第29讲：水的电离和溶液的pH值
高二化学-水的电离和溶液的pH值教案
高二化学－水的电离和溶液的pH值教案【教学内容】水的电离和溶液的pH值【教学目标】1.了解水的电离，掌握电离常数的计算方法。
2.了解酸、碱的概念及特点，熟悉 pH 值的计算方法。
3.明确 pH 值与酸碱度及溶液中的离子浓度之间的关系。
4.运用所学知识解决实际问题。
【教学重点】1.掌握水的电离，电离常数的计算方法。
2.熟悉酸、碱的概念及特点，掌握 pH 值的计算方法。
【教学难点】1.pH 值与酸碱度及溶液中的离子浓度之间的关系。
2.运用所学知识解决实际问题。
【教学方法】讲述和演示相结合，引导学生思考，多媒体辅助展示。
【教学手段】多媒体课件、板书、实验演示。
【教学过程】一、引言（5分钟）1.介绍电离的基本概念。
2.通过介绍日常生活中酸、碱的应用使学生了解酸、碱的概念及特点。
二、水的电离（15分钟）1.电离的概念及判定条件。
2.水的电离，并引出电离常数与 pH 值的概念及计算方法。
3.掌握电离常数的计算方法。
4.通过实验演示，加深学生对电离常数的认识。
5.引导学生思考为什么在水中加入少量酸和碱，依然保持中性。
三、溶液的酸碱性及 pH 值（15分钟）1.酸、碱的概念及特点。
2.酸碱反应的特征及常见物质的酸碱性。
3.计算溶液的 pH 值。
四、pH 值与离子浓度（15分钟）1. pH 值的计算公式。
2. pH 值与酸碱度及溶液中的离子浓度之间的关系。
3.通过实例，练习 pH 值的计算。
五、实验演示（15分钟）1.通过实验演示，让学生亲身体验水的电离及 pH 值计算。
2.通过实验演示，让学生了解 pH 值与酸碱度及溶液中的离子浓度之间的关系。
六、总结与作业布置（5分钟）1.再次强调电离常数与 pH 值的概念及计算方法。
2.回顾了解到的内容，重新理清思路。
3.布置作业，巩固所学内容。
【教学反思】此次课，通过多媒体辅助提高了教学效果，实验演示使学生更好地理解水的电离及 pH 值的计算方法。
在学生思维活跃，积极思考的语境下，利用合适的教学方法和教学手段有效地教授了与化学学科紧密相关的水的电离和溶液的pH 值等知识。
水的电离和pH值的计算
水的电离和pH值的计算水是生命的基本物质，也是化学反应中最常见的溶剂。
在水中，发生着水的电离反应，产生氢离子（H+）和氢氧根离子（OH-）。
这一过程可以通过pH值来进行量化。
本文将探讨水的电离和pH值的计算方法。
一、水的电离反应水的电离反应可以用如下方程式表示：H2O ⇌ H+ + OH-在纯净水中，水分子会偶尔发生这样的反应，一部分水分子会分解成氢离子和氢氧根离子。
这表明水是一个弱电解质。
二、pH值的定义pH值是用来表示溶液酸碱性的度量指标。
它的定义是负对数函数，通过测量氢离子的浓度来判断溶液的酸碱性。
pH值的计算公式如下：pH = -log[H+]其中[H+]表示溶液中氢离子的浓度。
三、pH值的计算1. 对于酸性溶液如果溶液为酸性，那么pH值一定小于7。
在酸性溶液中，氢离子的浓度高于氢氧根离子的浓度。
举例来说，如果一个溶液的氢离子浓度为10^-3 mol/L，那么pH值的计算公式为：pH = -log(10^-3) = 3因此，这个溶液的pH值为3，属于酸性溶液。
2. 对于碱性溶液如果溶液为碱性，那么pH值一定大于7。
在碱性溶液中，氢离子的浓度低于氢氧根离子的浓度。
举例来说，如果一个溶液的氢离子浓度为10^-10 mol/L，那么pH 值的计算公式为：pH = -log(10^-10) = 10因此，这个溶液的pH值为10，属于碱性溶液。
3. 对于中性溶液如果溶液为中性，那么pH值等于7。
在中性溶液中，氢离子的浓度等于氢氧根离子的浓度。
举例来说，如果一个溶液的氢离子浓度为10^-7 mol/L，那么pH值的计算公式为：pH = -log(10^-7) = 7因此，这个溶液的pH值为7，属于中性溶液。
四、pH值的应用pH值不仅可以用来表征溶液的酸碱性，还可以用来控制化学反应的进行。
许多化学实验和工业生产过程中，都需要在特定的pH值下进行反应。
例如，酶是生物体内的一种特殊催化剂，在特定的pH值下才能发挥最佳催化作用。
水的电离和溶液的酸碱性之PH值的计算(上课用)
练习:
1、下列关于盐酸与醋酸两种稀溶液的说法正确的 是( )
B
A.相同浓度的两溶液中c(H＋)相同
B.100mL0.1mol/L的两溶液能中和等物质的量的 氢氧化钠 C.pH＝3的两溶液稀释100倍，pH都为5
D.两溶液中分别加入少量对应的钠盐，c(H＋)均明 显减小
2、常温下，有pH=12的NaOH 溶液100 mL，若将 其pH变为11。（下列混合溶液体积变化不计，保 留1位小数。） ①若用水，应加入 900 mL； ②若用pH=10的NaOH 溶液，应加入 1000 mL ③若用pH=2的盐酸溶液，应加入 900／11 mL
= —lg (Kw) = —lg (1×10—14) = 14
1、简单计算:
例1、求25 ℃时 10-5mol/L、0.1mol/L、 1mol/L盐
酸的pH分别为多少？
5、1、0
例2、求25 ℃时 10-5mol/L、0.1mol/L、1mol/LNaOH溶 液的pH分别为多少？
解法1: 解法2:
六、溶液PH值的计算
问 题 类 型
1、简单计算 2、酸碱混合计算问题 3、酸碱溶液稀释问题
【知识回顾】
pH值的计算方法：
pH= —lg c(H+) pOH= —lg c(OH )
— —
