高中化學 3.2水的電離和溶液的酸堿性課件 新人教版選修4.ppt
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第二節(jié) 水的電離和溶液的酸堿性,少年辛苦終身事 莫向光陰惰寸功,1. 1mol/L的鹽酸、醋酸、硫酸各1L,分別加入足量的鐵。 開始反應時產生氫氣的速率__________________, 最終收集到的氫氣的物質的量_________________。 c (H+)相同的鹽酸、醋酸、硫酸各1L,分別加入足量的鐵。 開始反應時產生氫氣的速率 __________________, 最終收集到的氫氣的物質的量 ________________。,硫酸>鹽酸>醋酸,硫酸>鹽酸=醋酸,三者相等,醋酸>硫酸=鹽酸,練習,2.將0 .1mol/L的氨水稀釋10倍,隨著氨水濃度的降低,下列數(shù)據逐漸增大的是( ) A. B. c(OH-) C. c(OH-) /c(NH3·H2O) D. c(NH4+),C,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,c(NH3·H2O) / c(OH-),3 .一定量的鹽酸跟過量的鐵粉反應時,為減緩反應速率而不影響生成氫氣的總量,可向鹽酸中加入適量的( ) A.NaOH(固) B.H2O C.NaNO3(固) D.CH3COONa (固) E 幾滴CuSO4 溶液,BD,練習,4.把0.05molNaOH固體分別加入100mL下列液體中,溶液的導電性變化不大的是( ) A.自來水 B. 0.5mol/LNH4Cl溶液 C. 0.5mol/L 醋酸 D. 0.5mol/L鹽酸,BD,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,問題:怎樣定量的比較弱電解質的相對強弱?電離程度相對大小怎么比較? 三、電離平衡常數(shù)(K) 看課本自學相關內容并思考: (1)什么叫電離平衡常數(shù)? (2)電離平衡常數(shù)的化學含義是什么? (3)怎樣用電離平衡常數(shù)比較弱電解質的相對強弱? (4)影響電離平衡常數(shù)的因素是什么?,弱電解質電離程度相對大小的參數(shù)一 電離平衡常數(shù)(K),對于一元弱酸 HA H++A-,平衡時,對于一元弱堿 MOH M++OH-,平衡時,意義:K值越大,電離程度越大,相應酸 (或堿)的酸(或堿)性越強。K值只隨溫度變化。,一、水的電離,⑴.水是一種極弱的電解質,能微弱的電離,寫出水的電離方程式,簡寫為,定量討論: 純水中c(H+)與c(OH-)大小有何關系? 25℃時,水電離出來的c(H+)=c(OH—)=10—7mol/L ,說明水的電離程度如何? 水是一種極弱的電解質(通常的電流表無法檢驗其中離子),,,K 電離c(H2O)= c(H+)×c(OH-),即: Kw =c(H+)×c(OH-),叫水的離子積常數(shù) 簡稱水的離子積 用 Kw表示。,注:常數(shù)無單位,水的濃度為常數(shù),所以K 電離×c(H2O)是一個常數(shù),2、水的離子積常數(shù)(離子積),3、影響KW的因素,①KW只是溫度的函數(shù)(與濃度無關)溫度升高, KW值增大,①在任何水溶液中,均存在水的電離平衡,即任何水溶液中都是H+、OH-共存。 一定溫度下c(H+)和c(OH-)乘積是個定值。 ②Kw =c(H+)· c(OH-)不僅適于純水,也適于酸堿鹽溶液。 含有H+的溶液一定是酸,含OH-的溶液一定是堿嗎?,討論 升高溫度,Kw增大。已知KW(100℃)=10-12,則在100 ℃時純水中的c(H+)等于多少? c(H+) = 10-6mol/L 2. 溫度不變,加入溶質對水的電離平衡及KW的影響。 加入酸(如:HCl)或堿(如:NaOH)對水的電離有什么影響?