《高中化學 第三章 第二節(jié) 水的電離和溶液的酸堿性（一）課件 新人教版選修4.ppt》由會員分享，可在線閱讀，更多相關《高中化學 第三章 第二節(jié) 水的電離和溶液的酸堿性（一）課件 新人教版選修4.ppt（25頁珍藏版）》請在裝配圖網(wǎng)上搜索。

精確的純水導電實驗,,,現(xiàn)象：,指針擺動,不亮,結論：,水是 電解質,極弱,能發(fā)生 電離,微弱,靈敏電流計,燈泡,一、水的電離和水的離子積,K電離 =,水的離子積,1×10-14,室溫下1L H2O(55.6mol) 中只有1×10-7mol H2O電離，因此c(H2O)可視為常數(shù)。,一、水的電離和水的離子積,1、水的電離 2、水的離子積 注意： Kw只與溫度有關，與c(H+) 、 c(OH-) 濃度無關（任何溶液（酸、堿、鹽）中，溫度一定， Kw為定值。）,K電離 =,Kw =,c(H+) · c(OH-),一、水的電離和水的離子積,3、影響水的電離平衡的因素,分析表格中的數(shù)據(jù)，有何規(guī)律，并解釋之。,（1）溫度一定， Kw是個常數(shù)；溫度越高，Kw越大。,升高溫度，促進水的電離。,水的電離是一個吸熱過程。,,25℃時，在10 mL蒸餾水中c(H+) 和 c(OH-) 各是多少？向其中加入10 mL0.2 mol/L 鹽酸，c(H+) 和 c(OH-) 如何變化？對水的電離平衡有何影響？,10-7,10-7,10-1,10-13,c(H+) = c(OH-),中性,c(H+) ＞ c(OH-),酸性,,↓,↑,3、影響水的電離平衡的因素,H2O H＋ ＋OH－,一、水的電離和水的離子積,25℃時，向10 mL蒸餾水中加入10 mL0.2 mol/L 氫氧化鈉，c(H+) 和 c(OH-) 如何變化？對水的電離平衡有何影響？,10-7,10-7,10-1,10-13,c(H+) = c(OH-),中性,c(H+) ＜ c(OH-),堿性,,↑,↓,3、影響水的電離平衡的因素,H2O H＋ ＋OH－,一、水的電離和水的離子積,一、水的電離和水的離子積,3、影響水的電離平衡的因素 （2）加入酸或堿，酸、堿電離出H+，OH-能抑制H2O的電離。但水電離出的H+，OH-一定相等，Kw也不變。 思考： a.若向水中加入NaHSO4，對水的電離平衡有什么影響？ b.若向水中加入活潑金屬，對水的電離平衡有什么影響？,H2O H＋ ＋OH－,,鞏固練習,（1）常溫下，濃度為1×10-5 mol/L的鹽酸溶液中，由水電離產(chǎn)生的c(H+)是多少？,解：,= 1×10-9 mol/L,,（2）常溫下，濃度為1×10-5 mol/L的NaOH溶液中，由水電離產(chǎn)生的c(OH-)是多少？,解：,= 1×10-9 mol/L,,鞏固練習,（3）在常溫下，由水電離產(chǎn)生的c(H+) =1×10-9 mol/L的溶液，則該溶液的是酸溶液還是堿溶液？,一、水的電離與水的離子積,K電離 =,Kw =,c(H+) · c(OH-),Kw只與溫度有關，與c(H+) 、 c(OH-) 濃度無關 特別提示：此時的[H+ ]和[OH-]是溶液中的總量,（1）、溫度,（2）、酸堿,升高溫度促進水的電離，Kw增大,抑制水的電離，Kw保持不變，且c(H+)水=c(OH-)水 ＜1×10-7 mol/L,一定溫度下，在任何溶液中：由水電離出的c(H+) 、 c(OH-)一定相等,1、（08上海卷）常溫下，某溶液中由水電離出來的c(H＋)＝1.0×10-13 mol/L ，該溶液可能是( ) ①二氧化硫 ②氯化銨水溶液 ③硝酸鈉水溶液 ④氫氧化鈉水溶液 A．①④ B．①② C．②③ D．③④,A,,高考鏈接,2、（07北京）25 ℃時，在由水電離產(chǎn)生的H＋濃度為1×10－13mol·L－1的溶液中，一定能大量共存的離子組是（ ） ① K＋、Cl－、NO3－、S2－ ② K＋、Fe2＋、I－、SO42－ ③ Na＋、Cl－、NO3－、SO42－ ④Na＋、Ca2＋、Cl－、HCO3－ ⑤ K＋、Ba2＋、Cl－、NO3－ A．①③ B．③⑤ C．③④ D．②⑤,√,酸性條件不能共存,堿性條件不能共存,能共存,酸、堿性條件都不能共存,能共存,,高考鏈接,B,√,某溶液中,3、[13全國大綱版]右圖表示溶液中c(H＋)和c(OH－)的關系，下列判斷錯誤的是（ D ） A.