水的电离和溶液酸碱性、溶液pH的计算课件2023-2024学年高二上学期化学人教版（2019）选择性必修1

第二节水的电离和溶液pH第一课时水的电离在水溶液中，酸、碱和盐全部或部分以离子形式存在，那么，其中的溶剂——水是全部以分子形式存在，还是部分以离子形式存在呢？怎样验证你的猜想？

水的导电性实验观察现象：(1)灵敏电流表指针偏转；(2)灯泡不亮。结论：水是一种极弱的电解质，能发生微弱的电离。1.认识水的电离；2.了解水的离子积常数；3.掌握水的电离平衡及影响因素。一、水的电离

精确的导电性实验表明，纯水绝大部分以H2O的形式存在，但是其中存在着极少量的H3O+

(水合氢离子)和OH-。水是极弱的电解质。1、水的电离方程式：H2O

+H2O

H3O++OH-

简写为：H2O

H++OH-H+为裸露的质子，不稳定，易与水结合形成H3O+。2、水电离的特点：弱——

电离逆——是

过程等——电离出的H＋和OH－浓度相等

吸——是

过程微弱吸热可逆

v电离v结合v电离=v结合t1

tυ电离平衡状态逆、等、动、定、变【思考】如何衡量水电离的程度？例：写出水的电离常数表达式；K＝c(H+)×c(OH-）c(H2O）K×c(H2O）=c(H+)×c(OH-）Kw=c(H+)×c(OH-）3、水的离子积常数(1)定义：在一定温度下，当水的电离达到平衡时,电离产物H+和OH-浓度之积是一个常数,记作KW，叫做水的离子积常数,简称水的离子积。KW可由实验测得，也可以通过理论计算求得。(2)表达式：KW

＝c(H+)·c(OH-)①常温下，纯水中：c(H＋)=c(OH－)＝1.0×10－7mol/L

KW

=c(H＋)·c(OH－)=1.0×10－14②水的离子积不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质水溶液。c(H+)表示溶液中总的H+浓度,

c(OH-)表示溶液中总的OH-浓度编号①②③④⑤⑥c(NaOH)1×10-35×10-31×10-22×10-25×10-21×10-1c(OH-)pH

c(H+)1×10-35×10-3

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：表中浓度单位均为mol/L）c(H+)·c(OH-)1×10－14【结论】常温时，稀NaOH溶液中c(H+)·c(OH-)为常数。11.0

11.712.012.312.713.0配制不同浓度NaOH溶液，用pH计测定溶液的pH，数据记录与处理如下表根据以上数据，可以得出什么结论？T/℃01020254050100Kw/10-140.1140.2920.6811.002.925.4755.0【思考】分析表格中的数据，有何规律，得出什么结论？并解释？

100℃时：Kw=55×10-14≈1.0×10-12100℃纯水中：c(H＋)

c(OH－)

1.0×10－7mol/L25℃纯水中：c(H＋)

c(OH－)

1.0×10－7mol/L>＝＝＝温度升高，对于中性的纯水，尽管K电离与KW增大了，但仍是中性的水25℃时：Kw=1×10-14(3)影响因素：Kw在一定温度下是个常数（无单位），水的电离是吸热过程，升高温度，促进水的电离，Kw增大。Kw只于温度有关，与浓度无关。二、影响水电离平衡的因素

H2O

H++OH-

△H＞0条件移动方向c(H+)c（OH-）电离程度Kw升温

通入HCl(g)

通入氨气

加Na2O

加FeCl3(s)

加NaHSO4(s)

右移增大增大增大增大左移增大减小减小不变左移减小增大减小不变左移减小增大减小不变右移增大减小增大不变左移增大减小减小不变加碱加活泼金属左移减小不变不变减小增大减小增大右移增大加入强酸增大[OH-]

增大[H+]

减小[H+]：加入强碱弱酸盐

减小[OH-]：加入强酸弱碱盐升高温度降低温度加入强酸及中强酸的酸式盐抑制水电离促进水电离加入弱酸加入强碱加入弱碱【总结】1.水的电离平衡曲线的理解与识别(1)曲线上的任意点(如a，b，c)的Kw都

，即c(H＋)·c(OH－)

，温度

。(2)曲线外的任意点(如d)与曲线上任意点的Kw

，温度

。相同相同相同(3)实现曲线上点之间的转化需保持温度不变，改变

；实现曲线上点与曲线外点之间的转化一定改变

。不同不同酸碱性温度三、Kw的应用（1）常温下，浓度为1×10－5mol/L的盐酸溶液中，由水电离产生的c(H＋)是多少？2.溶液中水电离出的c(H＋)或c(OH－)的计算方法Kw表达式中的c(H＋)、c(OH－)是整个溶液中H＋、OH－的浓度，而不是单指由水电离出的c(H＋)、c(OH－)。在酸溶液中，c(H+)来自于酸电离和水电离,且c(H+)酸≫c(H+)水

