3.1水溶液課件版選修

1、 第三章 物質(zhì)在水溶液中的行為 第一節(jié)：水溶液 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、水的電離定性：精確的實(shí)驗(yàn)證明，純水能微弱地電離，生成自由移動的H+和OH-，所以水是一種極弱的電解質(zhì)。水的電離是水分子和水分子相互作用發(fā)生。電離方程式是：定量：25時，1L純水（約55.6molH2O） 中只有110-7molH2O發(fā)生電離， 其電離度為1.81072H2O H3O+OH- H0 簡寫為：H2O H+OH- 水的電離是一個可逆的過程，在一定溫度下可以達(dá)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(shí)驗(yàn)證明25時

2、，KW= H+OH-=110-14mol2L-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- 1 .在水中 H+，OH-，H2O共存 2.水的電離是吸熱過程 注意：t/K W/mol2L-2251.010-14557.310-14802.510-131005.510-13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？交流研討1條件變化電離平衡移動Kw變化升溫降溫加H2SO4加NaOH向右移動向左移動向左移動向左移動外

3、界條件對水的電離平衡 的影響H2O H OH增大減小不變不變Kw 是 溫度的函數(shù), 隨溫度的升高而增大 與溶液的成分無關(guān) 抑制水的電離促進(jìn)水的電離抑制水的電離酸 堿 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A D3

4、、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 =2.1 10-14。則下列敘述正確的是( )A、H+ 隨著溫度的升高而降低B、在35時，純水中 H+ OH-C、水的電離常數(shù)K25 K35 D、水的電離是一個吸熱過程D觀察思考（實(shí)驗(yàn)）等體積的溶液濃度(mol/L)電解質(zhì)溶液燈泡亮度導(dǎo)電能力0.5HCl0.5NaOH0.5NaCl0.5CH3COOH強(qiáng)強(qiáng)強(qiáng)弱亮亮亮暗1.以上水溶液導(dǎo)電能力有何不同？溶液導(dǎo)電能力取決于什么？2.氯化氫、醋酸等電解質(zhì)在溶于水時發(fā)生了哪些變化？ 它們最終的存在形式如何？溶液導(dǎo)電能力取決于自由移動離子濃度大小和離子所帶電

5、荷二、電解質(zhì)在水溶液中的存在形態(tài)1.強(qiáng)電解質(zhì)：在稀的水溶液里能完全電離的電解質(zhì)。 包括強(qiáng)酸、強(qiáng)堿、大部分鹽 存在形態(tài)：水合離子。2.弱電解質(zhì)：在稀的水溶液里部分電離的電解質(zhì)。 包括弱酸、弱堿、水、少數(shù)鹽、兩性氫氧化物 存在形態(tài)：水合分子（主要）和水合離子。強(qiáng)電解質(zhì)的電離過程是不可逆的，電離方程式用“”，如：HClHCl3.溶劑化作用：溶質(zhì)分子或離子與溶劑相互吸引的作用弱電解質(zhì)的電離過程是可逆的，電離方程式用“ ”，如：HAc HAc第二課時注意： 進(jìn)一步實(shí)驗(yàn)證明： KW不僅適用于純水也適用于酸、堿、鹽的稀溶液(H+或OH-OH堿性溶液中HOH-,溶液呈酸性，且H越大酸性越強(qiáng)H+10-7時，一定

6、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2.由水電離出的H或OH均為10-12時,溶 液酸溶液,還是為堿溶液？ 酸或堿溶液酸堿度的表示方法: pHpH = - lg H+ H+=10-PHH+:100 10-1 10-2 10-3 10-4 10-5 10-6 10-7 10-8 10-9 10-10 10-11 10-12 10-13 10-14 pH 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14中性酸性增強(qiáng)堿性增強(qiáng)25時pH與H及溶液酸堿性的關(guān)系：中性：H=10-7mol/L pH=7酸性：

7、H10-7mol/L pH7pH的物理意義：表示溶液酸堿性的強(qiáng)弱pH的適用范圍： pH適用于H+或OH-1 mol/L 的溶液 pH適用范圍為014，當(dāng)PH=0時，H+= 1 mol/L 當(dāng)PH=14時，OH-= 1 mol/L通常將OH的負(fù)對數(shù)稱作pOH: pOH = - lg OH- 25時： pH pOH14 當(dāng)PH改變n個單位時，H+或OH-改變10n倍 測定溶液酸堿性的方法（2）pH試紙（1）石蕊（紅色、藍(lán)色、紫色）石蕊試紙定性判斷溶液的酸堿性粗略測定溶液酸堿性的強(qiáng)弱pH試紙的使用方法：用PH試紙測定溶液的PH值,一般先把一小塊放在表面皿或玻璃片上，用沾有待測液的玻璃棒點(diǎn)試紙的中部，

8、待30秒后與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對比來粗略確定溶液的pH， pH讀數(shù)只取整數(shù)。不能把試紙放在待測液中，也不能用水濕潤再測定PH值。 注意：1、玻璃棒要潔凈、干燥2、PH試紙用鑷子夾取，測溶液時不能用蒸餾水濕潤，否則PH可能偏大、偏小或不變3、半分鐘后，變色的PH試紙與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對照比較4、如果用PH試紙檢驗(yàn)氣體溶入水后的酸堿度，應(yīng)先將試紙濕潤，再檢驗(yàn)。思考在100時，純水的KW5.51013mol2L-2, 此時pH=7的溶液是中性溶液嗎？H+=1.0 10-7mol/L OH- = KW H+=5.5 10-6mol/L H+OH-，溶液顯堿性注意:1.利用pH判斷溶液酸堿性一定注意溫度 2.利用溶液

9、pH判斷酸堿性,適用于pH =114 的溶液已知100水的離子積常數(shù)Kw=1.010-12mol2L-2 100純水的H+=_ 純水的pH=_100純水的pH7, 說明該溫度下的純水是否為酸性的? 任意條件下判斷溶液酸堿性看 H+與OH-的相對大小 1106mol/L6注意H+=OH-,故溶液為中性 交流研討 練習(xí)1. 某溫度時，水的離子積常數(shù)為110- 12moL2L-2，若該溶液中H+濃度為110-7moLL-1，則該溶液（ ）A、呈堿性 B、呈酸性C、呈中性 D、c(OH-)=100c(H+)A D 室溫下,下列四種溶液 A、pH=4 B、c(H+) = 1105 mol/L C、c(OH-)= 11011 mol/L D、PH = 10 其中酸性最強(qiáng)的是_ 堿性最強(qiáng)的是_pH=5c(H+) = 1103mol/LpH=3cDc(H+) = 1104mol/Lc(H+)