【課件】第三章第二節(jié)《水的電離和溶液的pH》課件高二化學人教版（2019）選擇性必修1

第二節(jié)水的電離和溶液的pH

新人教版選擇性必修一第三章

水溶液中的離子反應(yīng)與平衡

水的電離和溶液的pH第1課時

pH＝5

pH＝8

【困惑】稀釋至1000mL，溶液的pH為何不是8？

pH是c(H+)的負對數(shù)，即：pH＝-lgc(H+)實驗測得：pH＜7c(H+)＞1×10-7mol/L提出問題將1mL1×10-5mol/L的鹽酸，

稀釋至1000mL，c(H+)＝1×10-8mol/L，c(H+)＝1×10-5mol/L，活動1水的導電性實驗

任務(wù)一尋找證明水的電離很微弱的證據(jù)。結(jié)論：純水能發(fā)生微弱的電離。

精確的電導性實驗表明，純水大部分以H2O分子的形式存在，但其中也存在著極少量的離子。資料電導率儀

pH試紙使用方法將pH試紙放在玻璃片上，用干燥、潔凈的玻璃棒蘸待測液點在pH試紙上，然后與標準比色卡進行對照，讀出所測溶液的pH。廣泛pH試紙精密pH試紙活動2測定純水的pH（常溫）pH＝7結(jié)論：純水能發(fā)生微弱的電離。c(H+)＝c(OH-)＝1×10-7mol/L（1）1L水的物質(zhì)的量n(H2O)＝55.6

mol（2）水中H+和OH-濃度（3）總的水分子與已電離

的水分子之間的比例55.6

mol

H2O中，只有1×10-7mol發(fā)生電離測定結(jié)果：請計算：活動2測定純水的pH（常溫）一、水的電離H2O+H2OH3O++OHH2OH++OH簡寫：水是一種極弱的電解質(zhì)，能發(fā)生微弱的電離。+++-??

KW＝c(H+)·c(OH-)KW叫做水的離子積常數(shù)，簡稱水的離子積。當水的電離達到平衡時，電離產(chǎn)物H+和OH-濃度之積是一個常數(shù)，記作KW：

H2OH++OH?Kw＝c(H+)·c(OH-)

1.表達式：特別提示：常溫時，KW＝c(H+)·c(OH-)＝1×10-14二、水的離子積常數(shù)①

KW為常數(shù)，無單位SCIENCE2016.9任務(wù)二

探究影響水電離平衡的因素。

設(shè)計實驗方案，尋找證據(jù)影響水電離平衡的因素實驗方案實驗現(xiàn)象實驗結(jié)論

H2OH++OH?實驗改變c(OH-)改變c(H+)改變溫度實驗方案加入NaOH固體，冷卻后測溶液的pH通入HCl氣體，測溶液的pH升高溫度、降低溫度，分別測水的pH實驗現(xiàn)象實驗結(jié)論任務(wù)二

探究影響水電離平衡的因素。

H2OH++OH?

用pH計測量溶液的pHpH計，又叫酸度計。可用來精密測量溶液的pH，其量程為0～14。

活動1向水中逐漸加入少量NaOH固體，分別配制成0.001mol/L和0.1mol/L

NaOH溶液，測定

兩溶液的pH（常溫）。

H2O

H++OH-

NaOH

Na++OH-粒子的種類、來源粒子的相互作用？實驗事實NaOH溶液pH（常溫）0.001mol/L11.00.1

mol/L13.0

H2OH++OH-

NaOH

Na++OH-加入NaOH，瞬間溶液中c(OH-)增大水的電離平衡逆向移動c(H+)減小，pH增大粒子的種類、來源粒子的相互作用結(jié)論：向水中加入堿，c(OH-)增大，水的電離平衡

逆向移動。0.10.0010.10.001c(NaOH)

水電離出的c(H+)水1.0×10－131.0×10－11溶液中c(OH-)＝c(OH-)水pH13.011.0c(H+)·c(OH-)1.0×10－141.0×10－14溶液中c(H+)1.0×10－131.0×10－11注：表中濃度單位均為mol/L定量討論≈c(OH-)NaOH

