《水的電離、溶液的酸堿性》參考課件

第3章物質(zhì)在水溶液中的行為第1節(jié)水溶液第1課時(shí)水的電離、溶液的酸堿性水的電離溶液的酸堿性本節(jié)知識(shí)目錄學(xué)習(xí)探究目標(biāo)定位知識(shí)回顧自我檢測(cè)探究點(diǎn)三溶液的酸堿性與pH值探究點(diǎn)一水的電離探究點(diǎn)二電解質(zhì)在水溶液中的存在形態(tài)學(xué)習(xí)目標(biāo)定位熟悉水的電離，會(huì)正確書寫水的電離方程式，會(huì)分析外界因素對(duì)水的電離平衡的影響，能正確書寫水的離子積常數(shù)表達(dá)式，知道溶液酸堿性與pH的關(guān)系。學(xué)習(xí)重難點(diǎn)：影響電離平衡因素因素水的離子積常數(shù)。知識(shí)回顧K＝[H2]·[I2]/[HI]2向右增大向左不變不不變知識(shí)歸納2.平衡常數(shù)的大小反映了化學(xué)反應(yīng)進(jìn)行的程度。K值越大，表示反應(yīng)進(jìn)行得越完全，反應(yīng)物轉(zhuǎn)化率大；K值越小，表示反應(yīng)進(jìn)行得越不完全，反應(yīng)物轉(zhuǎn)化率小。.知識(shí)回顧熔融水溶液導(dǎo)電√×√√疑難解析學(xué)習(xí)探究探究點(diǎn)一：水的電離

H2O＋H2O

H3O＋＋OH－H2O

H＋＋OH－Kw＝[H＋]·[OH－]1.0×10－7mol·L－11.0×10－10mol·L－1在25℃時(shí)55.6mol純水中只有1×10－7molH2O電離，電離前后H2O的物質(zhì)的量幾乎不變，因此[H2O]可視為常數(shù)，K電離也為一常數(shù)。所以K電離

[H2O]必然也為常數(shù)，用Kw表示,即Kw=K電離

[H2O]學(xué)習(xí)探究右移左移左移右移增大減小增大減小增大增大增大減小減小減小增大增大中性酸性堿性堿性增大不變不變不變知識(shí)點(diǎn)撥水的電離平衡是電離平衡的一種，電離平衡又遵循勒·夏特列原理，所以按照勒·夏特列原理分析。歸納總結(jié)(3)加入了活潑金屬，可與水電離產(chǎn)生的H＋直接發(fā)生置換反應(yīng)，產(chǎn)生H2，使水的電離平衡向右移動(dòng)。1．水的離子積常數(shù)Kw＝[H＋][OH－](1)Kw只與溫度有關(guān)，溫度升高，Kw增大。(2)常溫時(shí)，Kw＝1.0×10－14mol2·L-2，不僅適用于純水，還適用于酸堿的稀溶液。(3)不同溶液中，[H＋]、[OH－]可能不同，但任何溶液中由水電離出的[H＋]與[OH－]總是相等的。2．外界條件對(duì)水的電離平衡的影響(1)因水的電離是吸熱過程，故溫度升高，會(huì)促進(jìn)水的電離，[H＋]、[OH－]都增大，水仍呈中性。(2)外加酸(或堿)，水中[H＋]或[OH－]增大，會(huì)抑制水的電離，水的電離程度減小，Kw不變。題目解析活學(xué)活用Kw僅僅是溫度的函數(shù),與濃度無關(guān)二者關(guān)系是：Kw＝K電離

[H2O]C學(xué)習(xí)探究探究點(diǎn)二：電解質(zhì)在水溶液中的存在形態(tài)產(chǎn)生氣泡且較快產(chǎn)生氣泡且較慢Mg與鹽酸反應(yīng)速率大，表明鹽酸中[H＋]較大不相同相同物質(zhì)的量濃度的鹽酸和醋酸中[H＋]不相同不同的電解質(zhì)在溶液中電離程度不同，HCl比CH3COOH電離程度大。分別試驗(yàn)等體積、等濃度的鹽酸、醋酸溶液與等量鎂條的反應(yīng)，并測(cè)定兩種酸溶液的pH。填寫下表：歸納總結(jié)(1)分類依據(jù)：根據(jù)電解質(zhì)在水溶液中是否全部電離，可把電

