水的電離和溶液的酸堿性ppt課件教程文件

水的電離和溶液的酸堿性ppt課件一、水的電離H2OH＋

＋OH－K電離

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

=室溫下55.6molH2O中有1×10-7molH2O電離，因此c(H2O)可視為常數(shù)。Kw水的離子積Kw=室溫下1×10-14注：c(H2O)=1L1000g18g·mol-1分析表格中的數(shù)據(jù)，有何規(guī)律，并解釋之。t/℃0102025405090100Kw/×10-140.1340.2920.6811.012.925.4738.055.0結(jié)論溫度越高，Kw越大。25℃時(shí)Kw=1×10-14，100℃時(shí)Kw=1×10-12。Kw在一定溫度下是個(gè)常數(shù)。升高溫度，促進(jìn)水的電離。水的電離是一個(gè)吸熱過(guò)程。影響水的電離平衡的因素討論：對(duì)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(dòng)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影響水的電離平衡的因素H2OH＋

＋OH－小結(jié)影響水的電離平衡的因素1、溫度2、酸3、堿4、鹽升高溫度促進(jìn)水的電離，Kw增大抑制水的電離，Kw保持不變（第三節(jié)詳細(xì)介紹）室溫時(shí)：純水中C（H+）＝

———————————；

C（OH－）=———————————

。在0.005mol／Ｌ的H2SO4溶液中C（H+）＝

——————————；C（OH－）=——————————；Kw=———————————

。在Na0H溶液中C（H+）————（“＞”、“＜”、“＝”）1×10-7mol/L；C(OH－)

————（“＞”、“＜”、“＝”）1×10-7mol/L

。1×10-7mol/L1×10-7mol/L1×10-141×10-12mol/L1×10-2mol/L＞＜

【思考】酸性溶液中是否有OH-存在？堿性溶液中是否有H+存在？二、c(H+)和c(OH-)與溶液酸堿性、pH的關(guān)系

1、比較下列情況下，c(H+)和c(OH-）的值或變化趨勢(shì)（變大或變小）：（常溫）純水加少量鹽酸加少量氫氧化鈉c(H+)c(OH-)c(H+)和c(OH-)大小比較10-7mol/L10-7mol/Lc(H+)=c(OH-)變大變小c(H+)>c(OH-)變小變大c(H+)<c(OH-)c(H+)與c(OH-)關(guān)系25℃，c(H+)/mol·L-1

溶液酸堿性

c(H+)=c(OH-)=1×10-7中性c(H+)>c(OH-)>1×10-7

酸性c(H+)<c(OH-)<1×10-7堿性+-溶液的酸、堿性跟C(H+)、C(OH-)的關(guān)系【結(jié)論】二、c(H+)和c(OH-)與溶液酸堿性、pH的關(guān)系2、溶液酸堿性的表示法（1）c(H+)和c(OH-)（2）c(H+)和c(OH-)都較小的稀溶液（＜1mol/L）用pH表示。pH=-lgc(H+)例：c(H+)=1×10-7mol/LpH=-lg10-7=7

c(H+)和c(OH-)與溶液酸堿性、pH的關(guān)系溶液的酸堿性c(H+)和c(OH-)的關(guān)系pH酸性中性堿性常溫下c(H+)＞

c(OH-)c(H+)=

c(OH-)c(H+)＜

c(OH-)＞

7=

7＜

7pH=7的溶液一定是中性溶液?jiǎn)幔?以100℃為例）答：不一定，只有在常溫下才顯中性。100℃時(shí)顯堿性常溫下c(H+)與pH、溶液酸堿性的關(guān)系：10-510-410-310-210-110-710-810-910-1010-1110-1210-1310-1410-65432178910111213146c(H+)pHc(H+)增大，pH減小酸性增強(qiáng)c(H+)減小，pH增大堿性增強(qiáng)c(OH-)減小c(OH-)增大不能用c(H+)

等于多少來(lái)判斷溶液酸、堿性，只能通過(guò)c(H+)

、C(OH-)兩者相對(duì)大小比較討論：KW100℃=10-12在100℃時(shí)，純水中c(H+)為多少？pH為多少？c(H+)

＞1×10—7mol/L是否說(shuō)明100℃時(shí)純水溶液呈酸性？100℃時(shí)，c(H+)

=1×10—7mol/L溶液呈酸性還是堿性？c(H+)

=10-6mol/LpH=6不是，此時(shí)的純水仍然呈中性！堿性！

c(H+)=1×10—7mol/L、c(OH-)=1×10—5mol/L，C(OH-)＞c(H+)pH值測(cè)定方法定性測(cè)定：酸堿指示劑法（書(shū)P51閱讀）定量測(cè)定：pH試紙法

pH計(jì)法廣泛pH試紙精密pH試紙討論：

pH試紙的使用能否直接把pH試紙伸到待測(cè)液中？是否要先濕潤(rùn)pH試紙后，再將待測(cè)液滴到pH試紙上？能否用pH試紙測(cè)出pH=7.1的值？

標(biāo)準(zhǔn)比色卡中的數(shù)據(jù)都是整數(shù)如用濕潤(rùn)的pH試紙檢驗(yàn)待測(cè)液，對(duì)該溶液pH值的測(cè)定：A、一定有影響B(tài)、偏大C、偏小D、不確定使用方法：直接把待測(cè)液滴在干燥的pH試紙上，試紙上顯出顏色后馬上跟標(biāo)準(zhǔn)比色卡相對(duì)比√三、pH的應(yīng)用1、工農(nóng)業(yè)生產(chǎn)2、科學(xué)實(shí)驗(yàn)3、人類的生活和健康

思考與交流4、環(huán)境保護(hù)Kw=C(H+)·C(OH—)室溫時(shí)Kw=1×10-14升溫Kw增大酸、堿抑制水的電離C（H+）與C（0H—）的大小

室溫C（H+）大小室溫C（0H-）大小第二節(jié)水的電離和溶液的pH一、水的電離二、溶液的酸堿性水的離子積：三種判斷方法兩類影響條件一個(gè)常數(shù)1.室溫下，0.05mol/L的H2SO4溶液中，

c（H＋）＝？、c（OH-）＝？、由水電離出的c（OH-）水＝？、c（H＋）水＝？2、水中加入氫氧化鈉固體，c(OH-)_____

；則水的電離平衡向______移動(dòng)，水的電離被___，Kw__________，c(H+)________。c（H＋）＝0.1mol/L、c（OH-）＝1×10-13mol/L、由水電離出的c（OH-）水＝1×10-13mol/L、

c（H＋）水＝1×10-13mol/L增大左抑制不變減小高考鏈接√【07北京】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①K＋、Cl－、NO3－、S2－

②K＋、Fe2＋、I－、SO42－

③Na＋、Cl－、NO3－、SO42－④Na＋、Ca2＋、Cl－、HCO3－

⑤K＋、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1、水的電離2、水的離子積

Kw=c(H+)?c(OH-)Kw只決定于溫度，溫度升高，Kw增大25℃Kw=1×10-14

100℃Kw=1×10-12

加入酸或堿，抑制水的電離，但Kw不變?nèi)魏稳芤褐卸即嬖贙w=c(H+)?c(OH-)

H2O+H2OH3O++OH-H2OH++