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化学人教版高中选修4 化学反应原理《第三章 第二节 水的电离和溶液的酸碱性》章节知识点归纳

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2018-2019学年人教版选修4 第3章第2节 水的电离和溶液的酸碱性 课件(36张)

2018-2019学年人教版选修4 第3章第2节 水的电离和溶液的酸碱性 课件(36张)

纯水中 c (H+) = c(OH-) = 1×10- 6 mol/L
（1）KW只受温度影响，温度升高，KW增大。和溶液浓度无关。 （2）水的离子积是指纯水或稀水溶液所有c(H+)与所有c(OH-)的 乘积，与溶液的酸性、中性或碱性无关。即温度一定时， 任何 稀水溶液中KW为一常数。
讨论1： 25℃ 0.01mol/L的HCl中，c(H+) =？ c(OH-) =？ 水电离出的c(H+) =？ c(OH-) =？ 讨论2：25℃ 1×10- 10 mol/L的HCl中，c(H+) =？ c(OH-) =？ 水电离出的c(H+) =？ c(OH-) =？ 注意： （3）不同水溶液中，c (H+) 与c(OH-) 不一定相等，但任何水 溶液中由水电离出的c (H+) 与c(OH-)一定相等。 （4）极稀溶液中，水的电离不能忽略。 酸溶液： KW = [c (H+)酸+c (H+)水] c(OH-)水 碱溶液： KW = [c (OH-)碱+c (OH-)水] c(H+)水
1、判断下列说法是否正确（ B C ） A、 25℃ ，某稀溶液中水电离出的c (H+) = 10 -12mol/L，则 该溶液是碱性溶液。 B、某温度下，纯水中 c (H+) = 2×10 -7 mol/L 。滴入盐酸， c (H+) = 5×10 -6 mol/L ，则 c(OH-) = 8×10 -9 mol/L 。 C、某温度下，向盐酸中加水， c(OH-)增大 。
3、常温下， 0.1mol/L的Ba(OH)2溶液中，c(OH-)=？ pH=13 的Ba(OH)2溶液中，c(OH-)3;)＝1×10-13mol/L， 溶液的pH=？

人教化学选修4第三章 第二节 水的电离和溶液的酸碱性(共19张PPT)

人教化学选修4第三章 第二节 水的电离和溶液的酸碱性(共19张PPT)

锥形瓶用待测液润洗
偏大
滴定过程中产生的误差
误差分析直接利用中和滴定原理： C待 = nC标V标
mV待
错误操作
滴定时漏液 滴定时锥形瓶中液体溅出 滴定结束后，尖嘴挂着余液
C待
偏高 偏低 偏高
读数引起的误差：
1．滴定时起始读数正确，达到终点后仰视刻度线 误差分析直接利用中和滴定原理：
nC标V标 C待 =
mV待
C待偏高
2．滴定时起始读数正确，达到终点后俯视刻度线 误差分析直接利用中和滴定原理：
nC标V标 C待 =
mV待
C待偏低
3.滴定前仰视刻度线，滴定后俯视刻度线 误差分析直接利用中和滴定原理：
nC标V标 C待 =
mV待
实
际
读
数
C待偏低
0
正 确 读 数
先仰后俯
4. 滴定前俯视刻度线，滴定后仰视刻度线
酸式滴定管、碱式滴定管、 滴定管夹、铁架台、锥形瓶、烧杯 。
滴定管
0刻度处
➢ 滴定管上标有:温度、容积、 0刻度, 0刻度在上方
➢ 精密度：0.01ml，所以读数时要读到小数点后两位。如：24.00mL、 23.38mL。最后一位是估计值。
➢ 读数时，需平视读数 ➢ 实际滴出的溶液体积=滴定后的读数-滴定前的读数
25.00
0.00
26.1126.21来自25.001.56
30.50
28.94
25.00
0.22
26.41
26.19
➢ 舍去误差大的数据
V=
26.21+26.19 2
=26.20mL
➢ 根据原理进行计算 CHCl = CNaOHVNaOH VHCl

人教化学选修4第三章 第二节 水的电离和溶液的酸碱性(共17张PPT)

人教化学选修4第三章 第二节 水的电离和溶液的酸碱性(共17张PPT)

