第二節(jié)水的電離第一課時

1、第二節(jié) 水的電離和溶液的酸堿性第1課時 水的電離 溶液的酸堿性與pH1 1.了解水的電離和影響水的電離的條件。 2.掌握水的離子積。 3.明確溶液酸堿性產(chǎn)生的原因，能正確判斷溶液的酸堿性。2 如圖，是一個電解水的裝置。在做這個實驗時往往在水中加入幾滴稀硫酸，以增強水的導(dǎo)電性。難道純水真的不導(dǎo)電嗎？實驗證明，水是一種弱電解質(zhì)，能夠發(fā)生電離。3平衡常數(shù)：K電離 =c(H+)c(OH-) c(H2O） 2H2O H3O+OH- 可簡寫為：H2O H+ + OH-在純水及任何稀溶液中，都存在：4即 KW c(H+) c(OH-）Kw1005025200溫度1.1410-15 6.8110-15 110

2、-14 5.4710-14 110-12由表格中的數(shù)據(jù)，分析其中的規(guī)律，并解析。 1升純水的物質(zhì)的量是55.6 mol，經(jīng)實驗測得25 時，發(fā)生電離的水只有110-7 mol，二者相比，水電離的部分太小，可以忽略不計。因此電離前后水的物質(zhì)的量幾乎不變，可以視為常數(shù)，常數(shù)乘以常數(shù)必然為一個新的常數(shù)，用表示，即為水的離子積常數(shù)，簡稱水的離子積。KW5升高溫度，促進(jìn)水的電離,Kw增大。Kw只與溫度有關(guān),與濃度無關(guān)。溫度越高，Kw越大。水的電離是吸熱過程。室溫下55.6 mol H2O中有110-7 mol H2O電離，因此c(H2O)可視為常數(shù)。 Kw =室溫下110-146KW叫做水的離子積常數(shù)，

3、簡稱水的離子積。特別提示：此時的c(H+)和c(OH-)是溶液中的總量。KW只是溫度的函數(shù)（與濃度無關(guān)）。水本身電離出來的c(H+)和c(OH-)是相等的,但溶液中的c(H+)和c(OH-)不一定相等。關(guān)于Kw的理解7討論：對常溫下的純水進(jìn)行下列操作，完成下表： 酸堿性水的電離平衡移動方向C(H+)C(OH-)C(H+) 與C(OH-)大小關(guān)系Kw變化加 熱加HCl加NaOH中性=酸性不變堿性不變小結(jié)：加入酸或堿都抑制水的電離.8（1)升高溫度，Kw增大。 已知KW100=10-12，則在100 時純水中的c(H+)等于多少？條件改變對水的電離平衡及Kw的影響c(H+) = 10-6 mol/

4、L （2) 溫度不變, 加入酸或堿對水的電離有什么影響？(促進(jìn)還是抑制？)Kw呢？ 酸堿由于電離產(chǎn)生H+或OH-,能抑制水的電離，使水的電離程度減小，但KW不變 加入NaAc或NH4Cl對水的電離平衡又有什么影響？ Ac-、NH4+等“弱離子”因結(jié)合水電離出的H+或OH-能促進(jìn)水的電離平衡，使水的電離程度增大，但KW不變 加入NaCl呢？無影響9條件改變對水的電離平衡及Kw的影響判斷正誤： 任何水溶液中都存在水的電離平衡。 任何水溶液中，都存在Kw=10-14 。 某溫度下，某液體c(H+)= 10-7mol/L，則該溶 液一定是純水。 10 1)0.01mol/L鹽酸溶液中。 c(H+)、

5、c(OH-)分別為多少？c(H+) = 0.01mol/L c(OH-) = KW / c(H+) = 10-12 mol/L 2)0.01mol/L NaOH溶液中. c(H+) 、 c(OH-)分別為多少？c(OH-) = 0.01mol/L c(H+) = KW / c(OH-) = 10-12 mol/L 利用Kw的定量計算1、求溶液中的c(H+)或c(OH-)11 3)25：A、B、C 三種溶液，A中c(H+) = 10-3mol/L ，B 中 c(OH-) = 510-7mol/L，C中c(H+) / c(OH-) = 106,則三種溶液的酸性強弱順序如何？ 4) 25、濃度均為0