pOH + pH = —[lg c(OH )+ lg c(H+) ]
= —lg [c(OH )· c(H+) ]
—
稀释后所得溶液的PH 5 4 9 10 ≠8 约为7 ≠6 约为7
pH=5的稀盐酸加水稀释1000倍
pH=9的NaOH溶液加水稀释1000倍
(1)、强酸或强碱：在水中完全电离,加水稀释后不 会有溶质进一步电离,故仅仅是体积增大的因素导 致酸溶液中的C(H+)或碱溶液中的C(OH- )减小。
水的电离和溶液pH值计算
水的电离与溶液pH 值的计算一、水的电离水是极弱的电解质，发生微弱的（自偶）电离。
H 2O + H 2O →H 3O + + OH - 简写： H 2O → H + + OH -实验测定：25℃ c （H +）=c （OH -）=1710-⨯mol/L 100℃ c （H +）= c （OH -）= 1610-⨯mol/L 二、水的离子积（K w ）实验测定：25℃ K w = c （H +）·c （OH -）=11410-⨯（定值）（省去单位） 100℃ K w = c （H +）·c （OH -）=11210-⨯影响因素：1）温度：温度越高，K w 越大，水的电离度越大。
对于中性水，尽管K w 温度升高，电离度增大，但仍是中性水，[H +]=[OH -]. 2）溶液酸碱性：中性溶液，c （H +）=c （OH -）=1710-⨯mol/L酸性溶液：c （H +）> c （OH -），c （H +）>1⨯10-7mol/L c （OH -）<1⨯10-7mol/L 碱性溶液：c （H +）< c （OH -），c （H +）<1⨯10-7mol/L c （OH -）>1⨯10-7mol/L c （H +）越大，酸性越强；c （OH -）越大，碱性越强。
三、溶液pH 值的计算 1.pH 的计算公式：（1）c （H +）=C 酸α酸（弱酸） c （H +）= nC 酸 c （OH -）=C 碱α碱（弱碱） c （OH -）= nC 碱(2) K w = c （H +）c （OH -），c （H +）=）（OH K c w c （OH -）=）（+H Kwc(3) pH=-lgc （H +） pOH=-lgc （OH -） (4) pH + pOH = 14（25℃）2.酸或碱溶液及稀释后的p H 值的计算(25℃) 1） 酸强碱溶液(单一溶液)p H 值的计算 例1．求0.1mol/L 的H 2SO 4的pH 值。
水的电离和溶液的酸碱性 课件
)
A.该溶液呈酸性
B.该溶液呈中性
C.该溶液的KW=2.0×10-7
D.该溶液的KW=1.0×10-14
答案:B
-6-
3.下列溶液一定呈酸性的是(
A.含H+的溶液
B.能使酚酞变红色的溶液
C.pH小于7的溶液
D.c(H+)大于c(OH-)的溶液
答案:D
)
-7-
探究问题
1.利用化学平衡移动理论,分析若要促进水的电离,可采取哪些方
离出的c(OH-)等于由水电离出的c(H+),所以,由水电离出的c(OH-)也
等于1.0×10-12 mol·L-1。
答案:D
-24-
规律方法点拨 (1)计算溶液中水电离出的c(H+)与c(OH-)时注意以
下几点:
①因为H2O
H++OH-,所以由水电离出的c(H+)=c(OH-)。
②酸溶液中的OH-和碱溶液中的H+都是水电离出的。
为纯水
C.25 ℃时,向水中加入氢氧化钠固体,水的电离平衡逆向移动,水
的离子积减小
D.25 ℃时,0.1 mol·L-1的盐酸与0.1 mol·L-1的NaOH溶液中,水的电
离程度不同
-19-
解析:蒸馏水中的c(H+)=2.0×10-7 mol·L-1,水的离子积为4×10-14,
比25 ℃时的水的离子积大,因为水的电离吸热,温度必然高于25
c(OH-)一定相等,但并不一定是c(H+)=c(OH-)=1.0×10-7 mol·L-1,所
以B项错误,C项正确;100 ℃的纯水中,虽然pH<7,但c(H+)=c(OH-),还
水的电离和溶液的pH(第一课时)
水的电离和溶液的pH（第一课时）水的电离和溶液的pH是化学中十分重要的基础概念。
本文将在“接地气”的写作风格下，对水的电离和溶液的pH进行科普，增加一些语气词和情绪词，让化学学习更加生动有趣！
一、水的电离
水是一种极其重要的物质，它的化学性质对许多化学反应和地球环境有着重要影响。
水分子在互相碰撞时，会有一些分子间的反应，使其中一部分水分子转化为氢离子（H+）和氢氧根离子（OH-），此过程即称为水的电离。
水的电离反应可以表示为：H2O = H+ + OH-，其中H+离子称为酸性离子，OH-离子称为碱性离子。
二、酸碱中和
酸和碱是化学中重要的概念。
当酸性溶液和碱性溶液混合时，会发生中和反应，生成的溶液称为酸碱中和溶液。
如何确定溶液的酸碱性呢？这时就需要用到溶液的pH值。
pH值是刻画溶液酸碱性质的重要参数，它表示溶液中氢离子浓度的负对数，即pH = -log[H+]。
当溶液中[H+]浓度为1×10^-7mol/L时，它的pH为7，称为中性溶液。
当溶液中[H+]浓度高于1×10^-7mol/L时，pH小于7，称为酸性溶
液，如橙汁；当[H+]浓度低于1×10^-7mol/L时，pH大于7，称为碱性
溶液，如肥皂水。
三、结论
水的电离和溶液的pH一直是化学学习中不可或缺的基础知识。
通
过本文的科普，我们可以了解到水的电离反应和酸碱中和的基本概念，并学会了如何确定溶液的酸碱性质。
相信我们在接下来的学习中，将
更加轻松深入地了解更多化学知识。
