高中化學(xué) 3.2水的電離和溶液的酸堿性課件 新人教版選修4.ppt

第二節(jié) 水的電離和溶液的酸堿性,少年辛苦終身事 莫向光陰惰寸功,1. 1mol/L的鹽酸、醋酸、硫酸各1L，分別加入足量的鐵。 開(kāi)始反應(yīng)時(shí)產(chǎn)生氫氣的速率_， 最終收集到的氫氣的物質(zhì)的量_。 c (H+)相同的鹽酸、醋酸、硫酸各1L，分別加入足量的鐵。 開(kāi)始反應(yīng)時(shí)產(chǎn)生氫氣的速率 _， 最終收集到的氫氣的物質(zhì)的量 _。,硫酸鹽酸醋酸,硫酸鹽酸=醋酸,三者相等,醋酸硫酸=鹽酸,練習(xí),2.將0 .1mol/L的氨水稀釋10倍，隨著氨水濃度的降低，下列數(shù)據(jù)逐漸增大的是（ ） A. B. c(OH-) C. c(OH-) /c(NH3·H2O) D. c(NH4+),C,c(NH3·H2O) / c(OH-),3 .一定量的鹽酸跟過(guò)量的鐵粉反應(yīng)時(shí)，為減緩反應(yīng)速率而不影響生成氫氣的總量，可向鹽酸中加入適量的（ ） A.NaOH(固） B.H2O C.NaNO3（固） D.CH3COONa (固） E 幾滴CuSO4 溶液,BD,練習(xí),4.把0.05molNaOH固體分別加入100mL下列液體中，溶液的導(dǎo)電性變化不大的是（ ） A.自來(lái)水 B. 0.5mol/LNH4Cl溶液 C. 0.5mol/L 醋酸 D. 0.5mol/L鹽酸,BD,問(wèn)題：怎樣定量的比較弱電解質(zhì)的相對(duì)強(qiáng)弱？電離程度相對(duì)大小怎么比較？ 三、電離平衡常數(shù)（K） 看課本自學(xué)相關(guān)內(nèi)容并思考： （1）什么叫電離平衡常數(shù)？ （2）電離平衡常數(shù)的化學(xué)含義是什么？ （3）怎樣用電離平衡常數(shù)比較弱電解質(zhì)的相對(duì)強(qiáng)弱？ （4）影響電離平衡常數(shù)的因素是什么？,弱電解質(zhì)電離程度相對(duì)大小的參數(shù)一 電離平衡常數(shù)（K）,對(duì)于一元弱酸 HA H+A-，平衡時(shí),對(duì)于一元弱堿 MOH M+OH-，平衡時(shí),意義：K值越大，電離程度越大，相應(yīng)酸 (或堿)的酸(或堿)性越強(qiáng)。K值只隨溫度變化。,一、水的電離,.水是一種極弱的電解質(zhì)，能微弱的電離,寫出水的電離方程式,簡(jiǎn)寫為,定量討論： 純水中c（H+）與c（OH-）大小有何關(guān)系？ 25時(shí)，水電離出來(lái)的c(H+)=c(OH)=107mol/L ，說(shuō)明水的電離程度如何？ 水是一種極弱的電解質(zhì)（通常的電流表無(wú)法檢驗(yàn)其中離子）,K 電離c(H2O）= c(H+)×c(OH-）,即： Kw =c(H+)×c(OH-),叫水的離子積常數(shù) 簡(jiǎn)稱水的離子積 用 Kw表示。,注：常數(shù)無(wú)單位,水的濃度為常數(shù)，所以K 電離×c(H2O）是一個(gè)常數(shù),2、水的離子積常數(shù)（離子積）,3、影響KW的因素,KW只是溫度的函數(shù)（與濃度無(wú)關(guān)）溫度升高， KW值增大,在任何水溶液中，均存在水的電離平衡，即任何水溶液中都是H+、OH-共存。 一定溫度下c（H+）和c（OH-）乘積是個(gè)定值。 Kw =c（H+）· c（OH-)不僅適于純水，也適于酸堿鹽溶液。 含有H+的溶液一定是酸，含OH-的溶液一定是堿嗎？,討論 升高溫度，Kw增大。已知KW（100）=10-12，則在100 時(shí)純水中的c（H+）等于多少？ c（H+） 10-6mol/L 2. 溫度不變，加入溶質(zhì)對(duì)水的電離平衡及KW的影響。 加入酸（如：HCl）或堿（如：NaOH）對(duì)水的電離有什么影響？（促進(jìn)還是抑制？）Kw呢？