2018-2019版高中化学 第3章 物质在水溶液中的行为 第1节 水溶液 第2课时课件 鲁科版选修
第3章 第1节 物质在水溶液中的行为化学教学案
第3章第1节物质在水溶液中的行为化学教学案课题第3章第1节物质在水溶液中的行为学习目标1.能描述弱电解质在水溶液中的电离平衡，了解酸碱电离理论。
2.知道水的离子积常数，能进行溶液pH的简单计算。
3.初步掌握测定溶液pH的方法，知道溶液pH的调控在工农业生产和科学研究中的重要应用。
4.弄清强弱电解质及其溶液导电性的关系。
自主学习1．水的电离方程式____________，水的离子积常数表示为________________________，温度升高，Kw_________。
在一定温度下的稀水溶液中，[H+][OH-]等于_______________。
2．水溶液的酸碱性与[H+]和[OH-]的大小关系：[H+]=[OH-]，溶液呈_____性；[H+]______[OH-]，溶液呈酸性，且[H+]越_______酸性越强；[H+]______[OH-]，溶液呈碱性，且[OH-]越___碱性越强。
3．人们常用pH来表示溶液的酸碱性，表示为：pH___________；常温下中性溶液[H+]___[OH-]=________，pH =______；酸性溶液[H+]___[OH-]，[H+]_______，pH _____；碱性溶液[H+]____[OH-]，[H+]_______，pH_____。
4．强电解质是指________________________________________________________，弱电解质是指_______________________________________________________,在水中存在电离平衡的是_____（强、弱）电解质。
在醋酸溶液中存在的微粒有___________________，原因__________________________。
5．溶剂化作用是指_____________________________________________________。
高中化学第3章物质在水溶液中的行为第1节水溶液课件鲁科高中选修4化学课件
第二页，共二十页。
强电解质
弱电解质
电离程度 电离过程
完全 电 (wánquán) ====离
部分(bù fen) 电离
物质类别
强酸 、强碱、 (qiánɡ suān) 绝大多数盐
弱酸弱碱、水、 两性氢氧化物、
极少数盐
第三页，共二十页。
？
强弱(qiánɡ ruò)电解质在溶液中的存在 行形态？ 分别是否与水分子有相互作用?
加热 加酸 加碱
向右 向左 向左
增大 增大 增大 (zēnɡ dà)
(zēnɡ dà)
(zēnɡ
dà)
不变
增大 减小
不变 减小 增大
加Na
向右
不变 减小
增大
小结： 加入酸或碱都抑制水的电离 第十二页，共二十页。
交流 研讨 · (jiāoliú)
根据室温条件下水的离子积， 计算(jìsuàn)并填写下表空缺：
第六页，共二十页。
？
电解质溶液的导电能力 ： 离子电荷的浓度
1.电解质溶液的导电能力(nénglì)取决于什么？
2.水既然是一种弱电解质，那么就可以
发生电离，为什么还认为(rènwéi)纯水不导 电呢？
第七页，共二十页。
一、水的电离(diànlí)
1.实验
(shíyàn)
G
×
2.现象
(xiànxiàng)
1.0×10-3
由表中的数据(shùjù)能得出什么规律？
第十三页，共二十页。
【规律】
1、酸性或碱性溶液中均存在H＋和OH－， 只是(zhǐshì)[H＋]和[OH-]的相对大小不同
2、酸性(suān xìnɡ)溶液中［H＋］>［OH－］ 碱性溶液中［H＋］<［OH－］
高中化学 第三章 物质在水溶液中的行为 第1节 水溶液(
水的电离平衡移动
影响因素 H2O H＋＋OH－
方向
原因
KW
加酸 左移 外加
增大[H＋]
不 变
酸碱 加碱 左移
增大[OH－]
不 变
[H＋] 变化 增大
减小
影响结果
[OH－]变 [H＋]与[OH－]
化
的关系
减小
[H＋]>[OH－]
增大
[H＋]<[OH－]
外加活泼金 属如K、Na、 右移
4.学生通过教师讲解能说出导致溶液的酸碱性的决定性因素，进
行简单的计算，并能说出测定溶液PH的方法。【学习重点】
水的电离、Kw的含义、影响水的电离平衡的因素.
