《高中化學(xué) 3-2 水的電離課件 新人教版選修4.ppt》由會員分享，可在線閱讀，更多相關(guān)《高中化學(xué) 3-2 水的電離課件 新人教版選修4.ppt（30頁珍藏版）》請?jiān)谘b配圖網(wǎng)上搜索。

課后習(xí)題參考答案,1、,2、紅 4、(1) 不變。一定溫度下，該比值為常數(shù)—平衡常數(shù)。 (2) 4.18×10－4 mol/L,5、(1) 略; (2) 木頭中的電解質(zhì)雜質(zhì)溶于水中，使其具有了導(dǎo)電性。,3. (1) 錯。導(dǎo)電能力的強(qiáng)弱取決于電解質(zhì)溶液中離子的濃度，因此強(qiáng)、弱電解質(zhì)溶液導(dǎo)電能力與二者的濃度及強(qiáng)電解質(zhì)的溶解性有關(guān)。 (2) 錯。酸與堿反應(yīng)生成鹽，所需堿的量只與酸的物質(zhì)的量有關(guān),鹽酸和醋酸都是一元酸,物質(zhì)的量濃度相同的鹽酸和醋酸中含有相同物質(zhì)的量的H＋。 (3) 錯。一水合氨是弱堿，在水溶液中是部分電離的，其電離平衡受氨水濃度的影響，濃溶液的電離程度低于稀溶液。因此氨水稀釋一倍時,其OH－濃度降低不到一半。 (4) 錯。醋酸中的氫沒有全部電離為H＋。 ※(5) 錯。此題涉及水解較復(fù)雜，不要求考慮水解,第二節(jié) 水的電離和溶液的酸堿性,學(xué)習(xí)目標(biāo) 1.知道水是一種極弱的電解質(zhì)，在一定的溫度下，水的離子積是常數(shù)。 2.學(xué)會判斷溶液的酸堿性。 3.了解測定溶液pH的方法，能進(jìn)行pH的簡單計(jì)算。,1、水的電離,特點(diǎn)2：水是極弱的電解質(zhì)，故極難電離,水合氫離子,特點(diǎn)1：由水電離出的H＋、OH－濃度相等,特點(diǎn)3：水的電離是可逆的，吸熱的過程,Kw稱為水的離子積常數(shù)，簡稱為離子積,2、離子積常數(shù),Kw =c(H+)· c(OH-) =1× 10-14,常溫下，即25℃時， 由水電離出來的c(H+)=c(OH-)=10-7mol/L,由H2O H+ + OH－得:,變形得,所以升高溫度：平衡向 移動， c(H＋ ) ，c(OH-) , Kw 。,如果溫度變化，Kw會如何變化?為什么?,右,增大,增大,增大,因?yàn)镠2O H+ + OH－ ，△H0,注意：水的離子積只隨溫度的改變而改變,Kw適用于一定溫度下任何稀的電解質(zhì)溶液,,(2) 升高溫度，促進(jìn)水的電離，Kw增大,(1) 加入酸或堿，抑制水的電離，Kw不變,2、影響水的電離平衡的因素 《練》P47探究1,※加入易水解的鹽：促進(jìn)水的電離，只要溫度不變，Kw不變。,(3) 其他因素：,如：向水中加入活潑金屬,P46思考與交流：,常溫下對純水進(jìn)行下列操作：,c(H+)c(OH-),增大,c(H+)=c(OH-),左移,增大,減小,左移,減小,c(OH-)c(H+),不變,不變,1× 10-7,1× 10-7,1× 10-14,2. 0.1mol/L的NaOH溶液中， c(OH-)＝ , c(H＋)= 。 c(OH-)水＝ ，c(H＋)水 。,1. 0.1mol/L的鹽酸溶液中， c(H＋)＝ , c(OH-)= 。 c(H＋)水＝ ，c(OH-)水＝ 。,3. 0.1mol/L的NaCl溶液中， c(OH-)＝ ，c(H＋)＝ 。