高二化学 水的电离和溶液的ph值精讲

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1、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

2、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－）＝1×10－123、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

3、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－）（Kw25℃＝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

4、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/LpH＝7酸性溶液c（H＋）＞1×10－7mol/Lp

5、H＜7碱性溶液c（H＋）＜1×10－7mol/LpH＞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＝

6、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

7、；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，再求其它）[OH－]混＝（[OH－]1V1＋[OH－]2V2）/（V1＋V2）（注意：不能直接计算[H＋]混）3、强酸与强碱的混合：（先据H＋＋OH－＝＝H2O计算余下的H＋或OH－，H＋有余，则