水的電離-溶液的酸堿性課件

高中化學選擇性必修1(第三章水溶液中的離子平衡第二節(jié)

水的電離溶液的酸堿性H2OH-O-H純水無色無味水是良好的溶劑水是弱電解質水是生命之源，關于水你了解多少？高中化學選擇性必修1(編號IIIIII現象原理結論燈泡亮燈泡不亮靈敏電流表指針偏轉利用靈敏電流表測定水的導電性水是一種極弱的電解質，能發(fā)生微弱的電離正常電路純水不導電或導電能力弱純水能導電但導電能力弱高中化學選擇性必修1(二第1課時

水的電離溶液的酸堿性1．了解水的電離平衡，特別是溫度、酸、堿等對水電離平衡的影響2．知道水的離子積常數的表達式及其應用3．初步了解溶液的酸堿性與pH的關系，會用pH試紙和pH計等方法測定溶液的pH；培養(yǎng)證據推理與模型認知、科學態(tài)度與社會責任等學科核心素養(yǎng)高中化學選擇性必修1(01水的電離高中化學選擇性必修1(1.1水的電離現象：指針擺動，但燈泡不亮。水是一種極弱的電解質，水的電離極其微弱。H2O＋H2OH3O＋

＋OH－簡寫為H2OH＋

＋OH－H+為裸質子，不穩(wěn)定，與水結合，形成H3O+，即水合氫離子高中化學選擇性必修1(1.2水的離子積常數K電離

=c(H+)·c(OH-)c(H2O)c(H+)·c(OH-)c(H2O)·K電離

=Kwc(H+)·c(OH-)=水的離子積【思考】如何衡量水的電離的限度？H2OH＋

＋OH－(1)定義當水的電離達到平衡時,電離產物H+和OH-濃度之積是一個常數,叫做水的離子積常數,記作KW，水的離子積常數,簡稱水的離子積。KW可由實驗測得，也可以通過理論計算求得。高中化學選擇性必修1(1.2水的離子積常數H2OH＋

＋OH－(2)表達式KW=c(H+)·c(OH-),25℃時,在室溫下，純水中的c(H＋)＝c(OH－)＝10－7mol·L－1，KW=1.0×10-14。

【思考1】在25℃時，1L純水（即55.6mol）中測得只有1×10-7mol/L的H2O發(fā)生電離。分析該水中c(H+)等于多少？

c(OH-)等于多少？

c(H+)和c(OH-)有什么關系？高中化學選擇性必修1(【思考2】不同溫度下水的離子積常數t/℃0102025405090100KW/10-140.1140.2920.6811.012.925.4738.055.0（1）從以上數據中發(fā)現什么遞變規(guī)律？

（2）從中能得出什么結論？■注意:（1）Kw是溫度函數，只隨溫度的升高而增大,與C(H+)、

C(OH-)無關。（2）Kw適用于一定溫度下任何稀的電解質溶液,不管是哪種溶液均有：c(H＋)H2O=c(OH―)H2O

KW=c(H＋)溶液·c(OH―)溶液（3）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都是H+、OH-共存的。高中化學選擇性必修1(課堂檢測

1.下列關于水的離子積常數的敘述中,正確的是(

)A.因為水的離子積常數的表達式是KW=c(H+)·c(OH-),所以KW隨溶液中c(H+)和c(OH-)的變化而變化B.水的離子積常數KW與水的電離平衡常數K電離是同一個物理量C.水的離子積常數僅僅是溫度的函數,隨著溫度的變化而變化D.水的離子積常數KW與水的電離平衡常數K電離是兩個沒有任何關系的物理量C

解析:水的離子積常數KW=K電離·c(H2O),一定溫度下K電離和c(H2O)都是不變的常數,所以KW僅僅是溫度的函數。水的離子積常數的表達式是KW=c(H+)·c(OH-),但是只要溫度一定,KW就是不變的常數。溶液中H+的濃度變大,則OH-的濃度會變小,反之亦然。高中化學選擇性必修1(課堂檢測

