2023學年完整公開課版水的電離gj

第三章水溶液中的離子平衡人教版選修4·化學反應(yīng)原理2水的電離和溶液的酸堿性25℃，純水H2O+H2OH3O++OH－

(H2OH＋+OH－)CH=COH-=1×10-7mol/L平衡常數(shù)：K電離＝C(H+)×C(OH-）C(H2O）一、水的電離+++-1、水是一種極弱電解質(zhì)，能微弱電離:w=cHcOH-1表達式：W叫做水的離子積常數(shù)，簡稱水的離子積。在任何水溶液中，均存在水的電離平衡，也就是任何水溶液中都是H、OH-共存的。任何水溶液中都存在w=cHcOH-水的濃度為常數(shù)，所以CH×COH-）=電離CH2O）=常數(shù)2、水的離子積常數(shù)注：提問：根據(jù)前面所學知識，水的離子積會受什么外界條件影響？分析下表中的數(shù)據(jù)有何規(guī)律，并解釋之討論：溫度0℃20℃25℃50℃100℃Kw1.14×10-156.81×10-151×10-145.47×10-141×10-12結(jié)論：溫度越高，Kw越大，水的電離是一個吸熱過程w=cHcOH-1表達式：W叫做水的離子積常數(shù)，簡稱水的離子積。2影響W的因素W只與溫度有關(guān)（與濃度無關(guān)）:溫度升高，W增大如：25℃W=10-14100℃W=10-12注：常數(shù)無單位2、水的離子積常數(shù)討論：對常溫下的純水進行下列操作，完成下表：

酸堿性水的電離平衡移動方向C(H+)C(OH-)C(H+)

