2019届高中化学第三章第二节第1课时水的电离溶液的酸碱性课件新人教版选修.pptx

第二节 水的电离和溶液的酸碱性 第1课时 水的电离 溶液的酸碱性,新课导入(教师用书备用) 水是生命之源,如果没有水,就不可能有生命。活性离子水是一种高品质的饮用水。离子水比普通水分子团直径小,渗透作用快,有利于消除体内过多的自由基,能够延缓机体衰老,且对多种疾病有预防和辅助治疗的作用。 亲爱的同学们,你们知道水中存在哪些离子吗?这些离子的物质的量浓度之间有什么规律?什么条件能影响水中离子浓度的大小呢?,学习目标 1.了解水的电离平衡及其影响因素。(素养:宏观素养与微观探析) 2.了解水的离子积常数。(素养:变化观念与平衡思想) 3.了解溶液pH的含义及其测定方法。(素养:证据推理与模型认知),知识分点突破,能力总结提升,知识分点突破,知识点1 水的电离,基础梳理,1.水的电离,110-7molL-1,2.水的离子积,1.010-14,增大,3.影响水的电离平衡的因素,疑难探究,问题导思,1.甲同学认为,在水中加入稀H2SO4,水的电离平衡向左移动,解释是加入稀H2SO4后c(H+)增大,平衡左移。乙同学认为,加入稀H2SO4后,水的电离平衡向右移动,解释为加入稀H2SO4后,H2SO4电离的H+中和了水电离的OH-,平衡右移。你认为哪种说法正确?并说明原因。水的电离平衡移动后,溶液中c(H+)c(OH-)是增大还是减小?,提示:甲正确,水的电离程度很小,故水电离出的OH-的浓度很小,当加入稀H2SO4时,不是中和了水电离出的OH-,而是使溶液中c(H+)增大,抑制水的电离,则水的电离平衡左移。因为KW仅与温度有关,温度不变,则KW不变,与外加酸、碱、盐无关,故水的电离平衡移动后,溶液中c(H+)c(OH-)不变。,2.酸性溶液中是否有OH-存在?碱性溶液中是否有H+存在? 提示:酸性溶液中一定有OH-存在,碱性溶液中一定有H+存在,因为水的电离是可逆的。 3.25 时,纯水和0.1 molL-1的NaOH溶液中KW是多少?水电离出的c(H+)分别为多少?,归纳总结,1.影响水的电离平衡的因素,2.KW应用的理解 (1)水的离子积常数KW=c(H+)c(OH-),其实质是水溶液中的H+和OH-浓度的乘积,不一定是水电离出的H+和OH-浓度的乘积,所以与其说KW是水的离子积常数,不如说是水溶液中的H+和OH-的离子积常数。即KW不仅适用于水,还适用于稀的电解质水溶液。不管哪种稀溶液均有 c(H+)水=c(OH-)水。 (2)KW表达式中,c(H+)、c(OH-)均表示整个溶液中总物质的量浓度。但一般作如下处理:酸溶液中KW=c(H+)酸c(OH-)水(忽略水电离出 的H+)。 碱溶液中KW=c(H+)水c(OH-)碱(忽略水电离出的OH-)。,3.水电离出的c(H+)或c(OH-)的定量计算 (1)常温下,中性溶液:c(OH-)=c(H+)=10-7 molL-1。 (2)溶质为酸的溶液 来源:OH-全部来自水的电离,水电离产生的c(H+)=c(OH-)。,(3)溶质为碱的溶液 来源:H+全部来自水的电离,水电离产生的c(OH-)=c(H+)。,题点一 水的电离及影响因素,题组例练,B,解析:加入NaOH溶液,c(OH-)增大,加入NaHSO4,在水溶液中NaHSO4电离出H+,c(H+)增大,平衡逆向移动,KW不变,A错误,B正确;降温,平衡左移,c(H+)减小,溶液仍然呈中性,C错误;加热,KW增大,pH应变小,D错误。,D,题点二 水电离出的c(H+)水或c(OH-)水的相关计算 3.将1 mL 0.1 molL-1的H2SO4溶液加入纯水中制成200 mL 溶液,该溶液中由水自身电离产生的c(H+)最接近( ) A.110-3 molL-1 B.110-13 molL-1 C.110-7 molL-1 D.110-11 molL-1,D,4.室温下,下列四种溶液1 mol/L的盐酸 0.1 mol/L的盐酸 0.01 mol/L的NaOH溶液 1.010-3mol/L 的NaOH溶液,由水电离生成的H+浓度之比是( ) A.1101001 000 B.011211 C.14131211 D.141323,解析:中c(H+)=1 mol/L,由水电离出的c(H+)与溶液中c(OH-)相等,等于1.010-14 mol/L。