《水的电离和溶液的PH》复习学案.doc

《水的电离溶液的酸碱性》复****学案姓名班级复****目标1、使学生了解水的电离和水的离子积,2、了解溶液的酸碱性与pH的关系,3、学会计算酸碱的pH值以及氢离子浓度和pH值的互算,4、掌握pH相同的强酸与弱酸的几个规律,5、了解指示剂的变色范围,学会用pH试纸测定溶液的pH值一、+H2OH3O++OH—简写为:H2OH++OH—实验测定:25℃纯水中C(H+)=C(OH-)=1mol/L100℃C(H+)=C(OH-)=1mol/=C(H+)·C(OH-常温下:kw=:提问:当温度升高时,Kw如何变化?(电离过程是吸热过程)1000C时,Kw=c(H+)·c(OH—)=1×10-12影响因素:温度越高,Kw越大,水的电离程度越大。对于中性水,尽管Kw,电离度增大,但仍是中性水,[H+]=[OH-].(注:温度升高时Kw增大,所以说Kw时要强调温度。)〖针对性训练〗,测得纯水中的C(H+)=×10-7mol/L,则C(OH-)为() ×10-7mol/×10-7mol/(OH-)++OH-,不同温度下其离子积常数为kw(25℃)=×10-14,kw(35℃)=×10-14。则下列叙述正确的是() (H+)随温度升高而降低 ℃时,C(H+)>C(OH-) ℃时的水的电离程度比35℃,在PH=12的某溶液中,由水电离的C(OH-)为() ×10-7mol/L ×10-6mol/L ×10-2mol/L ×10-12mol/L二、(1)定义pH=-lg{c(H+)(2)PH适用范围稀溶液,0~14之间。(室温时完成下表)C(H+)、C(OH-)的相对大小关系C(H+)的值PHC(H+)·C(OH-)中性溶液酸性溶液碱性溶液判据适用条件无条件的,任何温度、浓度均适用是有条件的,适用温度为常温注:①水中加酸或碱均抑制水的电离,但由水电离出的c(H+)与c(OH—)总是相等。②任何电解质溶液中,H+与OH—总是共存,但不能大量共存。溶液的酸、碱性主要在于c(H+)与c(OH—)的相对大小。c(H+)与c(OH—)此增彼长,且温度不变Kw=c(H+)·c(OH—)不变。(3)溶液PH的测定方法:粗略测定:精确测定:用 pH试纸来测定溶液的pH值的方法:用洁净干燥的玻璃棒直接蘸取少许待测液,滴在pH试纸上(注意不能将pH试纸先用水沾湿或用湿的玻璃棒,因为这样做,实际上已将溶液稀释,导致所测定的pH不准确)将pH试纸显示的颜色随即(半分钟内)与标准比色卡对照,确定溶液的pH值(因为时间长了,试纸所显示的颜色会改变,致使测得的pH不准。)小结:有关溶液的pH值的几个注意问题:①pH值是溶液酸碱性的量度。常温下,pH=7溶液呈中性;pH值减小,溶液的酸性增强;pH值增大,溶液的碱性增强。②pH值范围在0-14之间。pH=0的溶液C(H+)=1mol/L;pH=14的溶液C(OH-)=1mol/L。pH改变一个单位,C(H+)就改变10倍,即pH每增大一个单位,