⑤ K＋、Ba2＋、Cl－、NO3－ 能共存
A．①③ B．③⑤ C．③④
D．②⑤
小结
水的离子积不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质水溶液
①根据Kw=C(H＋)溶×C(OH－) 溶在特定温度下为 定值,C(H＋) 和C(OH-) 可以互求；
②任何水溶液中由水电离出来的 c(H+) 水与 c(OH-) 水相等 ;
5、在由水电离产生的H＋浓度为1×10－13mol·L－1的
溶液中，一定能大量共存的离子组是( B )
① K＋、Cl－、NO3－、S2－ 酸性条件不能共存
② K＋、Fe2＋、I－、SO42－ 碱性条件不能共存
③ Na＋、Cl－、NO3－、SO42－ 能共存
④Na＋、Ca2＋、Cl－、HCO3－ 酸、碱性条件都不能共存
C、水的电离常数K25 ℃ ＞K35 ℃ D、水的电离是一个吸热过程
探究二对常温下的纯水进行下列操作，完成下表：
H2O
H＋ ＋OH－
酸碱性
水的电离平衡 移动方向
加 热 中性
→
C(H+)
↑
C(OH-)
↑
C(H+) 与C(OH-) 大小关系
=
加HCl 酸性
←
↑↓
＞
加NaOH 碱性化
↑ 不变 不变
③纯水中溶液C(H ＋)、C(OH－)浓度的计算方法： C（H ＋）=C（OH－）= Kw
一、水的电离
1、水的电离
H2O＋ H2O
H2O 2、水的离子积
H3O＋ ＋OH— H＋ ＋OH－
Kw= c(H+ ) • c(OH-)
（1）无单位
（2） Kw只与温度有关，温度升高， Kw增大

人教版高中化学选修4第三章第二节 水的电离和溶液的酸碱性 课件(共21张PPT)

人教版高中化学选修4第三章第二节 水的电离和溶液的酸碱性 课件(共21张PPT)

知识小结:溶液稀释的PH计算有关规律
1、强酸（碱）每稀释10倍，pH值向7靠拢 一个单位。
2、弱酸（碱）每稀释10倍，pH值向7靠拢 不到一个单位 3、 pH=6或8时，不可忽略水的电离，只能 接近7； 酸碱溶液无限稀释，pH只能接近7：酸不 能等于或大于 7；碱不能等于或小于7。 4.酸（碱）溶液稀释时，OH－（H+）的物 质的量浓度将增大。
方法二：用pH计测定
三、pH的计算 酸性溶液，直接求pH 碱性溶液，先求pOH（或c(H+)），再求pH 混合溶液，先判断酸碱性， 再根据以上方法求 无限稀释接近7
➢pH计算１—— 强酸的稀释
例题：在25℃时，pH值等于3的盐酸溶液稀释到原来的 100倍，pH 值等于多少？
解： [H+]=
=1.0 ×10-5mol/L
➢pH计算4—— 强酸与强酸混合
例题：在25℃时，pH值等于1的盐酸溶液和pH值等于4 的硫酸溶液等体积混合pH值等于多少？
解：pH=-lg[H+] =-lg（1×10—1+1×10—4）/（1+1） =-lg5×10—2 =2-lg5 =1.3
关键：抓住氢离子进行计算！
➢pH计算5—— 强碱与强碱混合
关键：碱过量抓住氢氧根离子进行计算！
pH计算8 弱酸强碱或强酸弱碱混合
（1）PH为12 的NaOH溶液和PH为2的醋酸溶液等体积相 混合，则混合液呈__酸___性
（2）PH为12的氨水和PH为2的盐酸等体积相混合，则混 合液呈 __碱____性
（3）PH为2的盐酸和PH为12的某碱等体积相混合，则混 合液PH_大__于__等__于__7
√ 6、pH值相同的强酸和弱酸中[H+] 物质的量的浓

化学人教版选修4课件：3.2水的电离和溶液的酸碱性(共30张PPT)

化学人教版选修4课件：3.2水的电离和溶液的酸碱性(共30张PPT)

