水的电离平衡PPT课件
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《电离平衡》PPT课件
● 液氨----HCl、HNO3、HAc的拉平溶剂
液氨碱性比水强！！！
7.2.2 水的电离与溶液的酸度
1．水的电离
水分子电离程度较小：
H2O（l）+ H2O（l）= H3O++ OHH2O（l）= H++ OH-
295K： KӨ=KW=[H+][ OH-]=1.0× 10-14 Kw称水的离子积常数
NH +4
H+ + NH3
H2PO-4
H+ + HPO42-
H2SO4 H+ + HSO-4
HSO-4
H+ + SO24-
● 共轭关系，互为共轭酸碱对。 酸越强，它的共轭碱越弱；酸越弱它的共轭碱越强
◆ 有的离子可以是碱，也可以是酸，如HSO4-等 ◆ 没有盐的概念。盐在在质子论中都是离子酸或离子碱。
[In]/[HIn]≤1/10时----HIn的颜色 [In]/[HIn]≥10/1时----In的颜色 [In]/[HIn]=1时 ----理论变色点
pKHIn± 1的pH范围称为指示剂的变色pH范围
甲基橙 ( Methyl Orange， MO)
(CH3)2N—
—N=N—
—SO3-
4.4 黄
OH- H+ pKa=3.4
Kw意义----一定温度时水溶液中[H+]和[OH-]之积为一常
数
温度升高，KW增大
2．溶液的pH值
● 水溶液中氢离子的浓度称为溶液的酸度 ----溶液酸碱性的定
量标度
● 在[H+]<1mol·L-1时，pH值表示溶液的酸度 pH =-lg[H+] pOH=- lg
液氨碱性比水强！！！
7.2.2 水的电离与溶液的酸度
1．水的电离
水分子电离程度较小：
H2O（l）+ H2O（l）= H3O++ OHH2O（l）= H++ OH-
295K： KӨ=KW=[H+][ OH-]=1.0× 10-14 Kw称水的离子积常数
NH +4
H+ + NH3
H2PO-4
H+ + HPO42-
H2SO4 H+ + HSO-4
HSO-4
H+ + SO24-
● 共轭关系，互为共轭酸碱对。 酸越强，它的共轭碱越弱；酸越弱它的共轭碱越强
◆ 有的离子可以是碱，也可以是酸，如HSO4-等 ◆ 没有盐的概念。盐在在质子论中都是离子酸或离子碱。
[In]/[HIn]≤1/10时----HIn的颜色 [In]/[HIn]≥10/1时----In的颜色 [In]/[HIn]=1时 ----理论变色点
pKHIn± 1的pH范围称为指示剂的变色pH范围
甲基橙 ( Methyl Orange， MO)
(CH3)2N—
—N=N—
—SO3-
4.4 黄
OH- H+ pKa=3.4
Kw意义----一定温度时水溶液中[H+]和[OH-]之积为一常
数
温度升高，KW增大
2．溶液的pH值
● 水溶液中氢离子的浓度称为溶液的酸度 ----溶液酸碱性的定
量标度
● 在[H+]<1mol·L-1时，pH值表示溶液的酸度 pH =-lg[H+] pOH=- lg
水的电离平衡ppt教学课件
第二节 水的电离和溶液的 酸碱性
第一课时 水的电离
学习目标 1、知道水的离子积，会运用其进行 简单的计算
2、掌握影响水电离的因素
知识点1、水的电离
1、水的电离
25℃的纯水
+
H2O+H2O ( H2O
+
+
-
H3O+ + OH－
H＋+OH－)
电离平衡常数K=
C(H+) . C(OH-) C(H2O)
KW=C(H+).C(OH-)=1×10-14
2、水的离子积常数
定义：在一定温度下，水（稀溶液）中H+与OH浓度的乘积，用Kw表示。
Kw =C（H+）·C（OH-）
温度 0℃ 20℃ 25℃ 50℃ 90℃ 100℃
Kw 1.14×1 6.81×10 1×10-14 5.47×10 3.8×10 1×10-12
是碱性？
小结：