化学课件——水的电离和溶液pH值
水的电离和溶液pH值水的电离和溶液的pH值是电解质溶液的重点和难点，同时也是高考化学试题的热点。
分析多年的高考化学试题，我们不难发现：水的电离和溶液pH值这一知识点试题每年考并且常考常新。
因此，有必要认真加以训练。
相关知识点１、电解质溶液的酸碱性跟水的电离密切相关。
实验证明，水是一极弱电解质，能微弱电离：H2O+H2OH3O++OH-可简写为：H2OH++OH-。
此电离平衡易受外界条件（温度、电解质等）影响，但遵循平衡移动原理。
实验还证明，在溶液中，在一定温度下，［H+］与［OH-］的乘积是一常数，即［H+］·［OH-］＝Kw。
Kw简称为水的离子积。
它是一温度函数，随温度升高而增大。
25℃时，Kw=1×10-14，100℃，Kw=1×10-12。
２、电解质溶液的酸碱性取决于［H+］与［OH-］的相对大小。
在常温下，中性溶液［H+］＝［OH-］＝1×10-7mol/L，酸性溶液［H+］>[OH-］；［H+］>1×10-7mol/L；碱性溶液［H+］<［OH-］，［H+］<1×10-7mol/L。
３、电解质稀溶液的酸碱性可用pH值大小来统一量度，其定义式：pH＝－1g［H+］，同样可定义：pH＝－1g[OH-]，在常温下，pH＋pOH＝１４。
４、电解质溶液pH值的测定：（１）酸碱指示剂是测定溶液的pH值范围。
常用指示剂有：甲基橙、石蕊、酚酞，并熟记它们的变色范围。
（２）pH试纸是粗确测定溶液的pH 值，应掌握其操作步骤。
（３）测定溶液pH值最精确的方法是用pH计。
解题指导１、解答水电离的相关试题时应注意：（１）运用平衡移动原理来分析水的电离平衡移动—定性判断；（２）运用溶液中［H+］·［OH-］＝Kw和水电离出的[H+]＝[OH-]掌握相关运算—定量计算。
(3)正确处理矛盾的主要方面与次要方面的关系，比如，在处理溶液的稀释、电离与水解等关系时，一定要抓住主要矛盾。
水的电离和溶液的酸碱性
水的电离平衡
水的电离是吸热过程
水的电离平衡常数表达式
影响因素：温度、酸碱度、浓 度等
水的离子积常数
水的离子积的计算方法
水的离子积常数Kw
温度对离子积的影响
酸碱溶液中水电离出的离 子浓度计算
水的电离平衡常数与离子 积的关系
水的电离的影响因素
温度：温度升高， 电离程度增大， 酸性增强；温度 降低，电离程度 减小，酸性减弱
03
溶液的pH值
pH值的定义
pH表示溶液中氢 离子浓度的负对数
计算公式：pH=lg[H+]
范围：0-14之间， 其中pH=7为中性 溶液，pH<7为酸 性溶液，pH>7为 碱性溶液
pH值对生物体和 化学反应具有重要 影响
pH值的计算方法
定义：氢离子浓度的负对数 计算公式：pH = -lg[H+] 酸碱性判断：pH<7，溶液呈酸性；pH=7，溶液呈中性；pH>7，溶液呈碱性 实例：硫酸溶液的pH值计算
碱性溶液：OH-浓度大于H+浓 度
中性溶液：H+浓度等于OH-浓 度
酸碱性的分类
酸性溶液：pH<7，显酸性 碱性溶液：pH>7，显碱性 中性溶液：pH=7，显中性 酸碱性对生物和工业领域的影响
酸碱性的表示方法
酸碱指示剂
pH值
酸度计
滴定法
酸碱性的影响因素
酸碱物质的浓度 温度 溶剂的性质 光、压力等物理因素
浓度：浓度增大， 电离程度减小， 酸性减弱；浓度 减小，电离程度 增大，酸性增强
酸碱环境：酸碱 的存在会抑制水 的电离，改变水 的离子积
盐类物质：某些 盐类物质会促进 水的电离，例如 硫酸铝钾等
水的电离和溶液的酸碱性
水的电离和溶液的酸碱性一.水的电离及离子积常数1.水的电离平衡：水是极弱的电解质，能发生自电离：H2O H++OH－〔正反响为吸热反响〕2.水的离子积常数：Kw= c(H+)c(OH－)250C 时Kw =1.0×10-14 mol2·L-2，水的离子积与温度有关，温度升高Kw增大。
如1000C 时Kw =1.0×10-12 mol2·L-2 .3.无论是纯水还是酸、碱，盐等电解质的稀溶液，水的离子积为该温度下的Kw。
1、25 ℃时，水中存在电离平衡：H2O H＋＋OH－ΔH>0。
以下表达正确的选项是〔 B 〕A．将水加热，K w增大，pH不变B．向水中参加少量NaHSO4固体，c(H＋)增大，K w不变C．向水中参加少量NaOH固体，平衡逆向移动，c(OH－)降低D．向水中参加少量NH4Cl固体，平衡正向移动，c(OH－)增大2、25 ℃时，一样物质的量浓度的以下溶液：①NaCl②NaOH ③H2SO4④(NH4)2SO4，其中水的电离程度按由大到小顺序排列的一组是〔 C 〕A．④>③>②>① B．②>③>①>④C．④>①>②>③ D．③>②>①>④3、由水电离出的c(OH－)＝1×10－13mol/L的无色溶液中，一定能大量共存的离子组是〔 C 〕A．Cl－、AlO－2、Na＋、K＋B．Fe3＋、NO－3、K＋、H＋C．NO－3、Ba2＋、K＋、Cl－D．Al3＋、SO2－4、NH＋4、Cl－4、95 ℃时水的离子积K W＝1×10－12,25 ℃时K W＝1×10－14，答复以下问题：〔1〕95 ℃时水的电离常数K(95 ℃)________25 ℃时水的电离常数(填“>〞、“＝〞或“<〞)。
〔2〕95 ℃纯水中c(H＋)________c(OH－)(填“>〞、“＝〞或“<〞)。
pH水的电离和溶液的pH
➢pH值测定方法
测定方法：酸碱指示剂法、pH试纸法、pH计法等。
酸碱指示剂一般是弱的有机酸或弱的有机碱，他们的颜色变化是 在一定的pH值范围内发生的。我们把指示剂发生颜色变化的pH 值范围叫做指示剂的变色范围。