與C(OH-)大小關(guān)系Kw變化加熱

加HCl

加NaOH

中性→↑↑=↑酸性←↑↓＞不變堿性←↓↑＜不變小結(jié)：加入酸或堿都抑制水的電離（1）加入酸或堿，抑制水的電離，w不變；（2）升高溫度，電離過程是一個吸熱過程，促進水的電離，水的離子積增大，在常溫時，W=1×10－14；在100℃時，W=1×10－12。知識延伸：1、C（H＋）=1×10－7mol/L，溶液一定呈中性嗎？說明：溶液或純水呈中性，是因為溶液中C（H＋）=C（OH－）2、純水中溶液CH＋、COH－濃度的計算方法：C（H＋）=C（OH－）=3、影響水電離平衡的因素①根據(jù)w=CH＋×COH－在特定溫度下為定值,CH＋和COH-可以互求；②任何水溶液中由水電離出來的cHH2O與cOH-H2O相等;4、利用w的定量計算有關(guān)原則：③純水中溶液CH＋、COH－濃度的計算方法：C（H＋）=C（OH－）=溶液中，c（OH-）＝？、c（H＋）＝？、由水電離出的c（OH-）水＝？、c（H＋）水＝？、24溶液中，c（H＋）＝？、c（OH-）＝？、由水電離出的c（OH-）水＝？、c（H＋）水＝？、3溶液中，c（OH-）＝？、c（H＋）＝？練習例題⑴﹑H＋和COH－是多少⑵﹑H＋和COH－是多少水電離出的COH-=1×10-14/01=1×10-13mol/L=CH＋水電離出的CH=1×10-14/01=1×10-13mol/L=COH-3、根據(jù)w=cH×cOH-為定值,cH＋和cOH-可以互求；酸性溶液中水電離出來的cH可以忽略、堿性溶液中水電離出來的OH-離子可以忽略；1、任何水溶液中H和OH－總是同時存在的,只是相對含量不同；2、常溫下,任何稀的水溶液中cH×cOH-=1×10－144、w大小只與溫度有關(guān),與是否為酸堿性溶液無關(guān)。25℃時，w=1×10-14100℃時，w=1×10-12再次強調(diào):討論1、某溶液中由水電離產(chǎn)生的cHH2O=10-12mol/L，則該溶液呈酸性還是堿性？并求算該溶液中cH的可能值？2、HH2O大小關(guān)系為：①鹽酸②醋酸溶液③硫酸溶液④氫氧化鈉溶液解答：cHH2O=cOH-H2O=10-12mol/L若cHaq=cHH2O=10-12mol/L則cOH-aq=10-2mol/L溶液顯堿性若cOH-aq=cOH-H2O=10-12mol/L則cHaq=10-2mol/L溶液顯酸性②＞①=④＞③一、水的電離1、水的電離2、水的離子積w=cH?cOH-（1）無單位常數(shù)（2）意義（3）w只決定于溫度，溫度升高，w增大25℃w=1×10-14100℃w=1×10-12（4）加入酸或堿，抑制水的電離，但w不變（5）任何溶液中都存在w=cH?cOH-且25℃w=1×10-14H2O+H2OH3O++OH-H2OH++OH-簡寫：課堂小結(jié)5、水中加入氫氧化鈉固體，cOH-_____；則水的電離平衡向______移動，水的電離被___，w__________，cH________。6、已知100℃時，w=1×10-12,分別求出該溫度下,純水、溶液、H。4、25℃時，向純水中加入少量氯化氫氣體，仍能保持不變的是（）AcHBcOH-CwDcH/cOH-第二課時根據(jù)室溫時水的電離平衡，運用平衡移動原理分析下列問題。1酸或堿的稀溶液的密度與純水相近，1L酸或堿的稀溶液約為1000g，其中，H2O的物質(zhì)的量近似為1000g/18g/mol=556mol。此時，發(fā)生電離的水是否仍為純水狀態(tài)時的1×10-7mol？因酸電離出來的H＋或堿電離出來的OH－對水的電離有抑制作用，所以發(fā)生電離的水的物質(zhì)的量小于純水狀態(tài)時的1×10-7mol。思考與交流2比較下列情況下，cH和cOH-）的值或變化趨勢（增加或減少）：純水加少量鹽酸加少量氫氧化鈉c(H+)c(OH-)c(H+)和c(OH-)大小比較10-7mol/L10-7mol/LcH=cOH-變大變小cH>cOH-變小變大cH<cOH--存在？堿性溶液中是否有H存在？注意：（1）只要是水溶液，不管是酸性、堿性或中性，一定存在水的電離，也或多或少的存在H和OH-。且水電離出的CH總等于水電離出的COH-。（2）水的電離是吸熱的，升高溫度，促進水的電離，此時水的電離平衡常數(shù)和水的離子積都增大。如1000C時，W=1×10-12。（3）影響水的電離平衡的因素：①溫度②H或OH-（抑制）③與H或OH-反應(yīng)的離子（促進）。c(H+)與c(OH-)關(guān)系25℃，c(H+)/mol·L-1