水的离子积常数
｛ 水的电离 影响水电离平衡的因素
H2O ⇋ H＋+OH－
纯 加入少 加入少量 加入钠 升高
水 量盐酸 氢氧化钠
温度
Kw变化 C(H+)
不变 不变
不变 ↑
不变 不变 ↑
↓
↓
↑
C(OH-)
不变
↓
↑
↑
↑
C(H+)和 C(OH-)大小
=
比较
C(H+)＞C(OH-)
C(H+)＜C(OH-)
C(H+)＜C(OH-)
=
平衡移动 方向
-
←
←
→→
0-15-ຫໍສະໝຸດ 5-14-131、水的离子积只与温度有关。一定温度 下水的离子积是一个常数。温度升高，离 子积常数增大。
第一课时 水的电离
学习目标 1、知道水的离子积，会运用其进行 简单的计算
2、掌握影响水电离的因素
知识点1、水的电离
1、水的电离
25℃的纯水
+
H2O+H2O ( H2O
+
+
-
H3O+ + OH－
H＋+OH－)
电离平衡常数K=
C(H+) . C(OH-) C(H2O)
KW=C(H+).C(OH-)=1×10-14
2、水的离子积常数
定义：在一定温度下，水（稀溶液）中H+与OH浓度的乘积，用Kw表示。
Kw =C（H+）·C（OH-）
温度 0℃ 20℃ 25℃ 50℃ 90℃ 100℃
Kw 1.14×1 6.81×10 1×10-14 5.47×10 3.8×10 1×10-12
是碱性？
小结：
水的离子积常数
｛ 水的电离 影响水电离平衡的因素
H2O ⇋ H＋+OH－
纯 加入少 加入少量 加入钠 升高
水 量盐酸 氢氧化钠
温度
Kw变化 C(H+)
不变 不变
不变 ↑
不变 不变 ↑
↓
↓
↑
C(OH-)
不变
↓
↑
↑
↑
C(H+)和 C(OH-)大小
=
比较
C(H+)＞C(OH-)
C(H+)＜C(OH-)
C(H+)＜C(OH-)
=
平衡移动 方向
-
←
←
→→
0-15-ຫໍສະໝຸດ 5-14-131、水的离子积只与温度有关。一定温度 下水的离子积是一个常数。温度升高，离 子积常数增大。
专题六第23讲电离平衡[可修改版ppt]
![专题六第23讲电离平衡[可修改版ppt]](https://img.taocdn.com/s3/m/cafea94d915f804d2b16c1a7.png)
液，溶液颜色明显变浅。
方法5：配制pH＝13的氨水，稀释10倍后，溶液pH的范围为12<pH<13。
栏
目
考点透视
导
质量验收
航
考点透视
考点1 电离平衡 基础梳理
1. 电离平衡的建立 在一定条件(如温度、浓度等)下，当弱电 解质分子电离成离子的速率和离子结合成弱电 解质分子的速率相等时，电离过程就达到了平 衡状态，平衡建立过程如图所示。
的电离平衡常数
Kb
＝
c（NH4＋）·c（OH－） c（NH3·H2O）
＝
c（NH＋4 ）·c（OH－）·c（H＋） c（NH3·H2O）·c（H＋）
，
故
c(NH3·H2O)·c(H＋)＝KKwb·c(NH＋4 )，氨水稀释时，c(NH＋4 )减小，则 c(NH3·H2O)·c(H＋)减
小，C 正确；因为两种酸的浓度相同，由两者的 pH 可知 CH3COOH 的酸性强，D
D. ②④
[解析] 加少量CH3COONa固体，醋酸根离子浓度增大，电离平衡逆向移动， 则醋酸的电离程度减小，①错误；弱电解质的电离吸热，升高温度，电离平衡正向 移动，则醋酸的电离程度增大，②正确；加少量冰醋酸，醋酸的浓度增大，则醋酸 的电离程度减小，③错误；加水，醋酸浓度减小，则醋酸的电离程度增大，④正 确。
正
增大 减小 增大 不变
加活泼金属
正
增大 减小 增大 不变
加CaCO3
正
增大 减小 增大 不变
