《化學 》課件 第六章 電解質(zhì)溶液

《

化

學

》（通用類）第六章電解質(zhì)溶液第六章電解質(zhì)溶液

【預期目標】能從宏觀與微觀結合的視角,理解強、弱電解質(zhì)的區(qū)別和離子反應的實質(zhì)及其發(fā)生條件;能運用變化觀點和平衡思想,分析弱電解質(zhì)的解離平衡、鹽類水解過程的本質(zhì),理解影響平衡的因素;能對解離平衡常數(shù)、水的離子積常數(shù)進行簡單運用,會書寫離子方程式;掌握溶液pH的計算方法,學會用簡便的方法測定溶液的pH;知道溶液pH的調(diào)控以及鹽類水解在生產(chǎn)、生活中的實際應用,形成環(huán)保意識,增強社會責任感。電解質(zhì)溶液在生命科學、工業(yè)生產(chǎn)、日常生活和環(huán)境保護等方面有著極其廣泛的應用。人體的pHpH試紙污水處理

第六章電解質(zhì)溶液唾液6.35-6.85胃液0.9-1.5小腸液7.6大腸液8.3-8.4土壤的檢測人體中的多種電解質(zhì)離子對維持體液酸堿平衡和滲透壓至關重要;工業(yè)生產(chǎn)中，溶液酸堿性的調(diào)控是保證產(chǎn)品質(zhì)量的關鍵因素；我們還可以利用酸、堿、鹽之間的離子反應可以有效處理有害廢水等。因此，我們有必要運用物質(zhì)結構知識和化學平衡理論,進一步討論電解質(zhì)溶液的性質(zhì),以便從本質(zhì)上深刻地認識水溶液中酸、堿、鹽的反應及其應用。第六章電解質(zhì)溶液第六章電解質(zhì)溶液

【節(jié)目錄】第一節(jié)解離平衡第二節(jié)離子反應第三節(jié)水的解離和溶液pH第四節(jié)鹽類水解第一節(jié)

解離平衡

【溫故知新】在初中化學中我們學過,凡是在溶液中解離(又稱電離)出的陽離子全部是H+

的是酸,凡是在溶液中解離出的陰離子全部是OH—

的是堿。鹽酸的解離（電離）氫氧化鈉的解離（電離）

【溫故知新】問題一：什么是解離？問題二：什么樣的物質(zhì)能夠解離？第一節(jié)

解離平衡第一節(jié)

解離平衡一、電解質(zhì)

實驗表明，HCl、NaOH、NaCl、CH3COOH、NH3·H2O在溶液中能夠?qū)щ?而葡萄糖在溶液中不能導電。進一步的實驗表明，NaCl、BaSO4

等固體加熱至熔融狀態(tài)下也能導電。實驗探究第一節(jié)

解離平衡一、電解質(zhì)

1.電解質(zhì)和非電解質(zhì)化學上，把在水溶液或熔融狀態(tài)下能導電的化合物稱為電解質(zhì)。酸、堿、鹽都是電解質(zhì)。把在水溶液和熔融狀態(tài)下都不能導電的物質(zhì)稱為非電解質(zhì)大多數(shù)有機化合物。如葡萄糖、蔗糖、乙醇等都是非電解質(zhì)。第一節(jié)

解離平衡一、電解質(zhì)為什么電解質(zhì)在水溶液或熔融狀態(tài)下能夠?qū)щ?這是因為在水溶液或熔融狀態(tài)下,電解質(zhì)能夠分離成自由移動的離子，離子在電場中定向移動形成電流。電解質(zhì)在水溶液或熔融狀態(tài)下分離成自由移動的離子的過程稱為解離。NaCl可溶于水，在水溶液中發(fā)生如下解離：NaClNa++Cl—

。Na+和Cl—在電場中定向移動形成電流。NaCl溶液的導電過程第一節(jié)

解離平衡一、電解質(zhì)交流討論請觀察NaCl的解離方程式，嘗試寫出HCl、NaOH的解離方程式。第一節(jié)

解離平衡一、電解質(zhì)在水溶液中，電解質(zhì)都存在解離現(xiàn)象。從分子或離子層面更深入地觀察溶液的組成，可以解釋電解質(zhì)溶液和非電解質(zhì)溶液性質(zhì)的差異。HCl、CH3COOH在溶液中能夠分離成自由移動的離子，而葡萄糖則不行，因此在前面的實驗中，我們看到鹽酸、醋酸溶液能夠?qū)щ?，葡萄糖溶液不能導電。葡萄糖C6H12O6鹽酸的解離情況醋酸的解離情況葡萄糖的解離情況第一節(jié)

解離平衡一、電解質(zhì)交流討論電解質(zhì)溶液都能夠?qū)щ?，其導電能力是否相同？第一?jié)

解離平衡一、電解質(zhì)交流討論電解質(zhì)溶液都能夠?qū)щ?，其導電能力是否相同？從上述溶液導電性實驗中可以看到，相同條件和濃度下,，與鹽酸、NaOH溶液、NaCl溶液連接的電路上的燈泡明亮，而與醋酸、氨水連接的電路上的燈泡較暗，說明不同電解質(zhì)溶液的導電能力有所不同。溶液導電能力和溶液中自由離子的濃度有關，離子濃度越大，導電能力越強，離子濃度越小，導電能力越弱。第一節(jié)

