高中化学选修四第三章第二节课件

第三章水溶液中的离子平衡2水的电离和溶液的酸碱性思考:如何用实验证明水是一种极弱的电解质?1.实验2.现象：指针摆动：不亮G×3.结论水是一种极弱的电解质4.原因H2OH＋＋OH－H2O＋H2OH3O＋＋OH－实验测定(25℃时)：C(H+)=C(OH－)=10-7mol/L灵敏电流计灯泡25℃，纯水H2O+H2OH3O++OH－(H2OH＋+OH－)C(H+)=C(OH-)=1×10-7mol/L平衡常数：K电离＝C(H+)×C(OH-）C(H2O）一、水的电离+++-1、水是一种极弱电解质，能微弱电离:Kw=c(H+).c(OH-)1)表达式：KW叫做水的离子积常数，简称水的离子积。在任何水溶液中，均存在水的电离平衡，也就是任何水溶液中都是H+、OH-共存的。任何水溶液中都存在Kw=c(H+).c(OH-)水的浓度为常数，所以C(H+)×C(OH-）=K电离.C(H2O）=常数2、水的离子积常数注：提问：根据前面所学知识，水的离子积会受什么外界条件影响？分析下表中的数据有何规律，并解释之讨论：温度0℃20℃25℃50℃100℃Kw1.14×10-156.81×10-151×10-145.47×10-141×10-12结论：温度越高，Kw越大，水的电离是一个吸热过程Kw=c(H+).c(OH-)1)表达式：KW叫做水的离子积常数，简称水的离子积。2)影响KW的因素KW只与温度有关（与浓度无关）:温度升高，KW增大如：25℃KW=10-14100℃KW=10-12注：常数无单位2、水的离子积常数D1、水的电离过程为H2OH++OH-，在不同温度下其离子积为KW25℃=1×10-14，KW35℃=2.1×10-14。则下列叙述正确的是（）A、[H+]随着温度的升高而降低B、在35℃时，纯水中[H+]＞[OH-]C、水的电离常数K25℃＞K35℃D、水的电离是一个吸热过程2、判断正误：1)任何水溶液中都存在水的电离平衡。2)任何水溶液中（不论酸、碱或中性）都存在Kw=10-14。3)某温度下，某液体c(H+)=10-7mol/L，则该溶液一定是纯水。√××讨论：对常温下的纯水进行下列操作，完成下表：酸碱性水的电离平衡移动方向C(H+)C(OH-)C(H+)与C(OH-)大小关系Kw变化加热加HCl加NaOH中性→↑↑=↑酸性←↑↓＞不变碱性←↓↑＜不变小结：加入酸或碱都抑制水的电离中性→↑↑=↑酸性←↑↓＞不变碱性←↓中性→酸性←碱性←中性→（1）加入酸或碱，抑制水的电离，Kw不变；（2）升高温度，电离过程是一个吸热过程，促进水的电离，水的离子积增大，在常温时，KW=1×10－14；在100℃时，KW=1×10－12。知识延伸：1、C（H＋）=1×10－7mol/L，溶液一定呈中性吗？说明：溶液或纯水呈中性，是因为溶液中C（H＋）=C（OH－）2、纯水中溶液C(H＋)、C(OH－)浓度的计算方法：C（H＋）=C（OH－）=Kw3、影响水电离平衡的因素④根据Kw=C(H＋)×C(OH－)在特定温度下为定值,C(H＋)和C(OH-)可以互求.③不论是在中性溶液还是在酸碱性溶液，水电离出的C(H+)＝C(OH－)②常温下,任何稀的水溶液中C(H+)×C(OH－)=1×10－14注意:①任何水溶液中H+和OH－总是同时存在的,只是相对含量不同.①根据Kw=C(H＋)×C(OH－)在特定温度下为定值,C(H＋)和C(OH-)可以互求；②任何水溶液中由水电离出来的c(H+)H2O与c(OH-)H2O相等;4、利用Kw的定量计算有关原则：③纯水中溶液C(H＋)、C(OH－)浓度的计算方法：C（H＋）=C（OH－）=Kw例题⑴﹑0.1mol/L的盐酸溶液中水电离出的C(H＋)和C(OH－)是多少?⑵﹑0.1mol/L的NaOH溶液中水电离出的C(H＋)和C(OH－)是多少?