,0.1mol/L,10-13mol/L,10-13mol/L,10-13mol/L,0.1mol/L,10-13mol/L,10-13mol/L,10-13mol/L,10-7mol/L,10-7mol/L,即時檢測,利用Kw的定量計(jì)算,無論任何溫度，無論酸性、中性、堿性溶液，都存在H＋、OH－，并且由水電離出的這兩種離子濃度一定相等。,c(H+) ＞c(OH－)，,c(H+) ＝c(OH－)，,c(H+) ＜c(OH－)，,溶液呈 酸 性；,溶液呈 中 性；,溶液呈 堿 性。,思考：溶液的酸堿性是由什么決定的？,1、溶液的酸堿性由c(H+) 和c(OH-)的相對大小決定,二、溶液的酸堿性,2、溶液的pH 當(dāng)溶液中H+、OH-濃度很小時，化學(xué)上常采用H+的物質(zhì)的量濃度的負(fù)對數(shù)來表示溶液的酸堿性。,pH = - lgc(H+),試計(jì)算當(dāng)H+濃度分別為10、10-1、10-3、10-7、10-9、10-13、10-15mol/L時，溶液的pH是多少？ 當(dāng)pH分別為2、5、8、14時溶液中H+濃度是多少？,,c(H+) = 10-pH,試分析c(H+)與溶液的酸堿性和pH的關(guān)系： c(H+) 越大，酸性越強(qiáng)，pH越??； pH改變1個單位，c(H+) 改變10倍。 c(H+)c(OH-)，酸性，常溫下，pH7 c(H+)=c(OH-)，中性，常溫下，pH=7,pOH ——采用OH - 的物質(zhì)的量濃度的負(fù)對數(shù)來表示溶液的酸堿性。 常溫下，稀溶液中， pOH + pH = 14,中性,pH 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14,c(H+) 100 10-1 10-2 10-3 10-4 10-5 10-6 10-7 10-8 10-9 10-10 10-11 10-12 10-13 10-14 mol·L-1,,c(H+),c(OH-),pOH + pH = 14,思考: 1、你認(rèn)c(H+)在什么范圍內(nèi)，用pH來表示溶液的酸堿性比較方便？,10-14 mol/L ≤ c(H+) ≤ 1 mol/L,2、pH=7的溶液一定是中性溶液嗎？ pH=6的溶液一定是酸性溶液嗎？,不一定，只有在常溫下才是。,溶液中c(H+)與c(OH-)的相對大小，誰大顯誰性。,判斷溶液酸堿性標(biāo)準(zhǔn)：,注意: pH=0 并非無H+，而是c(H+)=1mol/L，,pH=14 并非無OH -，而是c(OH -)=1mol/L,判斷正誤：,1、如果c(H+)不等于c(OH-)則溶液一定呈現(xiàn)酸堿性。,2、在水中加酸會抑制水的電離，電離程度減小。,3、如果c(H+)/c(OH-)的值越大則酸性越強(qiáng)。,4、任何水溶液中都有c(H+)和c(OH-)。,5、c(H+)等于10-6mol/L的溶液一定呈現(xiàn)酸性。,6、對水升高溫度電離程度增大，酸性增強(qiáng)。,即時檢測,√,×,×,√,√,√,3、pH的測定：,pH計(jì)（酸度計(jì)）,（2）pH試紙,注意：①不能用水潤濕 ②要放在玻璃片(或表面皿)上 ③不要將試紙伸到溶液中 ④廣泛pH試紙只能讀出整數(shù),粗略測定：,（1）酸堿指示劑 P49,精確測定：,用法：將試紙放在玻璃片上，用潔凈的玻璃棒蘸取溶液，點(diǎn)在pH試紙中央，半分鐘后與比色卡比色。