解離平衡一、電解質(zhì)2.強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)在水溶液中，能完全解離的電解質(zhì)稱為強電解質(zhì)。比如HCl、NaOH、NaCl在水溶液中完全解離，離子濃度大，溶液的導電能力強。常見的強電解質(zhì)有強酸、強堿和絕大多數(shù)鹽。在水溶液中，只有部分解離的電解質(zhì)稱為弱電解質(zhì)。比如CH3COOH、NH3·H2O在水溶液中只能部分解離，離子濃度小，導電能力弱。常見的弱電解質(zhì)有弱酸、弱堿、水和極少數(shù)的鹽。第一節(jié)

解離平衡一、電解質(zhì)

第一節(jié)

解離平衡一、電解質(zhì)問題解決1.請寫出HNO3、Ba(OH)2

、H3PO4

、Na2CO3

的解離方程式。2.潔廁靈的主要成分為鹽酸，有去污除垢的作用，使用時要避免直接接觸皮膚。醋酸的腐蝕性比鹽酸小，更為安全，為什么不用醋酸代替鹽酸呢？第一節(jié)

解離平衡一、電解質(zhì)科學史話斯萬特·奧古斯特·阿累尼烏斯（1859年2月19日~1927年10月2日），瑞典物理化學家，生于瑞典烏普薩拉附近的維克城堡。他是電離理論的創(chuàng)立者，解釋溶液中的元素是如何被電解分離的現(xiàn)象；研究過溫度對化學反應速度的影響，得出著名的阿倫尼烏斯公式；還提出了等氫離子現(xiàn)象理論、分子活化理論和鹽的水解理論；對宇宙化學、天體物理學和生物化學等也有研究。阿倫尼烏斯電離理論阿倫尼烏斯第一節(jié)

解離平衡一、電解質(zhì)科學史話關于電解質(zhì)的水溶液為什么會導電的問題，從19世紀初就為科學界所關注。最初，科學界普遍認為離子是在電流的作用下產(chǎn)生的。十九世紀后期，瑞典化學家阿倫尼烏斯在研究高度稀釋的電解質(zhì)水溶液的電導時，發(fā)現(xiàn)電解質(zhì)分子會自動離解，而不需要借助電流的作用產(chǎn)生離子。他在前人研究的基礎上，通過研究電解質(zhì)稀溶液的導電性等，提出了電離模型，并對電解質(zhì)的電離進行了定量計算。電離模型很好地解釋了酸、堿、鹽溶液的某些性質(zhì)，如酸、堿的強度等，因此發(fā)展成為近代的電離理論。阿倫尼烏斯也因此獲得1903年諾貝爾化學獎。阿倫尼烏斯電離理論第一節(jié)

解離平衡一、電解質(zhì)交流討論在研究化學平衡時，我們常用符號“”表示反應的可逆性，為什么弱電解質(zhì)的解離方程式也用“”表示呢？第一節(jié)

解離平衡二、弱電解質(zhì)的解離平衡在前面的學習中我們知道，可逆反應從原來的平衡狀態(tài)轉變到新的平衡狀態(tài)的過程稱為化學平衡的移動。弱電解質(zhì)的解離過程是可逆的，因此解離平衡遵循化學平衡原理。以醋酸的解離為例：CH3COOHCH3COO—+H+開始時，溶液中[CH3COOH]最大，因此醋酸分子的解離速率最快。隨著解離的進行，溶液中[CH3COOH]逐漸減小，解離速率逐漸減慢；反之，開始時，[CH3COO—]和[H+]的數(shù)值為0，隨著解離的進行，溶液中[CH3COO—]和[H+]不斷增大，離子結合成分子的速率逐漸加快。當解離和結合的速率相等時，溶液里的各組分的濃度不再改變，體系處于平衡狀態(tài)。第一節(jié)

解離平衡二、弱電解質(zhì)的解離平衡1.解離平衡的概念這種一定的條件下，弱電解質(zhì)分子解離成離子的速率和離子結合成分子的速率相等時的狀態(tài)，稱為弱電解質(zhì)的解離平衡。第一節(jié)

解離平衡二、弱電解質(zhì)的解離平衡2.解離平衡常數(shù)弱電解質(zhì)在溶液中的解離程度可以用解離平衡常數(shù)來進行定量的表達。當弱電解質(zhì)的解離達到平衡時，溶液中弱電解質(zhì)分子、離子的濃度保持不變。在一定溫度下，已解離的弱電解質(zhì)各離子濃度的乘積和未解離的弱電解質(zhì)分子濃度的比值是一個常數(shù)，這個常數(shù)稱為解離平衡常數(shù)，簡稱解離常數(shù)，用符號Ki表示。通常弱酸用Ka表示，弱堿用Kb表示。第一節(jié)

解離平衡二、弱電解質(zhì)的解離平衡

第一節(jié)

