人教版化學選擇性課件第三章第二節(jié)第1課時水的電離溶液的酸堿性

第1課時水的電離溶液的酸堿性第三章2021內容索引0102課前篇素養(yǎng)初探課堂篇素養(yǎng)提升素養(yǎng)目標1.了解水的電離平衡,特別是溫度、酸、堿等對水電離平衡的影響。培養(yǎng)變化觀念與平衡思想等學科核心素養(yǎng)。2.知道水的離子積常數的表達式及其應用。3.初步了解溶液的酸堿性與pH的關系,會用pH試紙和pH計等測定溶液的pH。培養(yǎng)證據推理與模型認知、科學態(tài)度與社會責任等學科核心素養(yǎng)。課前篇素養(yǎng)初探[必備知識]一、水的電離1.水的電離水是一種極弱的電解質,電離方程式為H2O+H2OH3O++OH-,簡寫為H2OH++OH-。2.水的離子積常數(1)定義當水的電離達到平衡時,電離產物H+和OH-的濃度之積是一個常數,叫做水的離子積常數,記作KW。(2)表達式KW=c(H+)·c(OH-),25℃時,KW=1.0×10-14。(3)影響因素水的離子積KW只受溫度的影響,溫度升高,KW增大。(4)適用范圍KW不僅適用于純水,還可適用于稀的電解質水溶液。【微思考1】酸性溶液中是否存在OH-?堿性溶液中是否存在H+?試解釋原因。提示

酸性溶液中存在OH-,堿性溶液中存在H+。因這些溶液中都存在弱電解質水的電離。二、溶液的酸堿性與pH1.溶液的酸堿性與c(H+)、c(OH-)的關系溶液的酸堿性取決于溶液中c(H+)和c(OH-)的相對大小。(1)c(H+)>c(OH-),溶液呈酸性。(2)c(H+)=c(OH-),溶液呈中性。(3)c(H+)<c(OH-),溶液呈堿性。2.溶液的pH(1)表達式:pH=-lgc(H+)。(2)意義:pH越大,溶液堿性越強;pH越小,溶液酸性越強。(3)適用范圍:1×10-14mol·L-1≤c(H+)≤1mol·L-1的溶液。3.常溫下溶液的酸堿性與pH的關系(1)pH<7,溶液呈酸性。(2)pH=7,溶液呈中性。(3)pH>7,溶液呈堿性。4.溶液pH的測量(1)pH試紙①測量原理:pH試紙對不同pH的溶液能顯示不同的顏色,可迅速測定溶液的pH。②pH試紙種類:a.廣泛pH試紙——pH范圍是1~14或0~10,可以識別的pH差約為1。b.精密pH試紙——pH范圍較窄,可以判別或的pH差。c.專用pH試紙。【微思考2】回顧初中所學pH試紙的使用方法,試回答如何用pH試紙測定溶液的pH?提示

把小片pH試紙放在表面皿或玻璃片上,用干燥潔凈的玻璃棒蘸取待測液滴在干燥的pH試紙上,試紙變色后,與標準比色卡對比,即可確定溶液的pH。(2)pH計又叫酸度計,可用于精密測量溶液的pH,其量程為0~14。5.溶液酸堿性與pH的應用(1)人體體液都有一定的pH。(2)環(huán)保領域,酸性或堿性廢水的處理常利用中和反應。(3)農業(yè)生產中,各種農作物的生長對土壤的pH范圍有一定的要求。(4)酸堿中和滴定實驗中,溶液pH的變化是判斷滴定終點的依據。[自我檢測]1.正誤判斷(1)在蒸餾水中滴加濃硫酸,KW不變。(

)(2)25℃與60℃時,水的pH相等。(

)(3)25℃時NH4Cl溶液的KW大于100℃時NaCl溶液的KW。(

)(4)任何水溶液中均存在H+和OH-,且水電離出的c(H+)和c(OH-)相等。(

)(5)室溫下,0.1mol·L-1的HCl溶液與0.1mol·L-1的NaOH溶液中水的電離程度相同。(

)(6)向水中加入少量硫酸氫鈉固體,促進了水的電離,c(H+)增大,KW不變。(

)×××√√×2.90℃時,水的離子積KW=3.8×10-13,該溫度時純水的c(H+)(

)A.等于1.0×10-7mol·L-1B.小于1.0×10-7mol·L-1C.大于1.0×10-7mol·L-1D.無法確定答案

C解析

25

℃時,在純水中c(H+)=c(OH-)=1.0×10-7

mol·L-1,KW=1×10-14。當溫度升高時,純水的電離程度增大,則90

℃時,純水中課堂篇素養(yǎng)提升任務一水的電離及水的離子積[問題探究]1.加水稀釋鹽酸,溶液中的c(H+)、c(OH-)都減小,對嗎?答案

不對;稀釋鹽酸時,溶液中的c(H+)減小,但因為KW=c(H+)·c(OH-)不變,所以c(OH-)增大。2.試分析酸性溶液中c(H+)、c(OH-)的來源及KW的計算方法。答案

c(H+)來源于酸的電離和水的電離,且c(H+)酸?c(H+)水;c(OH-)來源于水的電離,且電離程度很小;KW=[c(H+)酸+c(H+)水]·c(OH-)水≈c(H+)酸·c(OH-)水。[深化拓展]1.水的離子積常數(1)水的電離常數表達式為