,條件改變對(duì)水的電離平衡及Kw的影響, 加酸堿能抑制水的電離，但Kw 不變 加Na, 促進(jìn)水電離，但Kw 不變,水的電離平衡的移動(dòng),2、水的電離過(guò)程為H2O H+ + OH-，在不同溫度下其離子積為KW25=1×10-14， KW35 =2.1 ×10-14。則下列敘述正確的是： A、c(H+) 隨著溫度的升高而降低 B、在35時(shí)，純水c(H+) c(OH-) C、水的電離常數(shù)K25 K35 D、水的電離是一個(gè)吸熱過(guò)程,D,1、判斷正誤： 任何水溶液中都存在水的電離平衡。 25任何水溶液中（不論酸、堿或中性） ，都存在Kw=10-14 。 某溫度下，某液體c(H+)= 10-7mol/L，則該溶液一定是純水。,×,3、0.01mol/L鹽酸溶液中。 c（H+） 、 c（OH-）分別為多少？ 0.01mol/L NaOH溶液中。 c（H+） 、 c（OH-）分別為多少？,利用Kw的定量計(jì)算求溶液中的H+或OH-,C（H+） 10-2mol/L、 c（OH-） 10-12 mol/L,C（H+） 10-12mol/L 、 c（OH-） 10-2mol/L,由水電離出的c(H+)H2O、c(OH-)H2O分別是多少？ 均是 c(H+)H2O 10-12 mol/L 、c(OH-)H2O 10-12 mol/L 任何水溶液中由水電離出來(lái)的c(H+) H2O與c(OH-) H2O相等,4、25,某溶液中由水電離產(chǎn)生的c(H+)H2O= 10-11 mol/L ，則該溶液呈酸性還是堿性？并求算該溶液中c (H+)的可能值 ？ 可能為酸性，也可能為堿性！ 酸性時(shí)：c(H+) 10-3 mol/L 、 c(OH-) 10-11 mol/L 堿性時(shí)： c(H+) 10-11 mol/L 、 c(OH-) 10-3 mol/L,利用Kw的定量計(jì)算求c(H+)H2O或c(OH-) H2O,5、 25、濃度均為0.1mol/L的下列溶液中c（H+） 由大到小的排列順序： 氨水 NaOH 鹽酸 醋酸, ,不能用 c(H+) 等于多少來(lái)判斷溶液酸、堿性，只 能c(H+) 、c(OH-)通過(guò)兩者相對(duì)大小比較,討論：KW100=10-12 在100 時(shí)，純水中c(H+) 為多少？ c(H+) =10-6mol/L 100 時(shí)，c(H+) = 1×107mol/L溶液呈酸性還是堿性？ 堿性！ c(H+) = 1×107mol/L、 c(OH-) = 1×105mol/L， c(OH-) c(H+),c(H+) = c(OH-),c(H+)c(OH-),c(H+)c(OH-),c(H+) = 1×107mol/L c(OH-) = 1×107mol/L,c(H+) 1×107mol/L c(OH-) 1×107mol/L,中性溶液,酸性溶液,堿性溶液,c(H+) 1×107mol/L c(OH-) 1×107mol/L,2、溶液的酸堿性與pH,定義： pH是c(H+)的負(fù)對(duì)數(shù)，即pH=lg c(H+)。 如：c(H+) = 1×107mol/L， pH=lg107 7.0 注意：當(dāng)溶液中c(H+)或c(OH-)大于1mol時(shí)，不用pH表示溶液的酸堿性。適用于稀溶液c1mol/L。 pH與溶液的酸堿性(25時(shí)),用pH試紙測(cè)定某無(wú)色溶液的pH時(shí)，規(guī)范的操作是 A. 將pH試紙放入溶液中觀察其顏色變化，跟標(biāo)準(zhǔn)比色卡比較 B. 將溶液倒在pH試紙上，跟標(biāo)準(zhǔn)比色卡比較 C. 用干燥的潔凈玻璃棒蘸取溶液，滴在pH試紙上，跟標(biāo)準(zhǔn)比色卡比較 D. 在試管內(nèi)放入少量溶液，煮沸，把pH試紙放在管口，觀察顏色，跟標(biāo)準(zhǔn)比色卡比較,3、pH的測(cè)定方法,酸堿指示劑：判斷溶液的酸堿性,(1) pH試紙：測(cè)定溶液的pH,試紙的使用方法：,(2) pH計(jì)：精確測(cè)定溶液的pH,下列試紙使用時(shí), 不宜先用水潤(rùn)濕的是 （A）pH試紙 （B）紅色石蕊試紙 （C）淀粉碘化鉀試紙 （D）藍(lán)色石蕊試紙,