解質(zhì)分為強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)。強(qiáng)電解質(zhì)與弱電解質(zhì)：(3)弱電解質(zhì)：是在水溶液中只有部分電離的電解質(zhì)。(2)強(qiáng)電解質(zhì)：是在水溶液中能夠全部電離的電解質(zhì)。常見的強(qiáng)電解質(zhì)有強(qiáng)酸、強(qiáng)堿和鹽。常見的弱電解質(zhì)有弱酸、弱堿和水。I活學(xué)活用題目解析判斷強(qiáng)、弱電解質(zhì)的根本依據(jù)是看電解質(zhì)在水中是否完全電離，與其溶解度、濃度大小及水溶液導(dǎo)電能力的強(qiáng)弱無關(guān)。強(qiáng)極性的共價(jià)化合物如HCl為強(qiáng)電解質(zhì)如：BaSO4難溶但是強(qiáng)電解質(zhì)有些強(qiáng)電解質(zhì)熔化時(shí)不能電離，如H2SO4等，電解質(zhì)導(dǎo)電是有條件的，溶液的導(dǎo)電性與溶液中離子所帶的電荷濃度有關(guān)D學(xué)習(xí)探究探究點(diǎn)三：溶液的酸堿性與pH

＝＝<>><任意條件下學(xué)習(xí)探究定義：pH是c(H+)的負(fù)對(duì)數(shù)，其表達(dá)式是pH=-lg［H+］。(2)pH與溶液酸堿性的關(guān)系：(1)定義：2.溶液的pH(3)pH的取值范圍為0～14，即只適用于[H＋]≤1mol·L－1或[OH－]≤1mol·L－1的電解質(zhì)溶液，當(dāng)[H＋]或[OH－]≥1mol·L－1時(shí)，直接用[H＋]或[OH－]表示溶液的酸堿性。[H+]pH酸性越強(qiáng)堿性越強(qiáng)學(xué)習(xí)探究3.溶液酸堿性的測(cè)定方法(1)酸堿指示劑法(只能測(cè)定溶液的pH范圍)。常見酸堿指示劑的變色范圍：(2)利用pH試紙測(cè)定：使用的正確操作為用干燥潔凈的玻璃棒蘸取試液點(diǎn)在試紙上，當(dāng)試紙顏色變化穩(wěn)定后迅速與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對(duì)照，讀出pH。(3)利用pH計(jì)測(cè)定：儀器pH計(jì)可精確測(cè)定試液的pH(讀至小數(shù)點(diǎn)后2位)。歸納總結(jié)用[H＋]、[OH－]的相對(duì)大小來判斷溶液酸堿性，則不受溫度影響。溶液酸堿性的判斷(1)在25℃的溶液中：pH<7溶液呈酸性，pH越小，[H＋]越大，溶液的酸性越強(qiáng)。pH＝7溶液呈中性，[H＋]＝[OH－]＝1.0×10－7mol·L－1。溶液呈堿性，pH越大，[OH－]越大，溶液的堿性越強(qiáng)。(2)在任意溫度下的溶液中：[H＋]>[OH－][H＋]＝[OH－]

[H＋]<[OH－]

pH>7

溶液呈酸性溶液呈中性溶液呈堿性題目解析學(xué)習(xí)探究活學(xué)活用利用pH值和[H+]判斷酸堿性時(shí)要考慮溫度，只有在25℃時(shí),pH=7和[H+]=1×10-7mol·L-1的溶液呈中性。C學(xué)習(xí)小結(jié)題目解析自我檢測(cè)1234弱電解質(zhì)電離要用可逆號(hào)任何溶液都有水，有水就電離生成H+和OH-B題目解