解離平衡二、弱電解質(zhì)的解離平衡2.解離平衡常數(shù)從Ki的表達式可以看出：在一定溫度時，弱電解質(zhì)的Ki越大，說明平衡體系中離子濃度越大，該弱電解質(zhì)越容易解離；弱電解質(zhì)的Ki越小，說明平衡體系中離子濃度越小，表示該弱電解質(zhì)越難解離。因此可以通過比較Ki的大小判斷弱電解質(zhì)的相對強弱。25℃時，乙酸的Ki為1.8×10-5。而氫氰酸的Ki為4.93×10-10，乙酸的酸性和氫氰酸的酸性哪個強？交流討論第一節(jié)

解離平衡二、弱電解質(zhì)的解離平衡

第一節(jié)

解離平衡二、弱電解質(zhì)的解離平衡問題解決根據(jù)醋酸、碳酸、次氯酸的解離常數(shù),判斷三者酸性由強到弱的順序。電解質(zhì)化學式Ki電解質(zhì)化學式Ki甲酸HCOOHKa=1.77×10-4磷酸H3PO4Ka1=7.52×10-3Ka2=6.23×10-8Ka3=2.2×10-13醋酸CH3COOHKa=1.8×10-5氫氰酸HCNKa=4.93×10-10碳酸H2CO3Ka1=4.3×10-7Ka2=5.61×10-11氨水NH3·H2OKb=1.8×10-5第一節(jié)

解離平衡二、弱電解質(zhì)的解離平衡

拓展延伸解離度第一節(jié)

解離平衡二、弱電解質(zhì)的解離平衡解離度在實際應用中具有重要的意義。在醫(yī)藥領域，許多有機藥物在分子狀態(tài)時難溶于水且解離度很小，影響藥物在體內(nèi)的吸收；通過將藥物制成鹽，可以明顯增大溶解度和解離度，從而提高藥效。含有羧基的青霉素水溶性極差，不利于使用，而將其轉變成鉀鹽或鈉鹽后水溶性增大，便于臨床使用。磺胺類藥物通常具有較強酸性，?因此常利用其與堿金屬離子（?如鈉離子）?形成鹽，?以增大水溶性。拓展延伸解離度第一節(jié)

解離平衡二、弱電解質(zhì)的解離平衡在環(huán)境保護中，了解環(huán)境中各種化學物質(zhì)的解離度，可以其對環(huán)境和生態(tài)的影響，為環(huán)境保護和污染治理提供依據(jù)。例如，當空氣中SO2等酸性氣體含量增加，雨水的酸性就會增強，嚴重時可引起酸雨。酸雨對土壤的影響酸雨對建筑的影響酸雨對樹木的影響拓展延伸解離度第一節(jié)

解離平衡二、弱電解質(zhì)的解離平衡3.解離平衡的移動解離平衡與化學平衡一樣，也是動態(tài)平衡。解離達到平衡時，溶液中離子的濃度和分子的濃度都保持不變。當外界條件改變時，平衡會發(fā)生移動。例如，在醋酸溶液中存在著下列平衡：CH3COOHCH3COO—+H+達到平衡時，溶液里CH3COOH、CH3COO—和H+都保持一定濃度，如果改變其中任一物質(zhì)的濃度，則平衡將會發(fā)生移動。請思考，若加入鹽酸，會對醋酸的解離平衡產(chǎn)生什么影響？第一節(jié)

解離平衡二、弱電解質(zhì)的解離平衡3.解離平衡的移動若加入鹽酸，HCl是強電解質(zhì)，解離出H+，溶液中的H+

濃度增大了，則解離平衡向左移動，CH3COOH的解離度減小。

CH3COOHCH3COO—+H+HClCl—+H+若加入醋酸鈉或者氫氧化鈉，醋酸的解離平衡又將如何移動呢？向左移動，CH3COOH解離度減小

交流討論第一節(jié)

解離平衡二、弱電解質(zhì)的解離平衡3.解離平衡的移動若加入醋酸鈉，解離平衡向左移動。

CH3COOHCH3COO—+H+CH3COONaCH3COO—+Na+

若加入氫氧化鈉，解離平衡向右移動。

CH3COOHCH3COO—+H+

NaOH

Na++OH—向左移動，CH3COOH解離度減小

+H2O向右移動，CH3COOH解離度增大

平衡向生成水的方向移動，[H+]減小珊瑚礁是海洋中的重要生物，其外殼以碳酸鈣為主。請結合圖示，利用所學知識解釋二氧化碳的過量排放會對珊瑚礁帶來的影響，并討論我們能為保護海洋環(huán)境做些什么。第一節(jié)

解離平衡二、弱電解質(zhì)的解離平衡問題解決

CO2

第一節(jié)

解離平衡【學習評價】3.對于弱電解質(zhì)溶液，下列說法正確的是（）A.溶液中沒有溶質(zhì)分子，只有離子B.