说明： (1)加水平衡正向移动，n(H＋)增大，c(H＋)却减小；原因是 c(H＋)＝Vn，n、V 都增 大，V 增加得更多，所以浓度减小。 (2) 加 入 少 量 冰 醋 酸 ， 平 衡 正 向 移 动 ， 电 离 度 却 减 小 ； 原 因 是 电 离 度 ＝ nn（（CCHH33CCOOOOH－）），n(CH3COO－)、n(CH3COOH)都增大，但 n(CH3COOH)增加得更 多，所以电离度减小。
方法5：配制pH＝13的氨水，稀释10倍后，溶液pH的范围为12<pH<13。
栏
目
考点透视
导
质量验收
航
考点透视
考点1 电离平衡 基础梳理
1. 电离平衡的建立 在一定条件(如温度、浓度等)下，当弱电 解质分子电离成离子的速率和离子结合成弱电 解质分子的速率相等时，电离过程就达到了平 衡状态，平衡建立过程如图所示。
的电离平衡常数
Kb
＝
c（NH4＋）·c（OH－） c（NH3·H2O）
＝
c（NH＋4 ）·c（OH－）·c（H＋） c（NH3·H2O）·c（H＋）
，
故
c(NH3·H2O)·c(H＋)＝KKwb·c(NH＋4 )，氨水稀释时，c(NH＋4 )减小，则 c(NH3·H2O)·c(H＋)减
小，C 正确；因为两种酸的浓度相同，由两者的 pH 可知 CH3COOH 的酸性强，D
D. ②④
[解析] 加少量CH3COONa固体，醋酸根离子浓度增大，电离平衡逆向移动， 则醋酸的电离程度减小，①错误；弱电解质的电离吸热，升高温度，电离平衡正向 移动，则醋酸的电离程度增大，②正确；加少量冰醋酸，醋酸的浓度增大，则醋酸 的电离程度减小，③错误；加水，醋酸浓度减小，则醋酸的电离程度增大，④正 确。
正
增大 减小 增大 不变
加活泼金属
正
增大 减小 增大 不变
加CaCO3
正
增大 减小 增大 不变
说明： (1)加水平衡正向移动，n(H＋)增大，c(H＋)却减小；原因是 c(H＋)＝Vn，n、V 都增 大，V 增加得更多，所以浓度减小。 (2) 加 入 少 量 冰 醋 酸 ， 平 衡 正 向 移 动 ， 电 离 度 却 减 小 ； 原 因 是 电 离 度 ＝ nn（（CCHH33CCOOOOH－）），n(CH3COO－)、n(CH3COOH)都增大，但 n(CH3COOH)增加得更 多，所以电离度减小。
《电离水解平衡》课件
在食品工业中，电离水解平衡也具有广泛应用。 例如，在制备低钠盐食品时，可以利用离子交换 技术将钠离子替换为钾离子，从而降低食品中的 钠含量，有利于控制高血压等疾病的风险。
01
电离水解平衡的实 验研究
实验目的与原理
实验目的
通过实验探究电离平衡和水解平 衡的原理，加深对电离水解平衡 的理解。
实验原理
在电离平衡中，弱电解质分子电离成 离子的速率与离子重新结合成弱电解 质分子的速率相等，形成稳定的离子 和分子共存的平衡状态。
影响电离平衡的因素
温度
温度对电离平衡的影响较大，随着温度的升高，电离平衡常数增 大，弱电解质的电离程度也随之增大。
浓度
弱电解质浓度越大，电离程度越小；浓度越小，电离程度越大。
酸碱度
溶液的酸碱度对弱电解质的电离平衡有显著影响，弱酸或弱碱在酸 性或碱性溶液中电离程度增大。
电离平衡的应用
酸碱度调节
利用电离平衡原理调节溶液的酸碱度， 如通过加入酸或碱来调节土壤酸碱度。
药物制备
药物的制备过程中，常涉及弱电解质 的电离平衡，如利用弱电解质的电离
特性制备药物。
化工生产
在化工生产中，常利用电离平衡原理 进行物质的分离和提纯，如利用离子 交换法分离不同离子。
《电离水解平衡》 ppt课件
THE FIRST LESSON OF THE SCHOOL YEAR
目录CONTENTS
• 电离平衡 • 水解平衡 • 电离水解平衡的相互影响 • 电离水解平衡的实验研究
01
电离平衡
电离平衡的定义
电离平衡是指在一定条件下，弱电解 质在水溶液中达到动态平衡的状态， 即正逆反应速率相等，各组分浓度保 持不变。
电离平衡与水解平衡的关系
01
电离水解平衡的实 验研究
实验目的与原理
实验目的
通过实验探究电离平衡和水解平 衡的原理，加深对电离水解平衡 的理解。
