＝c水(H＋)·c碱(OH－) (忽略水电离出的OH－的浓度) 酸溶液： Kw＝c酸(H＋)·c水(OH－) (忽略水电离出的H＋的浓度) 表达式 : pH= 四、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+) 2、pH越大，溶液碱性越　　，c(H+)越 pH越小，溶液酸性越　　，c(H+)越   强 强 小 大 c(H+) = 10-pH mol/L 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 3、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。 4、适用范围:1×10-14 mol·L-1≤c(H+)≤1 mol·L-1的溶液 pH 1 2 3.1 4.4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 甲基橙 红色 橙色 黄色 石蕊 红色 紫色 蓝色 酚酞 无色 浅红色 红色 只能粗略测定溶液的pH范围，不能准确测定出pH的具体值 3、溶液pH的测量 (1)定性测量：①酸碱指示剂 ②pH试纸测定 使用方法：取一小段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待测液点在试纸的中央，在半分钟内将试纸与标准比色卡对照，读出pH。 pH试纸类型： 广泛pH试纸(常用)： 精密pH试纸： pH范围是1~14或0~10，可识别pH差约为1 pH范围较窄，可识别pH差约为0.2~0.3 (1)石蕊试纸：检验溶液或气体的酸碱性。 如用湿润的红色石蕊试纸检验NH3，湿润的蓝色石蕊试纸检验HCl、SO2。 (2)品红试纸：检验具有漂白性的气体。 如SO2能使湿润的品红试纸褪色。 (3)淀粉-KI试纸：检验具有氧化性的气体或溶液。 如FeCl3、Cl2、NO2等能使湿润的淀粉-KI试纸变蓝。 (4)醋酸铅试纸：检验H2S。H2S能使湿润的醋酸铅试纸变黑(黑色物质为PbS)。 以上试纸均用于定性检验，检验气体时需润湿！！！ (5)pH试纸：测定溶液的酸碱度。不能润湿 拓展：中学化学的常用试纸 ①pH试纸和玻璃棒都不能润湿，否则会将溶液稀释，所测定的pH可能不准确，会使酸性溶液的pH变大，碱性溶液的pH变小，但中性溶液无影响。也不能用pH试纸直接蘸取溶液，否则会污染待测液。 ②若某溶液具有漂白性、强氧化性或溶液本身有颜色，如：氯水、次氯酸钠溶液、三氯化铁溶液，则不能用酸碱指示剂和pH试纸测定该溶液的酸碱性，应用pH计来测定。 ③pH试纸不能测c(H＋)或c(OH－)>1 mol·L－1的溶液的pH。且广泛pH试纸测出的值只能是整数 测溶液pH时注意事项 2、利用pH计测定（准确读数） pH计，又叫酸度计，可用来精密测量溶液的pH，其量程为0～14。 可识别的pH差：0.01。不受溶液的氧化性、颜色等的影响 ②曲线外的任意点(如d)与曲线上任意点的Kw_____，温度______。 ①曲线上的任意点(如a，b，c)的Kw都_______，即c(H＋)·c(OH－)______，温度______。 ③实现曲线上点之间的转化需保持温度不变，改变_________；实现曲线上点与曲线外点之间的转化一定改变________。 相同 相同 相同 不同 不同 酸碱性 温度 五、Kw的应用 $