高中化學(xué)第3章物質(zhì)在水溶液中的行為3.1水溶液第一課時課件0魯科版選修

第三章物質(zhì)在水溶液中的行為

第1節(jié)水溶液（第一課時)水-----生命之源水溶液-----廣泛應(yīng)用于生產(chǎn)生活中物質(zhì)在水溶液中的行為-----本章研究的主要內(nèi)容復(fù)習(xí)回顧

前兩章內(nèi)容從哪些角度認識化學(xué)反應(yīng)？能量變化反應(yīng)方向反應(yīng)速率反應(yīng)限度本章將用上述反應(yīng)原理具體研究物質(zhì)在水溶液中的行為，學(xué)習(xí)過程中要聯(lián)想這些概念，原理，進行遷移應(yīng)用。聯(lián)想質(zhì)疑

探究實驗精確的純水導(dǎo)電實驗GG現(xiàn)象：指針擺動不亮結(jié)論：水是

電解質(zhì)

極弱H2O＋H2OH3O＋

＋OH－H2OH＋

＋OH－能發(fā)生

電離

微弱靈敏電流計燈泡一、水的電離H2OH＋

＋OH－K電離

=c(H+)·c(OH-)c(H2O)c(H+)·c(OH-)c(H2O)·K電離

=室溫下55.6molH2O中有1×10-7molH2O電離，因此c(H2O)可視為常數(shù)。Kw水的離子積Kw

=室溫下1×10-14注：c(H2O)=1L1000g18g·mol-1t/℃KW/mol2·L-2251.0×10-14557.3×10-14802.5×10-131001.0×10-12不同溫度下水的離子積常數(shù)分析上表數(shù)據(jù)可得出怎樣的結(jié)論？KW只與溫度有關(guān)，溫度越高，KW越大觀察與思考：條件移動方向水電離程度溶液中［H+］水電離出［H+］加熱通入HCl加NaOH固體加NaCl右移增大增大增大左移左移減小減小增大減小減小不移動不變不變不變減小

根據(jù)平衡移動原理分析影響水的電離平衡的因素（1）Kw只隨溫度變化，溫度升高則Kw增大。若沒有指明溫度，通常是指在25℃時，即認為Kw=1×10-14（mol/L）2。

（2）水的離子積是水電離平衡時的性質(zhì)，它不僅適用于純水，也適用于任何酸、堿、鹽的稀溶液。即稀水溶液中的[H+]與[OH-]的乘積是一個常數(shù)。（3）不管任何稀的水溶液中，水電離產(chǎn)生的[H+]和水電離產(chǎn)生的[OH-]一定相等注意鞏固練習(xí)（1）常溫下，濃度為1×10-5mol/L的鹽酸溶液中，由水電離產(chǎn)生的c(H+)是多少？解：酸溶液中Kw

=c(H+)酸

·

c(OH-)水c(OH-)水=c(H+)水=Kwc(H+)酸

=1×10-9mol/L=1×10-141×10-5mol/L鞏固練習(xí)（2）常溫下，濃度為1×10-5mol/L的NaOH溶液中，由水電離產(chǎn)生的c(OH-)是多少？解：堿溶液中Kw

=c(H+)水

·

c(OH-)堿c(OH-)水=c(H+)水=Kwc(OH-)堿=1×10-141×10-5mol/L

=1×10-9mol/L（3）、判斷正誤：任何水溶液中都存在水的電離平衡。任何水溶液中（不論酸、堿或中性），都存在

Kw=10-14mol2/L2某溫度下，純水中H+濃度為1×10-6mol/L，則

OH-濃度為1×10-8mol/L√××鞏固練習(xí)實驗探究

我們已經(jīng)知道電解質(zhì)溶液能夠?qū)щ?，那么不同電解質(zhì)溶于水后，以怎樣的形態(tài)存在呢？溶液的導(dǎo)電能力一樣嗎？影響燈泡亮度的因素有：溶液濃度，體積，電壓，電極間距，溫度，燈泡功率，電極性質(zhì)一、電解質(zhì)在水溶液中的存在形態(tài)1.強電解質(zhì)：在稀的水溶液里能完全電離的電解質(zhì)。包括強酸、強堿、大部分鹽

存在形態(tài)：離子。2.弱電解質(zhì)：在稀的水溶液里部分電離的電解質(zhì)。包括弱酸、弱堿、水、少數(shù)鹽、兩性氫氧化物

存在形態(tài)：分子（主要）和離子。強電解質(zhì)的電離過程是不可逆的，電離方程式用“＝”，如：HCl＝H＋＋Cl－

弱電解質(zhì)的電離過程是可逆的，電離方程式用“”，如：CH3COOHH＋＋CH3COO－HCl全部電離H+Cl-CH3COOHCH3COOHH+部分電離CH3COO-HCl和CH3COOH電離情況對比寫出下列物質(zhì)在水溶液中的電離方程式

CH3COOHH2SO4H2CO3

NH3·H2ONaHCO3NaHSO4CH3COO-+H+==SO42-+2H+HCO3-+H+OH-+NH4+==HCO3-+Na+==SO42-+H++Na+HCO3-H++CO32-1、多元弱酸和多元弱堿的電離：多元弱酸的電離是分步的，如：

注意：多元弱堿的電離是一步寫，如：Fe(OH)3Fe3++3OH-2、酸式鹽的電離：①強酸的酸式鹽：在水溶液中的電離：在熔融狀態(tài)時電離：NaHSO4=Na++H++SO42-NaHSO4=Na++HSO4-H2CO3H++HCO3-

（主要）HCO3-H++CO32-

（次要）②弱酸的酸式鹽（弱酸的酸式鹽受熱易分解，一般沒有融化狀態(tài)，在水溶液中電離強中有弱）：NaHCO3=HCO3-+Na+HCO3-H++CO32-3、強弱電解質(zhì)的劃分與物質(zhì)的溶解性無關(guān)想一想溶質(zhì)分子或離子在溶液中是以單個微粒獨立存在嗎？溶劑化作用：溶質(zhì)分子或離子在溶液中并不是以單個微粒獨立存在的，而是與溶劑相互吸引，相互結(jié)合形成水合分子或離子，這種作用叫溶劑化作用。小結(jié)一、水的電離H2OH++OH-KW=[H+]·[OH-]強電解質(zhì)：完全電離，以水合離子存在

弱電解質(zhì)：

不完全電離，以水合離子和水合分子存在

二、電解質(zhì)在水溶液中的存在形態(tài)Kw只隨溫度變化;它不僅適用于純水，也適用于任何酸、堿、鹽的稀溶液。即稀水溶液中的[H+]與[OH-]的乘積是一個常數(shù)。鞏固練習(xí)（1）常溫下，濃度為1×10-5mol/L的鹽酸溶液中，由水電離產(chǎn)生的c(H+)是多少？解：酸溶液中Kw

=c(H+)酸

·

c(OH-)水c(OH-)水=c(H+)水=Kwc(H+)酸

=1×10-9mol/L=1×10-141×10-5mol/L鞏固練習(xí)（2）常溫下，濃度為1×10-5mol/L的NaOH溶液中，由水電離產(chǎn)生的c(OH-)是多少？解：堿溶液中Kw

=c(H+)水

·

c(OH-)堿c(OH-)水=c(H+)水=Kwc(OH-)堿=1×10-141×10-5mol/L

=1×10-9mol/L（3）、判斷正誤：任何水溶液中都存在水的電離平衡。任何水溶液中（不論酸、堿或中性），都存在

Kw=10-14mol2