，因此，可近似认为c(H+)来自于酸电离，而忽略水电离的H+。c(OH-)来自于水的电离,且电离程度很小。【练】常温下，浓度为1×10－5mol/L的NaOH溶液中，由水电离产生的c(OH－)是多少？在碱溶液中，c(OH-)来自于碱电离和水电离,且c(OH-)碱≫c(OH-)水

，因此，可近似认为c(OH-)来自于碱电离，而忽略水电离的OH-。c(H﹢)来自于水的电离,且电离程度很小。Kw表达式中的c(H＋)、c(OH－)是整个溶液中H＋、OH－的浓度，而不是单指由水电离出的c(H＋)、c(OH－)。≈c(H+)酸·c(OH-)水酸溶液中：碱溶液中：KW

=

[c(H+)酸+c(H+)水]·c(OH-)水KW

=

c(H+)水·[c(OH-)碱+c(OH-)水]如HCl溶液：HCl=H++Cl-H2O⇌H++OH-

如NaOH溶液：NaOH=Na++OH-H2O⇌H++OH-≈c(H+)水·c(OH-)碱结论：溶液中水电离出的c(H＋)或c(OH－)的计算方法（1）因为H2O⇌H++OH-,所以由水电离出的c(H+)=c(OH-)。（2）酸溶液中的OH-和碱溶液中的H+都是水电离出的。（3）KW表达式中的c(H+)和c(OH-)是溶液中H+和OH-的总浓度。1、按要求完成下列填空(以下溶液均在常温下)。(1)0.1mol/L的盐酸溶液中，c(H+)＝

，由水电离出的c(OH－)水＝

，c(H+)水＝

。(2)0.1mol/L的NaOH溶液中，c(OH-)＝

，由水电离出的c(OH－)水＝

，c(H+)水＝

。(3)0.1mol/L的NaCl溶液中，水电离出的c(H+)＝______

，c(OH-)＝

_____

。0.1mol/L10-13mol/L10-13mol/L0.1mol/L10-7mol/L10-7mol/L2、在其他条件不变时，纯净水中加入下列物质，不会影响水的电离平衡的是()A.H2SO4B.NaOHC.NaNO3D.NaHSO4C3、25℃时，下列溶液中水的电离程度最大的是(

)0.01mol/LCH3COOH溶液

B.0.01mol/LHCl溶液C.0.01mol/LNaHSO4溶液D.0.01mol/LNaOH溶液A4、一定温度下，存在H2O⇌H++OH-的平衡，下列叙述一定正确的是()向水中滴入少量稀盐酸，平衡逆向移动，Kw减小B.将水加热，Kw增大，pH减小C.向水中加入少量冰醋酸，平衡逆向移动，c(H+)降低D.向水中加入少量固体硫酸钠，c(H+)=10-7mol·L，Kw不变B1．水的离子积常数Kw＝c(H＋)·c(OH－)，不仅适用于纯水，也适用于一切酸、碱、盐的稀溶液。任何酸、碱、盐的稀溶液中，只要温度一定，Kw就一定。2．在不同溶液中，c(H＋)、c(OH－)可能不同，但任何溶液中由水电离产生的c(H＋)、c(OH－)总是相等的。在Kw的表达式中，c(H＋)、c(OH－)均表示整个溶液中H＋、OH－总的物质的量浓度而不是单指由水电离出的c(H＋)、c(OH－)。3．水的离子积常数显示了在任何水溶液中均存在水的电离平衡，都有H＋和OH－共存，只是相对含量不同而已。4．水的电离是吸热过程，升高温度，水的电离平衡向电离方向移动，c(H＋)和c(OH－)都增大，故Kw增大，但溶液仍呈中性；对于Kw，若未注明温度，一般认为在常温下，即25℃。易错提醒：第二节水的电离和溶液的pH第二课时

