資源簡介 (共30張PPT)第三章 水溶液中的離子反應與平衡第二節 水的電離和溶液的pH 課時11.認識水的電離,了解水的離子積常數——Kw;2.能運用弱電解質的電離模型分析水的電離;3.認識溶液酸堿性與pH的關系,會計算溶液的pH;4.了解溶液pH的調控在工農業生產和科學研究中的應用。1.什么是弱電解質?部分電離的電解質叫弱電解質。2.弱電解質的電離有什么特點?電解質溶液中的溶劑水以何形式存在呢?思考一下電離特點:可逆的,存在電離平衡分子?離子?兩者都有?精確的純水導電性實驗靈敏電流計燈泡活動與探究觀察現象:(1)靈敏電流表指針_______,(2)燈泡_______。轉動不亮結論:水是一種極弱的電解質,能發生微弱的電離。純水一、水的電離:1.水的電離平衡2H2O H3O+ + OH-H2O H++OH-H+為裸質子,不穩定,與水結合,形成H3O+,即水合氫離子【簡寫】K電離 =c(H+) · c(OH-)c(H2O)c(H+) · c(OH-)c(H2O) ·K電離 =Kw2. 水的離子積KwH2O H+ +OH-當水達到電離平衡時c(H+)和c(OH-)的濃度的乘積,叫做水的離子積常數,簡稱水的離子積。符號:Kw注:c(H2O)可視為常數!實驗測得室溫(25℃)時,1L(55.6mol)H2O中有1×10-7mol H2O發生電離,電離程度很小。KW只與溫度有關(與濃度無關):溫度升高,KW增大如: 25℃ KW=10-14 100℃ KW=10-12溫度0℃20℃25℃50℃50℃100℃Kw1.14×10-156.81×10-151×10-145.47×10-145.47×10-141×10-12Kw=c(H+)·c(OH-)②水的離子積不僅適用于純水,也適用于稀的電解質水溶液。①常溫(25℃)下,純水中:KW =1.0×10-14c(H+)=c(OH-)=1.0×10-7mol/LH2O H+ +OH-水的電離平衡水的離子積對常溫下的純水進行下列操作:條件 酸堿性 水的電離平衡移動方向 c(H+) c(OH-) c(H+)、c(OH-)濃度大小關系 Kw加熱加HCl加NaOH中性正向增大增大c(H+)=c(OH-)增大酸性逆向增大減小c(H+)>c(OH-)不變堿性逆向減小增大c(H+)<c(OH-)不變H2O H+ +OH-Kw=c(H+)·c(OH-)H2O H+ +OH-水的電離平衡水的離子積加入酸或堿,抑制水的電離,Kw不變。【練一練】1.在25℃ 0.01mol/L鹽酸溶液中:c(H+) = , c(OH-) = ;c(H+)水= , c(OH-)水= 。2.在25℃ 0.01mol/L NaOH溶液中:c(H+)= , c(OH-)= ;c(H+)水= , c(OH-)水= 。0.01mol/L10-12mol/L10-12mol/L10-12mol/L加酸后Kw =1×10-14=c(H+)水酸溶液中Kw =c(H+)酸 · c(OH-)水=c(OH-)水堿溶液中Kw =c(OH-)堿 · c(H+)水10-12mol/L10-12mol/L10-12mol/L0.01mol/L加堿后Kw =1×10-14在任何水溶液中,c(H+)、 c(OH-) 可能不同,但是任何水溶液中水電離的c水(H+)、 c水(OH-) 總是相等。解題通法任何水溶液中都存在Kw=c(H+) . c(OH-), c(H+)、 c(OH-) 表示溶液中總物質的量濃度。條件 酸堿性 水的電離平衡移動方向 c(H+) c(OH-) c(H+)、c(OH-)濃度大小關系 Kw加熱加HCl加NaOH中性正向增大增大c(H+)=c(OH-)增大酸性逆向增大減小c(H+)>c(OH-)不變堿性逆向減小增大c(H+)<c(OH-)不變二、溶液的酸堿性與pH1.