一、水的电离
H2O + H2O
简写为：H2O
H3O+ + OH－
H+ + OH－
水是(极水弱电的离电出解的质H＋、OH－25浓°度C 相1L等水中) 只
不变
不变
不变
不变
水电离的[H+] 增大 减小 减小 增大 增大 增大
2．影响水电离平衡的因素
影响因 素
水的电离平衡移动
H2O
H＋＋OH－
方向
原因
KW
影响结果
[H＋] 变 [OH－] [H＋]与[OH
化
变化 －] 的关系
升温 温 度
降温
右移 左移
增大 水的电离过
程吸热 减小
增大 减小
增大 减小
[H＋]＝[OH －]
一、水的电离
外界条件对水的电离平衡的影响
改变的条件 加热
电离 程度
增大
c(H+) 增大
高二化学第3章 物质在水溶液中的行为 第1节 水溶液鲁教版知识精讲
高二化学第3章物质在水溶液中的行为第1节水溶液鲁教版【本讲教育信息】一. 教学内容：第3章物质在水溶液中的行为第1节水溶液二. 教学目的1. 了解水的电离和水的离子积2. 了解溶液的酸碱性和溶液酸碱度的表示方法3. 掌握pH值的简单计算及其与溶液酸碱性的关系4. 掌握电解质在溶液中的存在形式三. 教学重点、难点溶液pH的计算四. 知识分析（一）水的电离1. 水的电离大量实验证实了，水是能够电离的，其电离方程式为：H2O H++OH-实验也同时表明：水很难电离，其平衡常数为：Kc＝[H+][OH-]/[H2O ]2. 水的离子积常数（1）定义：在水溶液中H+和OH- 浓度的乘积。
（2）表达式：K W=〔H+〕〔OH-〕（3）与电离平衡常数Kc 的关系：K W=Kc〔H2O〕因为在一定温度下Kc和〔H2O〕都是不变的常数，故Kw也是只与温度有关的常数。
（4）影响因素及影响效果：温度：因为电离过程是吸热的，所以温度越高，Kw越大。
（5）特定温度下水的离子积常数①25℃时，Kw=×10-14 mol2·L-2②100℃时，Kw=×10-13 mol2·L-2（二）溶液的酸碱度1. 溶液的酸碱性（1）表示方法：H+浓度、OH-浓度、pH.（2）酸碱性强弱判断标准：〔H+〕和〔OH-〕相对大小、pH值大小、指示剂。
酸性溶液：〔H+〕>〔OH-〕碱性溶液：〔H+〕<〔OH-〕中性溶液：〔H+〕=〔OH-〕2. 有关溶液pH值的求算（1）单一溶液①强酸：先求出溶液的H+浓度，再通过pH=-lg〔H+〕求溶液的pH。
②强碱：先求出溶液的OH-浓度，再通过〔H+〕=Kw/〔OH-〕求出溶液的H+浓度，最后求得pH值。
（2）溶液的冲稀（强酸或强碱）①一般冲稀（冲稀后pH ≤6的酸或pH ≥8的碱）：不要考虑水电离出的H+（酸溶液中）和OH-（碱溶液中），而酸电离出的H+或碱电离出的OH-的物质的量是主体。
高中化学第三章物质在水溶液中的行为第1节水溶液第2课时教学设计1鲁科选修4
第三章物质在水溶液中的行为第1节水溶液第2课时【教学目标】知识与技能：使学生理解水的电离以及水的离子积常数的含义，并能应用水的离子积常数进行相关计算；认识溶液的酸、碱度与H+、OH—浓度，以及与PH的关系，会进行有关PH的简单计算；知道强、弱电解质的区别，理解弱电解质电离平衡的含义，并掌握其表示方法。
过程与方法：使学生了解从单一物质到多种物质、分清主次矛盾的研究思路，初步学会对复杂体系研究的一般方法。
情感态度与价值观：通过认识调控溶液的酸碱度、PH在工农业生产中的重要作用，使学生体会化学对人类生产、生活的作用。
【教学过程】一、溶液的酸碱性与pH1.水的电离平衡与溶液的酸碱性关系水的电离是一种动态平衡，在纯水中加入酸，则抑制了水的电离平衡，使c（H+）>c（OH —），溶液显酸性。
同理，向纯水中加碱，溶液中的c（OH—）> c（H+），溶液显碱性。
2.溶液中的pH（1）pH与溶液的酸碱性关系。
对于酸碱性较弱的溶液，用c（H+）或c（OH—）的浓度大小表示溶液的酸碱性强弱很不方便，化学上常用pH来表示溶液酸碱性的强弱。
pH = —lg[H+]。