溶液的酸碱性和pH1.认识pH与c(H+)之间的关系并掌握相关计算；2.了解pH的简单测定方法；3.了解溶液pH的调控在工农业生产和科学研究中的应用。（1）酸性溶液中是否存在OH-？碱性溶液中是否存在H+？试解释原因。（2）比较下列情况下，c(H＋)和c(OH－)的值或变化趋势（增加或减少）：根据室温时水的电离平衡，运用平衡移动原理分析下列问题。【讨论】体系纯水向纯水中加入少量盐酸向纯水中加入少量NaOH溶液c(H＋)c(OH－)c(H＋)和c(OH－)的大小比较溶液的酸碱性10－7mol/L中性10－7mol/Lc(H＋)=c(OH－)减小增大增大减小碱性酸性c(H＋)>c(OH－)c(H＋)<c(OH－)【思考】c(H+)>10-7的溶液一定显酸性吗？结论：溶液的酸碱性取决于溶液中c(H+)、c(OH-)的相对大小。不一定溶液的酸碱性c(H+)和c(OH-)的关系pH(25℃)酸性溶液中性溶液碱性溶液一、溶液酸碱性与pH的关系c(H+)＞c(OH-)c(H+)=c(OH-)c(H+)＜

c(OH-)＞7=7＜7pH(25℃)的适用范围：1×10－14mol·L－1≤c(H＋)≤1mol·L－1注意：用c(H＋)和c(OH－)的相对大小可以表示溶液酸碱性的强弱，用pH也可以表示溶液酸碱性。当c(H+)或c(OH-)＞1mol/L的溶液，其酸碱性不用pH表示，而是直接用H+浓度或OH-浓度来表示。但对于c(H+)和c(OH-)都较小的稀溶液(<1mol/L)，用pH表示溶液的酸碱性更为方便，常温时pH的范围0—14。结论：1.判断溶液酸碱性的根本方法：比较c(H+)和c(OH－)的相对大小；2.用pH大于、等于或小于7作判据只适用于25℃的稀溶液。【思考】溶液的pH与溶液中c(H+)之间有什么关系？（1）pH定义：c(H+)的负对数c(H+)=10-pH二、pH及其测定与计算1.pHpH=－lgc(H+)（2）pOH定义：c(OH-)的负对数c(OH-)=10-pOHpOH=－lgc(OH-)常温下（25℃）：pH＋pOH＝14①

当c(H+)=10-7mol/L，pH=7，溶液呈中性。

②

当c(H+)＞10-7mol/L，pH＜7，溶液呈酸性。③

当c(H+)＜10-7mol/L，pH＞7，溶液呈碱性。（3）常温下水溶液中pH、c(H+)与酸碱性的关系(1)计算溶液中水电离出的c(H+)与c(OH-)时注意以下几点:①因为H2OH++OH-,所以由水电离出的c(H+)=c(OH-)。②酸溶液中的OH-和碱溶液中的H+都是水电离出的。(2)计算溶液中水电离出的c(H+)与c(OH-)的方法:①计算酸溶液中水电离出的c(H+)时,首先根据已知条件计算溶液中的c(H+)再根据KW=c(H+)·c(OH-)计算出溶液中的c(OH-),然后根据水电离出的c(H+)=c(OH-),确定由水电离出的c(H+)。②计算碱溶液中水电离出的c(OH-)时,首先根据已知条件计算溶液中的c(OH-),再根据KW=c(H+)·c(OH-)计算出溶液中的c(H+),然后根据水电离出的c(OH-)=c(H+),确定由水电离出的c(OH-)。2溶液pH的测定方法(1)pH试纸①类型：广泛pH试纸：其pH范围是1~14，可以识别的pH差约为1。精密pH试纸：可判别0.2或0.3的pH差值。专用pH试纸：用于酸性、中性或碱性溶液。广泛pH试纸精密pH试纸专用pH试纸②使用方法：取一小段pH试纸于干燥洁净的玻璃片(或表面皿)上，用干燥洁净的玻璃棒蘸取待测液点在干燥试纸的中央，当试纸颜色变化稳定后与标准比色卡对照，读出pH。③注意：a.试纸不能用水润湿b.不能将试纸伸到溶液中c.广泛pH试纸只能读出整数④不能用pH试纸测定pH的溶液a.漂白性溶液：b.强氧化性溶液：氯水、双氧水、次氯酸盐溶液浓硫酸、浓硝酸d.pH试纸不能测c(H＋)或c(OH－)>1mol·L－1的溶液的pH。(2)酸碱指示剂法：常见酸碱指示剂的变色范围：指示剂变色范围(颜色与pH的关系)甲基橙<3.1红色3.1～4.4橙色>4.4黄色酚酞<8.2无色8.2～10.0浅红色>10.0红色石蕊<5.0红色5.0～8.0紫色>8.0蓝色注意：酸碱指示剂只能测出溶液大概的pH值范围，不能测出具体pH值。(3)pH计pH计，又叫酸度计，可用来精密测量溶液的pH，其量程为1~14，可识别的pH差：0.01。（准确读数）3pH的测定和调控的意义工农业生产和科学实验中常常涉及溶液的酸碱性，人们的生活和健康也与溶液的酸碱性有密切关系。因此，测试和调控溶液的pH，对工农业生产、科学研究，以及日常生活和医疗保健等都具有重要意义。例：常温下，计算0.005mol/L硫酸溶液的pH。例：常温下，计算0.01mol/L氢氧化钠溶液的pH。pH=－lgc(H+)=－lg10-2=2c(H+)=0.005×2=0.01mol/Lc(OH-)

