第二節(jié) 水的電離和溶液的酸堿性(1).ppt

1、第1課時,第二節(jié) 水的電離和溶液的酸堿性,一、水的電離,H2O + H2O H3O+ + OH-,1.水的電離特點：,水是極弱的電解質,水合氫離子,問題與探究：,P45,（正反應吸熱）,其中常數(shù)K與常數(shù)c(H2O)的積記為Kw,稱為水的離子積常數(shù)，簡稱為水的離子積。,其中c（H2O）、 K電離都是常數(shù)，所以可有式子：,Kw =c（H+）c（OH-）,說明：1.水的電離是吸熱過程，溫度升高, Kw越大 常溫（25）Kw = 110-14 100 Kw = 110-12 2.水的離子積Kw只與溫度有關，不僅適用純 水，也適用于酸、堿、鹽的稀溶液,定義：在一定溫度下，水（稀溶液）中H+與OH-濃度的

2、乘積，用Kw表示。,2.水的離子積,實驗測定：25 c(H+)=c(OH-)=110-7mol/L 100 c(H+)=c(OH-)=110-6mol/L,在不同溶液中，c(H+)、 c(OH-)可能不同，但是任何溶液中，由水電離出來的c(H+)、 c(OH-)肯定總相等的。,水的離子積,1、在水中加入鹽酸后，水的離子積是否發(fā)生改變？,2、在水中加入強堿后，水的離子積是否發(fā)生改變？,3、在酸堿稀溶液中，水電離出來的c(H+)和c(OH-)是 否相等？,4、100時，純水的離子積為10-12，求其c(H+)為多少？,6、常溫下，在酸溶液中水電離出來的c(H+)和酸電離出 來的c(H+)有什么關系

3、？,H2O H+OH-,c(H+)水c(H+)酸=110-14,否,否,是,10-6mol/L,問題與討論,5、常溫下，0.1mol/L的鹽酸溶液中，由水電離出來的 c(H+)為多少？,c(H+)水=110-13mol/L,1、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, ,2、 25、濃度均為0.1mol/L的下列溶液中由水電離出的c(H+) H2O大小關系為：鹽酸 醋酸溶液 硫酸溶液 氫氧化鈉溶液, = ,對常溫下的純水進行下列操作，填寫下表,加入酸或堿，抑制水的電離，Kw不變。,中性 正方向 增大 增大 c(H+)=c(OH-)

4、增大,酸性 逆方向 增大 減小 c(H+)c(OH-) 不變,堿性 逆方向 減小 增大 c(H+)c(OH-) 不變,3.條件改變對水的電離平衡及Kw的影響,注意：易水解的鹽或活潑金屬：能促進水的電離，使水的電離程度增大。,1、在常溫下，由水電離產(chǎn)生的c（H+）=110-9 mol/L的溶液，則該溶液的酸堿性如何？,答：溶液可能是酸性也可能是堿性,抑制電離,2、室溫下某溶液中由水電離產(chǎn)生的 c(H+)H2O=10-12 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 ？,解答：c(H+)H2O= c(OH-)H2O= 10-12 mol/L 若溶液顯堿性,則c(OH-)

5、aq= 10-2 mol/L c(H+)aq= c(H+)H2O= 10-12 mol/L 若溶液顯酸性,則 c(H+)aq= 10-2 mol/L,D、NH4Cl,C、NaHSO4,B、NaCl,A、NaOH,3、常溫下，某溶液中由水電離產(chǎn)生的c（H+）=10-9 mol/l，則此溶液有可能是（ ）,AC,促進電離,4、判斷正誤： 1)任何水溶液中H+和OH總是同時存在的。 2)任何水溶液中（不論酸、堿或中性）都存在Kw=10-14 。 3)某溫度下，某液體c(H+)= 10-7mol/L，則該溶液一定是 純水。 4)向純水中加入溶質，水的電離平衡將向逆向移動。 5)如果由水電離出的H+濃度