实验原理
在电离平衡中，弱电解质分子电离成 离子的速率与离子重新结合成弱电解 质分子的速率相等，形成稳定的离子 和分子共存的平衡状态。
影响电离平衡的因素
温度
温度对电离平衡的影响较大，随着温度的升高，电离平衡常数增 大，弱电解质的电离程度也随之增大。
浓度
弱电解质浓度越大，电离程度越小；浓度越小，电离程度越大。
酸碱度
溶液的酸碱度对弱电解质的电离平衡有显著影响，弱酸或弱碱在酸 性或碱性溶液中电离程度增大。
电离平衡的应用
酸碱度调节
利用电离平衡原理调节溶液的酸碱度， 如通过加入酸或碱来调节土壤酸碱度。
药物制备
药物的制备过程中，常涉及弱电解质 的电离平衡，如利用弱电解质的电离
特性制备药物。
化工生产
在化工生产中，常利用电离平衡原理 进行物质的分离和提纯，如利用离子 交换法分离不同离子。
《电离水解平衡》 ppt课件
THE FIRST LESSON OF THE SCHOOL YEAR
目录CONTENTS
• 电离平衡 • 水解平衡 • 电离水解平衡的相互影响 • 电离水解平衡的实验研究
01
电离平衡
电离平衡的定义
电离平衡是指在一定条件下，弱电解 质在水溶液中达到动态平衡的状态， 即正逆反应速率相等，各组分浓度保 持不变。
电离平衡与水解平衡的关系
课件《水的电离》PPT_完美课件_人教版1
0×10-9mol/L的碱性性溶液，
生活中，人们洗发时使用的护发素，主要功能也是调节头发的pH使之达到适宜的酸碱度。
红色 黄色 1mol/L的NaOH溶液中，求c(OH—) ， c(H+)，由水电离出的c(H+)水，c(OH—)水分别是多少？
橙 H2O
H+ + OH－
甲基橙 KW = c(H+) .
2.电离平衡常数：K 电离＝ c(H+) ×c(OH-）
c(H2O)
因为水的电离极其微弱，在室温下1L(即55.56mol） 水中只有1×10-7mol水电离，电离前后水的物质的量几乎 不变， C(H2O)的浓度为常数，这样上式可以表示为：
c(H+) . c(OH-) = K电离× c(H2O）
3.水的离子 积常数，简 称为离子积
H2O + H2O c(H+)=10-pH
25℃ 100 ℃ 0×10-5mol/L的酸性性溶液，
H3O+ + OH－
1. 水是一种极弱的电解质
纯水的组成微粒有哪些？
水分子电离过程示意图
+
+
H2O + H2O
H3O+ + OH－
可简写为： H2O
H+ + OH－
当达到电离平衡时，电离产物H+和OH-浓度 之积与未电离的H2O的浓度之比也是一个常数：
应用 5
在科学实验 和工业生产中， 溶液pH的控制 常常是影响实验 结果或产品质量、 产量的一个关键 因素。
课堂小结
1.水是一种极弱的电解质，能发生微弱的电离。 2.常温下，水的离子积常数：
KW = c(H+) . c(OH-) =10-14
3.2.1 水的电离(课件)高二化学(人教版2019选择性必修1)
任务三 探究水的电离平衡的影响因素
【练习】根据H2O⇌H++OH- △H＞0判断如下表格中平衡移动方向 c(H＋) c(OH－)大 小 水的电离程度以及Kw变化。
改变条件 平衡移动方向
升高温度 加入HCl(g)
正向 逆向
加入NaOH(s)
逆向
加入NaHSO4(s)
逆向
c(H＋) 增大 增大 减小 增大
任务二 水的离子积常数
二、水的离子积常数
例2.在25℃ 0.1mol/L NaOH溶液中： NaOH=Na++OH- H2O⇌H++OHc总(OH-)=c碱(OH-)+c水(OH-) c碱(OH-) 》 c水(OH-) c总(OH-)=c碱(OH-)=0.1mol/L KW=1.0×10-14 c(H+)=1.0×10-13mol/L 而H+完全来自于水的电离 所以c水(H+)=1.0×10-13mol/L c水(OH-)=1.0×10-13mol/L 故：碱溶液中忽略水电离出的OH-的浓度——Kw = c碱(OH-)·c水(H+)