水电离出的C(OH-)=1×10-14/0.1=1×10-13mol/L=C(H＋)水电离出的C(H+)=1×10-14/0.1=1×10-13mol/L=C(OH-)3、根据Kw=c(H+)×c(OH-)为定值,c(H＋)和c(OH-)可以互求；酸性溶液中水电离出来的c(H+)可以忽略、碱性溶液中水电离出来的OH-离子可以忽略；1、任何水溶液中H+和OH－总是同时存在的,只是相对含量不同；2、常温下,任何稀的水溶液中c(H+)×c(OH-)=1×10－144、Kw大小只与温度有关,与是否为酸碱性溶液无关。25℃时，Kw=1×10-14100℃时，Kw=1×10-12再次强调:1.0.1mol/L的NaOH溶液中，c（OH-）＝？c（H＋）＝？由水电离出的c（OH-）水＝？c（H＋）水＝？2.0.1mol/L的H2SO4溶液中，c（H＋）＝？c（OH-）＝？由水电离出的c（OH-）水＝？c（H＋）水＝？3.0.1mol/L的NaCl溶液中，c（OH-）＝？c（H＋）＝？4、25℃时，向纯水中加入少量氯化氢气体，仍能保持不变的是（）A.c(H+)B.c(OH-)C.KwD.c(H+)/c(OH-)C5.将0.1mol·L-1的氨水稀释10倍，随着氨水浓度的降低，下列数据逐渐增大的是（）A.C(H+)B.C(OH)-C.c(OH)-/c(NH3·H2O)D.C(NH4)+AC讨论1、某溶液中由水电离产生的c(H+)H2O=10-12mol/L，则该溶液呈酸性还是碱性？并求算该溶液中c(H+)的可能值？2、浓度均为0.1mol/L的下列溶液中由水电离出的c(H+)H2O大小关系为：①盐酸②醋酸溶液③硫酸溶液④氢氧化钠溶液解答：c(H+)H2O=c(OH-)H2O=10-12mol/L若c(H+)aq=c(H+)H2O=10-12mol/L则c(OH-)aq=10-2mol/L溶液显碱性若c(OH-)aq=c(OH-)H2O=10-12mol/L则c(H+)aq=10-2mol/L溶液显酸性②＞①=④＞③一、水的电离1、水的电离2、水的离子积Kw=c(H+)•c(OH-)（1）无单位常数（2）意义（3）Kw只决定于温度，温度升高，Kw增大25℃Kw=1×10-14100℃Kw=1×10-12（4）加入酸或碱，抑制水的电离，但Kw不变（5）任何溶液中都存在Kw=c(H+)•c(OH-)且25℃Kw=1×10-14H2O+H2OH3O++OH-H2OH++OH-简写：重要规律：电解质在一定温度时的稀溶液里，C(H+)与C(OH-)的乘积仍是一个常数。经科学实验进一步证明C(稀)≤1mol/L例：25℃时，Kw=1×10-14思考与交流P461、2、3根据室温时水的电离平衡，运用平衡移动原理分析下列问题。1.酸或碱的稀溶液的密度与纯水相近，1L酸或碱的稀溶液约为1000g，其中，H2O的物质的量近似为1000g/18g/mol=55.6mol。此时，发生电离的水是否仍为纯水状态时的1×10-7mol？因酸电离出来的H＋或碱电离出来的OH－对水的电离有抑制作用，所以发生电离的水的物质的量小于纯水状态时的1×10-7mol。思考与交流2.比较下列情况下，c(H+)和c(OH-）的值或变化趋势（增加或减少）：纯水加少量盐酸加少量氢氧化钠c(H+)c(OH-)c(H+)和c(OH-)大小比较10-7mol/L10-7mol/Lc(H+)=c(OH-)变大变小c(H+)c(OH-)变小变大c(H+)c(OH-)3.酸性溶液中是否有OH-存在？碱性溶液中是否有H+存在？注意：（1）只要是水溶液，不管是酸性、碱性或中性，一定存在水的电离，也或多或少的存在H+和OH-。且水电离出的C(H+)总等于水电离出的C(OH-)。（2）水的电离是吸热的，升高温度，促进水的电离，此时水的电离平衡常数和水的离子积都增大。如1000C时，KW=1×10-12。（3）影响水的电离平衡的因素：①温度②H+或OH-（抑制）③与H+或OH-反应的离子（促进）。