溶液中沒有離子，只有溶質(zhì)分子C.溶液中只有溶質(zhì)分子和溶劑分子存在D.弱電解質(zhì)的解離是不完全的

4.有一組物質(zhì)：KNO3、C6H12O6（葡萄糖）、NH4Cl、CH3COONa、NH3·H2O、H2S、HCN、Na2CO3，其中屬于強電解質(zhì)的是________________，其中屬于弱電解質(zhì)的是_______________，其中屬于非電解質(zhì)的是____________________。第一節(jié)

解離平衡【學習評價】5.氨水的解離方程式是____________________，在氨水中存在的離子有____________________，向其中分別加入①氫氧化鈉、②鹽酸、③氯化銨，解離平衡①向_________移動，②向_________移動，③向_________移動。6.用1mol/L醋酸溶液和1mol/L氨水分別進行導電性實驗，發(fā)現(xiàn)燈泡亮度都很低；但若將兩種溶液等體積混合再進行導電性實驗，燈泡亮度卻顯著增加。請分析其中的原因。7.電解質(zhì)水是近來在飲料市場出現(xiàn)的一種新型飲料，請查閱資料，了解一下電解質(zhì)水的主要成分、功效和適用人群。

第一節(jié)

解離平衡第二節(jié)

離子反應

【溫故知新】電解質(zhì)在水溶液中能解離出自由移動的離子。那么在水溶液中，電解質(zhì)之間的反應是在離子之間進行的嗎？電解質(zhì)在溶液中反應時，其本質(zhì)是什么？鹽酸和氫氧化鈉的反應氯化鋇和硫酸鈉的反應鋅和硫酸銅的反應

取2支試管編號，1號試管中加入0.1mol/LNaCl溶液1mL，2號試管中加入0.1mol/LHCl溶液1mL。再向2支試管中各加入0.1mol/LAgNO3溶液3～5滴，觀察現(xiàn)象，分析反應過程中的離子變化。實驗探究第二節(jié)

離子反應一、離子反應和離子方程式AgNO3+NaClAgCl↓+NaNO31號試管AgNO3+HClAgCl↓+HNO32號試管實驗結果表明：2支試管中都生成了AgCl白色沉淀。

AgNO3+NaClAgCl↓+NaNO31號試管第二節(jié)

離子反應一、離子反應和離子方程式

2號試管中，AgNO3和HCl反應的化學反應式為：AgNO3+HClAgCl↓+HNO3

請同學們分析2號試管中發(fā)生的離子反應的本質(zhì)。問題解決第二節(jié)

離子反應一、離子反應和離子方程式AgNO3+HClAgCl↓+HNO32號試管2號試管中，AgNO3和HCl反應的化學方程式為：AgNO3+HClAgCl↓+HNO3其反應的本質(zhì)同樣是Ag++Cl—

AgCl↓。1.離子反應和離子方程式的概念像這種有離子參加的反應稱為離子反應。用實際參加反應的離子符號表示化學反應的式子叫作離子方程式。離子方程式能更清晰地反映電解質(zhì)在溶液中進行反應的本質(zhì)。問題解決第二節(jié)

離子反應一、離子反應和離子方程式2.離子方程式的書寫步驟要想正確書寫離子方程式，應該思路清晰，按照如下步驟進行：第一步：根據(jù)化學反應寫出反應方程式。第二步：把易溶于水的強電解質(zhì)用離子符號表示，其他物質(zhì)均以化學式表示。第三步：刪去兩邊不參加反應的離子，并化簡。第四步：檢查離子方程式兩邊各元素的原子個數(shù)和電荷總數(shù)是否相等。第二節(jié)

離子反應一、離子反應和離子方程式

第二節(jié)

離子反應一、離子反應和離子方程式

第二節(jié)

離子反應一、離子反應和離子方程式完成表中各反應的化學方程式和離子方程式，思考兩種方程式在表示某一類反應時，表達的含義有什么不同，并進行討論。交流討論反應物化學方程式離子方程式兩種方程式的不同HCl+NaOH

HCl+KOH

H2SO4+NaOH

H2SO4+KOH

第二節(jié)

離子反應一、離子反應和離子方程式完成表中各反應的化學方程式和離子方程式，思考兩種方程式在表示某一類反應時，表達的含義有什么不同，并進行討論。由此可見，化學方程式只能表示某一個特定的化學反應，而離子方程式不但表示一定物質(zhì)間的某個化學反應，還可以表示同一類化學反應。交流討論反應物化學方程式離子方程式HCl+NaOHHCl+NaOHNaCl+H2O

H++OH—H2OHCl+KOHHCl+KOHKCl+H2O

H++OH—H2OH2SO4+NaOHH2SO4+2NaOH

Na2SO4+2H2O

H++OH—H2OH2SO4+KOHH2SO4+2KOHK2SO4+2H2O

H++OH—H2O第二節(jié)

離子反應一、離子反應和離子方程式問題解決寫出CaCO3和HCl，Na2CO3和HCl反應的離子方程式。第二節(jié)

離子反應一、離子反應和離子方程式在3支潔凈試管編號，分別加入0.5mol/LCaCl2溶液、0.5mol/LHCl溶液和KNO3溶液各2mL，再將0.5mol/LNa2CO3溶液分別滴入3支試管，觀察實驗現(xiàn)象。聯(lián)系酸、堿、鹽在溶液中發(fā)生復分解反應的條件，推測離子反應發(fā)生的條件。實驗探究編號反應物離子方程式反應現(xiàn)象1號CaCl2+

Na2CO3

2號HCl+

Na2CO3

3號KNO3+Na2CO3

第二節(jié)