溶液酸堿性

cH=cOH-=1×10-7中性cH>cOH->1×10-7酸性cH<cOH-<1×10-7堿性二、溶液的酸堿性與pH值-1、溶液的酸、堿性跟CH、COH-的關(guān)系討論：W100℃=10-12在100℃時，純水中＞1×10—7mol/L是否說明100℃時純水溶液呈酸性？不能用等于多少來判斷溶液酸、堿性，只能通過兩者相對大小比較100℃時，=1×10—7mol/L溶液呈酸性還是堿性？=1×10—6mol/L否堿性CH﹥1mol/L或COH-﹥1mol/L時，可直接用CH或COH-表示溶液的酸堿性。一定溫度下CH越大,溶液酸性越強。COH-越大，溶液堿性越強，酸性越弱。CH﹤1mol/L時，常用PH表示溶液的酸堿性。2、溶液的酸堿性的表示方法溶液的pH1pH的定義：CH的負對數(shù)2使用范圍：CH<1mol/L例：cH=0001mol/Lol/LpH=-lg1×10-12=12pH=-lgcHlg2=03lg3=0477溶液的酸堿性c(H+)和c(OH-)的關(guān)系常溫下：c(H+)常溫下：pH中性溶液1×10-7mol/L[H+]＞[OH-]＞7酸性溶液堿性溶液＞1×10-7mol/L＜7=7＜1×10-7mol/L3、溶液的酸、堿性跟pH的關(guān)系溶液的pH值0100110—1210—2310—3410—4510—5610—6710—7810—8910—91010—101110—111210—121310—131410—14酸性增強堿性增強4、pH值測定方法測定方法：酸堿指示劑法、pH試紙法、pH計法等。酸堿指示劑一般是弱的有機酸或弱的有機堿，他們的顏色變化是在一定的pH值范圍內(nèi)發(fā)生的。我們把指示劑發(fā)生顏色變化的pH值范圍叫做指示劑的變色范圍。pH1234567891011121314甲基橙紅色橙色黃色石蕊紅色紫色藍色酚酞無色淺紅色紅色pH測定：①pH試紙測定：不可先潤濕。與比色卡對照②pH計（酸度計）。pH值有關(guān)判斷正誤1、一定條件下ol/L，則溶液pH定為127、相同體積和pH值的鹽酸，醋酸、硫酸中H的物質(zhì)的量相等×××√××√5、pH值的簡單計算【例1】計算下列溶液的PH1溶液，求所得溶液的PH。2氣體（標況）溶于1L水中，加水稀釋至5L，求所得溶液的PH。3。4OH2溶液中cH及PH。（1）PH＝12（2）PH＝2（3）PH＝1（4）cH＝10－14mol/LPH＝14【例2】（1）計算PH＝2的H2SO4溶液中H2SO4和OH－的濃度。（2）求PH＝9的NaOH溶液中cOH－及水電離出的cOH－水。（1）cH2SO4=／LcOH-=10－12mol/L（2）cOH-＝10－5mol/LcOH－水=10－9mol/L第三課時三、pH值的有關(guān)計算1、溶液pH的計算原理關(guān)鍵是先求出CH（1）強酸溶液由CH直接求出pH（2）強堿溶液由COH-先求出CH再求pH。2、計算類型：例題：計算250C時001mol/L的鹽酸溶液和001mol/L的NaOH溶液的pH。答案：2；12pH值計算1——定義型①酸的稀釋例題：在25℃時，pH值等于3的鹽酸溶液稀釋到原來的100倍，pH值等于多少？解：pH=-lg=-lg10×10-5=5關(guān)鍵：抓住氫離子進行計算！==10×10-5mol/LpH值計算2——溶液的稀釋例題：在25℃時，pH值等于12的強堿溶液稀釋到原來的100倍，pH等于多少？解：稀釋前：=pH=-lg關(guān)鍵：抓住氫氧根離子離子進行計算！稀釋后：===10=1×10-2mol/L=1×10-4mol/L==1×10-10mol/L②堿的稀釋1、①在25℃時，pH等于2的鹽酸溶液稀釋到原來的10倍，pH等于多少？稀釋到1000倍后，pH等于多少？解：pH=-lgcH=-lg10－2/10=-lg10-3=3此時不能忽視H2O的電離產(chǎn)生的H＋。設(shè)水產(chǎn)生的cH＋=cOH-=，則有：10－8＋·=10-14≈095×10-7mol/LcH=W/cOH-pH=-lg10-14/095×10-8=14-8098=698由HCl產(chǎn)生的cH=10-5/1000=10-8mol/L②在25℃時，pH等于5的鹽酸溶液稀釋到原來的1000倍后，pH等于多少？解：pH=-lgcH=-lg10－2/1000=-lg10-5=5練習溶液的稀釋稀釋后所得溶液的PHPH=3的稀鹽酸加水稀釋100倍PH=2的稀硫酸加水稀釋100倍PH=11的NaOH溶液加水稀釋100倍PH=12的Ba(OH)2溶液加水稀釋100倍PH=5的稀鹽酸加水稀釋1000倍PH=9的NaOH溶液加水稀釋1000倍54910約為7約為7鞏固練習結(jié)論2：強酸pH=a，加水稀釋10n，則pH=an。結(jié)論4：弱酸pH=a，加水稀釋10n，則pH＜an，但肯定大于a。結(jié)論5：弱堿pH=b，加水稀釋10n，則pH＞b-n，但肯定小于b。結(jié)論3：強堿pH=b，加水稀釋10n，則pH=b-n。結(jié)論6：酸堿無限稀釋，pH只能接近于7，酸不可能大于7，堿不可能小于7。知識小結(jié):溶液稀釋的PH計算有關(guān)規(guī)律結(jié)論1：cH或cOH－相差（改變）10倍，PH相差（改變）一個單位。①強酸與強酸混合例題：在25℃時，pH值等于1的鹽酸溶液和pH值等于4的硫酸溶液等體積混合pH值等于多少？解：pH=-lg=-lg（1×10—11×10—4）/（11）=-lg5×10—2=2-lg5=13關(guān)鍵：抓住氫離子進行計算！pH值計算３——溶液的混合②強堿與強堿混合解：=-lg211=107例題：在25℃時，pH值等于9和pH值等于11的兩種氫氧化鈉溶液等體積混合pH值等于多少？=（1×10—51×10—3）/11pH=-lg10-14/10-3/2關(guān)鍵：抓住氫氧根離子離子進行計算?、蹚娝崤c強堿混合例題：在25℃時，的氫氧化鈉溶液混合后,溶液的pH值等于多少？解：NaOHHCl=NaClH2O006004pH=-lg=-lg002/（0101）=-lg10—1=1關(guān)鍵：酸過量抓住氫離子進行計算！④強酸與強堿混合例題：在25℃時，的氫氧化鈉溶液混合后,溶液的pH值等于多少？解：NaOHHCl=NaClH2O004006關(guān)鍵：堿過量抓住氫氧根離子進行計算！=0106-04/02=10-14/01pH=-lg10-13=13小結(jié)（1）酸I酸II=2堿I堿II=（3）酸I堿II完全中和：=1×10－7mol/L酸過量：=小結(jié)第四課時例題：PH1=8的NaOH溶液與PH2=10的NaOH溶液等體積混合，求混合溶液的PH。解：cH1=10－8∴cOH－1=10－6cH2=10－10∴cOH－2=10－4∴cOH－混=10－610－4/2=505×10－5∴POH=5－lg505=43∴PH=97兩溶液等體積混合稀釋后所得溶液的PH甲溶液乙溶液PH=3的HClPH=5的HClPH=2的HClPH=5的HClPH=9的NaOHPH=11的NaOHPH=9的NaOHPH=12的NaOHPH=4的HClPH=10的NaOHPH=3的HClPH=9的NaOHPH=5的HClPH=11的NaOH3323107117733107鞏固練習知識小結(jié):混合溶液PH計算的有關(guān)規(guī)律1、強酸或強堿溶液的等體積混合，當PH相差兩個或兩個以上的單位時，（酸）=PH小03（堿）=PH大－03PH混