溶液的酸碱性与c（OH—）和c（H+）相对大小、c（H+）和pH的关系如下表所示：一般25℃25℃中性溶液c（H+）=c（OH—）c（H+）=1⨯10-7pH=7酸性溶液c（H+）>c（OH—）c（H+）>1⨯10-7pH<7碱性溶液c（H+）<c（OH—）c（H+）<1⨯10-7pH>7(2)溶液的pH测定方法①pH试纸：常用的pH试纸有广泛pH试纸（pH范围1—14或0—10，可识别的差值为1）和精密pH试纸（pH范围较窄，可以判别的pH差值为0.2或0.3）。
pH试纸的使用方法：取一片pH试纸，放在洁净的表面皿或玻璃片上，用玻璃棒蘸取待测液点于试纸中央，然后与标准比色卡对照。
②pH计法精确测量溶液的pH的方法。
高中化学第三章物质在水溶液中的行为第一节水溶液第2课时课件鲁科版选修4
试分析溶液的酸碱性跟pH的关系? 1. c(H+) 越大，酸性越 强，pH越 pH改变1个单位，c(H+) 改变 10 ２.常温下纯水的ＰＨ＝ 7 。 ３.常温下，稀溶液中，pH的ＰＨ＝７,则溶液显中性，你 认为这句话正确吗？
常温下，水溶液中PH、[H+]与酸碱性有什么关 系呢？
②若 [H+]或[OH-]小于1mol/L 时 ，为了表示方便， 化学上常用pH来表示溶液的酸碱性。
二、溶液的PH
pH为氢离子物质的量浓度的负常用对数
PH= - lg [H ]
+
试计算当H+浓度分别为10-1、10-3、10-5、10-7、 10-9、10-13mol/L时，溶液的pH是多少？
延伸： PＯH = - lg[ＯH－]
三、溶液pH的计算
• 1.强酸溶液稀释——有关pH 的计算 例1.将pH=3的盐酸与水等体积混合后，溶液的 pH是多少？ 3.3 例2.将pH=3的盐酸稀释 5 100倍后，溶液的pH是多 少？
2.强碱溶液稀释——有关pH 的计算
例3.将pH=12的NaOH溶液与水等体积混合后， 溶液的pH是多少 11.7
第1节 水溶液 第2课时
知识回顾
1.Kw=[H+]· [OH－]，Kw叫做水的离子积常数。 2.Kw随温度的升高而增大。
3.只要是电解质溶液，一定同时存在H+和OH－，且溶液 中[H+]· [OH-] = 1×10－14mol2· L-2（25℃），即Kw适用于中 性、酸性、碱性水溶液。
4.常温时，向水中加酸或碱，水的电离均受到抑制， 但溶液中[H+]· [OH-]仍等于 1×10－14mol2·L-2，水电离 产生的[H+]和[OH-]仍相等，都小于1×10－7mol/L。
高中化学第3章物质在水溶液中的行为第1节水溶液第2课时学案鲁科版选修4(2021年整理)
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第2课时溶液的酸碱性与pH[学习目标定位］1。
了解溶液的酸碱性与溶液中[H＋］和［OH－]的关系.2.知道pH的定义,了解溶液的酸碱性与pH的关系。
3.能够进行有关pH的简单计算。
一、溶液的酸碱性与pH1.溶液的酸碱性与溶液中［H＋]和［OH－]的关系溶液的酸碱性是由溶液中［H＋]与［OH－］的相对大小决定的。
请填写下表：［H＋]与［OH－] 的相对大小［H＋]的范围(25 ℃）中性溶液［OH－］＝［H＋]［H＋］＝1.0×10－7mol·L－1酸性溶液［OH－]<[H＋］［H＋］>1.0×10－7mol·L－1碱性溶液［OH－］>［H＋][H＋］<1。
0×10－7mol·L－12。
溶液的pH（1）定义：pH是[H＋]的负对数，其表达式是pH＝－lg［H＋］。
（2）25 ℃时，溶液酸碱性与［H＋]、pH的关系如下图所示3.溶液酸碱性的测定方法(1）酸碱指示剂法(只能测定溶液的pH范围）.指示剂变色范围(颜色与pH的关系）石蕊<5。
0红色 5.0～8.0紫色>8。
3.1水溶液
第3章物质在水溶液中的行为第1节水溶液知识与技能：使学生理解水的电离以及水的离子积常数的含义，并能应用水的离子积常数进行相关计算；认识溶液的酸、碱度与H+、OH—浓度，以及与PH的关系，会进行有关PH的简单计算；知道强、弱电解质的区别，理解弱电解质电离平衡的含义，并掌握其表示方法。
