高中化學(xué)第3章物質(zhì)在水溶液中的行為3.1水溶液第一課時(shí)課件0魯科版選修

第三章物質(zhì)在水溶液中的行為

第1節(jié)水溶液（第一課時(shí))水-----生命之源水溶液-----廣泛應(yīng)用于生產(chǎn)生活中物質(zhì)在水溶液中的行為-----本章研究的主要內(nèi)容復(fù)習(xí)回顧

前兩章內(nèi)容從哪些角度認(rèn)識(shí)化學(xué)反應(yīng)？能量變化反應(yīng)方向反應(yīng)速率反應(yīng)限度本章將用上述反應(yīng)原理具體研究物質(zhì)在水溶液中的行為，學(xué)習(xí)過程中要聯(lián)想這些概念，原理，進(jìn)行遷移應(yīng)用。聯(lián)想質(zhì)疑

探究實(shí)驗(yàn)精確的純水導(dǎo)電實(shí)驗(yàn)GG現(xiàn)象：指針擺動(dòng)不亮結(jié)論：水是

電解質(zhì)

極弱H2O＋H2OH3O＋

＋OH－H2OH＋

＋OH－能發(fā)生

電離

微弱靈敏電流計(jì)燈泡一、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-1t/℃KW/mol2·L-2251.0×10-14557.3×10-14802.5×10-131001.0×10-12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：條件移動(dòng)方向水電離程度溶液中［H+］水電離出［H+］加熱通入HCl加NaOH固體加NaCl右移增大增大增大左移左移減小減小增大減小減小不移動(dòng)不變不變不變減小

根據(jù)平衡移動(dòng)原理分析影響水的電離平衡的因素（1）Kw只隨溫度變化，溫度升高則Kw增大。若沒有指明溫度，通常是指在25℃時(shí)，即認(rèn)為Kw=1×10-14（mol/L）2。

（2）水的離子積是水電離平衡時(shí)的性質(zhì)，它不僅適用于純水，也適用于任何酸、堿、鹽的稀溶液。即稀水溶液中的[H+]與[OH-]的乘積是一個(gè)常數(shù)。（3）不管任何稀的水溶液中，水電離產(chǎn)生的[H+]和水電離產(chǎn)生的[OH-]一定相等注意鞏固練習(xí)（1）常溫下，濃度為1×10-5mol/L的鹽酸溶液中，由水電離產(chǎn)生的c(H+)是多少？解：酸溶液中Kw

=c(H+)酸

·

c(OH-)水c(OH-)水=c(H+)水=Kwc(H+)酸

=1×10-9mol/L=1×10-141×10-5mol/L鞏固練習(xí)（2）常溫下，濃度為1×10-5mol/L的NaOH溶液中，由水電離產(chǎn)生的c(OH-)是多少？解：堿溶液中Kw

=c(H+)水

·

c(OH-)堿c(OH-)水=c(H+)水=Kwc(OH-)堿=1×10-141×10-5mol/L

=1×10-9mol/L（3）、判斷正誤：任何水溶液中都存在水的電離平衡。任何水溶液中（不論酸、堿或中性），都存在

Kw=10-14mol2/L2某溫度下，純水中H+濃度為1×10-6mol/L，則

OH-濃度為1×10-8mol/L√××鞏固練習(xí)實(shí)驗(yàn)探究

我們已經(jīng)知道電解質(zhì)溶液能夠?qū)щ姡敲床煌娊赓|(zhì)溶于水后，以怎樣的形態(tài)存在呢？溶液的導(dǎo)電能力一樣嗎？影響燈泡亮度的因素有：溶液濃度，體積，電壓，電極間距，溫度，燈泡功率，電極性質(zhì)一、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)：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)：分子（主要）和離子。強(qiáng)電解質(zhì)的電離過程是不可逆的，電離方程式用“＝”，如：HCl＝H＋＋Cl－

弱電解質(zhì)的電離過程是可逆的，電離方程式用“”，如：CH3COOHH＋＋CH3COO－HCl全部電離H+Cl-CH3COOHCH3COOHH+部分電離CH3COO-HCl和CH3COOH電離情況對(duì)比寫出下列物質(zhì)在水溶液中的電離方程式

CH3COOHH2SO4H2CO3

NH3·H2ONaHCO3NaHSO4CH3COO-+H+==SO42-+2H+HCO3-+H+OH-+NH4+==HCO3-+Na+==SO42-+H++Na+HCO3-H++CO32-1、多元弱酸和多元弱堿的電離：多元弱酸的電離是分步的，如：

注意：多元弱堿的電離是一步寫，如：Fe(OH)3Fe3++3OH-2、酸式鹽的電離：①?gòu)?qiáng)酸的酸式鹽：在水溶液中的電離：在熔融狀態(tài)時(shí)電離：NaHSO4=Na++H++SO42-NaHSO4=Na++HSO4-H2CO3H++HCO3-

（主要）HCO3-H++CO32-

（次要）②弱酸的酸式鹽（弱酸的酸式鹽受熱易分解，一般沒有融化狀態(tài)，在水溶液中電離強(qiáng)中有弱）：NaHCO3=HCO3-+Na+HCO3-H++CO32-3、強(qiáng)弱電解質(zhì)的劃分與物質(zhì)的溶解性無關(guān)想一想溶質(zhì)分子或離子在溶液中是以單個(gè)微粒獨(dú)立存在嗎？溶劑化作用：溶質(zhì)分子或離子在溶液中并不是以單個(gè)微粒獨(dú)立存在的，而是與溶劑相互吸引，相互結(jié)合形成水合分子或離子，這種作用叫溶劑化作用。小結(jié)一、水的電離H2OH++OH-KW=[H+]·[OH-]強(qiáng)電解質(zhì)：完全電離，以水合離子存在

弱電解質(zhì)：

不完全電離，以水合離子和水合分子存在

二、電解質(zhì)在水溶液中的存在形態(tài)Kw只隨溫度變化;它不僅適用于純水，也適用于任何酸、堿、鹽的稀溶液。即稀水溶液中的[H+]與[OH-]的乘積是一個(gè)常數(shù)。鞏固練習(xí)（1）常溫下，濃度為1×10-5mol/L的鹽酸溶液中，由水電離產(chǎn)生的c(H+)是多少？解：酸溶液中Kw

=c(H+)酸

·

c(OH-)水c(OH-)水=c(H+)水=Kwc(H+)酸

=1×10-9mol/L=1×10-141×10-5mol/L鞏固練習(xí)（2）常溫下，濃度為1×10-5mol/L的NaOH溶液中，由水電離產(chǎn)生的c(OH-)是多少？解：堿溶液中Kw

=c(H+)水

·

c(OH-)堿c(OH-)水=c(H+)水=Kwc(OH-)堿=1×10-141×10-5mol/L

=1×10-9mol/L（3）、判斷正誤：任何水溶液中都存在水的電離平衡。任何水溶液中（不論酸、堿或中性），都存在

Kw=10-14mol2