321水的電離課件高二上學(xué)期化學(xué)人教版選擇性必修1

2021—化學(xué)選擇性必修1《化學(xué)反應(yīng)原理》第三章

水溶液中的離子反應(yīng)與平衡§3-2

水的電離和溶液的pH一、水的電離平衡二、外界條件對水的電離平衡的影響三、Kw的應(yīng)用

水的電離學(xué)習(xí)目標一、水的電離平衡【活動1】利用靈敏電流表測定水的導(dǎo)電性

編號IIIIII現(xiàn)象原理結(jié)論燈泡不亮純水不導(dǎo)電或?qū)щ娔芰θ蹯`敏電流表指針偏轉(zhuǎn)純水能導(dǎo)電但導(dǎo)電能力弱水是一種極弱的電解質(zhì)，能發(fā)生微弱的電離燈泡亮正常電路一、水的電離平衡1.水的電離方程式：

水是一種極弱的電解質(zhì)，能發(fā)生微弱的電離。H2O＋H2O

OH－＋H3O＋(自偶電離)H2OH＋＋OH－

(簡寫)H+為裸質(zhì)子，不穩(wěn)定，與水結(jié)合，形成H3O+，即水合氫離子一、水的電離平衡2.水電離的特點

水是一種極弱的電解質(zhì)，能發(fā)生微弱的電離。

(1)微弱：≈2×10－9

10－755.6(2)△H＞0(3)c(H+)水=c(OH－)水25℃時1L水約等于55.6mol()，約有10－7molH2O分子發(fā)生電離。1000g18g/mol3.水的離子積K電離·c(H2O)=c(H+)·c(OH－)KwKW=c(H+)·c(OH－)已知25℃時，1L純水電離出的n(H+)=n(OH－)=1×10－7mol=1×10－14(25℃時)電離程度ɑ≈(1)表達式：Kw＝

。(2)影響因素：溫度一定，Kw是個常數(shù)，

Kw只與

有關(guān)，

越高，Kw越

。

25℃時，Kw＝

，100℃時，Kw＝1×10－12。(3)適用范圍：Kw不僅適用于純水，也適用于

、

、

的稀溶液。c(H＋)·c(OH－)溫度溫度大1×10－14酸堿鹽一、水的電離平衡3.水的離子積常數(shù)(KW)水是一種極弱的電解質(zhì)，能發(fā)生微弱的電離。t/℃0102025405090100Kw/10-140.1150.2960.6871.012.875.3137.154.51.某溫度時，水溶液中Kw＝4×10－14，那么該溫度比室溫(25℃)高還是低？該溫度下純水中c(H＋)是多少？深度思考提示

因此時水的離子積大于常溫時水的離子積，故溫度高于25℃，此時c(H＋)＝2×10－7mol·L－1。2.水的離子積常數(shù)Kw＝c(H＋)·c(OH－)中H＋和OH－一定是水電離出來的嗎？提示

不一定。c(H＋)和c(OH－)均指溶液中H＋或OH－的總濃度，如:鹽酸中的H＋包括HCl和H2O電離產(chǎn)生的H＋，

即:

c(H＋)＝c(H＋)aq＝c酸(H＋)＋c水(H＋)，而OH－全部來自水的電離,

c(OH－)＝c(OH－)aq＝c水(OH－)。1.下列說法正確的是()A.水的電離方程式：H2O===H＋＋OH－B.升高溫度，水的電離程度增大C.在NaOH溶液中沒有H＋D.在HCl溶液中沒有OH－B2.下列關(guān)于水的離子積常數(shù)的敘述中，正確的是()A.因為水的離子積常數(shù)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(shù)Kw與水的電離平衡常數(shù)K電離是同一個物理量C.水的離子積常數(shù)是溫度的函數(shù)，隨著溫度的變化而變化D.水的離子積常數(shù)Kw與水的電離平衡常數(shù)K電離是兩個沒有任何關(guān)系的物

理量C體系變化條件酸堿性平衡移動方向Kw水的電離程度c(OH－)c(H＋)加入HCl(g)_______________________加入NaOH(s)_______________________加入NaHSO4(s)逆不變減小

減小

增大H2OH＋＋OH－逆不變減小

增大

減小溫度升溫_______________________降溫_______________________其他：如加入Na_______________________正增大增大

增大

增大逆減小減小

減小

減小正不變

增大增大

減小二、外界條件對水的電離平衡的影響酸性堿性中性中性堿性酸性逆不變減小

減小

增大><=<=>3.下列措施能影響水的電離平衡，并使溶液中的c(H+)>c(OH-)的是()A.向純水中投少量Na2O2B.將水加熱煮沸C.向水中通入CO2D.向水中加入NaClC4.在25℃時，水的電離達到平衡：H2O