離子反應二、離子反應發(fā)生的條件在3支潔凈試管編號，分別加入0.5mol/LCaCl2溶液、0.5mol/LHCl溶液和KNO3溶液各2mL，再將0.5mol/LNa2CO3溶液分別滴入3支試管，觀察實驗現(xiàn)象。聯(lián)系酸、堿、鹽在溶液中發(fā)生復分解反應的條件，推測離子反應發(fā)生的條件。實驗探究編號反應物離子方程式反應現(xiàn)象1號CaCl2+

Na2CO3生成沉淀2號HCl+

Na2CO3生成氣體3號KNO3+Na2CO3KNO3+Na2CO3無×第二節(jié)

離子反應二、離子反應發(fā)生的條件實驗結果表明：1號試管中發(fā)生了復分解反應，有CaCO3沉淀生成；2號試管中也發(fā)生了復分解反應，有CO2氣體和水生成；3號試管中未發(fā)生反應，無現(xiàn)象。

從微觀角度看，酸、堿、鹽在水溶液中的復分解反應，實質(zhì)上是電解質(zhì)在溶液中相互交換離子的反應。復分解反應屬于離子反應，發(fā)生的條件為生成沉淀、氣體和水（或其他難解離物質(zhì)）。只要具備上述條件之一，復分解反應反應就能發(fā)生。第二節(jié)

離子反應二、離子反應發(fā)生的條件除復分解反應屬于離子反應外，還有一些反應也是離子反應，如溶液中進行的有電解質(zhì)參加的置換反應、氧化還原反應等。例如：鋅和鹽酸反應反應方程式為：Zn+2HClZnCl2+H2↑離子方程式為：Zn+2H+Zn2++H2↑再如：氯氣和碘化鉀反應反應方程式為：Cl2+2KI2KCl+I2離子方程式為：Cl2+2I—

2Cl—+I2第二節(jié)

離子反應二、離子反應發(fā)生的條件回顧離子方程式的書寫步驟，將下列反應改寫成離子方程式：Fe+2FeCl33FeCl22KMnO4+5K2SO3+3H2SO42MnSO4+6K2SO4+3H2O問題解決第二節(jié)

離子反應二、離子反應發(fā)生的條件粗鹽中含有難溶性雜質(zhì)(如泥沙)和可溶性雜質(zhì)(如MgCl2、CaCl2、Na2SO4等)。粗鹽的提純包括粗提和細提。粗提時先通過溶解、過濾除去泥沙等難溶性雜質(zhì)，再蒸發(fā)水分，即可獲得“精鹽”。第二節(jié)

離子反應拓展延伸粗鹽提純鹽場勞作鹽場豐收

第二節(jié)

離子反應拓展延伸粗鹽提純粗鹽精鹽

第二節(jié)

離子反應【學習評價】3.有___________參加的反應稱為離子反應，它表示了一個反應的_____________，還代表了________________反應。4.對于下面4組反應，能發(fā)生反應的，寫出有關化學方程式；屬于離子反應的，寫出離子方程式；不能反應的，說明原因。（1）鋅片與硫酸銅溶液（2）碳酸鋇與稀鹽酸（3）醋酸與氫氧化鈉溶液（4）硝酸鈉溶液與氯化鉀溶液第二節(jié)

離子反應第三節(jié)

水的解離和溶液pH

【溫故知新】電解質(zhì)溶液都具有導電能力。因為酸、堿、鹽是電解質(zhì)，在溶液中可以發(fā)生解離。溶液導電性實驗告訴我們：水不能使外加電路的燈泡發(fā)光。水到底能不能導電，水是不是電解質(zhì)？通過更為精密的電導儀測定發(fā)現(xiàn)，純水是可以導電的，只是導電能力較弱。純水無法使燈泡發(fā)光純水使電流計偏轉第三節(jié)

水的解離和溶液pH一、水的解離實驗證明，水能微弱的解離出H+

和OH—，是極弱的電解質(zhì)。水的解離方程式為：H2O+H2OH3O++OH—也可以簡寫為：H2OH++OH—++-+第三節(jié)

水的解離和溶液pH一、水的解離研究表明，一定溫度下，純水中H+濃度和OH—濃度的乘積總是一個常數(shù)，即：[H+]·[OH—]=Kw。Kw

稱為水的離子積常數(shù)，簡稱水的離子積。水的解離到底有多微弱呢？

實驗測得，25℃時，純水中H+和OH—的濃度都等于l×l0-7mol/L，

則：Kw=

[H+]·[OH—]=l×l0-7×l×l0-7=l×l0-14

需要注意的是，

Kw=l×l0-14

適用于25℃時的純水和任何稀溶液。Kw隨溫度而變，溫度升高，Kw略有增大。上表中列出的是不同溫度下水的離子積常數(shù)，若測得100℃時某溶液中[H+]=1.0×10-7mol/L，則該溶液呈酸性、中性還是堿性？請說明原因。交流討論第三節(jié)

水的解離和溶液pH一、水的解離t/℃0102025405090100Kw/10-140.1150.2960.6871.012.875.3137.154.5上表中列出的是不同溫度下水的離子積常數(shù)，若測得100℃時某溶液中[H+]=1.0×10-7mol/L，則該溶液呈酸性、中性還是堿性？請說明原因。