2．下列敘述正確的是(

)A.某溫度下,蒸餾水中的c(H+)=2.0×10-7mol·L-1,則該溫度一定高于25℃B.25℃時,某液體中c(H+)和c(OH-)的乘積為1×10-14,該液體一定為純水C.25℃時,向水中加入氫氧化鈉固體,水的電離平衡逆向移動,水的離子積減小D.25℃時,0.1mol·L-1的鹽酸與0.1mol·L-1的NaOH溶液中,水的電離程度不同A

解析:某溫度下,蒸餾水中的c(H+)=2.0×10-7mol·L-1,水的離子積為4×10-14,比25℃時的水的離子積大,因為水的電離吸熱,則該溫度必然高于25℃;25℃時,任何水溶液中c(H+)和c(OH-)的乘積均為1×10-14;水中加入氫氧化鈉固體,水的電離平衡逆向移動,但水的離子積不變;同濃度的H+和OH-對水的電離的抑制程度相同。高中化學選擇性必修1(1.3影響水的電離因素H2OH＋

＋OH－?H＞0改變條件平衡移動方向c(H＋)c(OH－)水的電離程度Kw升高溫度_____________________加入HCl(g)____________________加入NaOH(s)_____________________加入金屬Na_____________________加入NaHSO4(s)______________________右移增大增大增大增大左移增大減小減小不變左移減小增大減小不變右移減小增大增大不變左移增大減小減小不變高中化學選擇性必修1(1.3影響水的電離因素H2OH＋

＋OH－?H＞0①酸、堿：抑制水的電離，Kw不變。平衡逆向移動，水的電離程度變小。②溫度：T↑，促進水的電離，Kw↑，平衡正向移動，水的電離程度變大。③外加能消耗H+或OH-的物質：平衡正向移動，水的電離程度變大。高中化學選擇性必修1(課堂檢測1.常溫時,向水中加入少量NaOH溶液,水的電離改變和溶液中KW的變化正確的是(