2、強酸和強堿的等體積混合若PH酸PH堿=14，則PH混=7若PH酸PH堿＜１４，則PH混=PH酸03若PH酸PH堿＞1４，則PH混=PH堿－03第五課時人體幾種體液和代謝產(chǎn)物的正常pH人體體液和代謝產(chǎn)物都有正常的pH范圍，測定人體體液和代謝產(chǎn)物的pH，可以幫助了解人的健康狀況。一些體液和代謝產(chǎn)物的正常pH如上圖所示。三、pH值的應(yīng)用作物pH作物pH水稻6~7生菜6~7小麥6.3~7.5薄荷7~8玉米6~7蘋果5~6.5大豆6~7香蕉5.5~7油菜6~7草莓5~7.5棉花6~8水仙花6~6.5馬鈴薯4.8~5.5玫瑰6~7洋蔥6~7煙草5~6一些重要農(nóng)作物最適宜生長的土壤的pH值酸堿中和滴定一、酸堿中和滴定基本原理：1、化學分析的分類：鑒定物質(zhì)組成成分，叫做———————；測定物質(zhì)組成成分的含量，叫做———————；定性分析定量分析酸堿中和滴定就是一種基本定量分析方法2、酸堿中和滴定的定義用已知來測定————————————————————的定量分析方法叫做酸堿中和滴定；物質(zhì)的量濃度堿（或酸）的酸（或堿）未知物質(zhì)的量濃度的一、酸堿中和滴定基本原理：HOH－=H2O酸堿中和滴定3、原理：中和反應(yīng)當n（H=nOH-,完全中和對于一元酸與一元堿反應(yīng)時：C酸V酸=C堿V堿4、關(guān)鍵：①準確測出參加反應(yīng)的兩種溶液的體積。②準確判斷中和反應(yīng)是否恰好進行完全。突躍范圍加入NaOH溶液的體積VmL溶液的pH“突躍”的存在為準確判斷終點提供了方便1酸堿中和滴定所需的儀器酸式滴定管堿式滴定管錐形瓶鐵架臺滴定管夾移液管洗耳球二、酸堿中和滴定所需的儀器和試劑1、如何判斷酸式滴定管和堿式滴定管？4、滴定管準確讀到多少毫升？可估讀到多少毫升？2、量筒和滴定管的“0”刻度位置是否一致？3、量筒和滴定管哪個更精確一些？想一想：中和滴定——主要實驗儀器量取液體常用儀器：量筒、移液管、滴定管量筒：粗量儀，、，無“O”刻度。移液管：精量儀，準確量取一定量的試液中和滴定時用來量取待測液）滴定管標有溫度、容積、“0”刻度在最高點思考：“0”刻度在最高點的構(gòu)造有何好處？常用規(guī)格：25mL、50mL思考：25mL量程的滴定管只能盛放25mL的液體嗎？最小分刻度：，（精量儀可估讀一位，粗量儀不能估讀）中和滴定——主要實驗儀器三、酸堿中和滴定實驗操作滴定錐形瓶的準備滴定管的準備計算檢漏—洗滌—潤洗—注液—趕氣泡—調(diào)液—讀數(shù)潤洗：用標準液或待測液分別潤洗酸式滴定管和堿式滴定管。調(diào)液：調(diào)節(jié)液面至零或零刻度線以下。如果尖嘴部分有氣泡，要排出氣泡。讀數(shù)：視線和凹液面最低點相切（平視）滴定管的準備洗滌后，用滴定管注入一定體積的待測溶液到錐形瓶中，滴加2-3滴指示劑?！灰锤蓛艏纯?/p>