,水的電離,,水的離子積：,影響因素,KW = c（OH -）· c（H+） ( 25℃時，KW = 1.0 ×10 -14 ),,3、無論酸溶液還是堿溶液中都同時存在H+和OH-！,注意： 1、在任何水溶液中，均存在水的電離平衡， Kw=c(H+)·c(OH-)均成立。（25℃時Kw =10-14 ）,2、水電離出的H＋、OH－永遠(yuǎn)相等,小結(jié),有關(guān)溶液pH的計(jì)算,,酸性：求c(H+) →pH 堿性：求c(OH-) → c(H+) → pH,pH＋pOH＝14,常溫： c(H+)· c(OH-) =1× 10-14,1、強(qiáng)酸、強(qiáng)堿溶液的pH值,例題：常溫下 ①求 0.1mol/L鹽酸溶液的pH ②求0.05mol/L硫酸溶液的pH ③求0.1mol/L氫氧化鈉溶液的pH ④求0.05 mol/L氫氧化鋇溶液的pH,pH=1,pH=1,pH=13,pH=13,弱酸、弱堿是弱電解質(zhì)，在它們的水溶液中存在著弱電解質(zhì)分子與由它們電離產(chǎn)生的離子之間的電離平衡， 即HR H＋＋R－，ROH R＋＋OH－ 故溶液中c(H＋)＜c酸， c(OH－) ＜c堿。 若已知弱酸或弱堿的電離程度α，則c(H＋)=c酸·α 或c(OH－) = c堿·α，進(jìn)而計(jì)算出弱酸或弱堿的pH。,,,2、弱酸、弱堿溶液的pH值,例1. 0.1mol/L的酸溶液的PH 是（ ） A、＝1 B、≥1 C、 ≤ 1 D、無法確定,分析： 當(dāng)酸為一元強(qiáng)酸，[H+] ＝0.1mol/L，則PH＝1； 為二元強(qiáng)酸，[H+]＝0.2mol/L，則PH＜1； 當(dāng)酸為一元弱酸，[H+] ＜0.1mol/L，則PH＞1。 因此，正確答案為D,D,練習(xí),1、甲溶液的pH＝3，乙溶液的pH＝1，則甲溶液中c(H+)與乙溶液中c(H+)之比為（ ） A．100 B． 1/100 C． 3 D． 1/3,pH相差a， c(H+)相差10a,B,2、下列溶液在常溫下酸性最強(qiáng)的是 （ ） A． pH=4的溶液 B． 1L 溶液里溶有22.4mL(STP)HCl的溶液 C． c(OH-)=10-12mol/L的溶液 D． c(H+)=10-3mol/L的溶液,C,練習(xí),3、(1)0.1mol/L鹽酸、硫酸、醋酸c(H+) 、pH大小關(guān)系如何？,pH(醋酸) pH(鹽酸 ) pH(硫酸),c(醋酸) c(鹽酸 ) c(硫酸),(2) pH=1 的鹽酸、硫酸、醋酸中的c(H+)及酸的物質(zhì)的量濃度關(guān)系如何？,c(H+)醋酸 ＜ c(H+)鹽酸 ＜ c(H+)硫酸,c(H+)醋酸 = c(H+)鹽酸 = c(H+)硫酸,解：,解：,例、若下列混合過程中體積的變化忽略不計(jì)，計(jì)算下列混合液的pH。 ①將0.1mol/L的鹽酸與0.1mol/L的硫酸等體積混合 ②將pH均為1的鹽酸與硫酸以體積比1∶2的比例混合； ③將pH=1的鹽酸與pH=5的鹽酸等體積混合。,3、強(qiáng)酸與強(qiáng)酸混合液的pH值,0.823,1,1.3,c(H＋)混＝——————————（忽略混合 時溶液體積的變化）， pH(混)=－lgc(H+)混,c(H＋)1V1＋c(H＋)2V2,V1＋V2,例、若混合過程中體積變化忽略不計(jì)，計(jì)算下列混合液的pH。 ①0.1mol/L的氫氧化鈉溶液與0.05mol/L的氫氧化鋇溶液混合； ②pH=13的氫氧化鈉與pH=10的氫氧化鈉溶液混合。,① 13；②12.7,4、強(qiáng)堿與強(qiáng)堿混合液的pH值,c(OH-)混＝—————————— （忽略混合時溶液體積的變化）， c(OH-)混→ c(H+)混→ pH(混)=－lgc(H+)混,c(OH-)1V1＋c(OH-)2V2,V1＋V2,若為堿的溶液混合， 則c(OH-)混= c(OH-)1V1＋c(OH-)2V2 /(V1+V2) 特殊規(guī)律： ⑴當(dāng)兩種強(qiáng)酸溶液的PH相差2及以上，且等體積混合時：PH混＝PH?。?.3 ⑵當(dāng)兩種強(qiáng)堿溶液的PH相差2及以上，且等體積混合時：PH混＝PH大－0.3,同性溶液的混合 實(shí)質(zhì)：同種離子存在量的積累。（累積法） 解題思路： 若為酸的溶液混合， 則c(H＋)混＝c(H＋)1V1＋c(H＋)2V2 /(V1+V2),5、強(qiáng)酸與強(qiáng)堿混合液的pH值,再求c(H+)= Kw/ c(OH-),(1)強(qiáng)酸與強(qiáng)堿恰好完全反應(yīng)，溶液呈中性，pH=7(常溫),6、 酸、堿溶液用水稀釋,例：取1mL pH=3的硫酸溶液加水稀釋到100mL，溶液的pH變?yōu)槎嗌伲?若上述溶液加水稀釋到體積為原來的1000倍，則溶液的pH變?yōu)槎嗌伲?若稀釋到體積為原來的105倍，則溶液的pH變?yōu)槎嗌伲?pH = 6,pH = 8,pH 接近于7,,pH = 5,(1)、強(qiáng)酸稀釋,強(qiáng)酸pH=a，加水稀釋10n倍，則pH=a+n7；,(2)強(qiáng)堿的稀釋,例：取 pH=11的NaOH溶液與水按1:99的體積比混合后，溶液的pH變?yōu)槎嗌伲?若上述溶液加水稀釋到體積為原來的1000倍，則溶液的pH變?yōu)槎嗌伲?若稀釋到體積為原來的105倍，則溶液的pH變?yōu)槎嗌伲?103,pH = 8,pH = 6,pH 接近于7,原來的102,稀釋后溶液的pH = 9,例：pH=2的鹽酸稀釋10倍后pH變?yōu)椋?pH=2的醋酸稀釋10倍后pH ？ 結(jié)論：弱酸稀釋10倍pH變化（增大）＜1,＜3,3,,,,鹽酸,醋酸,,10倍,稀釋相同倍數(shù)時pH：鹽酸＞醋酸,稀釋到相同pH時稀釋的倍數(shù)：醋酸＞鹽酸,(3)弱酸稀釋,弱酸每稀釋10n倍，c(H+)減小程度比強(qiáng)酸小，pH稀 pH原+ n7,例：pH=12的NaOH溶液稀釋10倍后pH=？ pH=12的氨水稀釋10倍后pH=？ 結(jié)論：弱堿稀釋10倍pH變化（減?。?.,＞11,11,,,NaOH,氨水,,10倍,稀釋相同倍數(shù)時，pH：氨水＞NaOH,稀釋到相同pH時稀釋的倍數(shù)：氨水＞NaOH,,(4) 弱堿的稀釋,弱堿每稀釋10n倍，c(OH-)減小程度比強(qiáng)堿小，pH稀pH原-n7,酸或堿的稀釋與pH的關(guān)系,強(qiáng)酸pH=a，加水稀釋10n倍，則pH=a+n7； 弱堿pH=b，加水稀釋10n倍，則pHb-n7； 酸、堿溶液無限稀釋時，pH只能接近7，但酸 不能大于7，堿不能小于7； 對于濃度（或pH）相同的強(qiáng)酸和弱酸，稀釋 相同倍數(shù)，強(qiáng)酸的pH變化幅度大。 （強(qiáng)堿、弱堿相似） 練P48,