pH 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14
甲基橙 红色 橙 色
黄色
石蕊 红色 紫色
蓝色
酚酞
无色
浅红色
红色
➢pH值计算1—— 酸的稀释
例题：在25℃时，pH值等于5的盐酸溶液稀释到原来的10倍，pH 值等于多少？稀释到1000倍后， pH值等于多少？
解： pH=-lg[H+]=-lg（10—5+9×10—7）/10=-lg10—6 =6
pH=-lg[H+]=-lg（10—5+999×10—7）/1000 =-lg1.1×10—7 =7- lg1.1 =6.96
=4-lg5 =3.3 pH=14- pOH =10.7
pH混= pH大-0.3
关键：抓住氢氧根离子离子进行计算！
➢pH值计算5—— 强酸与强碱混合
例题：在25℃时，100mlO.6mol/L的盐酸与等体积0.4mol/L的 氢氧化钠溶液混合后,溶液的pH值等于多少？
解：NaOH+HCl=NaCl+H2O 0.04 0.06 pH=-lg[H+] =-lg0.02/（0.1+0.1）
➢溶液的pH值 0
1
2
3
酸 性
4
增
5
强
6
7
碱
8
性
9
增 强
10
11
12
பைடு நூலகம்
水的电离和pH值
水的电离和pH值水是地球上最常见的物质之一，它是一种无色、无味、透明的液体。
然而，水并不是一种简单的化合物，它具有一些特殊的性质和变化过程。
其中一个重要的性质是水的电离能力，以及由此引发的pH值的测定。
本文将探讨水的电离原理和pH值的相关知识。
一、水的电离水的电离是指水分子在自然情况下，自发地分解成带正电荷的氢离子（H+）和带负电荷的氢氧根离子（OH-）。
这个过程可以用以下化学方程式来表示：H2O ↔ H+ + OH-在普通的水溶液中，水的电离程度非常小，即水分子只经过极少部分的电离。
换句话说，水溶液中大部分分子仍然是以水分子的形态存在，而只有极少部分分解为离子。
这是因为水分子本身是一个非常稳定的分子，水中的电离仅仅是一种微弱的动态平衡过程。
水的电离程度可以通过酸碱指示剂来观察和测定。
酸碱指示剂是能够根据电离程度的不同而呈现颜色变化的化合物。
例如，酚酞是一种常用的酸碱指示剂，它在酸性溶液中呈现红色，而在碱性溶液中则呈现无色或黄色。
通过酸碱指示剂的颜色变化，我们可以判断水溶液的酸碱性质。
二、pH值的测定pH值是用来衡量溶液酸碱性质的一个指标。
pH值的取值范围是0-14，其中7表示中性。
小于7的pH值表示酸性溶液，而大于7的pH值表示碱性溶液。
pH值的计算是通过负对数函数来实现的。
具体而言，pH值等于溶液中氢离子浓度的负对数。
即：pH = -log[H+]其中[H+]代表溶液中氢离子的浓度。
对于纯净水来说，由于电离程度非常小，所以[H+]会非常小，因此pH值约等于7，接近中性。
通过使用pH试纸、pH计或其他酸碱指示剂，我们可以测定溶液的pH值。
这帮助我们判断溶液的酸碱性，并据此进行相应的调节和应用。
三、水的电离与生活中的应用水的电离和pH值在生活中有着广泛的应用。
以下是一些例子：1. 水质监测：在环境保护和水资源管理中，了解水的pH值能够帮助我们评估水的酸碱性，从而判断水的适用性和处理方法。
2. 酸碱度调节：在许多化工和实验室操作中，需要控制溶液的酸碱度。
水的电离和溶液的pH
水的电离和溶液的pH一、水的电离1．电离方程式水是一种极弱的电解质，电离方程式为2H2O□01H3O＋＋OH－，简写为□02H2O H＋＋OH－。
2．水的离子积常数K w＝c(H＋)·c(OH－)。
(1)室温下：K w＝□0310－14_(mol·L－1)2。
(2)影响因素：只与□04温度有关，升高温度，K w□05增大。
(3)适用范围：K w不仅适用于纯水，也适用于稀的□06电解质水溶液。
(4)K w揭示了在任何水溶液中均存在H＋和OH－，只要温度不变，K w□07不变。
3．外界因素对水的电离平衡的影响结论：(1)加热，□33促进水的电离，K w□34增大。
(2)加入酸或碱，□35抑制水的电离，K w□36不变。
二、溶液的酸碱性1．溶液的酸碱性取决于溶液中c(H＋)和c(OH－)的相对大小。
c(H＋)>c(OH－)，溶液呈□01酸性，25 ℃时，pH□02<7。
c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈□03中性，25 ℃时，pH□04＝7。
c(H＋)<c(OH－)，溶液呈□05碱性，25 ℃时，pH□06>7。
2．溶液的pH(1)定义式：pH＝□07－lg_c(H＋)。
(2)溶液的酸碱性跟pH的关系室温下：(3)pH的测定①用pH试纸测定把小片试纸放在□10表面皿上，用□11玻璃棒蘸取待测液点在干燥的pH试纸上，试纸变色后，与□12标准比色卡对比即可确定溶液的pH。
注意：a.pH试纸使用前不能用蒸馏水湿润，否则待测液因被稀释可能会产生误差。
b．用广泛pH试纸读出的pH只能是整数。
②pH计测定：可精确测定溶液的pH。
三、中和滴定1．实验原理利用酸碱□01中和反应，用已知浓度的酸(或碱)来测定未知浓度的碱(或酸)的实验方法。
以标准盐酸滴定待测的NaOH溶液，待测的NaOH溶液的物质的量。
浓度为c(NaOH)＝□02c(HCl)·V(HCl)V(NaOH)酸碱中和滴定的关键：(1)准确测定参加反应的酸、碱溶液的□03体积。