兩條曲線間任意點均有c(H＋)×c(OH－)＝Kw B.M區(qū)域內(nèi)任意點均有c(H＋)＜c(OH－) C.圖中T1＜T2 D.XZ線上任意點均有pH＝7,結論：無論是中性溶液，酸溶液還是堿溶液中都同時存 在H+和OH -！只是兩者相對大小不同。,含H+的水溶液一定是酸；含OH-的水溶液一定是堿 酸性溶液中含H+，不含OH- ；反之.,溶液的酸堿性與H+和OH-濃度的關系（常溫下）：,中性溶液,酸性溶液,堿性溶液,c(H+)=c(OH-),c(H+) ＞c(OH-),c(H+) ＜c(OH-),=1×10-7mol/L,＞1×10-7mol/L,＜1×10-7mol/L,pH =7,pH＜7,pH＞7,若體系溫度為常溫，25 ℃， Kw為10-14,若體系溫度為100℃，Kw為10-12,c(H+) = 1×10-6mol/L 是否說明純水成弱酸性？,判斷下列說法的正誤,1、溶液的pH的表示方法： （1）表達式：pH= -lgc(H+) （2）意義：表示溶液中c(H+)的高低, 即溶液酸、堿性的強弱。,例： c(H+) = 1×10-7mol/L,pH = - lg10-7 = 7,c (H2SO4) = 5×10-3mol/L,pH = - lg10-2 = 2,c(CH3COOH) = 10-3mol/L,pH 3,【注意】 c(H+)為溶液中的濃度，不是酸本身的濃度。,pH+pOH=14,二、溶液的酸堿性與pH,c(H+),pH,,c(OH-)減小,c(OH-)增大,（3）、 c(H+)與pH、溶液酸堿性的關系圖：,pH值一般表示1mol/L以下c(H+)的濃度【當c(H+) 1mol/L或（ c(OH-) 1mol/L）時，用pH表示不方便，用物質的量濃度表示】,二、溶液的酸堿性與pH,c(H+) ＞ c(OH-),c(H+) = c(OH-),c(H+) ＜ c(OH-),＞ 7,= 7,＜ 7,pH=7的溶液一定是中性溶液嗎？(以100℃ 為例）,答：不一定，只有在常溫下才顯中性。 100℃時顯堿性,2、 c(H+) 和 c(OH-) 與溶液酸堿性、pH的關系（25 ℃ ）,二、溶液的酸堿性與pH,2、有甲、乙兩種溶液，甲溶液的pH是乙溶液的兩倍，則甲溶液中c(H+)與乙溶液中c(H+)的關系是（ ） A. 2:1 B. 100:1 C. 1:100 D. 無法確定,,鞏固練習,1、已知濃度均為0.1mol/L的8種溶液：①HNO3 ②H2SO4 ③HCOOH ④Ba(OH)2 ⑤NaOH ⑥CH3COONa ⑦KCl ⑧NH4Cl 其溶液pH由小到大的順序是：______________________,D,②①③⑧⑦⑥⑤④,二、溶液的酸堿性與pH,思考： （1）25℃時，將1×10-3mol/L鹽酸稀釋至原來體積的1000倍，求pH？ （2） 25℃時，將1×10-3mol/L鹽酸稀釋至原來體積的105倍，求pH？ （3）25℃時，將1×10-3mol/LNaOH溶液稀釋至原來體積的1000倍，求pH？ （4） 25℃時，將1×10-3mol/LNaOH溶液稀釋至原來體積的105倍，求pH？,注意：酸性溶液無限加水稀釋，pH只能接近于7，且仍小于7；堿性溶液無限加水稀釋時，pH只能接近于7，且仍大于7。,4、改變?nèi)芤簆H的常用方法,加酸,對于堿性溶液可加水稀釋,加堿,對于酸性溶液可加水稀釋,二、溶液的酸堿性與pH,5、pH的測定方法 （1）定性測定：酸堿指示劑法（書P51閱讀） 酸堿指示劑一般是弱的有機酸或弱的有機堿。 以HIn代表石蕊分子,HIn（紅色） H+ +In- （藍色）,二、溶液的酸堿性與pH,5、pH的測定方法 （2）定量測定：pH試紙法、pH計法等,廣泛pH試紙,精密pH 試紙,二、溶液的酸堿性與pH,討論： pH試紙的使用 能否直接將pH試紙伸到待測液中？ 是否要先濕潤pH試紙，再將待測液滴到pH試紙上？ 能否用廣泛pH試紙測出pH=7.1的值？ 廣泛pH標準比色卡中的數(shù)據(jù)都是整數(shù) 如用濕潤的pH試紙檢驗待測液，對該溶液pH值的測定： A、一定有影響 B、偏大 C、偏小 D、不確定,使用方法：直接把待測液滴在干燥的pH試紙上，試紙上顯出顏色后馬上（30s內(nèi)）跟標準比色卡相對比,二、溶液的酸堿性與pH,二、溶液的酸堿性與pH,精密PH計,5、pH的測定方法 （2）定量測定：pH試紙法、pH計法等,