2、影响水的电离的因素
改变条件 升温 电离程度 增大 减小 减小 增大 c(H+) 增大 增大 减小 c(OH-) Kw 增大 不变 不变
增大 减小 增大
加酸
加碱
加其它与H+或 OH-反应的物质
不变
[例1]25℃时，水的电离达到平衡：H2O H+＋OH- ΔH＞0， 下列叙述正确的是(B ) A．向水中加入稀氨水，平衡逆向移动，c(OH-)降低 B．向水中加入少量固体硫酸氢钠，c(H+)增大，Kw不变 C．向水中加入少量固体CH3COONa ，平衡逆向移动，c(H+) 降低 D．将水加热，Kw增大，c(H+)不变
盐酸中水的电离程度要用c(OH-)计算， NaOH溶液中水的电离程 度要用c(H+)计算； 盐酸中水电离出的c(OH-)＝NaOH溶液中水电离出的c(H+)。
⑷溶液中由水电离出的c(H+)＝1.0×10-12mol/L或c(OH-)＝ 1.0×10-12mol/L的溶液中，溶液可能是酸或碱溶液。
二、溶液的酸碱性与pH 思考与交流 比较下列情况下，c(H+)和c(OH-)的值或变化趋势。
[例2]现有25℃时的下列溶液，回答下列问题： 10-12mol/L ， ⑴0.01mol/L的HCl中c(H+)＝0.01mol/L，c(OH-)＝ 水电离出的c(H+)＝10-12mol/L ，c(OH-)＝10-12mol/L 。 ⑵0.01mol/L的NaOH溶液中c(OH-)＝ 0.01mol/L ，c(H+) ＝ 10-12mol/L ，水电离出的c(H+)＝ 10-12mol/L ，c(OH-) ＝ 10-12mol/L 。 溶液中的H+ （或OH-）与水电离出的H+ （或OH-）不一定相同； 比较溶液中水的电离程度，必须用水电离出的离子浓度。

高中化学选修4 第三章 第二节 水的电离和溶液的酸碱性说课(ppt)(24张)

高中化学选修4 第三章 第二节 水的电离和溶液的酸碱性说课(ppt)(24张)
核心内容：
+ 一定温度下，c(H ) ·c(OH )=K w
教学目标设计
知识与技能 •水是极弱 电解质 •Kw •pH
过程与方法 • 科学实验 • 类比分析
情感态度价值观 • 科学态度 • 辩证思想 • 学以致用
• 推理归纳
•实验分析
教学过程设计
温故 问新
微观
认识
研究 意义
知识
弱电解质
问题
鉴别未知液
教学目标设计
知识与技能 •pH测定 •pH计算 •pH应用 过程与方法 • 兴趣实验 • 分析推导 • 实践检验 情感态度价值观 • 科学态度
• 辩证思想
• 学以致用
pH的应用
• 学生关心的问题：
• （1）为什么学“pH的应用”？
• （2）“pH的应用”具体到生活中学了怎么用？
教学过程设计
pH
应用
pH
测定
pH
调节
知识
问题
是否想知道自己 的健康状况？
学生活动 认识发展
感知pH 的应用
pH
应用
人体体液和 代谢产物正 常的pH范围
pH
测定
pH 调节
知识
pH 应用
问题
学生活动
认识发展
pH 测定
pH测定
怎样测 培养液的pH？
作物 水稻 香蕉 pH 6-7 5.5-7 7-8
测培养液 的pH
作物 棉花 土豆 小麦
人教版选修4《化学反应原理》
第三章 第二节 水的电离和溶液的酸碱性第1课时
核心内容：水的电离 学生认知 教材分析 “障碍点” 教材 章题目 节题目
人教版 水溶液中的离子平衡 水的电离和溶液的pH 水溶液 溶液的酸碱性

人教化学选修4第三章 第二节 水的电离和溶液的酸碱性(共19张PPT)