H2OH++OH?＝c(H+)水c(H+)、c(OH-)分別指溶液中總的H+濃度、總的OH-濃度0.10.0010.10.001c(NaOH)

水電離出的c(H+)水1.0×10－131.0×10－11溶液中c(OH-)＝c(OH-)水pH13.011.0c(H+)·c(OH-)1.0×10－141.0×10－14溶液中c(H+)1.0×10－131.0×10－11注：表中濃度單位均為mol/L定量討論≈c(OH-)NaOH

H2OH++OH?＝c(H+)水常溫時，兩溶液中c(H+)·c(OH-)相等，這是巧合嗎？pH11.011.712.0pH12.312.713.0編號

①

②

③編號

④

⑤

⑥實驗事實配制6種不同濃度NaOH溶液，用pH計測定溶液的pH編號①②

③④⑤⑥c(NaOH)1×10-35×10-31×10-22×10-25×10-21×10-1c(OH-)pH

c(H+)

1×10-3

5×10-3

1×10-2

2×10-2

5×10-2

1×10-12×10-12

5×10-13

2×10-13

1×10-11

1×10-12

1×10-13注：表中濃度單位均為mol/L數(shù)據(jù)處理c(H+)·c(OH-)

1×10－14【結(jié)論】常溫時，稀NaOH溶液中c(H+)·c(OH-)為常數(shù)。11.011.712.012.312.713.0Kw＝c(H+)·c(OH-)

1.表達式：特別提示：常溫下，KW＝c(H+)·c(OH-)＝1×10-14②KW不僅適用于純水，也適用于稀的電解質(zhì)水溶液二、水的離子積常數(shù)③c(H+)表示溶液中總的H+濃度,c(OH-)表示溶液中總的OH-濃度H2OH++OH-?H＞0【預測】升高溫度，水的電離平衡正向移動?！緦嶒灧桨浮繉⑺謩e升高溫度、降低溫度，

測量水的pH。結(jié)論：升高溫度，水的電離平衡正向移動，Kw增大。

實驗事實t/℃102590pH7.37.06.2Kw/10-14活動2用pH計測定不同溫度下純水的pH，計算Kw。

0.2961.0137.1Kw＝c(H+)·c(OH-)1.表達式：常溫時，KW＝c(H+)·c(OH-)＝1×10-14二、水的離子積常數(shù)，簡稱水的離子積2.Kw的影響因素Kw與溫度有關(guān)，溫度升高，Kw增大體系純水（常溫）向純水中加入少量鹽酸（常溫）向純水中加入少量NaOH溶液（常溫）純水（90℃）c(H+)

c(OH-)c(H+)＞c(OH-)1×10-7mol/L1×10-7mol/L

減小

增大c(H+)＝c(OH-)c(H+)＜c(OH-)c(H+)和c(OH-)的大小比較思考與討論增大減小根據(jù)水的電離平衡:，比較下列情況中，c(H+)和c(OH-)的值或變化趨勢（增大或減少）

H2OH++OH-c(H+)＝c(OH-)增大增大1.溶液的酸堿性由c(H+)和c(OH-)相對大小決定c(H+)＝c(OH-)c(H+)＞c(OH-)c(H+)＜c(OH-)中性酸性堿性三、溶液的酸堿性與pHpH＝-lgc(H+)c(H+)＝1×10-3mol/L，pH＝-lg10-3＝3pH＝-lg10-10＝10c(OH-)＝1×10-4mol/L

例1：

1×10-3mol/L鹽酸，求溶液的pH。例2：

常溫下，1×10-4mol/LNaOH溶液，求溶液的pH。c(H+)＝KW/c(OH-)＝1×10-10mol/L

pH的適用范圍：c(H+)和c(OH-)都較小的稀溶液（小于1mol/L）[追加條件]若該溶液是在25℃時，10℃時，90℃時，

溶液的酸堿性又如何？

任務(wù)三t℃

時，某溶液中c(H+)＝1×10-7mol/L，

分析該溶液的酸堿性。t℃KWc(H+)(mol·L-1)c(OH-)(mol·L-1)c(H+)和c(OH-)的大小比較溶液的酸堿性2510901×10-14

1×10-71×10-7c(H+)＝c(OH-)中性＜1×10-14

1×10-7＜1×10-7c(H+)＞c(OH-)酸性＞1×10-14

1×10-7＞1×10-7c(H+)＜c(OH-)堿性Kw＝c(H+)·c(OH-)2.pH大小與溶液的酸堿性關(guān)系(常溫)pH溶液的酸堿性pH＜7溶液呈酸性，pH越小，酸性越強pH＝7溶液呈中性pH＞7溶液呈堿性，pH越大，堿性越強c(H+)