过程与方法：使学生了解从单一物质到多种物质、分清主次矛盾的研究思路，初步学会对复杂体系研究的一般方法。
情感态度与价值观：通过认识调控溶液的酸碱度、PH在工农业生产中的重要作用，使学生体会化学对人类生产、生活的作用。
教学重点：水的电离过程和Kw的含义的理解，有关PH、Kw的简单计算。
教学难点：水的电离过程和Kw的含义的理解，有关PH、Kw的简单计算。
课时安排：共两课时教学内容：第一课时【引入】通过必修课程的学习，我们知道：在水中加入可溶性的电解质所形成的溶液可以导电。
那么，纯水能导电吗？为了解决这个问题，有人曾经用经过很多次纯化处理的纯水来进行导电实验，最终发现它仍然导电，这是为什么呢？【学生】思考，预习。
【教师】这是因为纯水中存在自由移动的离子，是由水分子电离产生的。
【板书】一、水的电离H2O H+ + OH—△H ＜0【教师】这个电离是一个可逆过程，在一定条件下可以达到电离平衡，平衡常数可以表示为：【板书】K = [H+][OH—] [H2O]【教师】由这个式子可以知道：【副板书】K[H2O]=[H+][OH—]【教师】在一定温度下，K和[H2O]都是常数，其乘积必然还是常数，因此[H+][OH—]也是常数。
把这个常数写成Kw。
【板书】1、Kw=[H+][OH—]水的离子积常数（水的离子积）25℃，Kw=1.0x10—14 mol—2•L—2【练习】1、求纯水的近似浓度，若平均每n个水分子中有1个发生电离则n值是_________。
（令水的密度是1g/cm3）答案：55.56mol／L n=55.56×107【说明】水的离子积很小，说明水的电离程度很小，其主要存在形态还是水分子。
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再求[H＋]＝__[_O_H__－_]_余_，然后求pH。
例3 室温下，将0.1 mol·L－1HCl溶液和0.06 mol·L－1的Ba(OH)2溶液等体
积混合后，则该溶液的pH是
A.1.7
B.12.3
√C.12
例2 下列说法正确的是
A.强酸的水溶液中不存在OH－
B.pH＝0的溶液是酸性最强的溶液
√C.在温度不变时，水溶液中[H＋]和[OH－]不能同时增大
D.某温度下，纯水中[H＋]＝2×10－7 mol·L－1，其呈酸性
解析 在酸性或碱性水溶液中均存在H＋和OH－，故A项错误； pH＝0的溶液中[H＋]＝1.0 mol·L－1，并不是酸性最强的溶液，只是[H＋]> 1.0 mol·L－1的溶液用pH表示酸碱性强弱不方便，故B项错误； 在温度一定时，[H＋][OH－]＝Kw是一个定值，故二者不能同时增大，故C 项正确；
甲基
3.1～4.4橙 >4.4黄
归纳总结
溶液酸碱性的判断依据
溶
[H＋]/mol·L－1
[H＋]与[OH
液
－]
性
＝
任意温K度w 2＝5 ℃
大小关系
质
>
> Kw
>
Ph (25＝℃)
<
中 [H＋] [OH [H＋<]＝Kw
性
－]
[H< ＋]
>
pH 7
1×10－7
例1 下列溶液一定显酸性的是 A.溶液中[OH－]>[H＋]
再求[H＋]混＝___[O__H_－_]_混____，最后求pH。
(3)强酸与强碱混合
①恰好完全反应，溶液呈中性，pH＝ 7 。(25 ℃)
②酸过量： [H＋]·V酸－[OH－]·V碱
先求[H＋]余＝________V_酸___＋__V__碱___________，
再求pH。
③碱过量： [OH－]·V碱－[H＋]·V酸
1.强酸、强碱溶液pH的计算 (1)计算c mol·L－1HnA强酸溶液的pH ①[H＋]＝ nc mol·L－1； ②pH＝ －lgnc 。 (2)计算c mol·L－1 B(OH)n强碱溶液的pH(25 ℃) ①[H＋]＝_1_0n_－c_1_4_m__o_l·__L_－__1 ； ②pH＝ 14＋lgnc 。