6、為10-10mol/L，則Kw=10-20,0.01mol/L鹽酸溶液中， c(H+)、 c(OH-)分別為多少？,4.利用Kw的定量計算,c(H+) = 0.01mol/L c(OH-) = KW / c(H+) = 10-12 mol/L,c(OH-) = 0.01mol/L c(H+) = KW / c(OH-) = 10-12 mol/L,0.01mol/LNaOH溶液中， c(H+) 、c(OH-)分別為多少？,.常溫下求溶液中的c(H+)或c(OH-),根據(jù)離子積公式求算,思考討論 0.01mol/L鹽酸溶液中,由水電離出的c(H+)H2O、 c(OH-)H2O分別是多少？為什么？

7、 0.01mol/LNaOH溶液中,由水電離出的c(H+)H2O、 c(OH-)H2O分別是多少？為什么？,任何溶液中由水電離出來的 c(H+)與c(OH-)總是相等。,.常溫下求水電離出來的c(H+)H2O或c(OH-)H2O,10-12 mol/L,10-12 mol/L,一、水的電離,1.水的電離特點,2.水的離子積常數(shù),3.條件改變對水的電離平衡及Kw的影響,4.利用Kw的定量計算,小結：,2、水的電離過程為H2O H+ + OH-，在不同溫度下其離子積為KW25=110-14，KW35 =2.110-14。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，純水中

8、 c(H+) c(OH-) C、水的電離常數(shù)K25 K35 D、水的電離是一個吸熱過程,1、下列說法正確的是 A、鹽酸溶液中沒有氫氧根離子 B、氫氧化鈉溶液中沒有氫離子 C、氯化鈉溶液中既沒有氫氧根離子，也沒有氫離子 D、常溫下，任何物質的稀溶液中都有氫離子和氫氧 根離子，而且KW = 1014,D,D,練習鞏固,7、室溫下計算下列溶液中c(H+)與c(OH-),(1)110-3mol/L HCl溶液,(2)0.05mol/L Ba(OH)2溶液,解：,c(H+)=,由Kw = c(H+) c(OH-)，得,c(OH-)=,c(HCl)=110-3 mol/L,Kw,c(H+),=,110-1

9、4,110-11 mol/L,=,110-3 mol/L,（2）常溫下，濃度為110-5mol/L的NaOH溶液中，由水電離產(chǎn)生的c(OH-)是多少？,（1）常溫下，濃度為110-5mol/L的鹽酸溶液中，由水電離產(chǎn)生的c（H+）是多少？,解：c水（H+）=c水（OH-）,= 110-9 mol/L,110-14,110-5 mol/L,=,Kw,c(H+),=,解：c水（OH-）= c水（H+）,= 110-9 mol/L,110-14,110-5 mol/L,=,c(OH-),=,Kw,8、計算下列溶液中水電離產(chǎn)生的c（H+）或c（OH-）,9、某溫度下純水中c(H+) = 210-7 m

10、ol/L，則此時溶液中的c(OH-) = _。 若溫度不變，滴入稀鹽酸使c(H+) = 510-6 mol/L，則此時溶液中的c(OH-) = _。,210-7 mol/L,810-9 mol/L,10、25某無色溶液中水電離的c(OH-)=110-13，一定能大量共存的離子組是（ ） NH4+ K+ NO3- Cl- NO3- CO32 - K+ Na+ K+ Na+ Cl- SO42- Mg2+ Cu2+ SO42- Cl-,C,二、溶液的酸堿性與pH,1、酸堿性與溶液中H+、OH濃度的關系,常溫（25C）,中性溶液：,酸性溶液：,堿性溶液：,c(H+)=c(OH-)=110-7mol/L

11、,c(H+)c(OH-) c(H+)110-7mol/L,c(H+)c(OH-) c(H+)110-7mol/L,KW100=10-12 在100時，純水中c(H+)為多少？ c(H+)=110-7mol/L是否說明100時純水溶液呈酸性？,不能用c(H+)等于多少來判斷溶液酸、堿性，只能通過c(H+)和c(OH-)相對大小比較。,討論,c(H+)=110-6mol/L,不能,2、溶液的酸堿性與pH的關系,pH的意義：,表示溶液酸堿性的強弱。,表示：,用H+物質的量濃度的負對數(shù)來表示。,計算公式：,pH=-lgc(H+),酸性溶液： c（H+）c（OH-） pH7,室 溫 下,不是 100時c

