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第三章 水溶液中的離子反應與平衡
第二節(jié) 水的電離和溶液的pH
第1課時 水的電離與溶液的酸堿性
①弱酸：H2CO3、CH3COOH、 HClO等。
②弱堿：NH3·H2O等。
③H2O。
在水溶液中不能完全電離的電解質(zhì)
弱電解質(zhì)
水是一種弱電解質(zhì)，到底多弱？
水的導電性實驗
水的電導率測定
通過純水中導電實驗現(xiàn)象發(fā)現(xiàn)：燈泡 不發(fā)光
純水不導電或?qū)щ娔芰θ?br/>純水能發(fā)生微弱的電離
精確的電導性實驗
任務一 水的電離平衡
1.水的電離
水分子電離過程示意圖：
水分子電離方程式：
H2O+H2O H3O++OH－
水分子電離方程式簡寫：
H2O H++OH－
H+為裸質(zhì)子，不穩(wěn)定，與水結合，形成H3O+即水合氫離子。
②水是一種極弱的電解質(zhì)，發(fā)生微弱的電離。
①c(H+) 水 = c(OH-)水
思考：如何電離描述水的電離的程度？
不同溫度下水的離子積常數(shù) 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
任務一 水的電離平衡
2.水的離子積常數(shù)
H2O H++OH－ ΔH>0
K電離 =
c(H+) · c(OH-)
c(H2O)
注：c(H2O)=
1 L
1000 g
18 g·mol-1
水的電離平衡常數(shù)：
K電離 ·c(H2O) =
c(H+) · c(OH-)
KW
水的離子積常數(shù)：
=c(H+) · c(OH-)
K w只受溫度影響！！！
特殊數(shù)值：25℃時，Kw=c(H+)·c(OH-)＝1×10-14，c(H+)=c(OH-)=1×10-7
100℃時， Kw = 55×10-14 ≈ 1.0×10-12，c(H+)=c(OH-)=1×10-6
Kw隨著溫度的升高而增大
不僅適用于純水，也適用于稀的電解質(zhì)水溶液。
任務一 水的電離平衡
3.水的電離平衡的影響因素
問題：回憶影響弱電解質(zhì)電離平衡的因素，分析影響水電離平衡的因素？
外因：溫度和濃度
H2O H＋＋ OH－ ΔH>0
加含有H+或OH-的物質(zhì)時,
加能與H+或OH-反應的物質(zhì),
升高溫度,
濃度
溫度：
同離子效應
電離平衡正移，越熱電離程度越大
相當于增大生成物濃度，水的電離平衡逆移
相當于減小生成物濃度，水的電離平衡正移
任務一 水的電離平衡
3.水的電離平衡的影響因素
條件改變 電離程度 c(H+) c(OH-) Kw
升高溫度
通HCl(g)
加少量冰醋酸
加少量NaOH(s)
通NH3(g)
加少量NaCl(s)
加少量CH3COONa(s)
加少量NH4Cl(s)
增大
↑
增大
↑
不變
↑
↓
減小
不變
↑
↓
減小
不變
↑
↓
減小
不變
↑
↓
減小
不變
不變
不變
不變
不變
↑
↓
增大
不變
↑
↓
增大
同時存在，此消彼長
酸溶液抑制水的電離
堿溶液抑制水的電離
能與水中H+或OH-反應的鹽促進水的電離
本
節(jié)
研
究
下
節(jié)
研
究
練習：室溫下，0.1 mol/L的稀鹽酸中，求溶液中的c溶液(H+)、c溶液(OH-)，水電離的 c水(H+)、 c水(OH-)？
任務二 酸、堿溶液顯酸堿性的原因
c溶液(H+) =
c水(H+)+ c酸(H+)
c溶液(OH-)=
c水(OH-)
酸溶液中
H2O H+ + OH-
HCl = H+ + Cl-
≈c酸(H+)
加入酸：
多
極少
問題：向水中加入強酸（HCl）后，對水的電離平衡有何影響？
H2O H+ + OH-
c溶液(H+)≈c酸(H+)≈ 0.1 mol/L
HCl = H+ + Cl-
c溶液(OH-) = Kw /c(H+)＝ 1.0×10-13 mol/L