常溫時，將1mL1×10-5mol/L的鹽酸稀釋至1000mL，測得稀釋后溶液的pH為6.96。試分析：（1）稀釋后溶液中存在哪些粒子？（2）這些粒子的來源是什么？（3）每種離子的濃度是多少？學以致用H2OH+

+OH-HClH++Cl-pH＝6.96，可知c(H+)總＝10-6.96mol/Lc(OH-)＝1×10-14

KWc(H+)總＝＝9.1×10-8mol/L10-6.96c(OH-)水＝c(H+)水＝9.1×10-8mol/LOH-只來自H2O的電離H+來自HCl和H2O的電離

c(H+)酸＝1×10-8mol/Lc(OH-)＝學以致用＝1×10-5mol/L103鹽酸H+OH-：H2O電離HCl電離的H+H2O電離的H+主要次要稀釋前pH＝5稀釋后pH＝6.96

次要主要弱電解質(zhì)的電離平衡H2OH++OH

?H＞01.可逆過程2.化學平衡移動原理3.水的離子積Kw4.pH總結(jié)提升定性定量理論模型定性定量?一、水的電離定性定量H2OH+

+OH-KW＝c(H+)·c(OH-)溫度濃度升溫，平衡正向移動降溫，平衡逆向移動

c(H+)或c(OH-)增大，

平衡逆向移動

常溫時，pH＝7二、溶液的酸堿性c(H+)＝c(H+)c(H+)＞c(H+)c(H+)＜c(H+)中性酸性堿性常溫時，KW＝1×10-14pH＜7pH＞7pH＝－lgc(H+)水的電離和溶液的pH第2課時

“pH”是由丹麥化學家彼得·索侖森1909年提出的。索侖森當時在一家啤酒廠工作，經(jīng)常要化驗啤酒中所含H+濃度。每次化驗結(jié)果都要記錄許多個零，這使他感到很麻煩。經(jīng)過長期潛心研究，他發(fā)現(xiàn)用H+濃度的負對數(shù)來表示酸堿性非常方便，并把它稱為溶液的pH（p代表德語Potenz，意思是濃度，H代表H+）。就這樣“pH”成為表述溶液酸堿度的一種重要數(shù)據(jù)?；瘜W史話pH應(yīng)用身體健康日常生活工農(nóng)業(yè)生產(chǎn)科學研究環(huán)保領(lǐng)域

酸堿中和滴定:

利用酸堿中和反應(yīng)，用已知濃度的酸（或堿）來

測定未知濃度的堿（或酸)的實驗方法。任務(wù)一實驗室有一瓶未知濃度的NaOH溶液，一瓶

濃度為0.1000mol/L的HCl溶液，如何準

確測出NaOH溶液的濃度？定量分析測定物質(zhì)中元素、離子、官能團等各成分的含量，在化學上叫做定量分析。酸堿中和滴定就是一種重要的定量分析。根據(jù)分析方法的不同，定量分析可分為化學分析法和儀器分析法。化學分析法是指依特定的化學反應(yīng)及其計量關(guān)系對物質(zhì)進行分析的方法；儀器分析法是指利用特定的儀器對物質(zhì)進行定量分析的方法，根據(jù)取樣多少的不同，定量分析可分為常量分析、微量分析和超微量分析等。在定量分析中，實驗誤差是客觀存在的，所以需要對所得的數(shù)據(jù)進行處理和評價。一、滴定原理1.中和反應(yīng)的實質(zhì)：2.在酸堿恰好反應(yīng)時，若是一元酸和一元堿反應(yīng)

c酸·V酸＝c堿·V堿酸堿中和滴定實驗H++OH

H2O?n(H+)＝n(OH)?待測定量取一定體積已知0.1000mol/LV[HCl(aq)]V[NaOH(aq)]＝c(HCl).c(NaOH).c(HCl)V[HCl(aq)]c(NaOH)＝.V[NaOH(aq)]【問題1】需測得哪些數(shù)據(jù)能計算出c(NaOH)？思考：在下列儀器中選出能夠準確量取溶液體積的儀器

