沪科技版（2020）选择性必修13.1水的电离和溶液的酸碱性获奖ppt课件

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1．了解水的电离过程及水的离子积常数的含义，并能用Kw进行简单计算。2.掌握溶液的酸碱性与pH的关系。3.掌握检测溶液pH的方法，了解溶液pH调控的意义。4.掌握计算溶液pH的方法。
纯水能发生微弱的电离。
水是一种极弱的电解质，能发生微弱的电离。
一、水的电离和水的离子积常数
25℃时 1 L 纯水中只有 1×10-7 ml 的水分子发生电离，产生1×10-7 ml的水合氢离子 H3O+ 和 1×10-7 ml 的 OH-，大部分仍以水分子的形式存在。
H2O + H2O H3O+ + OH-
Kw =［H+］［OH—］
在一定温度下，当水的电离达到平衡时，电离产物H+和OH-浓度之积是一个常数，记作KW，KW 叫做水的离子积常数，简称水的离子积：
不同温度下水的离子积常数
室温下 Kw 值为 1.0×10-14。
水的电离是一个吸热过程,KW只与温度有关。
升高温度Kw增大 ，降低温度Kw 减小。
KW 不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质水溶液，在任何酸、碱、盐的稀溶液中，只要温度一定，Kw就一定。
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。［H+］表示溶液中总的H+浓度,［OH-］表示溶液中总的OH-浓度。
外界条件对水的电离平衡及Kw 的影响
⑴水的电离为吸热过程，升高温度，水的电离平衡向电离方向移动， KW增大。
⑵温度不变，加入酸或碱，电离产生H+或OH-，能抑制水的电离，使水的电离程度减小，但KW不变。
⑶ 加入某些与水反应的物质， 由于结合水电离出的H+或OH-能促进水的电离平衡，使水的电离程度增大，但KW不变。
碱溶液中Kw＝c水(H＋)·c碱(OH－)(忽略水电离出的OH－的浓度)。
Kw表达式中［H+］、［OH-］均表示整个溶液中总物质的量浓度，但是一般情况下有：
酸溶液中Kw＝c酸(H＋)·c水(OH－)(忽略水电离出的H＋的浓度)。
外界条件改变，水的电离平衡发生移动；但由水电离出的c(H＋)与水电离出的c(OH－)一定相等。
曲线上的任意点(如a，b，c)的Kw都相同，即c(H＋)·c(OH－)相同，温度相同。
曲线外的任意点(如d)与曲线上任意点的Kw不同，温度不同。
实现曲线上点之间的转化需保持温度不变，改变酸碱性；实现曲线上点与曲线外点之间的转化一定改变温度。
例1 ．如图表示水中c(H＋)和c(OH－)的关系，下列判断错误的是(　　)
A．两条曲线间任意点均有c(H＋)·c(OH－)＝KwB．M区域内(不包括边界)任意点均有 c(H＋)二、溶液的酸碱性与 pH
溶液的酸碱性由［H+］和［OH-］相对大小决定
溶液呈酸性，且［H+］越大酸性越强。
溶液呈碱性，且［OH-］越大碱性越强。
［H+］ ＝［OH-］
用［H+］和［OH-］的相对大小来判断溶液酸碱性，不受温度影响。
pH的大小能反映出溶液中［H+］的大小,即表示稀溶液酸、碱性的强弱。
用H+物质的量浓度的负对数来表示溶液酸碱性。
pH值越大碱性越强，pH越小酸性越强。
pH的适用范围：［H+］和［OH-］都较小的稀溶液（小于1 ml•L-1）
1×10－14 ml·L－1≤［H+］≤1 ml·L－1，即0≤pH≤14。
当［H+］或［OH-］大于1 ml•L-1时，通常用［H+］或［OH-］直接表示。
水溶液的酸碱性与氢离子浓度和 pH 的关系
室温时，水溶液的酸碱性与［H+］、pH 的关系为：中性溶液：［H+］=［OH-］=1.0×10-7 ml·L-1，pH=7。酸性溶液：［H+］>1.0×10-7 ml·L-1，pH<7。碱性溶液：［H+］<1.0×10-7 ml·L-1，pH>7。
1、当pH＝7时，溶液中氢离子浓度和氢氧根离子浓度相等，溶液显中性，对吗？
不对，未指明温度，不一定呈酸性。
2、pH等于0的溶液是酸性最强的溶液，pH等于14的溶液是碱性最强的溶液。
不对。pH等于0的溶液中c(H＋)＝1 ml•L-1，不是酸性最强的溶液；pH等于14的溶液c(OH－)＝1 ml•L-1，不是碱性最强的溶液。
溶液的 pH 也被称为溶液的酸度。
酸碱指示剂法(只能测定溶液的pH范围)
广范 pH试纸可以测定 1 ～ 14 范围内溶液的 pH，可判别的差值约为 1 个 pH 单位。精密 pH 试纸可测定的 pH 范围较窄，可以判别的差值约为 0.2 或 0.3 个 pH 单位。
pH 计也称酸度计，能更准确地测量溶液的pH，可精确到0.01个pH单位。
用pH传感器(pH探头)
例2.下列溶液一定呈中性的是（ ）A.由非电解质溶于水得到的溶液B.c(OH－)、c(H＋)均为5.0×10－7 ml·L－1的溶液C.等物质的量的强酸与强碱反应得到的溶液D.将c(OH－)＝10－5 ml·L－1的烧碱溶液稀释到原来的100倍所得到的溶液
1.单一溶液pH的计算(1)c ml·L－1 HnA强酸溶液的pH (25 ℃)①c(H＋)＝ ml·L－1； ②pH＝ 。(2)c ml·L－1 B(OH)n强碱溶液的pH (25 ℃)①c(OH－)＝ ml·L－1；
③pH＝ 。
2.混合溶液pH的计算方法(1)强酸与强酸混合(稀溶液体积变化忽略)
(2)强碱与强碱混合(稀溶液体积变化忽略)
(3)强酸与强碱混合(稀溶液体积变化忽略)①恰好完全反应，溶液呈中性，pH＝7 (25 ℃)；②酸过量：
例3.常温下，若1体积硫酸与2体积pH＝11的氢氧化钠溶液混合后的溶液的pH＝3(混合后体积变化不计)，则硫酸与氢氧化钠物质的量浓度之比应为（ ）A.5∶1 　　 B.5∶2 　　C.1∶5 　　 D.2∶5
水的电离和水的离子积常数
水的电离平衡水的离子积
单一溶液pH的计算混合溶液pH的计算方法
溶液的酸碱性溶液的pH
酸碱指示剂pH试纸pH计pH传感器
1.一定温度下，水溶液中H＋和OH－的浓度变化曲线如图，下列说法正确的是(　　)
A．该温度下，a点溶液呈碱性B．该温度下，0.01 ml·L－1NaOH溶液中c(H＋)＝1.0×10－12 ml·L－1C．该温度下，加入NaOH可能引起由d向b的变化D．b点时，升高温度，可能引起由b向c的变化
2．已知在100 ℃下(本题涉及的溶液温度均为100 ℃)，水的离子积Kw＝1×10－12。下列说法正确的是(　　)A．0.005 ml·L－1的H2SO4溶液，pH＝2B．0.001 ml·L－1的NaOH溶液，pH＝11C．0.005 ml·L－1的H2SO4溶液与0.01 ml·L－1的NaOH溶液等体积混合，混合溶液的pH为6，溶液显酸性D．完全中和pH＝3的H2SO4溶液50 mL，需要pH＝9的NaOH溶液100 mL