水溶液和溶液的ph教案

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1、第1讲　水溶液和溶液的pH[考纲要求]　1.了解水的电离、离子积常数以及影响水电离平衡的因素。2.了解溶液的酸碱性与pH的关系。3.能进行pH的简单计算。4.了解测定溶液pH的方法(强酸、强碱)。考点一　水的电离1．水的电离水是极弱的电解质，水的电离方程式为H2O＋H2OH3O＋＋OH－或H2OH＋＋OH－。2．水的离子积常数Kw＝[H＋][OH－]。(1)室温下：Kw＝1×10－14_mol2·L－2。(2)影响因素；只与温度有关，升高温度，Kw增大。(3)适用范围：Kw不仅适用于纯水，也适用于

2、稀的电解质水溶液。(4)Kw揭示了在任何水溶液中均存在H＋和OH－，只要温度不变，Kw不变。3．影响水电离平衡的因素(1)升高温度，水的电离程度增大，Kw增大。(2)加入酸或碱，水的电离程度减小，Kw不变。(3)加入可水解的盐(如FeCl3、Na2CO3)，水的电离程度增大，Kw不变。4．外界条件对水的电离平衡的影响　　　体系变化条件　　　平衡移动方向Kw水的电离程度[OH－][H＋]酸逆不变减小减小增大碱逆不变减小增大减小可水解的盐Na2CO3正不变增大增大减小NH4Cl正不变增大减小增大温度升温正增大

3、增大增大增大降温逆减小减小减小减小其他：如加入Na正不变增大增大减小深度思考1．在pH＝2的盐酸溶液中由水电离出来的[H＋]与[OH－]之间的关系是什么？答案　外界条件改变，水的电离平衡发生移动，但任何时候由水电离出的[H＋]和[OH－]总是相等的。2．甲同学认为，在水中加入H2SO4，水的电离平衡向左移动，解释是加入H2SO4后c(H＋)增大，平衡左移。乙同学认为，加入H2SO4后，水的电离平衡向右移动，解释为加入H2SO4后，c(H＋)浓度增大，H＋与OH－中和，平衡右移。你认为哪种说法正确？说明原因

4、。水的电离平衡移动后，溶液中c(H＋)·c(OH－)增大还是减小？答案　甲正确，温度不变，Kw是常数，加入H2SO4，c(H＋)增大，c(H＋)·c(OH－)>Kw，平衡左移。不变，因为Kw仅与温度有关，温度不变，则Kw不变，与外加酸、碱、盐无关。反思归纳(1)水的离子积常数Kw＝[H＋][OH－]，其实质是水溶液中的H＋和OH－浓度的乘积，不一定是水电离出的H＋和OH－浓度的乘积，所以与其说Kw是水的离子积常数，不如说是水溶液中的H＋和OH－的离子积常数。即Kw不仅适用于水，还适用于酸性或碱性的稀溶液。

5、不管哪种溶液均有[H＋]H2O＝[OH－]H2O。(2)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。题组一　影响水电离平衡的因素及结果判断1．25℃时，相同物质的量浓度的下列溶液：①NaCl　②NaOH③H2SO4　④(NH4)2SO4，其中水的电离程度按由大到小顺序排列的一组是(　　)A．④>③>②>①B．②>③>①>④C．④>①>②>③D．③>②>①>④答案　C解析　分析四种物质可知②NaOH、③H2SO4抑制水的电离，①NaCl不影响水的电离平衡

6、，④(NH4)2SO4促进水的电离(NH水解)，在②③中H2SO4为二元强酸，产生的c(H＋)大于NaOH产生的c(OH－)，抑制程度更大，故顺序为④>①>②>③。2．一定温度下，水存在H2OH＋＋OH－　ΔH＝Q(Q>0)的平衡，下列叙述一定正确的是(　　)A．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．向水中加入少量固体CH3COONa，平衡逆向移动，[H＋]降低D．向水中加入少量固体硫酸钠，[H＋]＝10－7mol·L－1，Kw不变答案　B解析　A项，Kw应不

7、变；C项，平衡应正向移动；D项，由于没有指明温度，[H＋]不一定等于10－7mol·L－1。题组二　水电离的[H＋]或[OH－]的计算3．求算下列溶液中由H2O电离的[H＋]和[OH－]。(1)pH＝2的H2SO4溶液[H＋]＝__________，[OH－]＝__________。(2)pH＝10的NaOH溶液[H＋]＝__________，[OH－]＝__________。(3)pH＝2的NH4Cl溶液[H＋]＝__________。(4)pH＝10的Na2CO3溶液[OH－]＝__________。

8、答案　(1)10－12mol·L－1　10－12mol·L－1　(2)10－10mol·L－1　10－10mol·L－1(3)10－2mol·L－1　(4)10－4mol·L－1解析　(1)pH＝2的H2SO4溶液中H＋来源有两个：H2SO4的电离和H2O的电离，而OH－只来源于水。应先求算[OH－]，即为水电离的[H＋]或[OH－]。(2)pH＝10的NaOH溶液中，OH－有两个来源：H2O的电离和NaOH的电离，H＋只来源