)A.被促進不變 B.被促進變小C.被抑制不變 D.被抑制變小C

解析:NaOH溶于水電離出OH-,抑制了水的電離。水的離子積常數只與溫度有關,所以KW不變。高中化學選擇性必修1(課堂檢測

2．25℃時,水的電離達到平衡:H2OH++OH-

ΔH>0。下列敘述正確的是(

)A.向水中加入稀氨水,平衡逆向移動,c(OH-)減小B.向水中加入少量固體硫酸氫鈉,c(H+)增大,KW不變C.向水中加入少量固體鈉,平衡逆向移動,c(H+)減小D.將水加熱,KW增大,c(H+)不變B解析:向水中加入稀氨水,OH-濃度增大,水的電離平衡逆向移動,A項錯誤;硫酸氫鈉是強酸酸式鹽,向水中加入少量固體硫酸氫鈉,其在水溶液中完全電離:c(H+)增大,由于KW只與溫度有關,所以KW不變,B項正確;向水中加入少量固體鈉,由于金屬鈉非?；顫?可與水電離出的H+直接發(fā)生置換反應,產生H2,故促進了水的電離,使平衡正向移動,C項錯誤;將水加熱,KW增大,c(H+)、c(OH-)同等倍數增大,D項錯誤。高中化學選擇性必修1(1.4水電離出的c(H＋)或c(OH－)的計算Kw表達式中，c(H＋)、c(OH－)均表示整個溶液中總物質的量濃度，但是一般情況下有：(1)酸溶液中Kw＝c(H＋)酸·c(OH－)水(忽略水電離出的H＋的濃度)，即c(H＋)水＝c(OH－)水＝Kw/c(H＋)酸。(2)堿溶液中Kw＝c(H＋)水·c(OH－)堿(忽略水電離出的OH－的濃度)，即c(H＋)水＝Kw/c(OH－)堿。(3)純水中，水電離出的c(H＋)與水電離出的c(OH－)一定相等，即c(H＋)＝c(OH－)＝。高中化學選擇性必修1(高中化學選擇性必修1(例1：25℃，請計算0.1mol/L的HCl溶液中H2O電離產生的H+濃度。0.110-13例2：25℃，請計算0.1mol/L的NaOH溶液中H2O電離產生的OH-濃度。0.110-13課堂檢測1.判斷正誤(1)升高溫度，若Kw增大到10－12，則純水電離出的c(H＋)＝10－6mol·L－1()(2)在純水中加入少量酸，水的電離平衡向逆向移動，Kw減小()(3)25℃時，若溶液中c(H＋)＝10－6mol·L－1，則溶液中c(OH－)＝1.0×10－8mol·L－1()(4)25℃時，水的離子積Kw＝1.0×10－14，35℃時水的離子積Kw＝2.1×10－14，則35℃時水中的c(H＋)＞c(OH－)()(5)25℃時，0.01mol·L－1的鹽酸中，由水電離出的c(OH－)＝1.0×10－12mol·L－1()√×√√×高中化學選擇性必修1(課堂檢測2.某溫度下，純水的c(H＋)＝2×10－7mol·L－1，則此時純水的c(OH－)為_______________________。若溫度不變，滴入稀鹽酸使c(H＋)＝5×10－4mol·L－1，則溶液中c(OH－)為___________________，此時溫度___________(填“高于”“低于”或“等于”)25℃。2×10－7mol·L－18×10－11mol·L－1高于3.濃度均為0.1mol/L的下列溶液中由水電離出的c(H+)水大小關系為：①鹽酸②醋酸溶液③硫酸溶液④氫氧化鈉溶液②＞①=④＞③高中化學選擇性必修1(某溶液中由水電離產生的c(H+)水=10-11mol/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？c(H+)水

=c(OH-)水

=10-11mol/L①若溶液顯堿性KW=c(H+)水·c(OH-)堿Kwc(OH-)水=1×10-141×10-11=1×10-3mol/Lc(H+)溶液

=c(H+)水=10-11mol/L②若溶液顯酸性KW=c(H+)酸·c(OH-)水c(H+)酸=酸溶液：

Kw＝c酸(H＋)·c水(OH－)(忽略水電離出的H＋的濃度)堿溶液：

Kw＝c水(H＋)·c堿(OH－)

(忽略水電離出的OH－的濃度)高中化學選擇性必修1(02溶液的酸堿性與pH高中化學選擇性必修1(比較常溫時下列情況中，c(H＋)和c(OH－)的值或變化趨勢(選填“增大”或“減小”“1×10－7mol·L－1”“相等”)體系純水向純水中加入少量鹽酸向純水中加入少量氫氧化鈉溶液c(H＋)c(OH－)c(H＋)和c(OH－)的大小比較10－7

mol·L－110－7

mol·L－1相等增大減小減小增大【思考與討論】高中化學選擇性必修1(Kw=C(H+)·C(OH-)保持不變加入酸：C(OH-)↓平衡逆向移動H2OH++OH-

C(H+)C(OH-)C(H+)↑C(H+)↑Kw與只溫度有關=

c(H＋)水+c(H＋)酸

Kw=C(H+)·C(OH-)=

[c(H＋)水+c(H＋)酸]

·C(OH-)水≡分析：【思考與討論】加酸或加堿會不會影響Kw？高中化學選擇性必修1(Kw=C(H+)·C(OH-)保持不變

加入堿平衡逆向移動H2OH++OH-

C(H+)C(OH-)Kw與只溫度有關C(OH-)↑C(H+)↓C(OH-)↑≡Kw=C(H+)·C(OH-)分析：==

？=

C(H＋)水·[c(OH-)水+c(OH-)堿]高中化學選擇性必修1(2.1溶液的酸堿性無論是酸溶液中還是堿溶液或鹽溶液中都同時存在H+和OH-！溶液的酸堿性取決于溶液中c(H+)和c(OH-)的相對大小