水的电离和溶液pH值PPT课件 (人教课标版)
来自于水的电离，所以 的电离，C(OH-)来自
水电离的C(OH-) =C(H+) 于碱，所以水电离的
= 10-5 mol/l
C(OH-) =C(H+) = 10-9
mol/l
返 回 分析
内容提要 例一
例题 例二
总结 例三
习题 例四
A
C
返 回分 析
分析： 升高温度，促进水的电离，KW增
大，即C（H+）=C（OH-）都增大。 根据PH= –logC（H+） 。当C（H+） 增大，PH减小
总结
习题
习 题1
习 题2
习 题3
习 题4
习 题5
5、纯水在10℃和50℃的PH，前 者与后者的关系是（ A）
返 回分 析
PH=9的CH3COONa 和NaOH溶液中，由水的 电离生成的C（H+）各是多少？ 分析：
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总结
习题
解题思路
知识归纳
解题思路： （1）以KW =C（H+）·C（OH-）=1× 10-14
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酸 碱 强酸弱碱盐 强碱弱酸盐 强酸强碱盐 温度
H2O
H+ + OH- （正反应吸热）
加入NaHCO3：H2O
H+ + OH+
NaHCO3 = HCO3- + Na+
H2CO3 C(H+)减少，平衡正向移动 建立新的平衡之后,溶液中C(OH-) ＞C(H+) 但KW保持不变，水电离的C（OH-） =C（H+）
酸 碱 强酸弱碱盐 强碱弱酸盐 强酸强碱盐 温度
H2O
H+ + OH- （正反应吸热）
关于水的电离和溶液的pH值
关于水的电离和溶液的pH值● 水是一种弱电解质，在水中存在着微弱的自偶电离（水分子与水分子之间相互作用而发生的电离）。
2H2O H3O＋＋OH－●上述电离方程式通常简写为：H2O H＋+OH－在一定温度下的纯水中（已经达到电离平衡）有: K= C(H+)C(OH-)/C(H2O) 因为水的电离极其微弱，发生电离以后的水仍然可以看做是纯水，所以C(H2O)=55.6mol/L 【此值是这样算出的：取1L水，质量是1000g，物质的量是1000g/18g·mol-1=55.6mol 套用C=n/V=55.6mol /1L=55.6mol/L。
】而在表达式的右侧，不应该出现常数，所以将K= C(H+)C(OH-)/C(H2O) 的两侧都乘以55.6（mol/L），就得到另一个K值，记作K w（w是water）这样就成了：K w= C(H+)C(OH-) 因为这个常数等于水中氢离子与氢氧根离子浓度的乘积，所以叫做水的离子积常数，简称为水的离子积。
因为在室温下，纯水中C(H+)=C(OH-)=10-7mol/L 所以，室温下K w= C(H+)C(OH-)=1.0×10-14●影响水的电离平衡的因素：1、同离子效应：向纯水中加入能够电离生成氢离子或氢氧根离子的物质（如酸和碱【以及NaHSO4】）时,水的电离平衡左移，水的电离度减小；（叫做水的电离平衡被抑制。
）2、水解盐效应：（这是我自己杜撰的，不是专业术语“盐效应”。
）向纯水中加入能够发生水解的盐时，由于它会减小C(H+)或者C(OH-)，会使得水的电离平衡右移，水的电离度增大；（叫做水的电离平衡被促进。
）【参见盐类的水解】3、温度：水的电离和弱酸、弱碱的电离一样，升高温度时，会使得水的电离平衡右移，但是影响不大。
所以温度变化不大时，可以忽略不计。
综上所述，结合关于平衡常数的知识，可以知道：只要温度在室温上下，只要水中加入的物质不太多（即形成的是稀溶液----常见的溶液都认为是稀溶液），水仍然可以看成是纯液体时，K w= C(H+)C(OH-)=1.0×10-14就是成立的！！！也就是说，不仅是在纯水中，就是在一般溶液中，K w= C(H+)C(OH-)=1.0×10-14也是成立的！！！【当温度升高到100℃时，纯水中C(H+)=C(OH-)增大到10-6mol/L 所以，100℃时K w= C(H+)C(OH-)=1.0×10-12】●溶液的酸碱度：为了表示溶液的酸性的程度和碱性的程度，人们采取了用氢离子浓度或者氢氧根离子浓度来表示，比如某种盐酸溶液，C(H+)=5mol/L；再比如某种烧碱溶液，C(OH-)=6mol/L。
高二化学水的电离和溶液的pH知识精讲
高二化学水的电离和溶液的pH【本讲主要内容】水的电离和溶液的pH1. 水的电离平衡及其影响因素，离子积常数2. 溶液的酸碱性和pH3. 溶液pH的简单计算【知识掌握】【知识点精析】一. 水的电离1. 水的电离精确实验证明：水是一种极弱电解质，它能微弱的电离，生成H3O＋和OH－。
水中存在电离平衡：H2O ＋H2O H3O＋＋OH－或H2O H＋＋OH－说明：水的电离有如下特点:①水分子和水分子之间的相互作用而引起电离的发生。
②极难电离，通常只有极少数的水分子发生电离。
③水分子电离出的H＋和OH－数目相等。
④水的电离过程是可逆的，吸热的。
2. 水的离子积（1）实验测得：在25℃时，1L纯水中（即55.56mol/L）只有1×10－7mol/L H2O发生电离。
则水中①C（H＋）＝1×10－7mol/L ②C（OH－）＝1×10－7mol/L ③C（H＋）＝C（OH－）＝1×10－7水的离子积定义：在一定温度时，水中C（H＋）与C（OH－）的乘积是一个常数，称之为水的离子积常数（写作K W），简称为水的离子积。
