资源简介

(共32张PPT)
第一章
化学反应的热效应
第三章 水溶液中的离子反应与平衡
第二节 水的电离和溶液的PH
本节重点
水的离子积常数与应用
第1课时 水的电离和溶液的酸碱性
问题
在水溶液中，酸、碱和盐全部或部分以离子形式存在，那么，其中的溶剂水是全部以分子形式存在，还是部分以离子形式存在呢？
纯水大部分以H2O分子的形式存在，但其中也存在着极少量的离子。
主题1:水的电离
1、水的电离
H+为裸露的质子，不稳定，容易与水结合形成H3O+(水合氢离子)
电离方程式：H2O + H2O H3O+ + OH-
简写：H2O H+ + OH-
说明：
(1)由水分子电离出的H+和OH—数目永远相等
即，同一溶液中，C(H+)水=C(OH—)水
(2)水分子与水分子之间相互碰撞作用而引起电离的发生
任何水溶液中，都存在H+、OH-、H2O三种微粒。
(3)水是极弱的电解质，只有极少数水分子发生了电离
精确实验表明：25℃ 时，1L水中只有10-7molH2O分子发生电离
主题1:水的电离
2、水的离子积常数——KW
在一定温度下，水和其他弱电解质一样，也有一个电离常数。
H2O H＋ ＋OH－ △H＞0
电离常数：
K 电离＝
c(H+)×c(OH-）
c(H2O）
变形
K电离 .
c ( H+) .c( OH- =
c(H2O)
常数
c(H2O) =
1 L
1000 g
18 g·mol-1
= 55.6mol/L
常数
×
=新的常数
化学上叫做
水的离子积常数，用KW表示
Kw
即，c( H+) .c( OH-) =
2、水的离子积常数——KW
kw =
c(H+) · c(OH-)
表3-1 不同温度下水的离子积常数
t/℃ 0 10 20 25 40 50 90 100
Kw/10－14 0.115 0.296 0.687 1.01 2.87 5.31 37.1 54.5
【思考与讨论】
①温度变化对Kw产生什么影响？
②依据表中的数据分析水的电离是吸热还是放热，说出理由？
③计算在25℃和100℃时纯水中的c(H+)、 c(OH-)分别是多少？
主题1:水的电离
2、水的离子积常数——KW
kw =
c(H+) · c(OH-)
25℃时，KW =C(H+)· C(OH-)=1×10-14
特别说明：
① Kw只受温度影响。温度升高，水的离子积增大。
温度不变，Kw不变，c(H＋)和c(OH－)变化趋势相反。
②KW不仅适用于纯水，还可适用于稀的电解质水溶液。
即在电解质水溶液中 也成立。
③任何水溶液都同时存在H+和OH-。Kw表达式中，c(H＋)和c(OH-)均表示整个溶液中H＋和OH-的浓度，而不单指水产生的。
④在电解质水溶液中，c(H+)与c(OH-)不一定相等，但由水电离产生的c(H+)与c(OH-)一定相等。
主题1:水的电离
H2O H+ + OH-， H >0
条件 移动方向 c(H+) c（OH-） 电离程度 Kw
升温
通入HCl(g)
通入氨气
加 Na
加FeCl3(s)
加入NaHSO4(s)
右移 增大 增大 增大 增大
左移 增大 减小 减小 不变
左移 减小 增大 减小 不变
右移 减小 增大 增大 不变
右移 增大 减小 增大 不变
左移 增大 减小 减小 不变
[问题]　结合弱电解质电离平衡的影响因素，填写下表空白。
3.影响水的电离平衡的因素
主题1:水的电离
3.影响水的电离平衡的因素
⑴ 温度
升高温度，促进水的电离
KW 增大
⑵ 酸、碱
加入酸或碱，抑制水的电离
常温下，c(H＋)水 ≡ c(OH－)水
< 1×10-7 mol/L
⑶ 某些盐
含有弱离子的盐会促进水的电离。
(在第三节中学习)
主题1:水的电离
4.溶液中水电离出的c(H＋)或c(OH－)的计算方法
例1 25℃，请计算0.1 mol/L的HCl溶液中H2O电离产生的H+浓度。
0.1
10-13
≈ 0.1 mol/L
例2 25℃，请计算0.1 mol/L的NaOH溶液中H2O电离产生的OH-浓度。
0.1
10-13
≈ 0.1 mol/L
主题1:水的电离
水电离出的c(H＋)或c(OH－)的计算