HCl = H+ + Cl- H2O⇌H++OHc总(H+)=c酸(H+)+c水(H+) c酸(H+) 》 c水(H+) c总(H+)=c酸(H+)=0.1mol/L KW=1.0×10-14 c(OH-)=1.0×10-13mol/L 而OH-完全来自于水的电离 所以c水(OH-)=1.0×10-13mol/L c水(H+)=1.0×10-13mol/L 故：酸溶液中忽略水电离出的H+的浓度——Kw = c酸(H+)·c水(OH-)
电离平衡课件
电离平衡ppt课件
目录
• 电离平衡的基本概念 • 电离平衡的表示方法 • 电离平衡的实验研究 • 电离平衡的应用 • 电离平衡的发展前景
CHAPTER 01
电离平衡的基本概念
电离平衡的定义
电离平衡是指在一定条件下，弱电解 质在水溶液中达到动态平衡的状态， 此时正、逆向电离速率相等，溶液中 离子浓度保持不变。
土壤改良
利用电离平衡原理，通过调节土壤的pH值和离子组成，改善土壤 的结构和肥力，提高农作物的产量和质量。
空气净化
在空气净化过程中，电离平衡理论有助于去除空气中的有害气体和 颗粒物，提高空气质量。
在生命科学中的应用
生物体内的酸碱平衡
电离平衡理论对于维持生物体内的酸碱平衡具有重要意义，对于生 物体的正常生理功能至关重要。
离子交换技术
利用电离平衡原理，通过离子交换剂将溶液中的 离子与其他离子进行交换，从而达到分离、纯化 和浓缩的目的。
药物合成与分离
在药物合成过程中，电离平衡理论对于药物的分 离和纯化具有重要意义，有助于提高药物的纯度 和收率。
在环境科学中的应用
污水处理
电离平衡理论在污水处理中发挥着重要作用，通过调节污水的pH 值和离子组成，实现污水中污染物的去除和分离。
度之比。
计算步骤
首先确定弱电解质和溶剂的种类 ，然后计算出溶液中离子浓度的 变化，最后根据离子浓度变化计
算出电离平衡常数。
注意事项
在计算电离平衡常数时，应注意 离子浓度的单位和比例尺的选择
。
CHAPTER 03
电离平衡的实验研究
实验目的和实验原理
实验目的 探究电离平衡的形成机制。
验证电离平衡的原理及其影响因素。
与环境科学的交叉
目录
• 电离平衡的基本概念 • 电离平衡的表示方法 • 电离平衡的实验研究 • 电离平衡的应用 • 电离平衡的发展前景
CHAPTER 01
电离平衡的基本概念
电离平衡的定义
电离平衡是指在一定条件下，弱电解 质在水溶液中达到动态平衡的状态， 此时正、逆向电离速率相等，溶液中 离子浓度保持不变。
土壤改良
利用电离平衡原理，通过调节土壤的pH值和离子组成，改善土壤 的结构和肥力，提高农作物的产量和质量。
空气净化
在空气净化过程中，电离平衡理论有助于去除空气中的有害气体和 颗粒物，提高空气质量。
在生命科学中的应用
生物体内的酸碱平衡
电离平衡理论对于维持生物体内的酸碱平衡具有重要意义，对于生 物体的正常生理功能至关重要。
离子交换技术
利用电离平衡原理，通过离子交换剂将溶液中的 离子与其他离子进行交换，从而达到分离、纯化 和浓缩的目的。
药物合成与分离
在药物合成过程中，电离平衡理论对于药物的分 离和纯化具有重要意义，有助于提高药物的纯度 和收率。
在环境科学中的应用
污水处理
电离平衡理论在污水处理中发挥着重要作用，通过调节污水的pH 值和离子组成，实现污水中污染物的去除和分离。
度之比。
计算步骤
首先确定弱电解质和溶剂的种类 ，然后计算出溶液中离子浓度的 变化，最后根据离子浓度变化计
算出电离平衡常数。
注意事项
在计算电离平衡常数时，应注意 离子浓度的单位和比例尺的选择
。
CHAPTER 03
电离平衡的实验研究
实验目的和实验原理
实验目的 探究电离平衡的形成机制。
验证电离平衡的原理及其影响因素。
与环境科学的交叉
高考化学(全国通用)：水的电离平衡与pH计算(PPT讲解版)
