高二化学水的电离和溶液的pH值知识精讲苏教版.docVIP

高二化学《水的电离和溶液的pH值》知识精讲 苏教版 一. 本周教学内容： 水的电离和溶液的pH值 二. 教学目标 1、理解水的电离、水的电离平衡和水的离子积。 2、使学生了解溶液的酸碱性和pH的关系。 3、掌握不同pH值的酸碱溶液稀释或混合时溶液pH的计算 三. 教学重点、难点 　　溶液的酸碱性和pH的关系；不同pH值的酸碱溶液稀释或混合时溶液pH的计算 四. 教学过程： （一）水的电离：水是一种极弱的电解质，存在电离平衡： H2O＋H2OH3O＋＋OH－简写为：H2OH＋＋OH— 根据水的电离平衡，写出相应的平衡常数表达式： 应有 室温时，1L纯水中（即55.56mol/L）测得只有1×10－7molH2O发生电离，电离前后H2O的物质的量几乎不变，故c（H2O）可视为常数，上式可表示为： c（H＋）·c（OH –）＝K电离·c（H2O） K电离与常数c（H2O）的积叫做水的离子积常数，用KW 表示 室温时KW＝c（H＋）·c（OH –）＝1×10－14 说明： 　1、水分子能够发生电离，水分子发生电离后产生的离子分别是H3O＋和OH－，发生电离的水分子所占比例很小； 　2、水的电离是个吸热过程，故温度升高，水的KW增大，100℃时，Kw ＝c（H＋）·c（OH－）＝1×10－12 3、水的离子积不仅适用于纯水，也适用于酸、碱和盐的稀溶液，任何溶液中由水电离的c（H＋）与c（OH –）总是相等的； 4、含有H＋的溶液不一定是酸，同样含OH －的溶液也不一定是碱，在任何水溶液中都存在H＋和OH －，溶液显酸性、中性、还是碱性，主要由c（H＋）和c（OH－）的相对大小决定； 5、在酸、碱和盐的稀溶液中，均存在水的电离平衡，也就是水溶液中都是H＋、OH－共存的。水溶液中都存在Kw＝c（H＋）·c（OH－）（Kw 25℃＝10－14） 6、酸、碱由于电离产生的H＋或OH－对水的电离平衡起抑制作用，使水的电离程度减小，而某些盐溶液中由于Ac－、NH4＋等“弱离子”因结合水电离出的H＋或OH－能促进水的电离平衡，使水的电离程度增大，但无论哪种情况，只要温度不变，KW就不变。 （二）溶液的酸碱性和pH 溶液的酸碱性与溶液中c（H＋）和c（OH－）的关系： 中性溶液c（H＋）＝c（OH－）＝1×10－7mol/L 酸性溶液c（H＋）＞c（OH－），c（H＋）＞1×10－7mol/L 碱性溶液c（H＋）＜c（OH－），c（H＋）＜1×10－7mol/L 但由于我们经常用到c（H＋）很小的溶液，如c（H＋）＝1×10－7mol/L的溶液，用这样的量来表示溶液的酸碱性的强弱很不方便。为此，化学上常采用pH来表示溶液酸碱性的强弱。pH表示c（H＋）的负对数，那么，溶液的酸碱性与溶液的pH值的关系为：　 pH＝－lg[H＋] 中性溶液c（H＋）＝1×10－7mol/L pH＝7 酸性溶液c（H＋）＞1×10－7mol/L pH＜7 碱性溶液c（H＋）＜1×10－7mol/L pH＞7 说明： 1、溶液的酸碱性是指溶液中c（H＋）与c（OH－）的相对大小，当c（H＋）＞c（OH－）时，溶液显酸性，当c（H＋）＜ c（OH－）时，溶液显碱性，在未注明条件时，不能用pH值等于多少或c（H＋）与1×10－7mol/L的关系来判断溶液的酸、碱性。一般未注明条件都是指常温； 2、酸溶液不一定就是酸，也可能是某些盐溶液，同样，碱溶液也不一定是碱； 3、水中加酸或碱均抑制水的电离，但由水电离出的c（H＋）与c（OH－）总是相等； 4、任何电解质溶液中，H＋与OH－总是共存，c（H＋）与c（OH－）此消彼长，但只要温度不变，则Kw ＝c（H＋）·c（OH－）不变； 　5、酸性溶液中c（H＋）越大，酸性越强，pH越小；碱性溶液中c（OH－）越大，c（H＋）越小，pH越大，碱性越强； 6、pH的适应范围：稀溶液，0～14之间；　 7、pH的测定方法： 酸碱指示剂——甲基橙、石蕊、酚酞 常用酸碱指示剂及其变色范围： 指示剂 变色范围的pH 石蕊 ＜5红色 5～8紫色 ＞8蓝色 甲基橙 ＜3.1红色 3.1～4.4橙色 ＞4.4黄色 酚酞 ＜8无色 8～10浅红 ＞10红色 8、pH值的测定也可以用pH试纸 ——最简单的方法。 操作：将一小块pH试纸放在洁净的玻璃片上，用玻璃棒沾取未知液点试纸中部，然后与标准比色卡比较读数即可。 注意：①事先不能用水湿润pH试纸；②只能读取整数值或范围 （三）混合液的pH值计算方法公式 1、强酸与强酸的混合：（先求[H＋]混：将两种酸中的H＋离子数相加除以总体积，再求其它）[H＋]混 ＝（[H＋]1V1＋[H＋]2V2）/（V1＋V2） 2、强碱与强碱的混合：（先求[OH－]混：将两种酸中的OH－离子数相加除以总体积，再