(促進還是抑制?)Kw呢?,條件改變對水的電離平衡及Kw的影響,② 加酸堿能抑制水的電離,但Kw 不變 ③加Na, 促進水電離,但Kw 不變,水的電離平衡的移動,2、水的電離過程為H2O H+ + OH-,在不同溫度下其離子積為KW25℃=1×10-14, KW35℃ =2.1 ×10-14。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,D,1、判斷正誤: 任何水溶液中都存在水的電離平衡。 25℃任何水溶液中(不論酸、堿或中性) ,都存在Kw=10-14 。 某溫度下,某液體c(H+)= 10-7mol/L,則該溶液一定是純水。,√,√,×,3、0.01mol/L鹽酸溶液中。 c(H+) 、 c(OH-)分別為多少? 0.01mol/L NaOH溶液中。 c(H+) 、 c(OH-)分別為多少?,利用Kw的定量計算——求溶液中的[H+]或[OH-],C(H+) = 10-2mol/L、 c(OH-) = 10-12 mol/L,C(H+) = 10-12mol/L 、 c(OH-) = 10-2mol/L,由水電離出的c(H+)H2O、c(OH-)H2O分別是多少? 均是 c(H+)H2O= 10-12 mol/L 、c(OH-)H2O = 10-12 mol/L 任何水溶液中由水電離出來的c(H+) H2O與c(OH-) H2O相等,4、25℃,某溶液中由水電離產生的c(H+)H2O= 10-11 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 ? 可能為酸性,也可能為堿性! 酸性時:c(H+) = 10-3 mol/L 、 c(OH-)= 10-11 mol/L 堿性時: c(H+)= 10-11 mol/L 、 c(OH-)= 10-3 mol/L,利用Kw的定量計算——求c(H+)H2O或c(OH-) H2O,5、 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: ①氨水 ②NaOH ③鹽酸 ④醋酸,③④ ① ②,不能用 c(H+) 等于多少來判斷溶液酸、堿性,只 能c(H+) 、c(OH-)通過兩者相對大小比較,討論:KW100℃=10-12 在100 ℃ 時,純水中c(H+) 為多少? c(H+) =10-6mol/L 100℃ 時,c(H+) = 1×10—7mol/L溶液呈酸性還是堿性? 堿性! c(H+) = 1×10—7mol/L、 c(OH-) = 1×10—5mol/L, c(OH-) > c(H+),c(H+) = c(OH-),c(H+)>c(OH-),c(H+)<c(OH-),c(H+) = 1×10—7mol/L c(OH-) = 1×10—7mol/L,c(H+) >1×10—7mol/L c(OH-) <1×10—7mol/L,中性溶液,酸性溶液,堿性溶液,c(H+) <1×10—7mol/L c(OH-) 1×10—7mol/L,2、溶液的酸堿性與pH,①定義: pH是c(H+)的負對數(shù),即pH=-lg c(H+)。 如:c(H+) = 1×10—7mol/L, pH=-lg10—7 =7.0 ②注意:當溶液中c(H+)或c(OH-)大于1mol時,不用pH表示溶液的酸堿性。適用于稀溶液c≤1mol/L。 pH與溶液的酸堿性(25℃時),用pH試紙測定某無色溶液的pH時,規(guī)范的操作是 A. 將pH試紙放入溶液中觀察其顏色變化,跟標準比色卡比較 B. 將溶液倒在pH試紙上,跟標準比色卡比較 C. 用干燥的潔凈玻璃棒蘸取溶液,滴在pH試紙上,跟標準比色卡比較 D. 在試管內放入少量溶液,煮沸,把pH試紙放在管口,觀察顏色,跟標準比色卡比較,3、pH的測定方法,酸堿指示劑:判斷溶液的酸堿性,(1) pH試紙:測定溶液的pH,試紙的使用方法:,(2) pH計:精確測定溶液的pH,,下列試紙使用時, 不宜先用水潤濕的是 (A)pH試紙 (B)紅色石蕊試紙 (C)淀粉碘化鉀試紙 (D)藍色石蕊試紙,- 配套講稿:
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