中c(H+)=0.1 mol/L,由水电离出的c(H+) =1.010-13 mol/L。中c(OH-)=1.010-2 mol/L,由水电离出的c(H+)与溶液中c(H+)相等,等于1.010-12 mol/L。中c(OH-)=1.010-3 mol/L,由水电离出的c(H+)=1.010-11mol/L。即(1.010-14)(1.010-13) (1.010-12)(1.010-11)=1101001 000。,A,知识点2 溶液的酸碱性和pH,基础梳理,1.溶液的酸碱性 溶液的酸碱性取决于溶液中c(H+)和c(OH-)的相对大小。,=,2.溶液酸碱性的表示方法 (1)当c(H+)或c(OH-)大于1 mol/L时,通常用 直接表示。 (2)当c(H+)或c(OH-)小于或等于1 mol/L时,通常用 表示。,负对数,-lgc(H+),越强,越强,c(H+)或c(OH-),pH,3.溶液的酸碱性与pH的关系(常温下),规律:溶液中c(H+)越大,pH ,溶液酸性越强;溶液中c(H+)越小,pH ,溶液碱性越强。,酸,中,碱,越小,越大,疑难探究,问题导思,1.pH=7的溶液一定是中性溶液吗? 提示:不一定。只有在常温下(25 )时pH=7的溶液才是中性溶液。 2.pH=14的溶液的碱性一定最强吗? 提示:不一定。因为pH的使用范围仅为014,pH=14的溶液,c(H+)= 10-14 mol/L,此时c(OH-)=1 mol/L,c(OH-)1 mol/L的溶液比pH=14的溶液的碱性强。,3.怎样理解酸的酸性强弱与溶液的酸性强弱? 提示:酸的酸性强弱是指酸电离出H+的难易,如HNO3的酸性比H3PO4的强。而溶液的酸性强弱是指溶液中H+的浓度大小,H+浓度越大,溶液的酸性越强。,归纳总结,1.溶液酸碱性的判断依据,2.溶液酸碱性的测定方法 (1)酸碱指示剂法 该法只能测其酸碱性,即pH的大致范围,不能测出具体数值,常见的酸碱指示剂的颜色范围为:,简记:八十酚酞五八石,三一四四甲基橙。,(2)pH试纸法 种类: a.广泛pH试纸:其pH范围是114(最常用)。 b.精密pH试纸:其pH范围较窄,可判别0.2或0.3的pH差值。 c.专用pH试纸:用于酸性、中性或碱性溶液的专用pH试纸。 使用方法:把小片试纸放在表面皿或玻璃片上,用玻璃棒蘸取待测溶液点在干燥的pH试纸上,试纸变色后,与标准比色卡对比,即确定溶液的pH。 (3)pH计法 精确测定溶液的pH时使用pH计,测量时可以从pH计上直接读出溶液的pH。,题组例练,1.用试纸测定溶液酸碱性的正确操作是( ) A.将一小块试纸放在表面皿上,用玻璃棒蘸取少量待测液点在试纸上,再与标准比色卡对照 B.将一小块试纸用蒸馏水润湿后放在表面皿上,用玻璃棒蘸取少量待测液点在试纸上,再与标准比色卡对照 C.将一小条试纸在待测液中蘸一下,取出后放在表面皿上,与标准比色卡对照 D.将一小条试纸先用蒸馏水润湿后,在待测液中蘸一下,取出后与标准比色卡对照,A,解析:pH试纸使用方法:把一小块试纸放在表面皿或玻璃片上,用蘸有待测液的玻璃棒点在试纸的中部,随即(30 s内)用标准比色卡与之对照,确定溶液的pH。pH试纸不能用水润湿,若用水湿润会使溶液变稀,测定结果可能产生误差。,2.下列溶液一定显酸性的是( ) A.溶液中c(OH-)c(H+) B.滴加紫色石蕊溶液后变红色的溶液 C.溶液中c(H+)=10-6 molL-1 D.pH7的溶液,B,解析:判断溶液酸碱性的关键看c(H+)和c(OH-)的相对大小,若c(H+)c(OH-),溶液呈酸性;而pH10-7molL-1,仅适用于常温时,若温度不确定,就不能用来判断溶液的酸碱性。而B项中可使紫色石蕊溶液变红的溶液一定显酸性。,3.已知温度T时水的离子积常数为KW,该温度下,将浓度为a molL-1的一元酸HA与b molL-1的一元碱BOH等体积混合,可判定该溶液呈中性的依据是( ),C,题后悟道,判断溶液酸碱性的“两注意” (1)利用pH判断溶液的酸碱性时,只有在25 时,pH=7才是中性 溶液。 (2)用c(H+)、c(OH-)的相对大小来判断溶液的酸碱性,不受温度的影响。,能力总结提升,课堂小结,易错辨析,1.升高温度时,促进了水的电离,故水电离出的c(H+)1.010-7 molL-1,因此溶液显酸性,这种说法正确吗? 提示:不正确。升高温度时,促进了水的电离,水电离出的c(H+) 1.010-