準確測量參加反應(yīng)的兩種溶液的體積選用更加精確的儀器

酸式滴定管堿式滴定管【問題2】你認為中和滴定實驗要解決的關(guān)鍵問題是什么？最小分刻度：0.1mL可估讀到0.01mL二、主要儀器堿式滴定管酸式滴定管滴定管夾鐵架臺錐形瓶﹡標識

標有量程、使用溫度、刻度(“0”刻度

在上方，越往下讀數(shù)越大）

﹡最小分刻度：0.1mL可估讀到0.01mL﹡類型酸式滴定管（A）：酸性、氧化性的試劑堿式滴定管（B）：堿性的試劑V

＝V末－V初＝18.50mL－2.50mL＝16.00mLV初V末V

＝V末－V初

25.00mL待測NaOH溶液0.1000mol/L鹽酸待測NaOH溶液鹽酸的體積？

方法：在待測溶液中加入酸堿指示劑【問題3】如何判斷中和反應(yīng)什么時候“恰好”反應(yīng)

完全（即判斷滴定終點）？三、滴定終點的確定幾種常用指示劑的變色范圍pH酚酞甲基橙石蕊【困惑】強酸與強堿“恰好”反應(yīng)時，所得溶液

的pH＝7，用酚酞作指示劑時，實際滴定終點的pH＝8.2，為什么可以將滴定終點當成“恰好”

反應(yīng)的點？計算：用0.2000mol/L鹽酸滴定20.00mL0.2000mol/LNaOH溶液過程中溶液的pH，填入下表：V[HCl(aq)]/mL19.98(少加半滴)20.0020.02（多加半滴）溶液的pH任務(wù)二探究滴定終點前后溶液的pH變化滴定時，每滴溶液的體積約為0.04mL（1）V[HCl(aq)]＝20.00mL時，酸和堿恰反應(yīng)完全pH＝7n(H+)＝n(OH-)任務(wù)二探究滴定終點前后溶液的pH變化c(OH-)＝0.2000mol/L×(20.00－19.98)mL×10-3L/mL(20.00＋19.98)mL×10-3L/mL＝1×10-4mol/L（2）少加入半滴HCl溶液，即V[HCl(aq)]＝19.98mL時堿過量：c(OH-)n(OH-)V(混合液)＝→c(H+)→pH0.2000mol/L×0.02mL×10-3L/mL40mL×10-3L/mL≈c(OH-)常溫下：c(H+)＝pH＝?lgc(H+)＝?lg10-10＝101×10-141×10-4KWc(OH-)＝＝1×10-4mol/L＝1×10-10mol/L（3）多加入半滴HCl溶液，即V[HCl(aq)]＝20.02mL時c(H+)＝0.2000mol/L×0.02mL×10-3L/mL(20.00＋20.02)mL×10-3L/mL＝1×10-4mol/LpH＝?lgc(H+)＝?lg10-4＝4酸過量：c(H+)→pHn(H+)V(混合液)＝≈0.2000mol/L×0.02mL×10-3L/mL40mL×10-3L/mL計算：用0.2000mol/L鹽酸滴定20.00mL0.2000mol/LNaOH溶液過程中溶液的pH，填入下表：V[HCl(aq)]/mL19.98(少加半滴)20.0020.02（多加半滴）溶液的pH1074任務(wù)二

探究滴定終點前后溶液的pH變化pH1210864210203040反應(yīng)終點V[HCl(aq)]/mL中和反應(yīng)過程中的pH變化曲線突變范圍0V[HCl(aq)]/mL19.9820.0020.02pH1074誤差-0.1%0+0.1%幾種常用指示劑的變色范圍

指示劑選擇原則：在突變范圍內(nèi)指示劑有明顯的顏色變化。石蕊的紫色和藍色