人教化学选修4第三章 第二节 水的电离和溶液的酸碱性(共19张PPT)
弱酸：CH3COOH、HClO、H2CO3、 H2SO3、HF、H2S等
弱碱：NH3•H2O、Fe(OH) 3、Cu(OH) 2、 Fe(OH) 2、Mg(OH)2等
水的电离的特点： 极弱、可逆、吸热
一、影响水电离平衡的因素
1、温度的影响：
因为水的电离是吸热的， 升高温度将会促进水的电离； 降低温度将会抑制水的电离。
微粒的种类、来源 微粒间的相互作用 相互作用的结果
H2O OH- + H+ NaOH = Na+ + OH-
溶液中c(OH-) 增大，
使水的电离平衡逆向移
动，水电离出的c(H+)和 c(OH-)均下降
c(H+)< c(OH-) 溶液pH>7 显碱性
2、 水中加入酸或者碱
• 水中加入酸（强酸、弱酸）或者碱 （强碱、弱碱），均会抑制水的电
离，水电离的c(H+)和c(OH-)均有所 下降，但Kw保持不变。 c(H+) ≠ c(OH-)，水溶液的pH值改变。
• 思考：水中加入NaHSO4， 水的电离 会有怎样的变化？
思考：
1.如果向水中加入盐又是怎 样影响水的电离的？
2.从c(H+)和c(OH-)角度考虑， 如何促进水的电离呢？
从c(H+)和c(OH-)角度考虑，加 入哪些物质促进水的电离呢？
影响水的电离平衡的因素
复习：强电解质与弱电解质
强电解质： 强酸、强碱、绝大多数盐
强酸：HCl、H2SO4、HNO3、HBr、HI HClO4 强碱：NaOH、KOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2 绝大多数盐：NaCl、Na2SO4、KNO3、
BaSO4 、 CaCO3、AgCl等

人教版高中化学选修4化学反应原理课件 水的电离和溶液的酸碱性

人教版高中化学选修4化学反应原理课件 水的电离和溶液的酸碱性

二、水的离子积常数
1、表达式： Kw= C(H+) C(OH-)
KW 叫做水的离子积常数，简称水的离子积。 特别提示：此时的C(H+)和C(OH-)是溶液中的总量。
在任何水溶液中，均存在水的电离平衡，也就是任何水溶液中都是H+、OH-共存的。
任何水溶液中都存在Kw= C(H+). C(OH-) （Kw 25℃ =10-14 ） 思考：含有H+的溶液一定是酸，含OH-的溶液一定是碱吗？
二、溶液的酸碱性与pH
课本P46
思考与交流
结论：溶液的酸碱性跟C(H+)和C(OH-)浓度有关。
常温下
中性溶液 酸性溶液 碱性溶液
C(H+) = C(OH-)
C(H+) ＞ C(OH-) C(H+) ＜ C(OH-)
C(H+) = 1×10—7mol/L C(OH-) = 1×10—7mol/L C(H+) ＞1×10—7mol/L C(OH-) ＜1×10—7mol/L C(H+) ＜1×10—7mol/L C(OH-) >1×10—7mol/L
例1：求1×10-3mol/LH2SO4溶液的PH
例2：求0.1mol/LBa(OH)2溶液的PH
2、强酸、强碱溶液稀释的计算 ①强酸溶液，pH(稀释)= pH(原来)+lgn (n为稀释的倍数) ②强碱溶液，pH(稀释)= pH(原来)－lgn (n为稀释的倍数)
如： pH ＝3、6的HCl溶液稀释100倍后pH分别为？ pH ＝8、10的NaOH溶液稀释100倍后pH分别为？
③ 〉④ 〉① 〉②
-2mol/L C -12 mol/L C ＝ 10 ＝ 10 、 (H+) (OH-) 、C 分别为多少？