6、.1mol/L的下列溶液中c(H+)由大到小的排列順序：氨水 NaOH 鹽酸 醋酸A C B B中c(H+) = KW / c(OH-) =2 10-8mol/L C中c(H+) = 10-4mol/L 12 1)0.01mol/L鹽酸溶液中。由水電離出的c(H+) H2O、 c(OH-) H2O分別是多少？為什么？ 2)0.01mol/L NaOH溶液中。由水電離出的c(H+) H2O、 c(OH-) H2O分別是多少？為什么？2.求c(H+) H2O或c(OH-) H2O 任何水溶液中由水電離出來的 c(H+) H2O與 c(OH-) H2O相等 13計算 1、某溶液中由水電離產(chǎn)生的c(H

7、+) H2O= 10-12 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 ？ 解答：c(H+) H2O= c(OH-) H2O= 10-12 mol/L若c(H+) aq= c(H+) H2O= 10-12 mol/L 則 c(OH-) aq= 10-2 mol/L 溶液顯堿性若c(OH-) aq= c(OH-) H2O= 10-12 mol/L 則 c(H+) aq= 10-2 mol/L 溶液顯酸性 2、濃度均為0.1mol/L的下列溶液中由水電離出的c(H+) H2O大小關(guān)系為：鹽酸 醋酸溶液硫酸溶液 氫氧化鈉溶液 = 14計算：1、常溫下，10-4mol/L

8、 的鹽酸溶液. 溶液中， c(OH-) =_mol/L. 將上述鹽酸稀釋 10倍，溶液中 c(H+) =_ mol/L 、 c(OH-) =_ mol/L 。 將上述溶液稀釋10000倍，溶液中c(H+) =_ 、 c(OH-) =_ 。2、常溫下，某溶液中由水電離出的H+和OH-濃度的乘積為110-24mol/L，該溶液的H+ 可能為 _ 10-1010-510-9接近10-7接近10-710-12 mol/L 或10-2 mol/L 15結(jié)論：溶液的酸堿性跟c(H+)和c(OH-)相對大小有關(guān)。常溫下c(H+) = c(OH-)c(H+) c(OH-) c(H+) c(OH-) c(H+)

9、 = 110-7 mol/L c(OH-) = 110-7 mol/L c(H+) 110-7 mol/Lc(OH-) 110-7mol/L中性溶液酸性溶液堿性溶液c(H+) 110-7 mol/Lc(OH-)110-7 mol/L溶液的酸堿性16討論：100時 KW=10-12在100 時，純水中c(H+)為多少？c(H+)=10-6 mol/Lc(H+)110-7 mol/L是否說明100 時純水溶液呈酸性？不是，此時的純水仍然呈中性！100 時，c(H+)=110-7 mol/L的溶液呈酸性還是堿性？堿性！ c(H+)=110-7 mol/L，c(OH-)=110-5 mol/L， c(

10、OH-)c(H+) 17pH定義：是c(H+)的負(fù)對數(shù)，即pH=-lgc(H+)。如：c(H+) = 110-7 mol/L， pH=-lg10-7 7.0c(H+) = 110-5 mol/L， pH=-lg10-5 5.0 c(H+) = 110-9 mol/L， pH=-lg10-9 9.0注意：當(dāng)溶液中c(H+)或c(OH-)大于1 mol時，不用pH表示溶液的酸堿性。溶液的酸堿性與pH18pH與酸、堿性的關(guān)系？pH 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 酸性增強中 性堿性增強2519pH的測定（2）pH試紙粗略測定（1）酸堿指示劑甲基橙石蕊酚酞酸色 堿

11、色 紅 黃 紅 藍(lán) 無 紅變色范圍(pH) 3.14.4 5.08.0 8.210.0了解20 用法：用玻璃棒蘸取溶液，點在pH試紙中央，半分鐘后與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對比。注意： 不能用水潤濕 要放在玻璃片（或表面皿）上 不能將試紙伸到溶液中 廣泛pH試紙只能讀出整數(shù)精確測定 pH計（酸度計）pH試紙的使用21水的離子積影響因素水的電離純水和稀溶液中均適用溶液的酸堿性與pH溶液酸堿性關(guān)鍵看H+和OH-濃度的大小關(guān)系221.水的電離過程為H2O H+ + OH-，在不同溫度下其離子積為KW25=110-14，KW35 =2.110-14。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，純水中 c(H+)c(OH-)C.水的電離常數(shù)KW25 KW35D.水的電離是一個吸熱過程D232.判斷正誤(1)任何水溶液中都存在水的電離平衡。( )(2)任何水溶液中(不論酸、堿或中性)都存在Kw=10-14。( )(3)某溫度下，某液體c(H+)=10-7mol/L，則該溶液一定是純水。( )243.常溫下，濃度為110-5 mol/L的鹽酸溶液中，由水電離產(chǎn)生的c(H+)是多少？解：酸溶液中Kw =c(H+)酸c(OH-)水