室溫下，Kw = 1.0×10-14
由水電離產(chǎn)生的c水(H+)＝c水(OH-)=c溶液(OH-) ＝ 1.0×10-13 mol/L
多
極少
酸溶液顯酸性原因：
c溶液(H＋)>c溶液(OH－)
酸溶液抑制水的電離
任務二 酸、堿溶液顯酸堿性的原因
c溶液(H+) =
c水(H+)
c溶液(OH-)=
c水(OH-)+ c堿(OH-)
堿溶液中
H2O H+ + OH-
NaOH = Na+ + OH-
≈c堿(OH-)
加入堿：
多
極少
問題：向水中加入強堿（NaOH）后，對水的電離平衡有何影響？
練習：室溫下，0.1 mol/L的NaOH溶液中，求溶液中的c溶液(H+)、c溶液(OH-)，水電離的 c水(H+)、 c水(OH-)？
H2O H+ + OH-
c溶液(OH-)≈c堿(OH-)≈ 0.1 mol/L
NaOH = Na+ + OH-
c溶液(H+) = Kw /c(OH-)＝ 1.0×10-13 mol/L
室溫下，Kw = 1.0×10-14
由水電離產(chǎn)生的c水(H+)＝c水(OH-)=c溶液(H+) ＝ 1.0×10-13 mol/L
多
極少
c溶液(H＋)>c溶液(OH－)
堿溶液顯堿性原因：
c溶液(H＋)＜c溶液(OH－)
堿溶液抑制水的電離
任務二 溶液顯酸堿性的原因
c溶液(H+) =
c水(H+)
c溶液(OH-)=
c水(OH-)
NaCl溶液中
H2O H+ + OH-
NaCl = Na+ +Cl-
加入堿：
問題：向水中加入鹽（NaCl）后，對水的電離平衡有何影響？
NaCl溶液顯中性原因：
c溶液(H＋)=c溶液(OH－)
NaCl對水不促進也不抑制
常溫時：KW＝ c(H+) · c(OH-) ＝ 1×10-14
c(H+) ＝ c(OH-)
c(H+) ＞ c(OH-)
c(H+) ＜ c(OH-)
中性
酸性
堿性
c(H+) =1×10-7
c(H+) ＞1×10-7
c(H+) ＜1×10-7
課堂練習
練習1：在25℃ 0.01mol/LHCl溶液中：
c(H+) = ， c(OH-) = ；
c(H+)水= ， c(OH-)水= 。
0.01mol/L
10-12mol/L
10-12mol/L
10-12mol/L
在25℃ 0.01mol/L NaOH溶液中：
c(H+)= ， c(OH-)= ；
c(H+)水= ， c(OH-)水= 。
10-12mol/L
0.01mol/L
10-12mol/L
10-12mol/L
練習2：某溫度下,純水中c(H+)=2.0×10-7 mol·L-1,則此時c(OH-)=__________________;該溫度下,向水中滴入鹽酸使c(H+)=5.0 mol·L-1,則溶液中c(OH-)=_________________。此時溫度______(填“高于”“低于”或“等于”)25 ℃。
2.0×10-7 mol·L-1
8.0×10-15 mol·L-1
高于
課堂練習
(1)A點水的離子積為________,
E點水的離子積為________。
造成A、E點水的離子積變化的原因是：______。
1×10-14　
1×10-12　
水的電離要吸熱,溫度升高,水的電離程度增大,即離子積增大
(2)25℃時,若向溶液中滴加鹽酸,能否使體系處于A點位置 為什么
____________________________________________。
(3)100 ℃時,若鹽酸中c(H+)=5×10-4 mol·L-1,則由水電離產(chǎn)生的c(H+)=______________。
否,在鹽酸中c(H+)≠c(OH-),所以不可能處于A點
2×10-9 mol·L-1
(4)圖中五點Kw間的大小關系:
練習3：在水的電離平衡中,c(H+)和c(OH-)的關系如圖所示:
E>D>A=B=C

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