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(共15張PPT)
第二節　水的電離
第1課時　水的離子積常數
第三章　 水溶液中的離子反應與平衡
水的電離
水是一種極弱電解質，能微弱電離
c(H+) × c(OH-）
Kw=
特別注意：
①、任何時候，水電離出的H+與OH-離子均相等
②、在室溫下1L水中只有1×10-7mol水電離，電離前后水的物質的量幾乎不變， 所以，C(H2O)的濃度為常數。
（水的離子積）
思考1
Kw與水的電離常數有什么關系 Kw的數值受什么因素影響？
水的電離
K電離 · c(H2O) = c(H+) × c(OH-）
K電離 · c(H2O) = Kw
常數
溫度影響
(T升K升）
溫度影響
(T升K升）
溫度
0℃
20℃
25℃
50℃
100℃
Kw
1.15×10-15
6.87×10-15
1.01×10-14
5.31×10-14
5.45×10-13
水的離子積
注意：25℃時，溶液中 c(H+) · c(OH-）=1×10-14
改變條件 平衡 移動方向 水的 電離程度 水電離 的H+ 溶液中 的H+ 水電離 的OH- 溶液中 的OH- Kw
水的電離
升高溫度
增大
正移
增大
增大
增大
增大
增大
通入少量HCl氣體
越熱越電離
T升K升
減小
逆移
減小
減小
減小
增大
不變
加入少量NaOH(s)
減小
逆移
減小
減小
減小
增大
不變
加入少量
NaCl(s)
不移動
不變
不變
不變
不變
不變
不變
加入酸/堿
抑制水的電離
加入少量Na
增大
正移
增大
增大
減小
增大
不變
與水反應
促進水的電離
水的電離程度與平衡移動有關
水電離的H+與OH-相同
改變條件 平衡 移動方向 水的 電離程度 水電離 的H+ 溶液中 的H+ 水電離 的OH- 溶液中 的OH- Kw
水的電離
升高溫度
增大
正移
增大
增大
增大
增大
增大
通入少量HCl氣體
減小
逆移
減小
減小
減小
增大
不變
加入少量NaOH(s)
減小
逆移
減小
減小
減小
增大
不變
加入少量
NaCl(s)
不移動
不變
不變
不變
不變
不變
不變
加入少量Na
增大
正移
增大
增大
減小
增大
不變
平衡受諸多因素影響，
但Kw只受溫度影響
溶液中的H+/OH-，
由電解質和H2O兩部分電離提供
（1）溫度
抑制水的電離，Kw保持不變
升高溫度促進水的電離，Kw增大
（下一節再講）
（2）酸
（3）堿
（4）發生化學反應
促進水的電離，Kw不變
（5）能水解的鹽
水電離平衡的影響因素
水的電離
1.在25℃ 0.01mol/L鹽酸溶液中：
c(H+) = ，c(OH-) =___________
c(H+)水= ， c(OH-)水=
0.01mol/L
1×10-12mol/L
水的電離
①、25℃
Kw=1×10-14
c(H+) · c(OH-)=1×10-14
②、0.01mol/L鹽酸
c(H+)=1×10-2
H2O H+ + OH-
HCl = H+ + Cl-
在強酸的電離下，H2O本就極弱的電離被抑制，
此時水電離出的H+幾乎可以忽略，可以認為：此時溶液中的c(H+)就是鹽酸電離出的c(H+)
c (OH-)水=1×10-12
c(H+) · c(OH-)=1×10-14
（酸溶液中的OH-
全部由H2O電離產生）
c(H+)水=1×10-12
c (OH-)=1×10-12
1×10-12mol/L
1×10-12mol/L
無論什么情況，H2O電離產生的H+與OH-始終相等
在25℃ 0.01mol/L NaOH溶液中：
c(H+)= ， c(OH-)= ；
c(H+)水= ， c(OH-)水= 。
10-12mol/L
10-12mol/L
10-12mol/L
0.01mol/L
水的電離
溶液酸堿性與pH值的關系
溶液PH問題
c (H+)與c (OH-)關系 25℃， c(H+)/mol·L-1 溶液酸堿性
c (H+) =c (OH-)
=1×10-7
中性
c (H+)>c (OH-)
> 1×10-7
酸性
c (H+) <1×10-7
堿性
c(H+)>1mol/L 或 c(OH-) > 1mol/L時：直接用c(H+) 或c(OH-)表示溶液的酸堿性。
c(H+) < 1mol/L時：常用pH表示溶液的酸堿性。
(1)定義：
c(H+)的負對數
(2)使用范圍：
c(H+)<1mol/L
c(OH-) = 0.01mol /L c(H+)=1×10-14 / 10-2 = 1×10-12 mol /L
pH=-lg （1×10-12） = 12
溶液PH問題
①、溶液的PH計算
PH= -lg c(H+)
思考2
①、某溶液c(H+)=0.001 mol /L ，求該溶液的PH
pH=-lg 10-3 = 3
②、某溶液c(OH-) = 0.01mol /L ，求該溶液的PH
②、溶液酸堿性的易錯點
（1）強酸溶液的酸性不一定比弱酸溶液的酸性強（看濃度）
（2）判斷溶液酸堿性強弱時不能只看PH，
一定溫度下PH=7的溶液可能顯中性也可能顯酸性或堿性（注意溫度！）
（3）25℃時，PH=12的溶液不一定是堿溶液，PH=2的溶液也不一定為酸溶液，可能為能水解的鹽溶液（鹽溶液也有酸堿性）
溶液PH問題
PH試紙法
使用方法：
用鑷子撕取一小片pH試紙放于潔凈干燥的表面皿（或玻璃片）上，用潔凈干燥的玻璃棒蘸取待測液點在試紙中部，待試紙顯色穩定后與標準比色卡對比，讀出pH。
錯誤操作：
①試紙測pH值時不能用水潤濕
②不能將試紙伸到溶液中
③廣泛pH試紙只能讀出整數
溶液PH問題
③、溶液PH的測定
廣泛PH試紙：只能讀出整數
精密PH試紙：可測得小數
PH計法
精確測定溶液pH
【練習1】
25 ℃時，相同物質的量濃度的下列溶液：①NaCl、②NaOH、③H2SO4，
其中水的電離程度按由大到小順序排列的一組是(　　)
A．③>②>① B．②>③>①
C．①>②>③ D．③>①>②
答案　C
課堂練習
答案　A
【練習2】下列各項中，能表示人大量喝水時，胃液pH變化的圖像是(　　)
課堂練習
答案　B
【練習3】25 ℃時，水的電離達到平衡：H2O H＋＋OH－　ΔH>0，
下列敘述正確的是(　　)
A．向水中加入稀氨水，平衡逆向移動，c(OH－)減小
B．向水中加入少量固體NaHSO4，c(H＋)增大，Kw不變
C．向水中加入少量稀鹽酸，平衡逆向移動，c(H＋)減小
D．將水加熱，Kw增大，c(H＋)不變
課堂練習

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