人教版教學課件水的電離和溶液的酸堿性

1、第三章：水溶液中的離子平衡第三節(jié)：水的電離和 溶液的酸堿性思考:如何用實驗證明水是一種極弱的電解質(zhì)?1.實驗2.現(xiàn)象 ：指針擺動 ：不亮G3.結(jié)論水是一種極弱的電解質(zhì)實驗測定：純水中25 1L水中（55.6mol）只有1107mol水發(fā)生了電離100 1L水中（55.6mol）只有1106mol水發(fā)生了電離G電源H2O的電離常數(shù)K電離 一、水的電離：H2O H2O H3O OHH2O H OH1、水的電離方程式：C(H) C(OH)C(H2O) 1.810161 107 110755.6K電離55.6 = C（H+）C（OH-）2、水的離子積(常數(shù))：定義：在一定溫度下，溶液中氫離子與氫氧根離

2、子濃度的乘積。 KWKW C（H）C（OH）對常溫下的純水進行下列操作，填寫下表加NaOH加HCl加熱KwC(H+)C(OH-)濃度大小關(guān)系C(OH-)C(H+)水的電離平衡移動方向酸堿性 條件問題與討論中性正反應(yīng)C(H+)=C(OH-)增大增大增大堿性逆反應(yīng)減小增大C(H+)C(OH-)不變分析表一中的數(shù)據(jù)，有何規(guī)律，并解釋之。溫度020255090100Kw1.1410-156.8110-15110-145.4710-143.810-13110-12（4）不論是在中性溶液還是在酸堿性溶液中，C(H+)與C(OH)可能相等也可能不等，但由水電離出的C(H+)水C(OH)水（2）常溫下（25）

3、,任何稀的水溶液中 Kw= C(H+)C(OH)=11014（3）在溶液中,Kw中的C(OH-) 、 C（H+）指溶液中總的離子濃度.（1）Kw與溫度有關(guān),溫度升高，KW增大；溫度降低，KW減小?！窘Y(jié)論】3、影響水的電離平衡的因素：2.酸、堿1.溫度（正反應(yīng)吸熱）H2O H+ + OH- 3.鹽升高溫度，促進水的電離加入酸或堿，抑制水的電離加入易水解的鹽，促進水的電離溫度不變，KW不變KW增大(1)某溫度下純水中C(H+) = 210-7 mol/L，則此時溶液中的C(OH-) = _若溫度不變，滴入稀鹽酸使C(H+) = 510-6 mol/L，則此時溶液中的C(OH-) = _210-7

4、mol/L810-9 mol/L(2)在常溫下，0.1mol/L的鹽酸溶液中水電離出的C(H )和C(OH)是多少?水電離出的C(OH-)水=110-14/0.1=110-13mol/L = C(H )水課堂練習(3)在常溫下，由水電離產(chǎn)生的C（H+）=110-13 mol/l的溶液，則該溶液的酸堿性如何？可能為酸性或者為堿性二、溶液的酸堿性與pH值1、定義：化學上常采用H+的物質(zhì)的量濃度的負對數(shù)來表示溶液的酸堿性。2、表示方法：pH= - lgc（H+）c(H+)11012mol/L、c(OH-)1102mol/L練習：1、25純水的pH2、0.1mol/L的HCl溶液的pH3、 0.1mo

5、l/L的NaOH溶液的pH4、 pH=12的NaOH溶液中c(H+)、c(OH-)分別為多少？7113 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253、溶液的酸堿性與pH值的關(guān)系酸性溶液： c（H+）c（OH） pH7 （25）中性溶液： c（H+）=c（OH） pH=7 （25）堿性溶液： c（H+）7 （25）水溶液中H+與OH-始終共存酸性溶液：C(H+)C(OH-) ;C(H+)越大酸性越強堿性溶液：C(H+)1的值越大則酸性越強。4、任何水溶液中都有H+和OH-。5、H+等于10-6mol/L的溶液一定呈現(xiàn)酸性。6、對水升高溫

6、度電離度增大，酸性增強。4、有關(guān)幾種常見PH的計算：pH=-lgc（H+）1、溶液的稀釋2、強酸與強酸的混合 強堿與強堿的混合3、強酸、強堿混合溶液的稀釋稀釋后的pH值PH=3的稀鹽酸加水稀釋100倍PH=2的稀硫酸加水稀釋100倍PH=11的NaOH溶液加水稀釋100倍PH=12的Ba(OH)2溶液加水稀釋100倍PH=5的稀鹽酸加水稀釋1000倍PH=9的NaOH溶液加水稀釋1000倍pH的計算溶液的稀釋54910約為7約為7pH的計算強酸與強酸的混合（抓住H+計算）pH的計算強堿與強堿的混合（抓住OH-計算）例、pH=4和pH=5的兩種鹽酸溶液等體積混合，求混合溶液的pH值。 例、pH=

7、10和pH=8的兩種NaOH溶液等體積混合，求混合溶液的pH值。PH=4.3PH=9.7110-4V+110-5VC(H+)=2V=5.510-5mol/L110-4V+110-6VC(OH-)=2V=5.0510-5mol/LpH的計算強酸與強堿的混合（抓住過量離子計算）例、0.1L pH=2鹽酸和0.1L pH=11的NaOH溶液相混合，求混合后溶液的pH值。例、pH=2鹽酸和pH=13的Ba(OH)2溶液等體積相混合，求混合后溶液的pH值。110-20.1-110-30.1C(H+)=0.2=4.510-3mol/L110-1V-110-2VC(OH-)=2V=4.510-2mol/Lp

8、H=2.35C(H+)=4.510-2110-14=2.210-13mol/LpH=12.66使用方法：直接把待測液滴在干燥的pH試紙上，試紙上顯出顏色后馬上跟標準比色卡相對比pH值測定方法：pH試紙法、酸堿指示劑法、pH計法等。1、pH試紙法：討論： pH試紙的使用（1）能否將pH試紙伸入溶液中？（2）是否先要潤濕？（3）能否測出pH7.1？pH1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14甲基橙紅色橙色黃色石蕊紅色紫色藍色酚酞無色淺紅色 紅色2、定性測定：酸堿指示劑法三、pH的應(yīng)用總結(jié)：一、水的電離2、水的離子積常數(shù)KW C（H）C（OH）3、影響水的電離的因素：溫度，酸，堿，鹽二、溶液的酸堿性與pH：1、溶液酸堿性與pH的關(guān)系：酸性溶液： c（H+）c（OH） pH7 （25）中性溶液： c（H+）=c（OH） pH=7 （25）