小
相同
一元弱酸 小
大
相同
与足量Zn反应产生H2的量 相同 相同
开始与Zn反应的速率 快 慢
等pH等V的一元强酸与一元弱酸的比较
比较项目 c(H+) 酸的浓度 中和碱的能力
一元强酸 相同
小
小
一元弱酸 相同
大
大
与足量Zn反应产生H2的量 少 多
开始与Zn反应的速率 相同 相同
溶液pH的测定方法
1、酸碱指示剂法：只能测出pH的范围，不能准确测定pH
水的电离平衡&pH计算
优秀同龄人的陪伴 让你的青春少走弯路
水的电离平衡&pH计算的 知识点特点
一、【细致且技巧性强，抓好细节】 知识点相对细致，有一定难度 技巧性强，喜欢用技巧快速求解 常考细节，需抓好关键点 二、【弄清原理，举一反三】 原理是根基，解题的核心 掌握原理，巧用技巧 弄清原理，举一反三
pH=—lgc(H ) 14 lg nc
pH的相关计算题型
混合溶液pHmol/L 硫酸溶液和 1L 0.1mol/L 盐酸溶液混合，求混合后溶液pH
两种强酸混合
c(H+ )混 =
+
n(H
)
硫酸V总n(H+
) 盐酸
=
2
0.05mol / L
21LL
0.1mol / L
指示剂
pH变色范围
酸色
甲基橙
3.1—4.4
红色pH<3.1
石蕊
5.0—8.0
红色pH<5.0
酚酞
8.2—10.0
无色pH<8.2
2、pH试纸法
中间色 橙色 紫色 浅红色
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.
16
c. pH的适用范围为0～14 pH适用于c（H+）≤1 mol/L 当pH=0时， c（H+）＝ 1 mol/L ； 当pH=14时， c（H+）＝ 1 ×10－14m。ol/L
通常将c（OH－）的负对数称作pOH:
pOH = － lg c（OH－ ）
4.也可用pOH表示溶液酸碱性
常温下 pH + pOH = 14
C(OH-)
大小
加热 中性 正向 增大 增大 ＝ 增大
加HCl 酸性 逆向 增大 减小 ＞ 不变
加 碱性 逆向 减小 增大 ＜ 不变
NaOH
（3）加酸或加碱：抑制水的电离，但
水的离子积保持不变. 。
9
问题讨论
H2O
H+ + OH-
在一定条件下向水中加入下列固体盐
水的电离平 C(H+)变 C(OH-)
.
17
二、溶液的酸碱性
3、“pH”的测定方法： 定性测定：酸碱指示剂法（甲基橙、石蕊、酚酞）
定量测定：pH试纸、pH计等
pH试纸 （粗略）
广泛pH试纸（读到整数） 精密pH试纸（0.2或0.3）
pH计（也叫 酸度计）：读到0.01
（精确）
.
18
pH试纸的使用方法：
取一小块pH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秒内与标准比色卡对比来粗略确定溶液 的pH（ pH读数只取整数）。
Kw
衡移动方向 化
变化
加入
CH3COONa
加入
NH4Cl
加入
NaCl
正向 正向 不移动
减小 增大 不变
增大 减小 不变
不变 不变 不变
（4）加可溶性盐：“弱离子”加入促进水的
电离，但水的离子积保. 持不变。
10
4、归纳
①任何水溶液中，均存在水的电离平衡。
②无论纯水、酸性（或碱性）溶液，由水 电离产生的C水 (H+) = C 水(OH－)
当 c(H+)=10-7mol/L时，pH=7
反之: c（H+）=10-pH
a. pH越小，溶液酸性越强，pH越大碱 性越强
.
15
常温下 (250C)
溶液成中性 pH=7
1000C pH=6
溶液成碱性 pH>7
pH>6
溶液成酸性 pH<7
pH<6
b. 使用pH判断溶液酸碱性时要注意温 度（pH=7溶液不一定是中性）
标准比色卡
.
19
注意： 1、玻璃棒要洁净、干燥 2、pH试纸用镊子夹取，测溶液时不能用蒸 馏水湿润，否则pH可能偏大、偏小或不变
.
