水的电离和溶液的酸碱性4章节.pptVIP

* * 第二节 水的电离和溶液的酸碱性 （第二课时） 教学目标： 掌握C(H+),PH与溶液酸碱性的关系及有关PH的简单计算。 一、水的电离 1 、电离方程式： H2O H+ + OH- 简写： 2、影响因素： 温度、 离子浓度（H+、OH-）等 温度升高，平衡向正方向移动 增大H+或OH-浓度平衡向逆方向移动 3、水的电离平衡常数 二、水的离子积常数 1、表达:Kw=[H+][OH-] C（H+）● C（OH-） C（H2O） K= 2、影响KW的因素: 温度升高， KW值增大 注意：[H+] [OH-]相对大小 三、有关溶液中Kw计算 复习 → ↑ ↑ ↑ [H+]=[OH-] （纯水）中性 ← ↑ ↓ — [H+][OH-] 酸性 ← ↓ ↑ — [H+][OH-] 碱性 条件改变对水的电离平衡及Kw的影响 加入NaOH 加入HCl 升高30 ℃ 溶液酸碱性 [H+] [OH-]相对大小 Kw [OH-]变化 [H+]变化 水的电离平衡移动方向 改变条件 根据水的电离平衡H2O H++OH- 和下列条件的改变，填空： 溶液酸碱性由[H+] 、[OH-]相对大小决定 常温下Kw=10-14 [H+] = [OH-] [H+]＞[OH-] [H+]＜[OH-] 中性溶液 [H+] = 1×10—7mol/L [OH-] = 1×10—7mol/L 酸性溶液 [H+] ＞1×10—7mol/L 碱性溶液 [H+] ＜1×10—7mol/L 注意：不能用 [H+] 等于多少来判断溶液酸、碱性，只能通过两者相对大小比较 二 溶液的酸碱性与PH 1.溶液的酸碱性与C(H+)的关系： （1）、pH的数学表达式 pH=－㏒10C（H ） + 如果某溶液C（H + ）=m×10 mol/L，那么，该溶液的 pH=n－㏒10m。 - n 填表 2、溶液的酸碱性与pH 10 pH 10 10 10 10 10 10 10 C（H ） mol/L pH 10 10 10 10 10 10 10 C（H ） mol/L + + 0 -1 -2 -3 -4 -5 -6 -7 -8 -9 -10 -11 -12 -13 -14 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 中性溶液：pH=7 酸性溶液：pH﹤7 碱性溶液：pH﹥7 注明：25℃时： 溶液的pH值——与酸碱性 常温下，溶液的酸碱性跟pH的关系： 中性溶液: 酸性溶液: 碱性溶液: [H+]=[OH—]=1×10—7mol/L [H+]＞[OH—]＞1×10—7mol/L [H+]＜[OH—]＜1×10—7mol/L pH =7 pH＜7 pH＞7 溶液的pH值 0 100 1 10—1 2 10—2 3 10—3 4 10—4 5 10—5 6 10—6 7 10—7 8 10—8 9 10—9 10 10—10 11 10—11 12 10—12 13 10—13 14 10—14 酸性增强 碱性增强 提问2：随着氢离子浓度的减小，溶液pH的如何变化？ 答案：随着氢离子浓度的减小，溶液pH的逐渐增大。 答案：不一定。与C（H+）和C（OH-）的相对大小 有关。 提问3：pH=7的溶液一定是中性溶液吗？试举例说明。 溶液的酸碱性与什么有关？ 答案：对稀溶液来讲，用PH表示方便简单。 提问1：引入PH的意义？ 3、有关pH的简单计算： 例题1：计算pH=2的H2SO4溶液中H2SO4物质的量 浓度及溶液中OH 的物质的量浓度。 - 课堂练习 1、常温下，将0.05ml 1mol/L的盐酸滴加到50ml 纯水中，求此溶液的pH。 2、pH=10的NaOH溶液加水稀释到原来的100倍， 求稀释后溶液的pH。 溶液pH计算的类型 1、溶液稀释的pH计算 （1）pH=1的H2SO4 1ml稀释至100ml，C（H + ） 如何变化？C（OH ）如何变化？ pH=？ - （2）pH=