即K W＝C（H＋）×C（OH－）在25°C时，有C（H＋）＝C（OH－）＝1×10－7，K W＝1×10－14在100°C时，有C（H＋）＝C（OH－）＝1×10－6，K W＝1×10－12说明：任何水溶液中均存在着水的电离平衡，即任何水溶液中均存在着C（H＋）与C（OH－）。
水的离子积是水电离平衡时具有的性质，不仅适用于纯水，也适用于其他稀水溶液。
如酸、碱、盐溶液中都有K W＝C（H＋）×C（OH－）＝1×10－14（常温）。
其中C（H＋）、C（OH －）均代表整个溶液中的C（H＋）和C（OH－）。
①在酸溶液中，C（H＋）近似看成是酸电离出来的H＋浓度，C（OH－）则来自于水的电离。
高三水的电离和溶液的pH值教案(精选3篇)
高三水的电离和溶液的pH值教案（精选3篇）第一篇：水的电离教学目标：了解水的电离过程，掌握水的电离方程式，理解pH的概念。
教学步骤：1. 导入：向学生提问，水是否是电解质？为什么？2. 介绍水的电离：通过示意图或实验现象，让学生观察到水在水中电解产生的氢离子和氢氧根离子。
3. 讲解水的电离方程式：H2O(l) ⇌ H+(aq) + OH-(aq)。
解释方程式中的符号和含义。
4. 解释电离常数Kw：Kw = [H+][OH-]，指出在25℃的标准状态下，Kw的值为10^-14。
5. 练习：让学生完成一些相关的练习题，如计算[H+]和[OH-]的浓度等。
6. 讲解pH的概念：pH是以10为底的负对数，表示溶液中氢离子浓度的指数。
7. 练习：让学生计算一些溶液的pH值，通过计算给出溶液的酸性、碱性或中性。
评估方式：让学生完成练习题，或进行课堂小测验，检查学生是否掌握水的电离和pH的概念。
第二篇：酸碱溶液的pH值教学目标：理解酸碱溶液的pH值与氢离子浓度之间的关系，了解酸碱指示剂的使用。
教学步骤：1. 导入：回顾水的电离和pH的概念，提问酸性溶液和碱性溶液的pH值一般是多少？2. 引入pH计：介绍pH计的原理和使用方法，指出pH计可以直接测量溶液的酸碱度。
3. 讲解酸碱溶液的pH值与氢离子浓度之间的关系：pH = -log[H+]，指出pH值越小，溶液越酸；pH值越大，溶液越碱。
4. 引入酸碱指示剂：介绍酸碱指示剂的原理和使用方法，指出通过颜色的变化可以判断溶液的酸碱性。
5. 练习：让学生计算一些酸碱溶液的pH值，或使用酸碱指示剂判断溶液的酸碱性。
6. 实验：进行酸碱指示剂实验，让学生观察指示剂颜色变化的情况。
评估方式：观察学生在实验中的表现，或进行课堂小测验，检查学生对酸碱溶液pH值的理解和运用能力。
第三篇：共享电离和强弱电解质的pH值教学目标：了解共享电离和强弱电解质的概念，掌握计算弱酸、弱碱溶液的pH值的方法。
水的电离和溶液的pH值
常温下：c (H+)= 10-7 mol/L 所以，溶液的酸碱性，取决于溶液中[H＋]与பைடு நூலகம்OH－] 的相对 大小关系。
讨论：纯水中溶液c(H＋)、c(OH－)浓度的计算方法： c（H＋）=c（OH－）=
问题解决
Kw
例1、25℃时,某溶液中,c(H＋)=1×10-6 mol/L，问c(OH－)是多少 ? 1×10-8 mol/L
分析：c=n/V=
=55.6mol/L
问题：从上面的数据中你能得出什么结论？水的电离和其它弱 电解质的电离有什么相同或不同点？写出水的电离方程式。
1、水的电离方程式
+ H2 O + H2O
+ H3O+ + OH-演示：水的电离
H2 O
H+ + OH--
2、水电离的特点 (1)可逆、微弱→与其它弱电解质相似
－lg c (H+)+[--lgc (OH－)]= 14
pH + pOH =14 即 pH=14－pOH
0 溶液的pH值 1 2 酸 3 性 4 增 5 强 6 7 8 碱 9 性 10 增 11 强 12 13 14
100 10—1 10—2 10—3 10—4 10—5 10—6 10—7 10—8 10—9 10—10 10—11 10—12 10—13 10—14
例2﹑25℃时,某溶液中, c(OH－)=1×10-9 mol/L，问c(H＋)是多 少? 1×10-5 mol/L
例3﹑常温下，0.1mol/L的NaOH溶液中水电离出的c(H＋)和c(OH－ )各是多少? 1×10-13 mol/L 1×10-13 mol/L 例4﹑常温下，0.1mol/L的盐酸溶液中水电离出的c(H＋)和c(OH －)各是多少? 1×10-13 mol/L 1×10-13 mol/L
水的电离和溶液的pH值
水的电离和溶液的pH值水的电离和溶液的pH值水的电离和溶液的pH值教学目标知识目标pH值的关系pH值的简单计算。
能力目标培养学生的归纳思维能力及知识的综合应用能力。
学的电离理论，独立分析问题、解决问题的能力。
pH的教学，培养学生的计算能力，并对学生进行科学方法教育。
情感目标对学生进行对立统一及事物间相互联系与相互制约的辩证唯物主义观点的教育。
教学建议教材分析本节的第一部分重点介绍水的电离和水的离子积常数，是对上一节电离平衡的具体应用，同时又为接下来学习溶液酸碱性作必要的准备。
一开始，教材根据水有微弱导电性的实验结论，说明水是极弱的电解质，突出了化学研究以实验事实为依据的原则。
然后，应用电离平衡理论，用电离平衡常数推导出水的离子积常数，使水的离子积常数的概念有了充分的理论依据，也反映了两个常数之间的内在联系，便于学生理解温度、浓度等外界条件对水的离子积常数的影响。
本节的第二部分为溶液的酸碱性和pH。
教材首先指出常温下即便是在稀溶液中，水的离子积仍然是一个常数，由此进一步说明c(H+)和c(OH－)的相对大小是决定溶液的酸碱性的根本原因。