人教版高中化学选修四-水的电离和溶液酸碱性--PPT课件

人教版高中化学选修四-水的电离和溶液酸碱性--PPT课件
C（H+）H2O= C（OH-）H2O < 1×10-7mol/L
[要点2]盐类水解均能促进水的电离。 C(H+)H2O= C(OH-)H2O > 1×10-7mol/L 电解质越弱，其弱离子对水的促进程度就越大。 [要点3] 温度升高水的电离程度增大。
【基础练习】
(1)下列微粒中不能破坏水的电离平衡的是（ D ）。
特别提示：此时的[H+ ]和[OH-]是溶 液中的总量。
Kw的应用：根据水溶液中的[H+ ]，求溶 液中的[OH-]，反之亦然。
Kw的大小只与温度有关
25℃时， Kw =1×10-14， 100℃时，Kw =1×10-12 引伸：其他体系中也存在着类似的关系。
➢水的离子积
问题与讨论
1、在水中加入盐酸后，水的离子积是否发生改变？
讨论1：影响水的电离平衡移动的因素有哪些
讨论2：改变温度 升高温度，水的电离平衡
向_右___移动，并且Kw_增__大__。 降低温度，水的电离平衡
向_左___移动，并且Kw_减__小__。
讨论3：直接增大[H+] 在H2 O H+ +OH-平衡中，加入 ( 酸或强酸的酸式盐或中强酸的酸式盐), 增大[H+]，则平衡向_左__移动， 水的电离被_抑__制_，由于水的电离平衡仍
三、溶液的酸碱性与PH
无论是酸溶液中还是碱溶液中都同时存在H+和
OH-！而且在一定温度下Kw是定值！
常温下，溶液的酸碱性跟H+和OH-浓度的关系：
中性溶液 酸性溶液 碱性溶液
[H+]=[OH-]=1×10—7mol/L [H+]＞[OH-]＞1×10—7mol/L [H+]＜[OH-]＜1×10—7mol/L

人教化学选修4第三章 第二节 水的电离和溶液的酸碱性(共23张PPT)

人教化学选修4第三章 第二节 水的电离和溶液的酸碱性(共23张PPT)
1、水电离特点 水是一种极弱的电解质，能微弱的电离
+
-
+
+
H2O + H2O H3O+ + OH-
简写： H2O
H+ + OH-
平衡常数：K 电离＝
c(H+) ·c(OH-）
c(H2O)
2、水的离子积常数——KW
c(H ) • c(OH ) K电离 • c（H2O） ＝ Kw
常数 常数 Kw=c(H+)·c(OH－）
C水(H+) 、C溶液(OH-)、 C水(OH-)
H2O
H+ + OH- HCl == H+ + Cl-
C溶液(H+)= C盐酸(H+)+C水(H+)≈C盐酸(H+)=0.1 mol/L
C溶液(OH－)=
Kw = C溶液(H+)
10-14 =10-13mol/L
0.1
C溶液(OH-)= C水(OH-)= C水(H+)=10-13mol/L
25℃ Kw=1× 10-14
100℃ Kw=1× 10-12
（1） Kw只决定于温度，温度升高， Kw增大
（2） 加入酸或碱，抑制水的电离，但Kw不变
（3） 任何溶液中都存在Kw= c(H+ ) • c(OH-)且25℃ Kw=1×10-14
二、水溶液中离子浓度的计算:
例1、常温下,求0.1mol/L盐酸溶液中C溶液(H+)、
KW表达式中，c(H＋)、c(OH－)均表示整个溶液中 总物质的量浓度，但是一般情况下有：
(1)酸溶液中KW＝c(H＋)酸·c(OH－)水(忽略水电离出 的H＋的浓度)。 (2)碱溶液中KW＝c(H＋)水·c(OH－)碱(忽略水电离出 的OH－的浓度)。 (3)水电离出的c(H＋)与水电离出的c(OH－)一定相 等。

3.2《水的电离和溶液的酸碱性》(人教版选修4)

3.2《水的电离和溶液的酸碱性》(人教版选修4)

