蘇教版 (2019)選擇性必修1第二單元 溶液的酸堿性獲獎ppt課件

這是一份蘇教版 (2019)選擇性必修1第二單元 溶液的酸堿性獲獎ppt課件，共16頁。PPT課件主要包含了學習目標，水的電離離子積，水的電離，nH2O＝，556mol，3加入堿，2加入酸，醋酸溶液，OH－，酸電離的＋水電離的等內(nèi)容，歡迎下載使用。
1.知道水是一種極弱的電解質(zhì)，認識水的電離平衡及其影響因素。2.認識水的離子積常數(shù)，能進行溶液pH的簡單計算。3.了解溶液的酸堿性與pH的關(guān)系。
用電導儀測定水的電導率，如上圖。接通直流電源，發(fā)現(xiàn)純水的電導率不為零，說明純水中含有自由移動的離子，純水中部分水發(fā)生了電離。
實驗測得，在25℃時，1L純水中只有1×10 -7ml H2O電離，因此純水中H+和OH－濃度各等于1×10 -7 ml /L。
1L純水中 H2O的物質(zhì)的量為：
分析下列條件的改變對水的電離平衡 H2O?H＋＋OH－ΔH＞0的影響
正向移動 增大 增大 增大 增大
逆向移動 減小 增大 減小 不變
正向移動 減小 增大 增大 不變
逆向移動 增大 減小 減小 不變
增大c(H+)，則平衡向左移動，水的電離被抑制，由于水的電離平衡仍然存在，Kw不變，則c(OH-)必然會減小。
增大c(OH-)，則平衡向左移動，水的電離被抑制，由于水的電離平衡仍然存在，Kw不變，則c(H+)必然會減小。
2. 影響水的電離平衡的因素
(1)水電離吸熱，升溫將促進水的電離，故平衡右移
3.、水的離子積常數(shù)（Kw）（1）Kw的推導根據(jù)電離常數(shù)的定義，水的電離常數(shù)可寫為c（H+）·c（OH-）＝K電離·c（H2O）。從實驗可知，在室溫時55.6 ml純水中只有1×10-7 ml H2O電離，電離前后n（H2O）幾乎不變，因此c（H2O）可視為常數(shù)，K電離為常數(shù)，所以K電離·c（H2O）必然也為常數(shù)，用Kw表示，因此有：Kw＝c（H+）·c（OH-）（2）Kw的影響因素 ①Kw只受溫度的影響。水的電離是一個吸熱過程，溫度升高，Kw增大。②室溫下，Kw＝c（H+）·c（OH-）＝1×10-14。（3）Kw的適用范圍Kw不僅適用于純水，也適用于稀的電解質(zhì)水溶液。
思考：室溫下，0.1 ml/L 的醋酸溶液，c(H+) = 0.001 ml/L 水電離的 c(H+)=___________
1.0×10-11 ml/L
c(H+)水 = c(OH－)水
溶液中c(H+)增大，抑制水的電離，使水電離出來的c(OH-)減小
≈ 0.001ml/L
Kw = c(H+)×c(OH-) = 1×10-14
二、 溶液的酸堿性與pH1.溶液的酸堿性與c（H+）和c（OH-）的關(guān)系（室溫）酸性溶液c（H+） ＞c（OH-）， c（H+） ＞1.0×10-7 ml/L中性溶液c（H+） =c（OH-）=1.0×10-7 ml/L堿性溶液c（H+） ＜c（OH-）， c（H+）＜1.0×10-7 ml/L2.溶液的酸堿性與pH的關(guān)系(1)pH的定義pH是c（H+）的負對數(shù)，即pH=- lgc（H+） 。(2)pH與溶液酸堿性的關(guān)系25 ℃時，溶液pH與溶液酸堿性的關(guān)系可用圖表示：
3.pH的適用范圍pH適用于1×10-14 ml·L-1≤c（H+）≤1 ml·L-1的溶液。若c（H+）＞1 ml·L-1或c（OH-）＞1 ml·L-1，溶液的酸堿度直接用c（H+）或c（OH-）來表示。4.溶液酸堿度的測定（1）pH試紙法將干燥的pH試紙放在表面皿或玻璃片上，用干燥潔凈的玻璃棒蘸取待測液滴在試紙上，試紙變色后，半分鐘內(nèi)與標準比色卡對照，即可確定溶液的pH。（2）pH計測量法 PH計
三、 溶液pH的計算及應用單一溶液pH的計算（1）pH的計算公式：pH=-lgc（H+） 。（2）解題關(guān)鍵：計算溶液中的c（H+）。（3）計算思路：c（酸） c（H+）→pH；c（堿） c（OH-） c（H+）→pH。
四、稀釋后溶液pH的變化規(guī)律1.酸堿溶液無限稀釋 pH只能無限接近于7，不可能大于或小于7。 2.對于pH=a的強酸，每稀釋10n倍，強酸的pH就增大n個單位，即pH=a+n；對于pH=a的弱酸，弱酸溶液由于稀釋過程中，還會繼續(xù)電離，故稀釋10n倍后弱酸的pH范圍是a