Kw表达式中，c(H＋)、c(OH－)均表示整个溶液中总物质的量浓度，但是一般情况下有：
(1)酸溶液中，Kw＝c(H＋)酸·c(OH－)水(忽略水电离出的H＋的浓度)，即c(H＋)水＝c(OH－)水＝Kw/c(H＋)酸。
(2)碱溶液中，Kw＝c(H＋)水·c(OH－)碱(忽略水电离出的OH－的浓度)，即c(H＋)水＝Kw/c(OH－)碱。
(3)纯水中，水电离出的c(H＋)与水电离出的c(OH－)一定相等，即c(H＋)＝c(OH－)
主题1:水的电离
课堂检测
1. 常温下， 0.01mol/L的盐酸溶液中，
c(H＋)＝ , c(OH-)= 。
由水电离出的c(OH-)水＝ ，c(H＋)水＝ 。
0.01mol/L
酸溶液:Kw ≈ c(H＋)酸 ·C(OH-)水
10-12mol/L
10-12mol/L
10-12mol/L
2. 298K时，0.01mol/L的NaOH溶液中，
c(OH-)＝ , c(H＋)= 。
由水电离出的c(OH-)水＝ ,C(H＋)水＝ 。
0.01mol/L
碱溶液:Kw ≈ C(H＋)水·c(OH-)碱
10-12mol/L
10-12mol/L
10-12mol/L
3. 25℃时，0.1mol/L的NaCl溶液中，
c(OH-)＝ ，c(H＋)＝ 。
10-7mol/L
10-7mol/L
课堂检测
2. 浓度均为0.1mol/L的下列溶液中由水电离出的c(H+)水大小关系为：
① 盐酸 ② 醋酸溶液 ③ 硫酸溶液 ④ 氢氧化钠溶液
②＞①=④＞③
总结：
1、不管酸碱强弱，只要溶液中 c(H+)或c(OH-)浓度相等，对水电离的抑制程度相等
2、酸溶液中c(H+)越大或碱溶液中c(OH-)越大，对水的电离抑制作用越大
课堂检测
B
3.25 ℃时，水的电离达到平衡：H2O H＋＋OH－　ΔH>0，下列叙述正确的是(　　)
A．向水中加入稀氨水，平衡逆向移动，c(OH－)降低
B．向水中加入少量固体硫酸氢钠，c(H＋)增大，Kw不变
C．向水中加入少量CH3COOH，平衡逆向移动，c(H＋)降低
D．将水加热，Kw增大，c(H＋)不变
课堂检测
4、某温度下纯水中c(H+) = 2×10-7 mol/L，则c(OH-)
= ，该温度 室温（填高于，低于或等于），在该温度下，滴入稀盐酸使c(H+) = 5×10-4 mol/L，则此时溶液中的c(OH-)= ___________
2×10-7 mol/L
注意：
1、任何水溶液中水电离产生的c(H+)与c(OH-)一定相等；
任何稀的水溶液中都存在KW＝c(H+)·c(OH-)。
2、KW=1.0×10－14只适用于25 ℃，温度改变， KW随之改变。
高于
课堂检测
5. 如图中三条曲线表示不同温度下水的离子积常数,下列说法不正确的是
A. 图中温度：T3>T2>T1
B. 图中pH关系：pH(B)=pH(D)=pH(E)
C. 图中五点Kw间的关系：E>D>A=B=C
D. C点的溶液可能显酸性
D
6.在水的电离平衡中,c(H+)和c(OH-)的关系如图所示:
A点水的离子积为________,
E点水的离子积为________。
造成水的离子积变化的原因是___________________________。
1×10-14　
1×10-12　
水的电离要吸热,温度升高,水的电离程度增大,即离子积增大
水的电离平衡曲线
1、曲线上的任意点(如a，b，c)的Kw都 ，
即c(H＋)·c(OH－) ，温度 。
2、曲线外的任意点(如d)与曲线上任意点的Kw ，温度 。
相同
相同
相同
不同
3、实现曲线上点之间的转化需保持温度不变，改变 ；
实现曲线上点与曲线外点之间的转化一定改变 。
酸碱性
温度
不同
1.溶液的酸碱性
思考 25 ℃时，分析下列溶液的 c(H＋)和c(OH－)
纯水 0.1 mol·L－1 NaOH溶液 0.1 mol·L－1盐酸
c(H＋)/mol·L－1 ________ _________ ____
c(OH－)/mol·L－1 _______ ___ ________
c(H＋) 、c(OH－) 的相对大小 c(H＋) c(OH－) c(H＋) c(OH－) c(H＋) c(OH－)