=
=1 ×10-10mol/L
pH=-lg[H+] =10
关键：抓住氢氧根离子离子进行计算！
弱碱的稀释
例：pH=12的NaOH溶液稀释10倍后pH=？11 pH=12的氨水稀释10倍后pH=＞？11
结论：同pH的强碱，弱碱稀释相同倍数 时，弱碱变化小。
稀释到相同pH时稀释的倍数： 氨水＞NaOH
1、①在25℃时，pH等于2的盐酸溶液稀释到原来的10倍，pH等 于多少？稀释到1000倍后， pH等于多少？
溶液显酸性
2、浓度均为0.1mol/L的下列溶液中由水电离出的c(H+) H2O大小关系为：①盐酸 ②醋酸溶液 ③硫酸溶液 ④ 氢氧化钠溶液 ② ＞ ① =④ ＞ ③
思考与交流
根据室温时水的电离平衡，运用平衡移动原理分析 下列问题。 1.酸或碱的稀溶液的密度与纯水相近，1L酸或碱的稀 溶液约为1000 g，其中，H2O的物质的量近似为1000 g / 18 g /mol =55.6 mol。此时，发生电离的水是否仍为 纯水状态时的1×10-7mol ？
待测液的玻璃棒滴在干燥的pH试纸上，跟标准比色卡相对比
注意：①不能用水润湿②要放在玻璃片（或表面皿） 上③用玻璃棒蘸待测液滴于试纸上
(3) pH计(定量精确测量) (小数位)
三、pH值的有关计算
1、溶液pH的计算原理 关键是先求出C(H+) （1）强酸溶液由C(H+)直接求出pH （2）强碱溶液由C(OH-)先求出C(H+) 再求pH 。 2、计算类型： pH值计算1—— 定义型 例题：计算250C时0.01 mol/L的盐酸溶液和0.01 mol/L 的NaOH溶液的pH。 答案： 2； 12
pH值计算2—— 溶液的稀释 ①强酸的稀释

人教版高中化学选修四课件3.2.1水的电离和溶液的酸碱性

人教版高中化学选修四课件3.2.1水的电离和溶液的酸碱性

10、判断正误： 任何水溶液中都存在水的电离平衡。 √
任何水溶液中（不论酸、碱或中性），都存在 Kw=10-14。 ×
某温度下，某液体 [H+]=10-7mol/L，则该溶液一定是纯水。 ×
11、25℃、浓度均为0.1mol/L的下列溶液中[H+]由大到小 的排列顺序：①氨水②NaOH③盐酸④醋酸
由Kw=C(H+)· C(OH-)，得
1×10-14 1×10-3mol/l
1×10-11mol/l 1×10-14 0.1mol/l 1×10-13mol/l
(2)0.05mol/LBa(OH)2溶液 解： C(0H-)= 2C[Ba(OH)2]=0.1mol/L
由Kw=C(H+)· C(OH-)，得
注 意
①水溶液中H+与OH-始终共存 ②酸性溶液：C(H+)>C(OH-);C(H+)越大酸性越强
③碱性溶液：C(H+)<C(OH-);C(OH-)越大碱性越强
三、溶液的酸、碱性跟C(H+)、C(OH-)的关系 3.溶液中C(H+)、C(OH-)的计算 例1：计算下列溶液中C(H+)与C(OH-) (1)1×10-3mol/LHCl溶液 解： C(H+)= C(HCl)=1×10-3mol/L Kw C(OH )= = + C(H ) =
(1)解：C水（H+）=C水（OH-） Kw = C(H+)
=
1×10-14
=
1×10-5mol/l
=1×10-9mol/l
思考题：在常温下，由水电离产生的C（H+）=1×109mol/L的溶液，则该溶液的酸碱性如何？

《水的电离和溶液的酸碱性》 说课稿

《水的电离和溶液的酸碱性》 说课稿

《水的电离和溶液的酸碱性》说课稿尊敬的各位评委老师：大家好！今天我说课的题目是《水的电离和溶液的酸碱性》。

下面我将从教材分析、学情分析、教学目标、教学重难点、教法与学法、教学过程以及教学反思这几个方面来展开我的说课。

一、教材分析（一）教材的地位和作用“水的电离和溶液的酸碱性”是人教版高中化学选修 4《化学反应原理》第三章第二节的内容。

本节课是在学生已经学习了化学平衡和弱电解质的电离平衡等知识的基础上，进一步深入探讨水溶液中的离子平衡问题。

水的电离是弱电解质电离平衡的延伸和拓展，溶液的酸碱性则是水的电离平衡在实际中的应用。

通过本节课的学习，学生能够更加全面地理解水溶液中的离子行为，为后续学习盐类的水解等知识奠定基础。

（二）教学内容本节课主要包括水的电离、水的离子积常数、溶液的酸碱性与 pH 等内容。

其中，水的电离平衡是理解溶液酸碱性的关键，水的离子积常数则是定量描述水的电离程度的重要物理量，溶液的酸碱性与 pH 的关系则是将抽象的离子浓度转化为直观的数值，便于实际应用。