當[H+]=[OH—]的溶液是中性溶液，該溶液中的[OH—]=54.5×10-14/1.0×10-7=5.45×10-6，

[OH—]＞[H+]。因此，該溶液是弱堿性溶液。交流討論第三節(jié)

水的解離和溶液pH一、水的解離t/℃0102025405090100Kw/10-140.1150.2960.6871.012.875.3137.154.5第三節(jié)

水的解離和溶液pH二、溶液的酸堿性和pH通過上述討論可以得知,常溫下,溶液的酸堿性與H+濃度和OH—濃度有如下關系。中性溶液：

[H+]=

[OH—]=l×l0-7mol/L酸性溶液：

[H+]＞l×l0-7mol/L

＞[OH—]堿性溶液：[H+]＜l×l0-7mol/L

＜[OH—][H+]和[OH—]都可以表示溶液酸堿性的強弱。但在實際工作中，優(yōu)先使用[H+]表示溶液的酸堿性。對于稀溶液，通常溶液中的[H+]或[OH—]都很小，給使用和計算帶來不便。為了方便起見，常采用pH表示溶液的酸堿性。pH是氫離子濃度的負對數(shù)，數(shù)學表達式為：pH=－lg

[H+]第三節(jié)

水的解離和溶液pH二、溶液的酸堿性和pH例：[H+]=l0-7mol/L中性溶液，pH=－lgl0-7=7試計算，[H+]=l0-5mol/L的酸性溶液和[H+]=l0-9mol/L的堿性溶液，pH分別是多少？第三節(jié)

水的解離和溶液pH二、溶液的酸堿性和pH常溫時，中性溶液的

pH=7,酸性溶液的

pH<7，堿性溶液的

pH>7。溶液的pH與氫離子濃度的關系如下圖：綜上，溶液的酸堿性通?？捎肹H+]或pH來表示。[H+]越大，pH越小，表示溶液的酸性越強，堿性越弱。反之，[H+]越小，pH越大，表示溶液的酸性越弱，堿性越強。需要指出，當溶液中[H+]和[OH—]大于1mol/L時，一般不用pH表示溶液的酸堿性，而直接用[H+]或[OH—]表示。第三節(jié)

水的解離和溶液pH二、溶液的酸堿性和pH血液的pH是診斷疾病的一個重要參數(shù)。正常人體血液的pH總是維持在7.35~7.45之間，臨床上把血液的pH小于7.35時的情況稱為酸中毒，pH大于7.45時稱為堿中毒。無論是酸中毒還是堿中毒，必須采取適當?shù)拇胧┯枰约m正。嚴重的酸中毒和堿中毒均會危及生命。一例血液pH異常的化驗單第三節(jié)

水的解離和溶液pH三、溶液pH的計算通過計算溶液的pH，我們可以比較直觀的了解溶液的酸堿性。所以，我們有必要掌握溶液pH的簡單計算方法。當[H+]<1mol/L時，一般用pH來表示溶液的酸堿性，溶液pH的計算關鍵在于正確求出各種溶液的[H+]。強酸溶液可根據(jù)酸的濃度求出[H+]后求pH，強堿溶液則可以通過水的離子積常數(shù)求出[H+]([H+]=Kw/[OH—])，再求出pH。弱酸、弱堿的pH計算當滿足一定條件時，可以使用近似公式。第三節(jié)

水的解離和溶液pH三、溶液pH的計算

第三節(jié)

水的解離和溶液pH三、溶液pH的計算

第三節(jié)

水的解離和溶液pH三、溶液pH的計算2.一元弱酸、弱堿溶液pH的計算一元弱酸、弱堿都是弱電解質(zhì)，弱電解質(zhì)的解離是不完全的，其溶液的氫離子濃度或氫氧根離子濃度的大小主要取決于弱酸或弱堿解離程度的大小。

以HA代表一元弱酸，進行公式推導，設HA的起始濃度為c，平衡濃度為[HA]，溶液中各組分的平衡濃度為[H+]和[A—]

HAH++A—

起始濃度

c00

平衡濃度

[HA]

[H+]

[A—]

雖然水也能解離出H+，但在c?Ki≥20KW時，水解離出的H+可以忽略不計，因此溶液中存在以下濃度關系：c=[HA]+[H+]，[H+]=[A—]

第三節(jié)

水的解離和溶液pH三、溶液pH的計算

第三節(jié)

水的解離和溶液pH三、溶液pH的計算

第三節(jié)

水的解離和溶液pH三、溶液pH的計算

交流討論第三節(jié)

水的解離和溶液pH四、溶液酸堿性的測定測定溶液酸堿性（pH）的方法很多，通?？捎盟釅A指示劑、pH試紙或pH計（酸度計）。酸堿指示劑是指在特定的pH范圍內(nèi)，其顏色隨溶液pH的改變而變化的化合物，常用的有甲基橙、石蕊和酚酞等。甲基橙的變色情況石蕊的變色情況酚酞的變色情況指示劑由一種顏色過渡到另一種顏色時溶液的pH變化范圍稱為指示劑的變色范圍。常見幾種指示劑的變色范圍見下圖。指示劑pH范圍顏色變化甲基橙3.1~4.4pH＜3.1紅色pH＞4.4黃色酚酞8.2~10.0pH＜8.2無色pH＞10.0紅色石蕊5.0~8.0pH＜5.0紅色pH＞8.0藍色剛果紅3.0~5.2pH＜3.0藍色pH＞6.2黃色溴百里酚藍6.0~7.7pH＜6.0黃色pH＞7.0藍色甲基紅4.4~6.2pH＜4.4紅色pH＞6.2黃色第三節(jié)

