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水溶液（第二课时）第三章第一节

知识回顾：1、水的离子积常数2.规律：1）室温时25℃，纯水的[H+]=[OH-]=10-7mol/L，则，KW=1×10-14mol2·L-22）水电离吸热，温度升高，Kw增大，温度降低，Kw减小。Kw仅受温度影响。3）KW适用范围：纯水或酸、碱、盐的稀溶液。任何稀水溶液中，[H+]、[OH-]的乘积都等于Kw4）在任何溶液中，由水电离的H+和OH-的浓度一定相等。

条件移动方向电离程度KW溶液中［H+］水电离出［H+］加热加酸加碱加NaCl→↑↑↑↑←←↓↓不变不变↑↓↓↓3、影响水电离平衡的因素:H2OH++OH-不移动不变不变不变不变

化合物HClHNO3NaOHH2OKOHC/mol?L-1[H+]/mol?L-1[OH-]/mol?L-11.0×10－21.0×10－31.0×10－21.0×10－3计算室温下，下列水溶液的[H+]、[OH-]1.0×10－21.0×10－121.0×10－31.0×10－111.0×10－71.0×10－71.0×10－21.0×10－121.0×10－111.0×10－3【归纳】由表中的数据能得出什么规律？H2OHClHNO3NaOHKOH【归纳】中性溶液，[H+]=[OH-];酸性溶液，[H+][OH-]，且[H+]越大，酸性越强;碱性溶液，[OH-][H+]，且[OH-]越大，碱性越强；

二、溶液的酸碱性1.水溶液的酸碱性与[H+]和[OH-]的相对大小关系为:[H+]=[OH-],溶液呈中性[H+][OH-],溶液呈酸性，且［H＋］越大酸性越强[H+][OH-],溶液呈碱性，且［OH-］越大碱性越强思考：当溶液中［H＋］10-7时，一定是酸性溶液吗？

2.酸碱性强弱表示方法——pH值1）pH值：pH=-lg[H+]规律总结：溶液的酸性越强，其PH越小；溶液的碱性越强，其PH越大。2）pH值的范围pH适用于［H+］或［OH-］≤1mol/L的溶液pH适用范围为：0～1410-pH=[H+]

3）PH值与溶液酸碱性的关系（常温25℃时）溶液的酸碱性[H+]mol/L[OH-]mol/L[H+]与[OH-]的相对大小PH值KW酸性中性碱性10-14[H+][OH-][OH-][H+][H+]=[OH-]＝＝10-7＜10-7＜7＜10-710-7＝7＞7在100℃时，纯水的KW＝5.5×10－13mol2?L-2,此时中性溶液中的［H＋］是多少？pH还是7吗？[误区警示]：判断溶液的酸碱性关键是看溶液中[H+]与[OH-]的相对大小；而PH与7的关系仅适用于常温25℃时的判断。

3、溶液pH的测量方法：①粗略测量溶液的pH-------pH试纸标准比色卡pH试纸的使用方法：把一小块试纸放在表面皿或玻璃片上，用沾有待测液的玻璃棒点试纸的中部，待30秒与标准比色卡对比来粗略确定溶液的pH，pH试纸读数只取整数。注意：不能把试纸放在待测液中，也不能用水湿润再测定PH值。湿润后测得pH偏大？偏小？

4、有关pH的简单计算1）、强酸或强碱溶液的pH例1：室温下，求5×10-3mol/LH2SO4溶液的pH解析:[H+]=[H+]H2SO4+[H+]H2O≈[H+]H2SO4=2c(H2SO4)=2×5×10-3mol/L=1×10-2mol/LpH=-lg[H+]=-lg(1×10-2)=2强酸：c（酸）→［H+］→pH

例2室温，求5×10-3mol/LBa(OH)2溶液的pH解析:由Ba(OH)2=Ba2++2OH-知:[OH-]=2×c[Ba(OH)2]=2×5×10-3mol/L=1×10-2mol/L[H+]===1.0×10-12mol/LPH=-lg[H+]=-lg1.0×10-12=12Kw[OH-]1.0×10-14mol2·L-21×10-2mol·L-1强碱:c（碱）→［OH-］→［H+］→pHKw

注意：先判断谁过量，然后再计算要从以下三种可能去考虑：（1）若n（H+）=n（OH-），恰好中和，pH=7（2）若n（H+）n（OH-），酸过量，计算剩下的［H+］，再算pH（3）若n（H+）n（OH-），碱过量，计算剩下的［OH-］，然后计算［