第一節(jié)水溶液

1、第第1節(jié)節(jié) 水溶液水溶液第第3章章 物質(zhì)在水溶液中的行物質(zhì)在水溶液中的行為為一、水的電離一、水的電離H2O + H2O H3O+ + OH-H2O H+ + OH-簡(jiǎn)寫：簡(jiǎn)寫： 純水的組成微粒有哪些？純水的組成微粒有哪些？H+、OH- 、H2O 作為弱電解質(zhì)，水的電離平衡受哪些外界因素影響？作為弱電解質(zhì)，水的電離平衡受哪些外界因素影響？ 溫度、離子濃度（溫度、離子濃度（H+、OH-）等影響）等影響 在水中投入金屬鈉，對(duì)水的電離平衡有無(wú)影響？在水中投入金屬鈉，對(duì)水的電離平衡有無(wú)影響？平衡向電離方向移動(dòng)！平衡向電離方向移動(dòng)！一、水的電離一、水的電離H2O H+ + OH-簡(jiǎn)寫：簡(jiǎn)寫： 純水中純水中

2、H+與與OH-大小有何關(guān)系？大小有何關(guān)系？ 由由水水電離出的電離出的H+、OH-的物質(zhì)的量相等的物質(zhì)的量相等 水是一種水是一種極弱極弱的電解質(zhì)（的電解質(zhì)（通常通常的電流表無(wú)法檢驗(yàn)其中離子）的電流表無(wú)法檢驗(yàn)其中離子）例、例、水是一種極弱的電解質(zhì)，在室溫下水是一種極弱的電解質(zhì)，在室溫下,平均每平均每n個(gè)分子只有個(gè)分子只有1個(gè)個(gè)分子發(fā)生電離，則分子發(fā)生電離，則n值是：值是：A、10-14 B、55.6107 C、107 D、55.6設(shè)水的體積為1L，則水的物質(zhì)的量n(H2O)=55.6mol，所以可看作已電離的水為110-7mol ，mol/g56g1000二、水的離子積常數(shù)二、水的離子積常數(shù)Kw=

3、H+OH1、表達(dá)式：、表達(dá)式：注：常數(shù)無(wú)單位注：常數(shù)無(wú)單位KW 叫做水的離子積常數(shù)，簡(jiǎn)稱叫做水的離子積常數(shù)，簡(jiǎn)稱水的離子積水的離子積。特別提示特別提示：此時(shí)的此時(shí)的H+ 和和OH-是溶液中的總量。是溶液中的總量。2、影響、影響KW的因素的因素 KW只是只是溫度的函數(shù)溫度的函數(shù)（與濃度無(wú)關(guān)）（與濃度無(wú)關(guān)） 溫度升高，溫度升高， KW值增大值增大在在任何水溶液中，均存在水的電離平衡，也就是任何水溶液中任何水溶液中，均存在水的電離平衡，也就是任何水溶液中都是都是H+、OH-共存的。共存的。 任何水溶液中都存在任何水溶液中都存在Kw=H+.OH- （Kw 25 =10-14 ） 含含有有H+的溶液一定

4、是酸，含的溶液一定是酸，含OH-的溶液一定是堿嗎？的溶液一定是堿嗎？如：如：KW25=10-14 KW100=10-12 討論討論1. 升高溫度，升高溫度，Kw增大。已知增大。已知KW100=10-12，則在，則在100 時(shí)時(shí)純水純水中的中的H+等于多少？等于多少？ H+ 10-62.溫度不變溫度不變，加入溶質(zhì)對(duì)水的，加入溶質(zhì)對(duì)水的電離平衡電離平衡及及KW的影響。的影響。 加入酸（如：加入酸（如：HCl）或堿（如：）或堿（如：NaOH）對(duì)水的電離有什么）對(duì)水的電離有什么影響？（促進(jìn)還是抑制？）影響？（促進(jìn)還是抑制？）Kw呢？呢？ 酸堿由于電離產(chǎn)生酸堿由于電離產(chǎn)生H+或或OH-，能，能抑制抑制水

5、的電離，使水的水的電離，使水的電電離程度減小離程度減小，但但KW不變不變 加入加入NaAc或或NH4Cl對(duì)水的電離平衡又有什么影響？對(duì)水的電離平衡又有什么影響？ Ac-、NH4+等等“弱離子弱離子”因結(jié)合水電離出的因結(jié)合水電離出的H+或或OH-能能促進(jìn)促進(jìn)水的電離平衡，使水的水的電離平衡，使水的電離程度增大電離程度增大，但但KW不變不變 加入加入NaCl呢？呢？對(duì)水的電離無(wú)影響，對(duì)水的電離無(wú)影響， KW不變不變條件改變對(duì)條件改變對(duì)及及的影響的影響水的電離平衡的移動(dòng)水的電離平衡的移動(dòng)2、水的電離過(guò)程為、水的電離過(guò)程為H2O H+ + OH-，在不同溫度下其離子積為，在不同溫度下其離子積為KW25