二、学情分析（一）知识基础学生在必修 1 中已经初步了解了溶液的酸碱性和 pH 的概念，在选修4 第一章和第二章中学习了化学平衡和弱电解质的电离平衡等知识，具备了一定的平衡思维和分析问题的能力。

（二）学习能力高二学生已经具备了较强的自主学习能力和一定的实验探究能力，但对于抽象的理论知识理解起来可能还存在一定的困难，需要通过具体的实例和实验来帮助他们理解。

（三）学习兴趣学生对于与生活实际密切相关的化学知识往往具有较高的学习兴趣，溶液的酸碱性在日常生活和工农业生产中有着广泛的应用，因此可以通过联系实际来激发学生的学习积极性。

三、教学目标（一）知识与技能目标1、理解水的电离平衡及其影响因素。

2、掌握水的离子积常数的表达式及意义。

3、了解溶液的酸碱性与 pH 的关系，能够进行 pH 的简单计算。

（二）过程与方法目标1、通过实验探究和数据分析，培养学生的观察能力、实验操作能力和数据分析能力。

新人教版选修4化学第三章第二节《水的电离和溶液的酸碱性》课件

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KW只与温度有关（与浓度无关）
问题与讨论
1.在水中加入强酸(HCl)后，对水的电离平衡有何影响？ 水的离子积是否发生改变？
H 2O
加入酸：
H+ C(H+)
增大
+
OHC(OH-)
开动 脑筋
平衡逆向移动 结论 减少 但Kw保持不变
对照问 题1你还能 设计哪些问 题？如何解 决
C(H+)>C(OH-) 酸性
(水电离出的H＋、OH－浓度相等)
K . c(H2O) = c (
Kw
Kw = c( H ) c(OH ) 其中常数K与常数c(H2O)的积记为Kw,称为水的 离子积常数,简称为离子积
1000 g -1 + . 18 g· mol H ) c( OH ) 注：c(H2O)= 1L ＝55.6mol/L + . -
1. 温度 2 .酸 3.碱 4、能与水反应物质如活泼金属，盐等
三、溶液的酸、碱性 与C(H+)、C(OH-)的关系 四、利用Kw的简单计算
酸性溶液：C(H+)>C(OH-) 碱性溶液：C(H+)<C(OH-) 中性溶液： C(H+)=C(OH-)
判断正误： (1). 如果c(H+)不等于c(OH-)则溶液一定呈现酸碱性。
三、溶液的酸、碱性与C(H+)、C(OH-)的关系
记忆
1、关系(25℃ Kw=1×10-14)：
中性溶液： 酸性溶液： 碱性溶液： C(H+)=C(OH-) C(H+) =1×10-7mol/L C(H+)>C(OH-) C(H+)>1×10-7mol/L

人教版高中化学选修四课件水的电离和溶液的酸碱性-修改的.pptx

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3、强酸与强酸混合、强碱与强碱混合
①pH=3的盐酸与pH=5的硫酸等体积混和后的pH
C(H＋) == 10－3＋ 10－5 2
５×10－m4ol/L
pH=－lgC(H＋)=－lg５×10=－3４.3
②pH=10与pH=12的氢氧化钠等体积混和后的pH
CC((HO＋)H－)==C=(=KOW1H0－－) 4＋2
=10－m12ol/L
pH=－lgC(H＋)=－lg10=－1122
五、有关pH值的计算专题
2、酸和碱的稀释
（1）、①求0.005mol/L硫酸溶液的pH；②求用水稀释 到原来体积的100倍后的pH；③再继续稀释10000倍后 的pH。
① pH=－lgC(H＋)=－lg0.01=２
②=C0(.0H1＋)/100=0.0001mol/L pH=－lgC(H＋)=－lg0.0001=4
酚酞
无色
浅红 红色 色 变色范围8.2—10
七、酸碱中和滴定
1、定义：
用已知浓度的酸（或碱）测定未知浓度的碱 （或酸）浓度的方法叫酸碱中和滴定。
*已知浓度的溶液——标准液 *未知浓度的溶液——待测液 2、原理：
HCl+NaOH=NaClH2O ＋
C1V1=C2V2
C1＝
C2V2 V1
3、实验仪器
指示剂的颜色发生突变并且半分钟不变色即达 到滴定终点，终点的判断是滴定实验是否成功 的关键。
6、实验步骤
1、查漏：检验滴定管是否漏水。
2、洗涤：用自来水、蒸馏水逐步将滴定管、锥形瓶洗浄。
3、润洗：分别用标准液和待测液润洗相应的滴定管。
4、注液：向滴定管内注入相应的标准液和待测液。
5、赶气：将滴定管尖嘴部分的气泡赶尽。 6、调液：将滴定管内液面调至“0”或“0”刻度以下，并
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第三章第二节水的电离和溶液的酸碱性
一、水的电离及水的离子积
1、水的电离
电离方程式：H2O＋H2O H3O＋＋OH－简写：H2O H＋＋OH－
2、水的离子积常数
（1）表达式：K w＝c(H＋)·c(OH－)
常温下：K w＝1.0×10－14，此时c(H＋)＝c(OH－)＝1.0×10－7mol/L
（2）影响因素：K w随温度的变化而变化，温度升高，K w增大；温度降低，K w减小。