H＋＋OH－

ΔH>0，下列敘述正確的是()A.將純水加熱到95℃時，Kw變大，pH不變，水仍呈中性B.向純水中加入稀氨水，平衡逆向移動，c(OH－)增大，Kw變小C.向純水中加入少量碳酸鈉固體，影響水的電離平衡，c(H＋)減小，

Kw不變D.向純水中加入醋酸鈉固體或鹽酸，均可抑制水的電離，Kw不變C

歸納小結(jié):(1)加入酸或堿，抑制水的電離；(2)Kw只受溫度影響，升溫，Kw和水的電離程度都增大；(3)加入弱酸鹽或弱堿鹽，促進水的電離(在第三節(jié)講)；(4)無論水的電離程度是增大還是減小，純水都呈中性。溶液中水電離出的c(H＋)或c(OH－)的計算(1)在室溫下，0.01mol·L－1的鹽酸中，c(OH－)是多少？水電離出的c(H＋)又是多少？深度思考由于酸溶液中的OH－只來源于水的電離，所以水電離出的：c水(H＋)＝c水(OH－)＝c溶液(OH－)=1.0×10－12mol·L－1。酸中水的電離受到抑制！(2)在室溫下，0.01mol·L－1的氫氧化鈉溶液中，c(H＋)是多少？水電離出的c(OH－)又是多少？堿中水的電離受到抑制！由于堿溶液中的H＋只來源于水的電離，所以水電離出的：

c水(OH－)＝c水(H＋)=c溶液(H＋)=1.0×10－12mol·L－1。(3)在室溫下，酸或堿的稀溶液中，由水電離出的c(H＋)和c(OH－)還相等嗎？c(H＋)·c(OH－)＝1.0×10－14還成立嗎？提示

即：

c溶液(H＋)≠c溶液(OH－)

c水(H＋)＝c水(OH－)

c(H＋)·c(OH－)＝1.0×10－14仍然成立。溶液溶液<1.0×10－7室溫下，由水電離出的c(H＋)＝1×10－12

mol·L－1的溶液呈

。酸性或堿性三、Kw的應(yīng)用1.溶液中水電離出的c(H＋)或c(OH－)的計算方法

Kw＝c溶液(H＋)·c溶液(OH－)(1)酸溶液中：Kw＝c酸(H＋)·c水(OH－)(忽略水電離出的H＋的濃度)。(2)堿溶液中：Kw＝c水(H＋)·c堿(OH－)(忽略水電離出的OH－的濃度)。(3)外界條件改變，水的電離平衡發(fā)生移動；但由水電離出的c(H＋)與水電離出的c(OH－)一定相等。即：c水(H＋)＝c水(OH－)(4)室溫下，由水電離出的c(H＋)＝1×10－12

mol·L－1的溶液可能呈酸性，也可能呈堿性。5.比較室溫下濃度均為0.1mol/L的下列溶液中由水電離出的c(H+)大小關(guān)系＿＿＿＿＿＿＿①鹽酸②醋酸溶液③硫酸溶液④氫氧化鈉溶液②＞①=④＞③6.已知NaHSO4在水中的電離方程式為：NaHSO4=Na++H++SO42－。某溫度下，向c(H＋)＝1.0×10－6mol·L－1的蒸餾水中加入NaHSO4晶體，保持溫度不變，測得溶液中c(H＋)＝1.0×10－2mol·L－1。下列對該溶液的敘述不正確的是(

)A.該溫度高于25℃B.由水電離出來的的濃度為c(H＋)＝1.0×10－10mol·L－1C.加入NaHSO4晶體抑制水的電離D.取該溶液加水稀釋至100倍，溶液中的c(OH－)減小D三、Kw的應(yīng)用2.水的電離平衡曲線的理解與識別(1)曲線上的任意點(如a，b，c)的Kw都

，即c(H＋)·c(OH－)

，溫度

。(2)曲線外的任意點(如d)與曲線上任意點的Kw

，溫度

。(3)實現(xiàn)曲線上點之間的轉(zhuǎn)化需保持溫度不變，改變

；實現(xiàn)曲線上點與曲線外點之間的轉(zhuǎn)化一定改變

。相同相同相同不同不同酸堿性溫度1.一定溫度下，水溶液中H＋和OH－的濃度變化曲線如圖，下列說法正確的是()A.該溫度下，a點溶液呈堿性B.該溫度下，0.01mol·L－1NaOH溶液中c(H＋)

＝1.0×10－12mol·L－1C.該溫度下，加入NaOH可能引起由d向b的變化D.b點時，升高溫度，可能引起由b向c的變化應(yīng)用體驗