第3章 第1节 水溶液
第2课时 溶液的酸碱性与pH
[学习目标定位] 1.了解溶液的酸碱性与溶液中[H＋]和[OH－]的关系。 2.知道pH的定义，了解溶液的酸碱性与pH的关系。 3.能够进行有关pH的简单计算。
内容索引
新知导学 达标检测
新知导学
一、溶液的酸碱性与pH 1.溶液的酸碱性与溶液中[H＋]和[OH－]的关系 溶液的酸碱性是由溶液中[H＋]与[OH－]的相对大小决定的。请填写下表：
三、酸碱溶液稀释后的pH变化规律
纯水中，[H＋]＝[OH－]，呈中性，故D项错误。
解析 答案
知识总结
pH的取值范围为0～14，即只适用于[H＋]≤1 mol·L－1或[OH－]≤1 mol·L－ 1的电解质溶液，当[H＋]或[OH－]>1 mol·L－1时，直接用[H＋]或[OH－]表示 溶液的酸碱性。
二、酸、碱溶液混合后pH的计算方法
A.11∶1 B.9∶1
C.1∶11
√D.1∶9
解析 可设碱与酸的体积分别为V(碱)和V(酸)，由题意可知，混合后碱过
量，可列等式：
10－14－1V3·酸V碱 ＋－ V碱10－2·V酸＝10－(14－11)，解之可得 V(碱)∶V(酸)＝1∶9。
解析 答案
规律总结
25 ℃，pH强酸＋pH强碱＝14，等体积混合时，pH混＝7。 25 ℃，pH强酸＋pH强碱>14，等体积混合时，pH混>7。 25 ℃，pH强酸＋pH强碱<14，等体积混合时，pH混<7。
3.溶液酸碱性的测定方法 (1)酸碱指示剂法(只能测定溶液的pH范围)。
指示 剂
变色范围(颜色与pH的关系)
5.0～8.0紫 >8.0蓝 (2)利石用p蕊H试纸测定，<使5用.0时红的色正确操作为_将__p_H__试色__纸__放__在___表__面__皿色__上__，__用__ __干 标____准燥____比酚洁___色_净酞___卡_的___对_玻___照_璃___，_棒___读_蘸___出_<取___p8_溶_H_.__2液__无_。点__色在__试__纸__上__，__当_8_.试_2_～_纸__颜1_0_色_.0_变_粉_化__稳_>_定1__0后_._迅0_红_速__与__ (3)利用pH计测定，pH计可精确测定试液的pH(读红至色小数点后2位)色。
D.1
解析 答案
易错警示
两种溶液混合，不论是两种碱溶液混合，还是酸碱混合，只要混合液显 碱性，计算溶液pH值时，一OH－]，推出溶液中的[H＋]，进一步得pH。
例4 pH＝13的强碱溶液与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
2.酸、碱溶液混合后pH的计算
(1)强酸与强酸混合 [H＋]1·V1＋[H＋]2·V2
[H＋]混＝________V_1_＋__V_2_______，然后再求pH。
(2)强碱与强碱混合 [OH－]1·V1＋[OH－]2·V2
先计算：[OH－]混＝_______V_1_＋__V_2 __________ Kw
√B.滴加紫色石蕊溶液后变红色的溶液
C.溶液中[H＋]＝10－6 mol·L－1 D.溶液中水电离的[H＋]＝10－9 mol·L－1
解析 答案
易错警示
溶液的酸碱性取决于溶液中[H＋]与[OH－]的相对大小，[H＋]＝10－7 mol·L －1或pH＝7的溶液不一定呈中性，常温下[H＋]＝10－7 mol·L－1或pH＝7的 溶液才呈中性，而其他温度下不呈中性，100 ℃时，pH＝7的溶液呈碱性。
[H＋]与[OH－]
[H＋]的范围(25 ℃)
的相对大小
＝
＝
[OH－]< [H [H＋]> 1.0×10－7
中性溶液
＋>]
<mol·L－1
[OH－] [H [H＋] 1.0×10－7 酸性溶液
2.溶液的pH (1)定义：pH是[H＋]的负对数，其表达式是 pH＝－lg[H＋] 。 (2)25 ℃时，溶液酸碱性与[H＋]、pH的关系如下图所示