12、（H+）=c（OH-）=10-6mol/L， pH=6，呈中性。,pH值越大堿性越強，pH越小酸性越強,思考：100時pH=6是否說明純水成弱酸性？,pH值變化與酸堿性變化的關系怎樣？,討論,例：10mL0.01mol/LHCl,加水至100mL,此時溶液中c(H+)= mol/L；若加水稀釋108倍,此時溶液中c(H+)又是,10-3,接近10-7mol/L,略大于10-7mol/L,說明：,酸的溶液中c(H+)，以酸所電離出的H+濃度為準，若酸過度稀釋，c(H+)接近10-7mol/L,但略大于10-7mol/L堿的溶液中c(OH-)，以堿所電離出的OH-濃度為準，若堿過度稀釋，c(OH-

13、)接近10-7mol/L,但略大于10-7mol/L,常溫下：,酸性增強,堿性增強,常溫下pH值一般表示1mol/L及以下、10-14 及以上時c(H+)的濃度。 當c(H+) 1mol/L或小于10-14 時，使用pH值更不方便。所以用物質的量濃度表示更好。,pH,c(H+),（1）定性測定：酸堿指示劑法,（2）定量測定：pH試紙法、pH計法等,酸堿指示劑一般是弱的有機酸或弱的有機堿。 以HIn代表石蕊分子,指示劑的變色范圍,HIn（紅色） H+ +In- （藍色）,3、pH值測定方法,pH試紙的使用 能否直接把pH試紙伸到待測液中？ 是否要先濕潤pH試紙后，再將待測液滴到pH試紙上？ 能否

14、用pH試紙測出pH=7.1來？ 如用濕潤的pH試紙檢驗待測液，對該溶液pH值的測定： A、一定有影響 B、偏大 C、偏小 D、不確定,討論,使用方法： pH試紙要放在玻璃片（或表面皿）上 用玻璃棒蘸取待測液滴于試紙上 試紙上顯出顏色后跟標準比色卡相對比,pH 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14,強酸性 弱酸性 中性 弱堿性 強堿性,廣泛pH試紙(整數(shù)，無小數(shù)),1、判斷：隨著溫度升高，純水中c(H+) 逐漸升高, 則pH值逐漸減小。,2、80時，純水的PH 7，為什么？,3、室溫時PH=3的稀硫酸中，由水電離產(chǎn)生的H+的物質的量濃度為 mol/L。,110-1

15、1,4、室溫時100mL510-4mol/L的Ba(OH)2 溶液 的PH為 。,11,練習鞏固：,正確,5、室溫下下列四種溶液： A、PH=4 B、c(H+) = 110-5mol/L C、c(OH)= 110-11mol/L D、PH = 10 其中酸性最強的是 ，堿性最強的是 。,C,D,6、有兩種溶液，其PH分別為3和5，則兩種溶液中OH-的物質的量濃度之比為 。,1100,7、將Cl2通入0.05mol/L的H2S溶液中，恰好完全反應時，所得溶液的PH為 。,1,8、pH試紙使用操作中正確的是 A.將pH試紙的一端浸入溶液，觀察顏色的變化 B.將pH試紙浸入溶液一會兒，再取出跟標準比色卡相 比較 C.用潔凈的玻璃棒蘸取被測溶液，滴在pH試紙上，顏 色變化后與比色卡對照 D.先將pH試紙用蒸餾水潤濕，再用潔凈的玻璃棒沾取 被測溶液，滴在pH試紙上，顏色變化后與比色卡對照,9、某溶液取少量滴在pH試紙上，試紙呈深藍色，此溶液中不可能大量共存的離子是： A.PO43- B.HCO3- C.Al3+ D.K+,C,BC,10、pH值有關判