。(2)水的離子積常數表達式為KW=c(H+)·c(OH-)。(3)KW及影響因素:①25℃時:KW=1.0×10-14。②水的電離是吸熱的可逆過程,故溫度升高,KW增大。③水的離子積常數只受溫度的影響,與c(H+)和c(OH-)的變化無關。2.水的電離平衡移動

影響因素水的電離平衡移動影響結果方向原因KWc(H+)變化c(OH-)變化c(H+)與c(OH-)的關系溫度升溫右移水的電離過程吸熱增大增大增大c(H+)=c(OH-)降溫左移減小減小減小c(H+)=c(OH-)加酸左移增大了c(H+)不變增大減小c(H+)>c(OH-)加堿左移增大了c(OH-)不變減小增大c(H+)<c(OH-)外加活潑金屬右移金屬消耗水電離出的H+不變減小增大c(H+)<c(OH-)[素能應用]典例125℃時,水的電離達到平衡:H2O H++OH-

ΔH>0。下列敘述正確的是(

)A.向水中加入稀氨水,平衡逆向移動,c(OH-)減小B.向水中加入少量固體硫酸氫鈉,c(H+)增大,KW不變C.向水中加入少量固體鈉,平衡逆向移動,c(H+)減小D.將水加熱,KW增大,c(H+)不變答案

B解析

向水中加入稀氨水,OH-濃度增大,水的電離平衡逆向移動,A項錯誤;硫酸氫鈉是強酸酸式鹽,向水中加入少量固體硫酸氫鈉,其在水溶液中完全電離:,c(H+)增大,由于KW只與溫度有關,所以KW不變,B項正確;向水中加入少量固體鈉,由于金屬鈉非?；顫?可與水電離出的H+直接發(fā)生置換反應,產生H2,故促進了水的電離,使平衡正向移動,C項錯誤;將水加熱,KW增大,c(H+)、c(OH-)同等倍數增大,D項錯誤。在分析水的電離平衡的移動方向時,要充分利用在化學平衡中所學習的平衡移動原理。需注意:(1)向水中加入酸或堿,使c(H+)或c(OH-)增大,則抑制水的電離,如向水中加入少量NaOH固體可抑制水的電離。(2)向水中加入某種物質,若該物質與H+或OH-發(fā)生反應而使c(H+)或c(OH-)減小,則促進水的電離。如向水中加入鈉等活潑金屬可促進水的電離。(3)KW只受溫度的影響。變式訓練1下列敘述正確的是(

)A.某溫度下,蒸餾水中的c(H+)=2.0×10-7mol·L-1,則該溫度一定高于25℃B.25℃時,某液體中c(H+)和c(OH-)的乘積為1×10-14,該液體一定為純水C.25℃時,向水中加入氫氧化鈉固體,水的電離平衡逆向移動,水的離子積減小D.25℃時,0.1mol·L-1的鹽酸與0.1mol·L-1的NaOH溶液中,水的電離程度不同答案

A解析

某溫度下,蒸餾水中的c(H+)=2.0×10-7

mol·L-1,水的離子積為4×10-14,比25

℃時的水的離子積大,因為水的電離吸熱,則該溫度必然高于25

℃;25

℃時,任何水溶液中c(H+)和c(OH-)的乘積均為1×10-14;水中加入氫氧化鈉固體,水的電離平衡逆向移動,但水的離子積不變;同濃度的H+和OH-對水的電離的抑制程度相同。任務二溶液的酸堿性[問題探究]1.室溫下,將pH=5的鹽酸稀釋到體積為原來的100倍所得的溶液是否呈中性?答案

所得溶液不呈中性;室溫下,將酸溶液無限稀釋,其pH無限接近7但不會等于7,溶液呈酸性。2.室溫下,由水電離出的c(H+)=10-10mol·L-1,該溶液呈什么性?答案