錐形瓶的準備1、取標準鹽酸溶液：用標準液潤洗酸式滴定管1~2次；注入標準液至“0”刻度線以上；固定在滴定管夾上；迅速轉(zhuǎn)動活塞將尖嘴氣泡排除并調(diào)整液面在“0”刻度以下。記下準確讀數(shù)。操作步驟：2、取待測NaOH溶液：用待測液潤洗堿式滴定管1~2次；注入待測液至“0”刻度線以下；固定在滴定夾上；迅速擠壓玻璃球，將尖嘴氣泡排出；調(diào)整液面在“0”或“0”刻度線以下，準確記下讀數(shù)。往潔凈的錐形瓶內(nèi)準確放入2500毫升的堿液。操作步驟：3、滴定滴定至終點—記錄讀數(shù)—重復(fù)2-3次滴定過程中注意：左手：控制活塞活塞朝右，滴液先快后慢）右手：持錐形瓶，不斷旋轉(zhuǎn)。眼睛：錐形瓶中的顏色變化滴定的速度滴定終點判斷：溶液顏色發(fā)生變化且在半分鐘內(nèi)不恢復(fù)滴定—根據(jù)cHClVHCl=cNaOHVNaOH例：標準液滴定某濃度的NaOH溶液。這位同學做了三次平行實驗，其結(jié)果如下表，根據(jù)表中數(shù)據(jù)計算此鹽酸溶液的濃度。計算實驗編號待測NaOH溶液的體積（mL）滴定前酸的讀數(shù)（mL）滴定終點酸的讀數(shù)（mL）125.000.0022.30225.001.0023.34325.002.0024.32酸堿