水的電離和溶液的PH 【 備課精講精研 】高二上學期化學人教版（2019）選擇性必修1

第二節(jié)

水的電離和溶液的PH選修一

第三章

水溶液中的離子反應(yīng)與平衡

（2課時）前課小結(jié):電離平衡只是化學平衡的一種具體形式。它的主體是弱電解質(zhì)(弱酸、弱堿、水)在一定溶劑中建立的化學平衡，符合化學平衡的基本特征。討論：通HCl氣體CH3COOH

H＋＋CH3COO－

?H＞0H＋為0.1mol·L－1的醋酸溶液加水加0.1mol·L－1的鹽酸1.定義：一定條件下，當電解質(zhì)分子電離成離子的速率和離子重新結(jié)合成分子的速率相等時，電離過程就達到了平衡狀態(tài)H2O

H＋＋OH－

2.用v-t圖像描述建立過程一、水的電離平衡3.符合化學平衡的基本特征可逆反應(yīng)ν(正)=ν(逆)逆等動≠0動態(tài)平衡定各組分的濃度保持不變變條件改變，原平衡被破壞，在新的條件下建立新的平衡H2O＋

H2O

H3O＋＋OH－

4.水的離子積常數(shù)(1)表達式：

一、水的電離平衡H2O

H＋＋OH－

△H＞0

注：c(H2O)=1L1000g18g·mol-1室溫下55.6molH2O中有1×10-7molH2O電離，因此c(H2O)可視為常數(shù)。KW=c(H+)·c(OH-)K電離

.c(H2O)=c(H+).c(OH-)Kw已知25℃時，1L純水電離出的n(H+)=n(OH-)=1×10-7mol則Kw

=c(H+)×c(OH-)=1×10-144.水的離子積常數(shù)(1)表達式：

一、水的電離平衡H2O

H＋＋OH－

△H＞0

(2)影響因素：

(3)適用范圍：

KW=c(H+)·c(OH-)已知25℃時，1L純水電離出的n(H+)=n(OH-)=1×10-7mol則Kw

=c(H+)×c(OH-)=1×10-14純水、稀溶液1.某溫度下,純水中c(H+)=2.0×10-7mol·L-1,則此時c(OH-)=_____________溫度不變,向水中滴入鹽酸使c(H+)=5.0mol·L-1,則溶液中c(OH)=_____________。

解析:純水中c(H+)始終等于c(OH-),所以c(OH-)=2.0×10-7

mol·L-1。此溫度下,KW=c(H+)·c(OH-)=4.0×10-14。向水中滴加鹽酸,KW不變,2.0×10-7mol·L-18.0×10-15mol·L-1課堂評價c(OH-)/mol/Lc(H+)/mol/LO5.影響水電離平衡的因素一、水的電離平衡平衡移動方向c(H＋)c(OH－)電離程度Kw升溫降溫通入HCl氣體NaOH固體加活潑金屬

如Na加NaHSO4越熱越電離同離子效應(yīng)②外因①內(nèi)因：水是一種極弱電解質(zhì)H2O

H＋＋OH－

△H＞0

25°C1L水只有10-7molH2O發(fā)生電離5.影響水電離平衡的因素一、水的電離平衡0.1mol·L-1的硫酸0.1mol·L-1的鹽酸0.1mol·L-1的醋酸0.1mol·L-1的NaOH0.1mol·L-1的氨水0.1mol·L-1的氯化銨溫度25℃25℃25℃25℃25℃25℃Kwc(H＋)c(OH－)PH115c(H＋)水c(OH－)水定量討論H2O

H＋＋OH－

△H＞0

基于以上知識：KW=c(H+)·c(OH-)補充：

pH=﹣lgc(H+)；

c(H+)=10-pH2、室溫下，某溶液中由水電離產(chǎn)生的c(H+)H2O=10-12mol/L，則該溶液呈酸性還是堿性？并求算該溶液中c(H+)的可能值？

解答：c(H+)H2O=c(OH-)H2O=10-12mol/L若c(H+)aq=c(H+)H2O=10-12mol/L則c(OH-)aq=10-2mol/L溶液顯堿性若c(OH-)aq=c(OH-)H2O=10-12mol/L則c(H+)aq=10-2mol/L溶液顯酸性討論3.如圖中三條曲線表示不同溫度下水的離子積常數(shù),下列說法不正確的是 (

)A.圖中溫度:T3>T2>T1B.圖中pH關(guān)系:pH(B)=pH(D)=pH(E)C.圖中五點Kw間的關(guān)系:E>D>A=B=CD.C點的溶液可能顯酸性D【解析】選。升高溫度促進水的電離,根據(jù)圖象知,離子積常數(shù)KW3>KW2>KW1,所以溫度T3>T2>T1,A正確;根據(jù)圖象知,B、D、E三點溶液的c(H+)相等,則pH相等,B正確;溫度越高,離子積常數(shù)越大,KW間的關(guān)系:E>D>A=B=C,C正確;C點時,Kw=1×10-14,c(OH-)=1×10-6,溶液的pH=8,顯堿性,D錯誤。課堂評價基于以上知識：KW=c(H+)·c(OH-)補充：

pH=﹣lgc(H+)；

c(H+)=10-pH討論.

請判斷下列溶液一定為酸性的是？并給出關(guān)于溶液酸堿性判斷的合理建議。①含有H+的水溶液②c(H+)＞c(OH-)的溶液③某溫度下，c(H+)=2×10-7mol·L-1的純水溶液④25℃時，c(H+)=1×10-6mol·L-1的溶液⑤

pH＜7的溶液⑥常溫下，能使石蕊變紅的溶液⑦c(H+)=的溶液⑧pH=pOH的溶液1.絕對標準是：c(H+)與c(OH-)的相對大小根本依據(jù)常用依據(jù)一(室溫)常用依據(jù)二(室溫)結(jié)論

2.溶液酸堿性判斷“三判據(jù)”c(H+)>c(OH-)c(H+)>10-7mol/Lc(H+)=c(OH-)c(H+)<c(OH-)c(H+)=1×10-7mol/Lc(H+)<1×10-7mol/LpH<7溶液呈酸性溶液呈堿性溶液呈中性pH=7pH>7二、溶液酸堿性判斷依據(jù)1.酸堿指示劑法(只能粗略測定溶液的pH范圍，不能準確測定出pH的具體值)

pH123.1

4.4

567891011121314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三、溶液pH的測定方法廣泛pH試紙精密pH試紙2.pH試紙法(定量粗略測量)注意：使用pH試紙不能用蒸餾水潤濕。潤濕后相當于稀釋了溶液。若是酸性溶液，則潤濕后測得pH偏大；若是堿性溶液，則潤濕后測得pH偏??；若是中性溶液，則無影響；pH計又叫酸度計，可用來精密測量溶液的pH，其量程為0~14。3.pH計法(1)pH=2的HCl溶液和pH=2的H2SO4溶液中c(H+)相等嗎?它們混合后c(H+)如何變化?提示:只要兩溶液中的pH相等,則它們的c(H+)一定相等;c(H+)相等的兩強酸溶液混合后,c(H+)不會發(fā)生變化。(2)在一定溫度下,強堿的