可能呈酸性也可能呈堿性。3.某溶液中c(H+)=10-6mol·L-1,該溶液一定呈酸性嗎?某溶液的pH=7,該溶液一定呈中性嗎?答案

因為溫度不確定,故不能確定溶液的酸堿性。[深化拓展]判斷溶液酸堿性的標準(1)判定溶液酸堿性的依據是c(H+)與c(OH-)的相對大小,如果c(H+)>c(OH-),溶液顯酸性;如果c(H+)<c(OH-),溶液顯堿性;如果c(H+)=c(OH-),溶液顯中性。(2)用pH判斷溶液酸堿性時,要注意的條件是溫度,不能簡單地認為pH=7的溶液一定呈中性,如100℃時,純水的pH<7,所以使用pH判斷溶液酸堿性時需注明溫度。(3)用酸堿指示劑判斷溶液酸堿性時,要注意指示劑的變色范圍。[素能應用]典例2(雙選)下列關于溶液酸堿性的說法正確的是(

)A.常溫下,pH=7的溶液呈中性B.中性溶液中一定有c(H+)=1.0×10-7mol·L-1C.c(H+)=c(OH-)的溶液呈中性D.在100℃時,純水的pH<7,因此呈酸性答案

AC解析

25

℃時,中性溶液pH=7,A項正確;在中性溶液中,c(H+)和c(OH-)一定相等,但并不一定等于1.0×10-7

mol·L-1,所以B項錯誤,C項正確;100

℃的純水中,雖然pH<7,但c(H+)=c(OH-),還是呈中性,所以D項錯誤。溶液酸堿性與c(H+)、c(OH-)及pH的關系

變式訓練2下列溶液一定呈中性的是(

)A.使石蕊溶液呈紫色的溶液B.c(H+)=c(OH-)的溶液C.由強酸、強堿等物質的量反應得到的溶液D.非電解質溶于水得到的溶液答案

B解析

等物質的量的強酸與強堿,由于它們所含H+和OH-的物質的量未知,因此無法判斷它們混合后溶液的酸堿性,故C錯誤;非電解質溶于水,可以使溶液顯酸性、堿性或中性,如SO2溶于水生成H2SO3,溶液顯酸性,NH3溶于水生成NH3·H2O,溶液顯堿性,乙醇、蔗糖等溶于水,溶液顯中性,故D錯誤。典例3常溫下,在pH=12的某堿溶液中,由水電離出的c(OH-)為(

)A.1.0×10-7mol·L-1

B.1.0×10-6mol·L-1C.1.0×10-3mol·L-1

D.1.0×10-12mol·L-1答案

D解析

由水電離出的c(H+)=10-pH

mol·L-1=1.0×10-12

mol·L-1,由水電離出的c(OH-)等于由水電離出的c(H+),所以,由水電離出的c(OH-)也等于1.0×10-12

mol·L-1。(1)計算溶液中水電離出的c(H+)與c(OH-)時注意以下幾點:①因為H2O H++OH-,所以由水電離出的c(H+)=c(OH-)。②酸溶液中的OH-和堿溶液中的H+都是水電離出的。(2)計算溶液中水電離出的c(H+)與c(OH-)的方法:①計算酸溶液中水電離出的c(H+)時,首先根據已知條件計算溶液中的c(H+),再根據KW=c(H+)·c(OH-)計算出溶液中的c(OH-),然后根據水電離出的c(H+)=c(OH-),確定由水電離出的c(H+)。②計算堿溶液中水電離出的c(OH-)時,首先根據已知條件計算溶液中的c(OH-),再根據KW=c(H+)·c(OH-)計算出溶液中的c(H+),然后根據水電離出的c(OH-)=c(H+),確定由水電離出的c(OH-)。變式訓練3常溫下,在pH=2的某酸溶液中,由水電離出的c(H+)為(

)A.1.0×10-7mol·L-1

B.1.0×10-6mol·L-1C.1.0×10-3mol·L-1

D.1.0×10-12mol·L-1答案

D解析

溶液中的c(H+)=10-pH

mol·L-1=1.0×10-2

mol·L-1,根據KW=c(H+)·c(OH-),得出水電離的c(OH-)=1.0×10-12

mol·L-1。因為由水電離出的c(H+)等于由水電離出的c(OH-),所以,由水電離出的c(H+)也等于1.0×10-12

mol·L-1。

素養(yǎng)脈絡

隨堂檢測1.下列關于水的離子積常數的敘述正確的是(

)A.因為水的離子積常數的表達式是KW=c(H+)·c(OH-),所以KW隨溶液中c(H+)和c(OH-)的變化而變化B.水的離子積常數KW與水的電離平衡常數K電離是同一個物理量C.水的離子積常數僅僅是溫度的函數,隨著溫度的變化而變化D.水的離子積常數KW與水的電離平衡常數K電離是兩個沒有任何關系的物理量答案

C解析

水的離子積常數KW=K電離·c(H2O),一定溫度下K電離和c(H2O)都是不變的常數,所以KW僅僅是溫度的函數。水的離子積常數的表達式是KW=c(H+)·c(OH-),但是只要溫度一定,KW就是不變的常數。溶液中H+的濃度變大,則OH-的濃度會變小,反之亦然。2.常溫時,向水中