水的解離和溶液pH四、溶液酸堿性的測定在實際工作中可用pH試紙來測定溶液的pH。pH試紙是用多種酸堿指示劑混合溶液浸透，經(jīng)晾干制成的。針對不同pH的溶液，它能顯示不同的顏色，可用于迅速測定溶液的pH。只要把待測試液滴在pH試紙上，和標準比色卡對照，就可以知道該溶液的pH，這種方法經(jīng)濟、快速，使用方便。常用的pH試紙有廣泛pH和精密pH試紙。廣泛pH試紙的pH范圍是1-14（最常用）或0-10，可以識別的pH差約為1；精密pH試紙的pH范圍較窄，可以識別0.2-0.3的pH差。此外，還有用于酸性、中性或堿性溶液的專用pH試紙。第三節(jié)

水的解離和溶液pH四、溶液酸堿性的測定廣泛pH試紙精密pH試紙若要精確測定溶液的pH，則需用pH計。pH計又叫酸度計，測量時可以直接從儀器上讀出溶液的pH，其量程為0~14。人們根據(jù)生產(chǎn)與生活的需要，研制了多種類型的pH計，廣泛應用于工業(yè)、農(nóng)業(yè)、科研和環(huán)保等領域。第三節(jié)

水的解離和溶液pH四、溶液酸堿性的測定pH計第三節(jié)

水的解離和溶液pH人體各種體液和代謝產(chǎn)物都有正常的pH范圍，測定人體各種體液和代謝產(chǎn)物的pH，可以幫助了解人的健康狀況。不同體液的功能不同，pH的波動范圍也不同，血液pH的波動范圍很小，而胃液和尿液等pH的波動范圍相對大一些。化學與健康體液pH體液pH血液7.35-7.45大腸液8.3-8.4成人胃液0.9-1.5乳6.6-6.9嬰兒胃液5.0淚7.4唾液6.35-6.85尿4.8-7.5胰液7.5-8.0腦脊液7.35~7.45小腸液7.6左右

人體各種體液和代謝產(chǎn)物的pH第三節(jié)

水的解離和溶液pH【學習評價】1.在酸性溶液中，下列敘述正確的是（

）

A.只有H+存在

B.[H+]＞[OH—]C.

pH≤7D.

[OH—]＞l0-7mol/L2.常溫下，在純水中加入少量酸或堿后，水的離子積（

）

A.增大B.減小C.不變D.無法判斷3.測試溶液pH最簡便常用的方法是（

）

A.石蕊溶液B.酚酞溶液C.甲基橙試液D.pH=1~14廣泛試紙4.下列溶液中酸性最強的是（

）A.pH=5B.

[H+]=1×l0-7mol/LC.

[OH—]=1×l0-8mol/LD.

[OH—]=1×l0-12mol/L

第三節(jié)

水的解離和溶液pH【學習評價】5.水是一種______________的電解質(zhì)，能電離出_________和_________。實驗測得，25℃時，1L純水中________和________相等，都是1×l0-7mol/L，二者的乘積是一個常數(shù)，用Kw表示，稱為水的________________。6.

pH是_________________________，可以用來表示溶液的酸堿性。在酸的稀溶液中，_______濃度大于_______濃度，pH____7；在堿的稀溶液里，_______濃度大于_______濃度，pH____7。7.0.01mol/LHCl溶液pH為______，向此溶液中加入幾滴甲基橙，溶液呈______色；0.01mol/LNaOH溶液pH為______，向此溶液中加入幾滴酚酞，溶液呈______色。

第四節(jié)

鹽類水解

【溫故知新】酸溶液呈酸性,堿溶液呈堿性。那么,鹽溶液的酸堿性如何呢?

常見的鹽很多，例如NaCl、Na2CO3、NH4Cl、CH3COONa等。這些鹽在水溶液中沒有直接解離出H+或OH－，其水溶液似乎應該顯中性。但Na2CO3的俗稱為“純堿”，常在面點加工時用于中和酸并使食品松軟或酥脆，為什么Na2CO3可以當做“堿”使用呢？第四節(jié)

鹽類水解一、鹽類水解的概念用廣泛pH試紙，在點滴板中測定0.1mol/L下列溶液的pH，并將結果填入表中。鹽溶液NaClNa2CO3NH4ClCH3COONapH實驗探究第四節(jié)

鹽類水解一、鹽類水解的概念實驗結果表明，同一濃度鹽溶液的pH并不相同，NaCl的pH為7，Na2CO3的pH為11，NH4Cl的pH為5，CH3COONa的pH為9。鹽溶液可以是中性，也可以是酸性或堿性。Na2CO3的水溶液顯堿性，這就是為什么它可以被當做“堿”使用的原因。溶液中，鹽并沒有解離出H+或OH－，水雖然解離出了H+和OH－，但兩者濃度是相等，應該呈中性。為什么鹽溶液呈現(xiàn)不同的酸堿性？實驗探究第四節(jié)

