《水溶液第一課時》課件3

第3章物質(zhì)在水溶液中的行為第1節(jié)水溶液

第1課時冰醋酸不導(dǎo)電導(dǎo)電×加水×聯(lián)想·質(zhì)疑：酸、堿、鹽的水溶液能導(dǎo)電，純水能導(dǎo)電嗎？一、水的電離1.實驗2.現(xiàn)象：指針偏轉(zhuǎn)：不亮G×3.結(jié)論水是一種極弱的電解質(zhì)4.原因G×+++-H2OH＋

＋OH－2H2OH3O＋

＋OH－水的電離是一個可逆的過程，在一定溫度下可以達到電離平衡。其過程遵循化學(xué)平衡移動原理。電離平衡常數(shù)為：K

=[H+][OH-][H2O]變形為：K

·

[H2O]=[H+][OH-]實驗證明25℃時，KW=[H+][OH-]=1×10-14mol2·L-2KW叫水的離子積常數(shù)，簡稱水的離子積在一定溫度下，K·

[H2O]是常數(shù)，則[H+][OH-]也為常數(shù)：KW=[H+][OH-]進一步實驗證明：KW適用于酸、堿、鹽的稀溶液t/℃KW/mol2·L-2251.0×10-14557.3×10-14802.5×10-131005.5×10-13不同溫度下水的離子積常數(shù)分析上表數(shù)據(jù)可得出怎樣的結(jié)論？KW只與溫度有關(guān)，溫度越高，KW越大觀察與思考：根據(jù)平衡移動原理分析影響水的電離平衡的因素有哪些？練習(xí)：1.下列說法正確的是（）A、HCl溶液中無OH-B、NaOH溶液中無H+C、NaCl溶液中既無OH-也無H+D、常溫下，任何物質(zhì)的水溶液中都有H+和OH-，且Kw=[H+][OH-]=10-14D2.Kw僅僅是溫度的函數(shù)。下列關(guān)于Kw與溫度關(guān)系的敘述中，正確的是（）A、溫度越高，Kw越大B、溫度越低，Kw越大C、隨著溫度的升高，Kw可能增大，也可能減小D、隨著溫度的升高，Kw肯定增大，H+和OH-濃度同時升高AD交流研討根據(jù)室溫條件下水的離子積，計算并填寫下表空缺：化合物c/mol?L-1[H+]/mol?L-1[OH-]/mol?L-1HCl1.0×10-21.0×10-2HNO31.0×10-31.0×10-3NaOH1.0×10-21.0×10-2KOH1.0×10-31.0×10-31.0×10-121.0×10-121.0×10-111.0×10-11由表中的數(shù)據(jù)能得出什么規(guī)律？酸性或堿性溶液中均存在H＋和OH－，只是[H＋]和[OH－]的相對大小不同：酸性溶液中［H＋］>［OH－］堿性溶液中［H＋］<［OH－］由水電離出的［H＋］或［OH－］均為10-12時,溶液可能為酸溶液,也可能為堿溶液P76二、溶液的酸堿性水溶液的酸堿性與[H+]和[OH-]的相對大小關(guān)系為:[H+]=[OH-],溶液呈中性[H+]>[OH-],溶液呈酸性，且［H＋］越大酸性越強[H+]<[OH-],溶液呈堿性，且［OH-］越大堿性越強思考：當(dāng)溶液中［H＋］>10-7時，一定是酸性溶液嗎？不一定，可能是酸性溶液，也可能為中性溶液注意：因溶液的酸堿性與水的電離平衡有關(guān)，所以必須指明溫度

1、一個平衡-----水的電離平衡

一個常數(shù)--------水的離子積常數(shù)2、矛盾對立統(tǒng)一，此消彼長的辨證唯物主義觀點

小結(jié)Kw=〔H+〕〔OH-〕=f（T）存在水與任意溶液中三特點:可逆,吸熱,程度小1.某溫度時，水的離子積常數(shù)為1×10-12moL2·L-2，若該溶液中H+濃度為1×10-7moL·L-1，則該溶液（）A、呈堿性B、呈酸性C、呈中性D、c(OH-)=100c(H+)AD練習(xí)2.水的電離過程為H2OH++OH-，在不同溫度下其離子積為

KW25℃=1.0×10-14mol2·L－2，

KW35℃=2.1×10-14mol2·L－2

則下列敘述