溶液的酸碱性 ______ _____ _____
1×10－7
1×10－7
＝
中性
1×10－13
0.1
<
碱性
0.1
1×10－13
>
酸性
小结：溶液酸碱性与溶液中c(H+)和c(OH-)的关系？
主题2:溶液的酸碱性
溶液的酸碱性与c(H＋)、c(OH－)的关系
1.溶液的酸碱性
溶液酸碱性 c(H+)与c(OH－)关系 c(H+)/mol·L－1范围
(25℃)
中性
酸性
碱性
c(H+) = c(OH－)
= 1×10－7
c(H+) > c(OH－)
> 1×10－7
c(H+) < c(OH－)
< 1×10－6
溶液酸碱性 c(H+)与c(OH－)关系 c(H+)/mol·L－1范围
(100℃)
中性
酸性
碱性
c(H+) = c(OH－)
= 1×10－6
c(H+) > c(OH－)
> 1×10－6
c(H+) < c(OH－)
< 1×10－7
主题2:溶液的酸碱性
1.溶液的酸碱性
(1)任何水溶液中都有H＋和OH－。
(2)溶液的酸碱性取决于溶液中c(H＋)、c(OH－)的相对大小。
任意温度下，溶液酸碱性的判断依据：
若c(H+)= c(OH-)，中性
若c(H+)> c(OH-)，酸性，c(H+)越大，酸性越强
若c(H+)< c(OH-)，碱性，c(OH-)越大，碱性越强
思考：①某溶液中c(H＋)＝1×10－6 mol·L－1，该溶液一定呈酸性吗？如何判断溶液的酸碱性？
不一定，常温下呈酸性，100℃呈中性。
主题2:溶液的酸碱性
1.溶液的酸碱性
思考：②常温下，某溶液中由水电离产生的c(H+)水=10-11 mol/L则该溶液呈酸性还是碱性？并求算该溶液中c(H+)的可能值？
c(H+)水 = c(OH-)水 = 10-11 mol/L
碱溶液： Kw＝c水(H＋)·c碱(OH－)
(忽略水电离出的OH－的浓度)
①若溶液显碱性
c(H+)溶液 = c(H+)水 = 10-11mol/L
②若溶液显酸性
酸溶液： Kw＝c酸(H＋)·c水(OH－)
(忽略水电离出的H＋的浓度)
c(H+)酸=
Kw
c(OH-)水
=
1×10-14
1×10-11
=1×10-3 mol/L
主题2:溶液的酸碱性
课堂检测
1、常温下，某溶液中由水电离的c(H＋)水=1×10—13mol/L，则该溶液可能是( )
A.SO2溶液 B.NH4Cl溶液 C.NaNO3溶液 D.NaOH溶液
2、在25 ℃，某无色溶液中由水电离出的c(OH-)= 1×10-12mol/L，一定能大量共存的离子组( )
A. NH4+ K+ NO3- Cl- B. NO3- CO3 2 - K+ Na+
C. K+ Na+ Cl- SO42- D. Mg2+ Cu2+ SO42- Cl-
A D
C
常温下，由水电离的c(H＋)水 或者c(OH－)水< 1×10-7 mol/L时，
该溶液可能是酸性，也可能是碱性
在初中化学中我们用pH表示溶液的酸碱度，那么pH与c(H＋)有什么关系呢？
2.溶液的PH
(1)pH定义：c(H＋)的负对数
(2)计算公式：pH＝－lg c(H＋)
c(H＋) =10-pH
用pH值表示c(H+)或c(OH-)<1 mol/L的稀溶液酸碱性比较方便。
c(H+)或c(OH-)>1 mol/L的溶液的酸碱性直接用离子浓度表示。
从数学角度研究，c(H+)越大，pH越小
如：已知在常温下某溶液的 c(H+) = 1×10-5 mol·L-1，则其pH=_____。
pH=-lg c(H+) =-lg 10-5 = 5
5
已知在常温下某溶液的 c(OH-) = 1×10-5 mol·L-1，则其pH=_____。

pH=-lg c(H+) =-lg 10-9 = 9
9
主题2:溶液的酸碱性
25℃时，c溶液(H+)·c溶液(OH-)=10-14
pH + pOH = 14
用pH表示溶液酸碱性时，pH的取值范围一般在0~14（25℃时）之间，即适用于1×10-14 mol/L ≤ c(H+) [ c(OH-)] ≤1 mol/L的稀溶液
酸性增强
碱性增强
中性
常温下，溶液的pH与溶液酸碱性的对应关系
