3.2.1 水的电离 溶液的酸碱性与pH 课件-2026-2027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Kw及溶液酸碱性与pH，通过“思考交流”提问水的存在形式，结合纯水导电性实验现象引出微弱电离，构建电离方程式与离子积概念，再分析温度、离子浓度影响，形成微观到宏观的学习支架。 其亮点是以实验探究为基础，结合温度-Kw数据表格和问题链，培养科学思维与探究能力。通过课堂练习与规律小结，深化化学观念，教师可借助结构化内容提升效率，学生能直观理解抽象平衡原理。

第三章 水溶液中的离子反应与平衡 第一节 电离平衡 第1课时 水的电离和溶液的pH 1 思考交流： 精确的纯水导电性实验 灵敏电流计 灯泡 （1）灵敏电流表指针_______， （2）灯泡_______。 转动 不亮 结论：水是一种极弱的电解质，能发生微弱的电离。 纯水 3 一、水的电离： 1、水的电离平衡 2H2O H3O+ + OH－ H2O H＋+OH－ H+为裸质子，不稳定，与水结合，形成H3O+，即水合氢离子 【简写】 4 2. 水的离子积Kw 当水达到电离平衡时c(H+)和c(OH-)的浓度的乘积，叫做水的电离平衡常数，简称水的离子积。符号：Kw 实验测得：室温下（25℃），1L水（即55.56mol）电离出的c(H+)=c(OH-)=1 ×10-7mol/L， ∴ 25℃时，Kw =1×10-7·1×10-7 =1×10-14； ∵ K电离 = c(H+) · c(OH-) c(H2O) ∴c(H+) · c(OH-) =K电离·c(H2O)= Kw 水的离子积常数 H2O H＋ ＋OH－ 5 思考交流： 分析3-1表格中的数据，有何规律，得出什么结论？并解释之。 温度越高，Kw越大。 Kw在一定温度下是个常数。 结论 注意： Kw只受温度的影响，温度越高，Kw越大,不受浓度影响。 升温，促进水电离，Kw增大。 降温，抑制水电离，Kw减小。 （1）温度影响： H2O H＋ ＋ OH－ ΔH>0 3. 影响水的电离平衡和Kw的因素 （2）离子浓度影响： ①水中加酸：c(H+) ，平衡 ，c(OH-) ，抑制水电离；Kw 。 ②水中加碱：c(OH-) ，平衡 ，c(H+) 。抑制水电离；Kw 。 增大 逆移 减小 不变 增大 逆移 减小 不变 H2O H＋ ＋ OH－ ΔH>0 1×10-7mol/L 1×10-7mol/L 增大 减小 减小 增大 c(H+) = c(OH-) c(H+) ＞ c(OH-) c(H+) ＜ c(OH-) H2O H＋ ＋ OH－ ΔH>0 分析下列条件的改变对水的电离平衡 H2O⇌H＋＋OH－ΔH＞0的影响，并填写下表： 正向移动 增大 增大 增大 增大 逆向移动 减小 增大 减小 不变 正向移动 减小 增大 增大 不变 逆向移动 增大 减小 减小 不变 改变条件 平衡移动方向 c(H＋) c(OH－) 电离程度 Kw 升高温度 加入酸 加入碱 加入活泼 金属(如Na) 思考巩固： 10 （3）Kw适用范围： 纯水、任何电解质水溶液。其中由水电出的c水(H+)=c水(OH-)。 Kw= c(H+) · c(OH-)，其中为H+和OH-的总浓度 对于酸溶液：Kw≈c酸(H+) · c水(OH-) 对于碱溶液：Kw≈c水(H+) · c碱(OH-) 【练习】温度一定，0.1mol/L醋酸溶液或0.1mol/L的氨水，加水稀释后，所有离子的浓度均减小吗？ 答：由Kw=c(H+) ·c(OH-)知： 醋酸稀释后，c(H+)减小，则c(OH-)必增大。 氨水稀释后，c(OH-)减小，则c(H+)必增大 1、25℃时，在10 mL蒸馏水加入10 mL0.2 mol/L 盐酸： （1）c(H+)酸为 。平衡 。a(H2O) 。 （2）c水(H+) =c水(OH-) = 。 （3）溶液中c(H+) c(OH-)，显 性。 