c(H+)与c(OH-)关系25℃，c(H+)/mol·L-1溶液酸碱性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碱性二、溶液的酸碱性与pH值+-1、溶液的酸、碱性跟C(H+)、C(OH-)的关系讨论：KW100℃=10-12在100℃时，纯水中[H+]为多少？[H+]＞1×10—7mol/L是否说明100℃时纯水溶液呈酸性？不能用[H+]等于多少来判断溶液酸、碱性，只能通过两者相对大小比较100℃时，[H+]=1×10—7mol/L溶液呈酸性还是碱性？[H+]=1×10—6mol/L否中性C(H+)﹥1mol/L或C(OH-)﹥1mol/L时，可直接用C(H+)或C(OH-)表示溶液的酸碱性。一定温度下C(H+)越大,溶液酸性越强。C(OH-)越大，溶液碱性越强，酸性越弱。C(H+)﹤1mol/L时，常用PH表示溶液的酸碱性。2、溶液的酸碱性的表示方法溶液的pH(1)pH的定义：C(H+)的负对数pHlgc(H)(2)使用范围：C(H+)1mol/L例：c(H+)=0.001mol/LpH=-lg10-3=3例：c(OH-)=0.01mol/Lc(H+)=1×10-14/10-2=1×10-12mol/LpH=-lg1×10-12=12pH=-lgc(H+)lg2=0.3lg3=0.477溶液的酸碱性c(H+)和c(OH-)的关系常温下：c(H+)常温下：pH中性溶液1×10-7mol/L[H+]＞[OH-]＞7酸性溶液碱性溶液[H+]=[OH-][H+]＞1×10-7mol/L＜7=7[H+]＜[OH-][H+]＜1×10-7mol/L3、溶液的酸、碱性跟pH的关系溶液的pH值0100110—1210—2310—3410—4510—5610—6710—7810—8910—91010—101110—111210—121310—131410—14酸性增强碱性增强4、pH值测定方法测定方法：酸碱指示剂法、pH试纸法、pH计法等。酸碱指示剂一般是弱的有机酸或弱的有机碱，他们的颜色变化是在一定的pH值范围内发生的。我们把指示剂发生颜色变化的pH值范围叫做指示剂的变色范围。pH1234567891011121314甲基橙红色橙色黄色石蕊红色紫色蓝色酚酞无色浅红色红色pH测定：①pH试纸测定：不可先润湿。与比色卡对照②pH计（酸度计）。pH值有关判断正误1、一定条件下pH值越大，溶液的酸性越强。2、强酸溶液的pH值一定小。3、pH值等于6的溶液，一定是一个弱酸体系。4、pH值相同的强酸和弱酸中[H+]相同。5、在常温下，pH=0的溶液酸性最强，pH=14的溶液碱性最强6、pH值有可能等于负值。7、常温下，由水电离出的[H+]=10-12mol/L，则溶液pH定为128、相同体积和pH值的盐酸，醋酸、硫酸中H+的物质的量相等×××√×√×√5、pH值的简单计算【例1】计算下列溶液的PH(1)0.4gNaOH固体溶于水配成1000ml溶液，求所得溶液的PH。(2)1.12LHCl气体（标况）溶于1L水中，加水稀释至5L，求所得溶液的PH。(3)求0.05mol/LH2SO4溶液的PH。(4)求0.5mol/LBa(OH)2溶液中c(H+)及PH。（1）PH＝12（2）PH＝2（3）PH＝1（4）c(H+)＝10－14mol/LPH＝14【例2】（1）计算PH＝2的H2SO4溶液中H2SO4和OH－的浓度。（2）求PH＝9的NaOH溶液中c(OH－)及水电离出的c(OH－)水。（1）c(H2SO4)=0.005mol／Lc(OH-)=10－12mol/L（2）c(OH-)＝10－5mol/Lc(OH－)水=10－9mol/L三、pH值的有关计算1、溶液pH的计算原理关键是先求出C(H+)（1）强酸溶液由C(H+)直接求出pH（2）强碱溶液由C(OH-)先求出C(H+)再求pH。2、计算类型：例题：计算250C时0.01mol/L的盐酸溶液和0.01mol/L的NaOH溶液的