6、=110-14， KW35 =2.1 10-14。則下列敘述正確的是：。則下列敘述正確的是：A、H+ 隨著溫度的升高而降低隨著溫度的升高而降低B、在、在35時(shí)，純水中時(shí)，純水中 H+ OH-C、水的電離常數(shù)、水的電離常數(shù)K25 K35 D、水的電離是一個(gè)吸熱過(guò)程、水的電離是一個(gè)吸熱過(guò)程D1、根據(jù)水的電離平衡根據(jù)水的電離平衡H2OH+OH- 和下列和下列條件條件的改變，填空：的改變，填空：升高升高30 加入加入NaCl加入加入NaAc加入加入HClKwOH-變化變化H+變化變化水的電離平衡移動(dòng)方向水的電離平衡移動(dòng)方向改變條件改變條件 2、0.01mol/L鹽酸溶液中。鹽酸溶液中。 H+、OH-分

7、別為多少？分別為多少？ 0.01mol/L NaOH溶液中。溶液中。 H+、OH-分別為多少？分別為多少？3、 25、濃度均為、濃度均為0.1mol/L的下列溶液中的下列溶液中H+由大到小由大到小的的排列順序排列順序：氨水氨水 NaOH 鹽酸鹽酸 醋酸醋酸1、判斷正誤：、判斷正誤：任何水溶液中都存在水的電離平衡。任何水溶液中都存在水的電離平衡。 任何水溶液中（不論酸、堿或中性）任何水溶液中（不論酸、堿或中性） ，都存在，都存在Kw=10-14 。 某溫度下，某液體某溫度下，某液體H+= 10-7mol/L，則該溶液一定是純水。，則該溶液一定是純水。 利用Kw的定量計(jì)算求溶液中的求溶液中的H+或

8、或OH- H+ 10-2mol/L、OH- 10-12 mol/L H+ 10-12mol/L 、OH- 10-2mol/L v思考討論思考討論1、0.01mol/L鹽酸溶液中。由水電離出的鹽酸溶液中。由水電離出的H+H2O、OH-H2O分分別是多少？別是多少？Why？H+H2O 10-12 mol/L 、OH-H2O 10-12 mol/L 2、 0.01mol/L NaOH溶液中。由水電離出的溶液中。由水電離出的H+H2O、OH-H2O分別是多少？分別是多少？Why？H+H2O 10-12 mol/L 、OH-H2O 10-12 mol/L 任何水溶液中由水電離出來(lái)的任何水溶液中由水電離出

9、來(lái)的H+ H2O與與OH- H2O相等相等v計(jì)算計(jì)算1、某溶液中由水電離產(chǎn)生的某溶液中由水電離產(chǎn)生的H+H2O= 10-11 mol/L ，則該溶液，則該溶液呈酸性還是堿性？并求算該溶液中呈酸性還是堿性？并求算該溶液中 H+的可能值的可能值 ？可能可能酸性酸性為，也可能為堿性！為，也可能為堿性！酸性時(shí)：酸性時(shí)：H+ 10-3 mol/L 、 OH- 10-11 mol/L堿性時(shí)：堿性時(shí)： H+ 10-11 mol/L 、 OH- 10-3 mol/L 利用Kw的定量計(jì)算求求H+H2O或或OH- H2O結(jié)論：結(jié)論：溶液的酸堿性跟溶液的酸堿性跟H+ 和和OH-濃度的關(guān)系濃度的關(guān)系常溫下常溫下H+

10、= OH-H+OH-H+OH-H+ = 1107mol/L OH- = 1107mol/L H+ 1107mol/LOH- 1107mol/L中性溶液中性溶液酸性溶液酸性溶液堿性溶液堿性溶液H+ 1107mol/LOH- 1107mol/L交流研討課本P76二、溶液的酸堿性與二、溶液的酸堿性與pHpHu不能用不能用 H+ 等于多少來(lái)判斷溶液酸、堿性，只等于多少來(lái)判斷溶液酸、堿性，只能通過(guò)能通過(guò)H+ 、OH-兩者兩者相對(duì)大小相對(duì)大小比較比較討論：討論：KW100=10-12在在100 時(shí)，純水中時(shí)，純水中H+ 為多少？為多少？H+ =10-6mol/LH+ 1107mol/L是否說(shuō)明是否說(shuō)明10

11、0 時(shí)純水溶液呈酸性？時(shí)純水溶液呈酸性？不是，此時(shí)的純水仍然呈中性！不是，此時(shí)的純水仍然呈中性！ 100 時(shí)，時(shí)，H+ = 1107mol/L溶液呈酸性還是堿性？溶液呈酸性還是堿性？堿性！堿性！ H+ = 1107mol/L、 OH- = 1105mol/L， OH- H+ 溶液的酸堿性與溶液的酸堿性與pHu定義：是H+的負(fù)對(duì)數(shù)，即pH=lg H+。如：如：H+ = 1107mol/L， pH=lg107 7.0H+ = 1105mol/L， pH=lg105 5.0H+ = 1109mol/L， pH=lg109 9.0注意：當(dāng)溶液中H+或OH-大于1mol時(shí)，不用pH表示溶液的酸堿性。up