20
三、溶液中pH的计算
➢计算1： 单一溶液（强酸/强碱）pH
例1：试计算常温下的
如：KW25℃=1×10-14 C(H+)＝1×10－7 PH=7 中性
KW100℃=1×10-12 C(H+)＝1×10－6 PH=6 中性
（2）加入活泼金属：促进水的电离
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H2O
H+ + OH-
对常温下纯水进行下列操作，填写下表
条件
酸碱性 平衡移 C(H+) C(OH-） C(H+) Kw
动方向
欢迎各位领导和老师
莅临指导！
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选修四 第三章 第二节
水的电离和溶液的酸碱性
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温故知新
1、溶液导电性强弱主要是由
_______________________决定的。
溶液中自由移动的离子浓度和离子 所带电荷数
2、水是不是电 解质？
水是极弱的电 解质
研究电解质溶液时往往涉及溶液的
酸碱性，而酸碱性与水的电离有密切
练习2：常温下，0.01mol/L氢氧化钠溶液中 C（H+）、C（OH-）分别为多少？由水电离 出的C水（H+）、 C水（OH-）分别为多少？
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连接高考：在由水电离出的C(H+)=
10-12mol/L的溶液中,一定能大量共存的离 子组是( B )
A.K+、Fe3+、SO42-、MnO4B.Na+、Cl-、NO3-、SO42C.Al3+、NH4+、Cl-、SO42D.Na+、AlO2-、Br-、Cl-
电离平衡常数：
K 电离＝
H+ + OHC(H+) ·C(OH-）
C(H2O）
C(H+) ·C(OH-）＝ K 电离· C(H2O）
室温下1 L水（55.6mol）只有
1×10-7mol水电离，电离前后水 的物质的量几乎不变C（H2O）
Kw
可视为常数。
水的离子积常数
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2、水的离子积（ Kw）
表达式： Kw ＝C(H+) ·C(OH-）
碱性溶液 C(H+) ＜C(OH-) C(H+)＜1×10—7mol/L
C(OH-)>1×10—7mol/L
讨论：KW100℃=1×10-12，100 ℃ 时各量如何变化？
判断溶液酸碱性根本依据是
C(OH-)与C(H+)相对大小
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二、溶液的酸碱性 2、溶液酸碱性与pH关系：pH = - lg c（H+）
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二、溶液的酸碱性
1、判断溶液的酸碱性：（25℃ Kw= 1×10—14）
中性溶液 C(H+) = C(OH-) C(H+) = 1×10—7mol/L
C(OH-)= 1×10—7mol/L
酸性溶液 C(H+) ＞C(OH-) C(H+)＞1×10—7mol/L
C(OH-)＜1×10—7mol/L
25℃时，1 L(55.6 mol)纯水中有1×10－7 mol
水发生电离，则该纯水中
C(H+) ＝ 1×10－7 mol/L； C(OH－) ＝ 1×10－7 mol/L； C(H+) ＝ C(OH－)（填＜、＞、＝）
Kw= 1×10-14
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Kw只与 温度 有关，. 与 浓度 无关。 7
3、影响水电离平衡的因素 （1）温度： 水的电离是 吸热 过程， 升高温度， 促进水的电离, Kw 增大 。
③任何稀的水溶液中都存在Kw（是温度函 数）Kw= c(H+)·c(OH-)
稀酸溶液： Kw= c(H+)酸·c(OH-)水=1×10-14
稀碱溶液： Kw= c(H+)水·c(OH-)碱=1×10-14
④C (H+) 和 C (OH－) 指水溶液H+ 和OH－
的总浓度
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11Leabharlann 练习1：常温下，0.01mol/L盐酸溶液中 C（H+）、 C（OH-）分别为多少？由水电 离出的C水（H+）、 C水（OH-）分别为多少？
的关系。那么水是如何电离的呢?
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实验探究：精确的 “纯水的导电性实验”
现象:灵敏电流计发生轻微偏转，灯泡不亮
结论:水是一种极弱的电解质，能发生微弱电离。
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一、水的电离 1、水的电离 水是一种极弱电解质，能微弱电离
H2O + H2O 简写为： H2O
H3O+ + OH－
H+ + OH-
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H2O