课堂练习： (2)解：c(H+)总≈c(H+)酸=0.1mol/L Kw c(H+)酸 ≈ = 1×10-14 0.1 =1×10-13mol/L c(OH-)总=c(OH-)水 0.1mol/L 减小 逆移 1×10-13mol/L > 酸 H2O H＋ ＋ OH－ ΔH>0 2、 25℃时，向10 mL蒸馏水中加入10 mL0.2 mol/L 氢氧化钠溶液： （1）c(OH-)碱为 。平衡 。a(H2O) 。 （2）c水(OH-) =c水(H+) = 。 （3）溶液中c(H+) c(OH-)，显 性。 0.1mol/L 减小 逆移 1×10-13mol/L < 碱 (2)解：c(OH-)总≈c(OH-)碱=0.1mol/L Kw c(OH-)碱 ≈ = 1×10-14 0.1 =1×10-13mol/L c(H+)总=c(H+)水 H2O H＋ ＋ OH－ ΔH>0 （1）若某酸溶液的的H+浓度与另一碱溶液的OH-浓度相等，则两溶液中水的电离的被抑制程度相同，两溶液中水的电离度a(水)相等。 （2）对于酸溶液（不是无限稀）： C(H+)水=c(OH)水 【规律小结】： （3）对于碱溶液（不是无限稀）： C (OH)水=C(H+)水 Kw c(H+)酸 ≈ Kw c(OH-)碱 ≈ 3、常温下，浓度为0.01 mol/L的盐酸溶液中，由水电离产生的c(H+)是多少？ 100℃，已知水的离子积为1×10-12，由水电离出的c(H+)是？ 解：（1）常温下： 酸溶液中Kw = c(H+)酸 · c(OH-)水 c(OH-)水= c(H+)水 = Kw c(H+)酸 = 1×10-12mol/L = 1×10-14 0.01 （2）100℃： 二、溶液酸碱性和pH 1、溶液的PH （1）定义： （2）定义式： （3）适用范围： （4）意义： pH = - lgc(H+) c(H+)或c(OH-)≤1mol/L的溶液。 氢离子浓度的负对数。 确定溶液酸碱性。pH越大，碱性越强； pH越小，酸性越强。 二、溶液酸碱性和pH 小试牛刀：（1）0.05mol/L的硫酸溶液 pH= ? （2）0.05mol/L的Ba(OH)2溶液pH= ? 解：（1）c(H+)=0.1mol/L ，pH=-lg0.1=1 （2）c(OH-)=0.1mol/L c(H+)=10-14/0.1=1×10-13mol/L pH=-lg10-13=13 2、溶液酸碱性的判断方法 c(H+) ＞ c(OH-) 一定呈酸性 c(H+) = c(OH-) 一定呈中性 c(H+) ＜ c(OH-) 一定呈碱性 c(H+)<10-7mol/L 呈碱性 c(H+)=10-7 mol/L 呈中性 c(H+)>10-7mol/L 呈酸性 （1）用H+和OH-浓度的相对大小判断 *任何温度下的电解质溶液： （2）用c(H+)或c(OH-)来判断 *常温度(25 ℃)下的电解质溶液： 2、溶液酸碱性的判断方法 pH＞ 7 pH= 7 pH＜ 7 （3）用pH以7为界来判断 *常温度(25 ℃)下的电解质溶液： 温度 Kw pH范围 中性溶液pH 25℃ 10-14 0~14 7 100℃ 10-12 0~12 6 思考讨论： pH= 7的溶液一定是中性溶液吗？ 呈中性 c(H+)=10-7 mol/L c(H+)>10-7mol/L 呈酸性 呈碱性 c(H+)<10-7mol/L 3、pH的测定： （1）粗略测定： ①酸碱指示剂：只能大致判断溶液的酸碱性。 ②pH试纸 试纸的使用方法：用干燥洁净的玻璃棒蘸取溶液滴在试纸上，在半分钟内将试纸与标准比色卡进行对照得pH 。 注意：①不能用水润湿。 ②要放在玻璃片（或表面皿）上，不是将试纸伸到溶液中。 ③广范pH试纸可识别的pH差1，精密pH试纸可识别的pH差0.2或0.3. 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 用pH计（酸度计） 2、精确测定： 精确测定溶液pH，可读到小数点后两位 三、pH的应用 1、工农业生产 2、科学实验 3、人类的生活和健康 4、环境保护 23 水的电离 水的电离 影响因素 水溶液的酸碱性 电离方程式的书写 水的离子积常数 温度 盐 酸、碱 课堂小结 取决于c(H+)和c(OH-)相对大小 pH = －lg c(H+) 常温pH=7为中性 25 $