2.溶液的PH
常温25℃时判据
pH=7，中性
pH＜7，酸性
pH＞7，碱性
主题2:溶液的酸碱性
2.溶液的PH
pH测量方法
①利用pH试纸测定
使用方法：取一小段pH试纸于干燥洁净的玻璃片(或表面皿)上， 用干燥洁净的玻璃棒蘸取待测液点在试纸的中央，在半分钟内将试纸与标准比色卡对照，读出pH。
类型：
广泛pH试纸(常用)：
精密pH试纸：
pH范围是1~14或0~10，可识别pH差约为1
pH范围较窄，可识别pH差约为0.2~0.3
主题2:溶液的酸碱性
2.溶液的PH
pH测量方法
①利用pH试纸测定
测溶液pH时的三注意
(1)pH试纸和玻璃棒都不能润湿，否则会将溶液稀释，所测定的pH可能不准确，会使酸性溶液的pH变大，碱性溶液的pH变小，但中性溶液无影响。也不能用pH试纸直接蘸取溶液。
(2)若某溶液具有漂白性，则不能用酸碱指示剂测定该溶液的酸碱性，也不能用pH试纸测定其pH。
(3)pH试纸不能测c(H＋)或c(OH－)>1 mol·L－1的溶液的pH。
主题2:溶液的酸碱性
2.溶液的PH
pH测量方法
②用pH计测定（准确读数）
pH计，又叫酸度计，可用来精密测量溶液的pH，其量程为 0～14。
可识别的pH差：0.01。
主题2:溶液的酸碱性
只能粗略测定溶液的pH范围，不能准确测定出pH的具体值
指示剂的变色范围: 指示剂发生颜色变化的pH值范围
pH 1 2 3.1 4.4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 甲基橙 红色 橙色 黄色 石蕊 红色 紫色 蓝色 酚酞 无色 浅红色 红色
2.溶液的PH
pH测量方法
③酸碱指示剂
主题2:溶液的酸碱性
课堂检测
1、判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)
(1)一定条件下 pH值越大，溶液的酸性越强。( )
(2)强酸溶液的pH值一定小。( )
(3)pH值等于6的溶液，一定是一个弱酸体系。( )
(4)pH值相同的强酸和弱酸中c(H+)相同。( )
(5)在常温下，pH=0的溶液酸性最强，pH=14的溶液碱性最强。( )
(6)pH值有可能等于负值。( )
(7)常温下，由水电离出的c(H+)=10-12mol/L，则溶液pH一定为12。( )
(8)相同体积和相同pH值的盐酸，醋酸、硫酸中H+的物质的量相等。( )
(9) 如果c(H+)不等于c(OH-)则溶液一定呈现酸碱性。
(10)如果c(H+)/c(OH-)的值越大则酸性越强。
(11)对水升高温度电离程度增大，酸性增强。
(12)c(H+)等于10-6mol/L的溶液一定呈现酸性。
纯水永远呈中性！
课堂检测
2.室温下，将纯水加热至沸腾，下列叙述正确的是(　　)
A．水的离子积变大、pH变小、呈酸性
B．水的离子积不变、pH不变、呈中性
C．水的离子积变小、pH变大、呈碱性
D．水的离子积变大、pH变小、呈中性
温度升高，Kw变大，促进水的电离，
c(H＋)和c(OH－)同时增大且相等，pH变小，呈中性。
D
课堂检测
3．用pH试纸测定某无色溶液的pH，正确的是(　　)
A．用广泛pH试纸测得该溶液的pH为3.2
B．用pH试纸蘸取溶液，观察其颜色变化并与标准比色卡对照
C．用干燥、洁净的玻璃棒蘸取溶液，滴在pH试纸上，观察其颜色变化并与标准比色卡对照
D．用干燥、洁净的玻璃棒蘸取溶液，滴在湿润的pH试纸上，所测得的pH一定偏小
pH试纸不能湿润，测量的pH结果不一定偏低，如中性氯化钠溶液的pH不变
C
课堂小结
一、水的电离
H2O H+ + OH-
定性
温度
升温，平衡正向移动
降温，平衡逆向移动
浓度
c(H+)或c(OH-)增大，
平衡逆向移动
定量
KW＝c(H+)·c(OH-)
常温时，KW＝1×10-14
二、溶液的酸碱性
c(H+) ＝ c(H+)
中性
c(H+) ＞ c(H+)
酸性
c(H+) ＜ c(H+)
碱性
pH＝－lgc(H+)
常温时，pH＝7
pH＜7
pH＞7
Thank you for watching

展开更多......

收起↑