2018年高中化學(xué) 第3章 物質(zhì)在水溶液中的行為 3.1 水溶液 第1課時(shí)課件 魯科版選修4.ppt

第3章 物質(zhì)在水溶液中的行為第1課時(shí),知識脈絡(luò)一,知識脈絡(luò)二,問題一：水的電離有何特點(diǎn)？,1.水的電離是吸熱的 2.水的電離是微弱的 3.水的電離是可逆的 4.水在任何時(shí)候電離出來的H+和OH離子物質(zhì)的量（濃度）都相等,第一節(jié) 水溶液,問題二：水的離子積常數(shù),1.表達(dá)式：kw=c(H+)c(OH-) 2.影響因素：只于溫度有關(guān)，溫度升高，kw增大 3.KW 不僅適用于純水，也適用于酸、堿、鹽稀溶液 4.25時(shí)，KW = 1.0 1014 mol2L2,練習(xí)： 1.常溫下,0.01mol/l的硫酸溶液中，c(H+)水=_. 2.T,純水中c(H+)=10-6.5mol/l，該溫度下，0.01mol/lBa(OH)2溶液中，c(OH-)水=_.,問題三 水電離的影響因素有哪些，這些因素是如何影響水的電離的？,加入活潑金屬：,促進(jìn)水的的電離,水的電離度增大,KW 不變,可水解的鹽：,促進(jìn)水的的電離,水的電離度增大,KW 不變,影響水的電離平衡的因素,溫度：,加酸：,加堿：,T 升高,抑制水的電離,抑制水的電離,水的電離度減小,促進(jìn)水的電離,水的電離度增大,水的電離度減小,KW 增大,KW 不變,KW 不變,加入能提供H+或OH的物質(zhì),加入能消耗H+或OH的物質(zhì),電解時(shí)有H+或OH在電極上放電,討論：酸、堿、鹽溶液中H+或OH的來源,思考：一,向水中加入下列物質(zhì)對水的電離如何影響 1.pH=2的CH3COOH 2.0.01mol/l的NaOH溶液 3.0.01mol/l的Na2SO3溶液 4.0.01mol/l的NaHCO3溶液（pH=8.3） 5.0.01mol/l的NaHA溶液（pH=4.6）,二. 25時(shí)，在等體積的 pH=0的H2SO4溶液; 0.05mol/L的Ba(OH)2溶液; pH=10的Na2S溶液; pH=5的NH4NO3溶液中，發(fā)生電離的水的物質(zhì)的量之比是 A. 1:10:1010:109 B. 1:5:5109:5108 C. 1:20:1010:109 D. 1:10:104:109,問題四 溶液的酸堿性與pH的計(jì)算,問題一：溶液呈現(xiàn)酸堿性的根本原因是什么，確定溶液的酸堿性的方法有哪些？,一、溶液的酸堿性,中性溶液,酸性溶液,堿性溶液,H+ = OH,H+OH,H+OH,溶液的酸堿性是H+和OH濃度的相對大小決定的,25，pH=7,25，pH7,pH值測定方法, 測定方法：,酸堿指示劑法、pH試紙法、pH計(jì)法等。,酸堿指示劑一般是弱的有機(jī)酸或弱的有機(jī)堿，他們的顏色變化是在一定的pH值范圍內(nèi)發(fā)生的。我們把指示劑發(fā)生顏色變化的pH值范圍叫做指示劑的變色范圍。, 變色范圍：, pH試紙使用方法:取一小塊pH試紙放在玻璃片或表面皿上,用干燥潔凈的玻璃棒蘸取待測液點(diǎn)在中部,待試紙變色后,與標(biāo)準(zhǔn)比色卡比較。,二 溶液pH定義及計(jì)算,pH=-lgc(H+) c(H+)=10-pH c(OH-)=Kw/c(H+) 計(jì)算的核心要點(diǎn): 1.單一溶液或者酸與酸，堿與堿混合，首先求出混合后c(H+) 2.酸堿混合，先判斷哪個(gè)過量，求出混合后剩余的c(H+)或c(OH-)，求出pH,1.T時(shí)，0.1mol/l的NaOH溶液pH=12，該溫度下，將pH=10的Ba（OH）2溶液與pH=2的鹽酸溶液混合后，溶液的pH=8，則NaOH溶液與鹽酸溶液的體積比為_,2. 在25，若1體積某強(qiáng)酸溶液與10體積某強(qiáng)堿溶液混合后，溶液呈中性，則混合之前，該強(qiáng)酸的pH與強(qiáng)堿的pH之間應(yīng)滿足的關(guān)系是_,第二節(jié) 弱電解質(zhì)的電離平衡,問題一：1.什么是弱電解質(zhì)?,在水溶液中，只能部分電離的電解質(zhì)稱為弱電解質(zhì)。如弱酸，弱堿，水，極少數(shù)的鹽。,問題二：弱電解質(zhì)的電離平衡的定義及影響因素是什么？,一定條件下，當(dāng)弱電解質(zhì)分子電離成離子的速率和離子 結(jié)合成弱電解質(zhì)分子的速率相等時(shí)，達(dá)到電離平衡狀態(tài),0.1mol/L的CH3COOH溶液,CH3COO+H+,CH3COOH,1. 在 H2S 的飽和溶液中存在如下平衡H2S H + + HS HS H + + S2 ，且知第一級電離的程度遠(yuǎn)大于第二電離的程度，采取下列哪種措施后，既增大c（S2）又能提高溶液的PH值還能使電離平衡逆向移動(dòng) ( ) A.加NaOH (s) B.通入H2S (g) C .降溫 D.加入 Na2S (s),2. 室溫下向10mL pH=3的醋酸溶液中加入水稀釋后，下列說法正確的是 A.溶液中導(dǎo)電粒子的數(shù)目減少 B. 溶液中 不變 C.醋酸的電離程度增大，c(H)亦增大 D.再加入10mlpH=11的NaOH溶液，混合液pH=7,3. 在100mL0.1mol/L 的醋酸溶液中，欲使醋酸的電離程度增大，H+ 濃度減小，可采用的方法是 ( ) A 加熱 B 加入0.1mol/L 的醋酸溶液100mL C 加入少量的0.5mol/L的硫酸 D 加水稀釋,問題三 弱電解質(zhì)的電離平衡常數(shù)意義及計(jì)算方法？,電離常數(shù)越大，則對應(yīng)得弱酸或弱堿的酸堿性越強(qiáng)。 電離常數(shù)只與溫度有關(guān)。 eg.常溫下，0.1mol/l的氫氧化鈉溶液與amol/l的氨水等體積混合溶液呈中性，一水合氨的電離常數(shù)表達(dá)式,問題4：如何證明HA為弱酸？ 如何證明H2A為二元弱酸？,