鹽類水解一、鹽類水解的概念是因為鹽解離的離子和水解離的H+或OH－發(fā)生了反應，生成了弱電解質(zhì)，破壞了水的解離平衡，改變了溶液中H+或OH－的濃度，導致鹽溶液呈現(xiàn)不同的酸堿性。溶液中，鹽解離出的離子與水解離出的H+或OH－結合生成弱電解質(zhì)的反應稱為鹽的水解。第四節(jié)

鹽類水解二、鹽的分類和鹽溶液的酸堿性鹽溶液是否能夠發(fā)生水解反應，可通過鹽的類型進行判斷。

（一）鹽的分類

鹽是酸堿中和反應的產(chǎn)物，根據(jù)生成鹽的酸和堿的強弱，可以將鹽分為以下四種類型。觀察下表，看看鹽的類型和鹽溶液酸堿性之間存在什么規(guī)律呢？實例鹽的形成鹽的分類鹽溶液酸堿性NaClHCl+NaOH強酸

強堿強酸強堿鹽中性NH4ClHCl+NH3·H2O

強酸

弱堿強酸弱堿鹽酸性CH3COONaCH3COOH+NaOH

弱酸

強堿強堿弱酸鹽堿性CH3COONH4CH3COOH+NH3·H2O

弱酸

弱堿弱酸弱堿鹽近中性第四節(jié)

鹽類水解二、鹽的分類和鹽溶液的酸堿性

鹽的類型和鹽溶液酸堿性之間，存在“酸強顯酸性、堿強顯堿性”的規(guī)律。（二）不同類型鹽的水解1.強堿弱酸鹽——以CH3COONa溶液為例

CH3COONa是強電解質(zhì)，完全解離：CH3COONa

CH3COO—+Na+CH3COONa溶液中還存在水的解離：H2OH++OH—溶液中同時存在CH3COO—、Na+、H+

和OH—四種離子，其中CH3COO—可以和H+

結合生成弱電解質(zhì)CH3COOH：CH3COO—+H+CH3COOH上述反應導致溶液中[H+]減小，破壞了水的解離平衡，使水的解離平衡向右移動。當達到新的平衡時，溶液中[OH—]＞[H+]，因此，CH3COONa溶液呈堿性。第四節(jié)

鹽類水解二、鹽的分類和鹽溶液的酸堿性（二）不同類型鹽的水解1.強堿弱酸鹽——以CH3COONa溶液為例

CH3COONa溶液的水解過程可以表示為：

CH3COONa

CH3COO—

+Na+H2OH++OH—

CH3COONa

CH3COONa水解的總反應為：

CH3COONa+H2OCH3COOH+NaOH

水解的離子方程式為：CH3COO—+H2OCH3COOH+OH—

結論：強堿弱酸鹽水解，溶液呈堿性。+第四節(jié)

鹽類水解二、鹽的分類和鹽溶液的酸堿性（二）不同類型鹽的水解2.強酸弱堿鹽——以NH4Cl溶液為例

請根據(jù)前面的學習，思考NH4Cl溶液中存在有什么樣的解離反應，哪些離子間可以形成弱電解質(zhì)，并得出溶液酸堿性的結論。第四節(jié)

鹽類水解二、鹽的分類和鹽溶液的酸堿性

第四節(jié)

鹽類水解二、鹽的分類和鹽溶液的酸堿性

+NaCl是強酸強堿鹽，NaCl在溶液中是否水解，溶液為什么呈中性？交流討論第四節(jié)

鹽類水解二、鹽的分類和鹽溶液的酸堿性

3.強酸強堿鹽——以NaCl溶液為例NaCl是強酸強堿鹽，NaCl在溶液中是否水解，溶液為什么呈中性？NaCl在溶液中完全解離：NaClNa++Cl－，由于NaCl是由HCl和NaOH中和生成的，兩者都是強電解質(zhì)，因此NaCl不能水解。

結論：強酸強堿鹽不水解，溶液呈中性。

綜上所述，如果形成鹽的酸或堿中有弱酸或弱堿，則相應的鹽就會發(fā)生水解反應。鹽水解的過程是：鹽解離出的陽離子或陰離子結合水解離出的H+

或OH—

，成弱酸或弱堿，促使水的解離平衡向著水進一步解離的方向移動，最終導致鹽溶液呈現(xiàn)酸性、堿性或者中性。第四節(jié)

鹽類水解二、鹽的分類和鹽溶液的酸堿性4.弱酸弱堿鹽——以CH3COONH4溶液為例

鹽的類型和鹽溶液酸堿性之間，存在“酸強顯酸性、堿強顯堿性”的規(guī)律。如果鹽的類型是“弱酸弱堿鹽”，它的酸堿性該如何判斷呢？第四節(jié)

鹽類水解二、鹽的分類和鹽溶液的酸堿性

拓展延伸弱酸弱堿鹽的水解第四節(jié)

鹽類水解二、鹽的分類