在具体分析了溶液的酸碱性和c(H+)、c(OH－)的关系之后，结合实际说明了引入pH的必要性，这也为后面讨论pH的范围埋下了伏笔。
在给出了pH的表达式之后，教材随即介绍了pH的简单计算，并在分析计算结果的基础上讨论了溶液的酸碱性和pH的关系，最后强调了pH的应用范围。
从教材编排的看，整节内容环环相扣、层层递进，成为一个前后紧密联系的整体。
教材还安排了“资料”和“阅读”，这不仅可以丰富学生的知识，更有利于培养学生理论联系实际的良好学习习惯。
还应注意的是，根据新的国家标准，教材将“pH值”改称为“pH”。
教学中要以教材为准，不可读错。
教法建议迁移电离平衡理论学习水的电离。
可以提出这样的问题“实验证明水也有极弱的导电性，试分析水导电的原因”，以问题引发学生的思考，由学生自己根据所学的电离理论得出“水是极弱的电解质，纯水中存在水的电离平衡”的结论。
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高三化学一轮复习精品教辅第29讲：水的电离和溶液的pH值【考纲要求】1.从水的电离平衡去理解水的离子积和溶液pH值的含义，掌握溶液pH值跟氢离子浓度和溶液酸碱性的关系。
2.了解指示剂的变色范围，学会用pH试纸测定溶液的pH值。
3.掌握酸碱的pH值计算以及氢离子浓度和pH值的互算。
教与学方案一、水的电离和溶液的酸碱性1.水电离平衡:H2O H+＋OH－水的离子积:Kw=c[H+]·c[OH-] 25℃时,[H+]=[OH-]=10-7mol/L ;Kw=[H+]·[OH-]=1×10-14注意:K W只与温度有关,温度一定,则K W值一定K W不仅适用于纯水,适用于任何溶液(酸、碱、盐)2.水电离特点:(1)可逆 (2)吸热 (3)极弱3.影响水电离平衡的外界因素:①酸、碱:抑制水的电离②温度:促进水的电离(水的电离是吸热的)③易水解的盐:促进水的电离4.溶液的酸碱性和pH: pH=－lgc[H+]pH的测定方法:①酸碱指示剂:甲基橙、石蕊、酚酞。
变色范围:甲基橙 3.1~4.4(橙色) 石蕊5.0~8.0(紫色) 酚酞8.0~10.0(浅红色)②pH试纸操作:将PH试纸放在干燥、洁净的表面皿上,再用玻璃棒蘸取未知液体少许点在PH试纸中部,待变色后与标准比色卡对比读出PH值。
注意:①事先不能用水湿润PH试纸;②广泛pH试纸只能读取整数值或范围二、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+离子物质的量相加除以总体积,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-离子物质的量相加除以总体积,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-,①H+有余,则用余下的H+数除以溶液总体积求[H+]混;OH-有余,则用余下的OH-数除以溶液总体积求[OH-]混,再求其它)三、稀释过程溶液pH值的变化规律:1.强酸溶液:稀释10n倍时,pH稀＝pH原+ n (但始终不能大于或等于7)2.弱酸溶液:稀释10n倍时,pH稀＜pH原+n (但始终不能大于或等于7)3.强碱溶液:稀释10n倍时,pH稀＝pH原－n (但始终不能小于或等于7)4.弱碱溶液:稀释10n倍时,pH稀＞pH原－n (但始终不能小于或等于7)5.不论任何溶液,稀释时pH均是向7靠近(即向中性靠近);任何溶液无限稀释后pH均接近76.稀释时,弱酸、弱碱和水解的盐溶液的pH变化得慢,强酸、强碱变化得快。
四、强酸(pH1)强碱(pH2)混和计算规律1.若等体积混合: pH1+pH2=14 则溶液显中性pH=7pH1+pH2≥15 则溶液显碱性pH=pH2－0.3pH1+pH2≤13 则溶液显酸性pH=pH1＋0.32.若混合后显中性:pH1+pH2=14 V酸:V碱=1:1pH1+pH2≠14 V酸:V碱=1:10〔14-(pH1+pH2)〕五、酸、碱批示剂及溶液pH值的实验测定方法⑴常用指示剂及变色范围指示剂：变色范围：甲基橙酚酞石蕊⑵测定溶液pH值方法：精确方法：pH计法常用方法：pH试纸法。
不能先用水湿润pH试纸的原因是。
【例题解析】例1常温下：(1)将pH=1的HCl溶液加水稀释10倍后，溶液pH=2；稀释100倍，pH=3；稀释10n倍后，pH= 1+n或7（当n≥6时）。
(2)将pH=12的NaOH溶液加水稀释10倍后，溶液pH= 11；稀释100倍，pH= 10稀释10n倍后，pH =12－n或7（当n≥5时）。
(3)将pH=13的强碱溶液与pH=3的强酸溶液等体积混合，所得溶液的pH=12.7。
例2某温度下纯水的c(H+)=2.0×10－7mol/L。
在此温度下，某溶液中由水电离出的c（H+）为4.0×10－13mol/L，则该溶液的pH值可能是_1或12.4__。