（3）适用范围：K w不仅适用于纯水，还适用于酸、碱、盐的稀溶液，且由水电离的c
水(H ＋)＝c
水(OH
－)。

此时，水溶液中水的离子积常数不变。

（4）表达式的应用
K w表达式中，c(H＋)、c(OH－)均表示整个溶液中相应离子总物质的量浓度。

但是一般情
况下有：
酸溶液中K w＝c(H＋)酸·c(OH－)水(忽略水电离出的H＋的浓度)。

碱溶液中K w＝c(H＋)水·c(OH－)碱(忽略水电离出的OH－的浓度)。

3、纯水电离的影响因素
（1）加入酸或碱，抑制水的电离，Kw不变；
（2）升高温度，电离过程是一个吸热过程，促进水的电离，水的离子积增大，在常温时，K W=1×10－14；在100℃时，K W=1×10－12。

注意：①任何水溶液中H+和OH－总是同时存在的,只是相对含量不同.
②K w大小只与温度有关,与是否为酸碱性溶液无关。

25℃时，K w =1×10-14
100℃时，K w =1×10-12
③不论是在中性溶液还是在酸碱性溶液，水电离出的C(H+)＝C(OH－)
④根据Kw=C(H＋)×C(OH－) 在温度一定时为定值,C(H＋) 和C(OH-) 可以互求，酸性溶
液中水电离出来的c(H+)可以忽略、碱性溶液中水电离出来的OH-离子可以忽略；
二、溶液的酸碱性与pH
1、溶液的酸、碱性跟C(H+)、C(OH-)的关系
2、溶液的pH
（1）概念：用C(H+)的负对数表示溶液酸碱性的强弱。

（2）表达式：pH=-lgc（H+）
（3）溶液酸碱性与pH的关系：室温下，中性溶液：pH=7，酸性溶液pH<7，碱性溶液pH>7。

（4）意义：溶液的pH表示溶液酸碱性的强弱，pH越大则溶液的碱性越强，pH越小则溶液的酸性越强。

（5）pH测定方法：可用pH试纸测量，也可用pH计测量。

（引申：酸碱指示剂：酚酞、甲基橙、石蕊试液）
3、溶液pH的计算
（1）计算公式：pH=-lgc（H+）
（2）计算类型：
①酸性溶液由C(H+)直接求出pH
②强碱溶液由C(OH-)根据Kw求出C(H+) 再求pH
三、酸碱中和滴定
1、概念：酸碱中和滴定是利用中和反应，用已知浓度的酸（或碱）来测定未知浓度的碱（或算）的实验方法。

2、原理：酸碱中和时，c(H+)·V酸==c(OH-)·V碱
3、实验仪器：酸式滴定管、碱式滴定管、铁架台、滴定管夹、锥形瓶。

4、实验步骤：
（1）准备工作：①检查仪器；②润洗仪器；③加反应液；④调节起始读数。

（2）滴定操作：（教材和导学案结合）
（3）数据处理：
（4）误差分析：哪些操作会引起误差，对结果造成什么影响。

（导学案名师点拨）。