任意條件下，溶液酸堿性的判斷依據：若c(H+)=c(OH-)，中性若c(H+)>c(OH-)，酸性，c(H+)越大，酸性越強若c(H+)<c(OH-)，堿性，c(OH-)越大,堿性越強高中化學選擇性必修1(2.1溶液的酸堿性1.判斷標準是：c(H+)與c(OH-)的相對大小2.溶液酸堿性判斷“三判據”根本依據常用依據一(室溫)常用依據二(室溫)結論

c(H+)>c(OH-)c(H+)=c(OH-)c(H+)<c(OH-)c(H+)>10-7mol/Lc(H+)=1×10-7mol/Lc(H+)<1×10-7mol/LpH<7溶液呈酸性pH=7溶液呈中性pH>7溶液呈堿性高中化學選擇性必修1(2.2溶液的酸堿性與pHpH是c(H+)的負對數：

pH=-lg-c(H+)

堿性溶液：pH越大，溶液的堿性越強；酸性溶液：pH越小，溶液的酸性越強；問題：pH=7或C(H+)=10-7mol/L的溶液一定呈“中性”？不一定。水的電離與溫度有關。25℃時，pH=7的溶液呈中性；100℃時，

pH=6的溶液呈中性。適用范圍1×10－14mol·L－1＜c(H＋)＜1mol·L－1c(H+)高中化學選擇性必修1(（2）25℃時，Kw

=C(H+)·C(OH-)=1×10-14（3）100℃時，Kw

=C(H+)·C(OH-)=1×10-12注意：未給明溫度時,不能用pH值等于多少來判斷溶液酸、堿性。一般都是未注明條件都是指常溫。（1）C水(H+)=C水(OH-)

小結：H2O?H+

+OH－高中化學選擇性必修1(廣泛PH試紙范圍：0-14精密PH試紙精確度：小數點后一位酸度計（又叫pH計）精確度：小數點后2位PH試紙的種類高中化學選擇性必修1(pH試紙的使用方法：把小片試紙放在一潔凈的玻璃片或表面皿上，用玻璃棒蘸取待測液點在干燥的pH試紙上，試紙變色后，與標準比色卡對比，即確定溶液的pH。注意：使用pH試紙不能用蒸餾水潤濕。潤濕后相當于稀釋了溶液。若是酸性溶液，則潤濕后測得pH偏大；若是堿性溶液，則潤濕后測得pH偏?。蝗羰侵行匀芤海瑒t無影響；2.2溶液的酸堿性與pH高中化學選擇性必修1(課堂檢測1．判斷正誤(正確的打“√”，錯誤的打“×”)(1)溫度一定時，水的電離常數與水的離子積常數相等。

(

)(2)100℃的純水中c(H＋)＝1×10－6mol·L－1，此時水呈酸性。

(

)(3)任何溫度下，利用H＋和OH－濃度的相對大小均可判斷溶液的酸堿性(

)(4)某溶液的c(H＋)＞10－7mol·L－1，則該溶液呈酸性。

(

)×××√(5)在蒸餾水中滴加濃硫酸,KW不變。(

)(6)25℃與60℃時,水的pH相等。(

)(7)25℃時NH4Cl溶液的KW大于100℃時NaCl溶液的KW。(

)×××高中化學選擇性必修1(課堂檢測(8)任何水溶液中均存在H+和OH-,且水電離出的c(H+)和c(OH-)相等。()(9)室溫下,0.1mol·L-1的HCl溶液與0.1mol·L-1的NaOH溶液中水的電離程度相同。(

)(10)向水中加入少量硫酸氫鈉固體,