【针对训练】A．基础训练1.室温下，在pH=12的某溶液中，由水电离的c（OH－）为（CD）A.1.0×10－7mol/LB.1.0×10－6mol/LC.1.0×10－2mol/LD.1.0×10－12mol/L2.取pH=4的某电解质溶液1.0L，用Pt电极进行电解，经过一段时间后，测得溶液pH=1，且阴、阳两极产物的物质的量之比为2∶1，则该电解质溶液是（D）A.盐酸B.氢氧化钾溶液C.硝酸银溶液D.硫酸铜溶液3.在室温条件下，酸和碱的溶液等体积混合后，pH值一定大于．．．．7的是（CD）A.pH=3的盐酸和pH=11的氢氧化钡溶液B.pH=3的醋酸（电离度约为1%）和pH=12的氢氧化钠溶液C.pH=3的硝酸和pH=11的氨水（电离度约为1%）D.pH=3的硫酸和pH=12的氢氧化钾溶液4.四种水溶液①HCI，②FeCI3，③KOH，④Na2CO3其pH值依次为4、4、10、10，而溶液中水的电离度依次为α1、α2、α3、α4，则它们的关系正确的是（C）A.α1=α2=α3=α4B.α1＞α3＞α2＞α4C.α4=α2＞α3=α1D.α1=α3＞α2＝α45.下面的各说法中正确的是（A）A.在100°C时，纯水中的pH＝6，呈中性B.pH ＝5的稀醋酸，再加水冲稀100倍，溶液的pH ＝7C.0.3mol/L 和0.1mol/L 的两醋酸溶液中H ＋离子浓度之比为3∶1D.在Na 3PO 4溶液中(Na ＋)∶(PO 43－)＝3∶1 6. 向一定体积的0.1摩/升的醋酸溶液中加入等体积的蒸馏水后，则下列叙述正确的是（BC ）A.溶液的pH 值变小B.醋酸的电离度增大C.溶液的导电能力减弱D.中和此溶液所需的0.1摩/升NaOH 溶液的体积增加7. 下列溶液，一定呈中性的是〔pOH ＝－lgc(OH －)〕（D ）A.由等体积、等物质的量浓度的一元酸跟氢氧化钠溶液混合后所形成的溶液B.c(H +)=1×10－7mol·L －1的溶液C.pH=14－pOH 的溶液D.pH=pOH 的溶液B ．提高训练1. pH=5的盐酸和pH=9的NaOH 溶液以体积比11∶9混合，混合液的pH 值为（C ）A. 7.2B.8C.6D.无法计算2. 室温时，若0.1mol/L 的一元弱碱电离度为1%，则下列说法正确的是（A ）A.该溶液的pH=11 C.加入等体积0.1mol/L HCl 后，所得溶液pH=7B.该溶液的pH=3 D.加入等体积0.1mol/L HCl 后，所得溶液pH>73. 125°C 时，某强酸溶液pH=a ，体积为V 1；强碱溶液pH=b ，体积为V 2；a+b=12，酸碱溶液 混合后pH=7，则V 1和V 2的关系为（B ）A.V 1=102V 2B.V 2=102V 1C.V 1=2V 2D.V 2=2V 14. 用水稀释0.1摩/升氨水时，溶液中随着水量的增加而减小的是（B ） A.32c()()OH c NH H O -⋅B.32()()c NH H O c OH -⋅C.c(H +)和c(OH －)的乘积D.OH －的物质的量5. 室温下，在pH 值都等于9的NaOH 和CH 3COONa 两种溶液中，设由水电离产生的OH －离子浓度分别为A 摩/升与B 摩/升，则A 和B 关系为（B ）A.A>BB.A=10－4 BC. B=10－4 A D. A=B 6. 在下列叙述中，能说明盐酸比醋酸酸性强的是（AC ）A.将pH=4的盐酸和醋酸稀释成pH=5的溶液，醋酸所需加入的水量多B.盐酸和醋酸都可用相应的钠盐与浓酸酸反应制取C.相同pH 值的盐酸和醋酸溶液中分别加入相应的钠盐固体，醋酸的pH 值变化大D.相同pH 值的盐酸和醋酸分别跟锌反应时，产生氢气的起始速度相等7.在含有酚酞的0.1mol·L－1氨水中加入少量的NH4Cl晶体，则溶液颜色( C)A.变蓝色B.变深C.变浅D.不变8.pH=13的强碱溶液pH=2的强酸溶液混合，所得混合液的pH=11，则强碱与强酸的体积比是（D）A 、11∶1 B、9∶1 C、1∶11 D、1∶99.25℃时，若体积为Va、pH=a的某一元强酸与体积Vb、pH=b的某一元强碱混合，恰好中和，且已知Va<Vb和a=0.5b，请填写下列空白；⑴a值可否等于3（填“可”或“否”）___否______，其理由是_因为b=2a=6 不可能呈碱性__________________⑵a值可否等于5（填“可”或“否”）__否______，其理由是__因为b=2a=10，c（OH－）=10－4，而酸溶液中的c（H+）=10－5，此时Va不可能大于Vb __________________⑶a的取值范围是__3.5<a≤14/3_____________________________________。
10.已知25℃时0.1mol·L－1醋酸溶液的pH约为3。
向其中加入少量醋酸钠晶体，待晶体溶解后发现溶液的pH增大。
对上述现象有两种不同的解释：甲同学认为醋酸钠水解呈碱性，增大了c(OH－)，因而溶液的pH增大；乙同学认为醋酸钠溶于水电离出大量醋酸根离子，抑制了醋酸的电离，使c(H+)减小，因此溶液的pH增大。
你认为上述两种解释中乙正确。
(“甲”或“乙”)(1)为了验证上述哪种解释正确，继续做如下实验：向0.1mol·L－1的醋酸溶液中加入少量下列物质B(填写编号)，然后测定溶液的pH。
A.固体CH3COOKB.固体CH3COONH4C.气体NH3D.固体NaHCO3(2)若(填“甲”或“乙”)的解释正确，溶液的pH应增大(填“增大”、“减小”或“不变”)。
(已知：25℃时，0.1mol·L－1氨水的电离度为1.3%，0.1mol·L－1醋酸的电离度为1.3%)11.酸雨主要是燃烧含硫燃料时释放出SO2所造成的。
现取一份雨水样品，每隔一定的时间测定其pH值，测定结果见附表：附表：雨水样品pH值随时间的变化值试说明雨水样品pH值减小的原因：SO2溶解于雨水中一部分开始即被氧化为硫酸，一部分仍以亚硫酸存在，雨水降下后在与空气充分接触的过程中，弱酸——亚硫酸还会被氧化为强酸——硫酸，所以PH值会变小。