=0.01mol/Lc(H+)=c(OH-)KWpH=－lgc(H+)=－lg10-12=120.0110-14=10-12mol/L

=4、溶液pH的计算(1)单一溶液pH的计算①强酸溶液②强碱溶液先算c(H+)，再求pH先算c(OH-)，再根据Kw算c(H+)，最后求pH③弱酸、弱碱例.常温下浓度为0.01mol/L的CH3COOH溶液的电离度为1%，求该溶液的PH值。(2)混合溶液pH的计算(忽略稀溶液体积变化，混合溶液总体积求算可直接两溶液体积相加)例：常温下，将pH=2的盐酸与pH=5的盐酸等体积混合，计算混合溶液的pH。(已知lg2=0.3、lg5=0.7)盐酸：c(H+)=10-2mol/L硫酸：c(H+)=10-5mol/Lc(H+)混=10-2+10-522≈10-2

注意：当离子浓度相差100倍及以上的时候，可忽略离子浓度小的。pH=-lgc(H+)=2+lg2=2.3①强酸与强酸混合先算c(H+)混，再求pH总结：两种强酸等体积混合，混合液pH相差≥2

时，pH混

＝pH小＋0.3pH相差≤1时，pH混

＝pH小＋0.26练习：室温下pH=1和pH=3的一元强酸等体积混合后的pH值？口诀：两强酸等混合：相差2以上，小加0.3;相差1以下，0.26来找小。②强碱与强碱混合例：常温下，将pH=12和pH=10的两氢氧化钠溶液等体积混合，计算混合溶液的pH。(已知lg2=0.3、lg5=0.7)先算c(OH-)混，再求c(H+)混，最后求pHpH=12：c(OH-)=10-2mol/LpH=10：c(OH-)=10-4mol/Lc(OH-)混=10-2+10-422≈10-2

c(H+)混=Kwc(OH-)混=2×10-12pH

=

-lgc(H+)=-lg2+12=11.7总结：两种强碱等体积混合，混合液pH相差≥2时，pH混

＝pH大－0.3pH相差≤1时，

pH混

＝pH大-0.26练习：室温下pH=13和pH=11的一元强碱等体积混合后的pH值？口诀：两强碱等混合：相差2以上，大减0.3;相差1以下，0.26来找大。③强酸与强碱混合先判断酸碱是等量还是不等量，再求pHa恰好完全反应，溶液呈中性，pH＝7(25℃)。b酸过量：先求剩余c(H＋)，再求pH。例：常温下，0.015mol·L-1的硫酸与0.01mol·L-1的NaOH等体积混合，计算混合溶液的pH。硫酸过量c(H+)混=

0.03

－0.012=0.01pH=-lgc(H+)=2c碱过量：先求剩余c(OH－)，通过KW，再求pH。口诀：强酸强碱等混合

酸加碱等14，混合溶液呈中性;

酸加碱小14，混后酸加0.3;

酸加碱大14，混后碱减0.3

(3)溶液稀释后pH的计算①酸溶液(常温下)例1：pH=3的盐酸稀释10倍后pH=

；稀释100倍后pH=___

；稀释1000倍后，pH=

；稀释10000倍后pH

7。例2：pH=3的醋酸稀释10倍后pH

4，稀释100倍后，pH__5，无限稀释，则pH________7。456<<<无限接近盐酸醋酸V水43pH10倍【例1】常温下，pH=2的盐酸加水稀释为原来的100倍，则pH=

；若稀释为原来的103倍，则pH=

；稀释106倍，则pH

。【例2】常温下，pH=1的醋酸加水稀释，使体积为原来的103倍，则pH

；稀释108倍，则pH

。结论1：对于pH=a的强酸和弱酸溶液，每稀释10n倍，强酸pH：pH=a+n（a+n＜7）弱酸pH：a＜pH＜a+n结论2：

⊙强酸比弱酸pH变化较快。

⊙当稀释相同倍数