12、H與溶液的酸堿性(25時(shí)) pH溶液的酸堿性溶液的酸堿性pH7溶液呈堿性，溶液呈堿性，pH越大，溶液的堿性越強(qiáng)越大，溶液的堿性越強(qiáng)練習(xí)練習(xí)1、有甲、乙兩種溶液，甲溶液的有甲、乙兩種溶液，甲溶液的pH是乙溶液的是乙溶液的兩倍，則甲溶液中兩倍，則甲溶液中H+與乙溶液中與乙溶液中H+的關(guān)的關(guān)系是系是 A. 2:1 B. 100:1 C. 1:100 D. 無(wú)法確定無(wú)法確定2、已知濃度均為已知濃度均為0.1mol/L的的8種溶液：種溶液：HNO3 H2SO4 HCOOH Ba(OH)2 NaOH CH3COONa KCl NH4Cl其溶液其溶液pH由小到大的順序是由小到大的順序是： Du改變?nèi)芤焊淖內(nèi)?/p>

13、液pH的常用方法的常用方法 pH變化變化采取的措施采取的措施pH減小減小加酸加酸對(duì)于堿性溶液可加水稀釋對(duì)于堿性溶液可加水稀釋pH增大增大加堿加堿對(duì)于酸性溶液可加水稀釋對(duì)于酸性溶液可加水稀釋注意：注意：酸性溶液無(wú)限加水稀釋，酸性溶液無(wú)限加水稀釋，pH只能只能接近于接近于7，且，且；堿性溶液無(wú)限加堿性溶液無(wú)限加水稀釋時(shí)，水稀釋時(shí)，pH只能接近于只能接近于7，且，且。中華一題中華一題第第2課時(shí)課時(shí)-7練習(xí)練習(xí) 在平衡體系：在平衡體系：H2SH+HS-，HS-H+S2-中，當(dāng)減小溶液中，當(dāng)減小溶液pH時(shí)，則硫離子濃度會(huì)時(shí)，則硫離子濃度會(huì) A. 可能增大，也可能減小可能增大，也可能減小 B. 增大增大

14、C. 減小減小 D. 無(wú)變化無(wú)變化 Au有關(guān)有關(guān)pH的計(jì)算的計(jì)算 1、單一溶液的計(jì)算、單一溶液的計(jì)算強(qiáng)酸溶液中，如強(qiáng)酸溶液中，如HnA，設(shè)濃度為，設(shè)濃度為c mol/L , H+=nc mol/L ， pH= lg H+= lg nc ；強(qiáng)堿溶液中，如強(qiáng)堿溶液中，如B(OH)n ，設(shè)濃度為，設(shè)濃度為c mol/L , H+=10-14/nc ，pH= lg H+= 14 lg nc；u有關(guān)有關(guān)pH的計(jì)算的計(jì)算 2、強(qiáng)酸、強(qiáng)堿溶液稀釋的計(jì)算、強(qiáng)酸、強(qiáng)堿溶液稀釋的計(jì)算 強(qiáng)酸溶液，強(qiáng)酸溶液，pH(稀釋稀釋)= pH(原來(lái)原來(lái))+lgn (n為稀釋的倍數(shù)為稀釋的倍數(shù)) 強(qiáng)堿溶液，強(qiáng)堿溶液，pH(稀釋稀

15、釋)= pH(原來(lái)原來(lái))lgn (n為稀釋的倍數(shù)為稀釋的倍數(shù))如：如： pH 3、6的的HCl溶液稀釋溶液稀釋100倍后倍后pH分別為？分別為？ pH 8、10的的NaOH溶液稀釋溶液稀釋100倍后倍后pH分別為？分別為？弱酸弱堿的稀釋，不能求得具體數(shù)值，只能確定其弱酸弱堿的稀釋，不能求得具體數(shù)值，只能確定其pH的范圍，弱酸：的范圍，弱酸： pH(原來(lái)原來(lái)) pH 強(qiáng)酸強(qiáng)酸pH(稀釋稀釋)（了解）（了解）弱堿：強(qiáng)堿弱堿：強(qiáng)堿pH(稀釋稀釋) pH 1.312.79.7u有關(guān)有關(guān)pH的計(jì)算的計(jì)算 3、強(qiáng)酸、強(qiáng)堿溶液強(qiáng)酸、強(qiáng)堿溶液兩兩等體積混合兩兩等體積混合后溶液的計(jì)算后溶液的計(jì)算 混混 合合 物物 質(zhì)質(zhì)兩種溶液兩種溶液pH關(guān)系關(guān)系混合后溶液混合后溶液pHA、B均為酸均為酸pHApHBpH小（?。ˋ）+0.3A、B均為堿均為堿pHApHBpH大（大（B）-0.3A是酸、是酸、B是堿是堿pHA+pHB=147pHA+pHB14(堿剩余堿剩余) pHB-0.3注意：酸堿溶液的注意：酸堿溶液的pH之差必須之差必須2，否則誤差，否則誤差較大。較大。練習(xí)練習(xí)1、弱酸弱酸HY溶液的溶液的pH=3.0，將其與等體積水混合，將其與等體積水混合后的后的pH范圍是范圍是 ( ) A. 3.03.3 B. 3.33.5 C. 3.