常溫下溶液的酸堿性與c(H+)、c(OH-)的關系中性溶液:c(H+)=c(OH-)酸性溶液:c(H+)>c(OH-)堿性溶液:c(H+)<c(OH-)c(H+)=1×10-7 mol /Lc(H+)>1×10-7 mol /Lc(H+)<1×10-7 mol /L用 c(H+) 和 c(OH-)都可以表示溶液的酸堿性強弱例:c(H+)=0.001 mol /LpH=-lg 10-3 = 3例:c(OH-) = 0.01mol /Lc(H+)=1×10-14 / 10-2 = 1×10-12 mol /LpH=-lg 10-12 = 122.pH表示溶液酸堿性pH = -lg c(H+)用pH值表示c(H+)或c(OH-)<1 mol/L的稀溶液酸堿性比較方便。c(H+)或c(OH-)>1 mol/L的溶液的酸堿性直接用離子濃度表示。pH的范圍通常是 0~14引入pH概念的必要性:比用物質的量濃度簡便。溶液的酸堿性 c(H+)和c(OH-)的關系 c(H+)(常溫下) pH(常溫下)中性溶液>1×10-7mol/L<7=7<1×10-7mol/L>71×10-7mol/Lc(H+)=c(OH-)c(H+)>c(OH-)c(H+)<c(OH-)酸性溶液堿性溶液3.常溫下溶液的酸堿性與pH的關系pH酸性增強堿性增強0 1001 10-12 10-23 10-34 10-45 10-56 10-67 10-78 10-89 10-910 10-1011 10-1112 10-1213 10-1314 10-14c(H+)中性pH=0 并非無H+,而是c(H+)=1mol/L常溫25℃時判據【思考】100℃時,中性溶液中的pH=7嗎??溫度 Kw pH范圍 中性溶液pH25℃ 10-14 0~14 7100℃ 10-12 0~12 61.下列關于溶液酸堿性的說法正確的是 ( )A.常溫下,pH=7的溶液呈中性B.中性溶液中一定有c(H+)=1.0×10-7 mol·L-1C.c(H+)=c(OH-)的溶液呈中性D.在100 ℃時,純水的pH<7,因此呈酸性AC【練一練】2.25℃,下列溶液的酸性最強的是 ( )A.0.01mol/L HClB.pH=2的H2SO4溶液C.c(OH-)=10-13 mol/LD.pH=1溶液加水稀釋1倍C測定方法:酸堿指示劑法、pH試紙法、pH計法等。酸堿指示劑:一般是弱的有機酸或弱的有機堿,他們的顏色變化是在一定的pH值范圍內發生的。我們把指示劑發生顏色變化的pH值范圍叫做指示劑的變色范圍。4.pH值測定方法酸堿指示劑法估計溶液的pH范圍指示劑 變色范圍(pH) 遇酸的顏色 遇堿的顏色甲基橙石蕊酚酞3.14.4橙色紅色(pH<3.1)黃色(pH>4.4)5.08.0紫色紅色(pH<5.0)藍色(pH>8.0)8.210.0粉紅色無色(pH<8.2)紅色(pH>10.0)酸堿指示劑法注意:①試紙不能用水潤濕②不能將試紙伸到溶液中③廣泛pH試紙只能讀出整數(1)廣泛pH試紙:測量出溶液的整數pHpH試紙法使用方法:用鑷子撕取一小片pH試紙放于潔凈干燥的表面皿(或玻璃片)上,用潔凈干燥的玻璃棒蘸取待測液點在試紙中部,待試紙顯色穩定后與標準比色卡對比,讀出pH。視頻(2)精密pH試紙:可以判別0.2或0.3的pH差值pH試紙法精確測定溶液pHpH計法視頻用pH試紙測定溶液pH的正確操作是( )A. 將一小條試紙先用蒸餾水潤濕后,在待測液中蘸一下,取出后與標準比色卡對照B. 將一小塊試紙用蒸餾水潤濕后放在表面皿上,用玻璃棒蘸取少量待測液點在試紙中央,再與標準比色卡對照C. 將一小條試紙在待測液中蘸一下,取出后放在表面皿上,與標準比色卡對照D. 將一小塊試紙放在表面皿上,用玻璃棒蘸取少量待測液點在試紙中央,再與標準比色卡對照D【練一練】5.pH的應用(2)環保治理污水:酸性廢水可投加_____物質使之中和,堿性廢水可投加_____物質或利用煙道氣中和。堿性酸性(1)人體健康調節:如洗發時人們用的護發素主要功能是調節頭發的pH使之達到適宜的酸堿度。(5)在科學實驗和工業生產方面:溶液pH的控制常常是影響實驗結果或產品質量、產量的關鍵因素。(3)農業生產調節:控制土壤的pH使之適宜作物生長,提高作物的質量和產量。(4)在醫療上:可以通過測試和調節pH來進行診斷和治療疾病。pH在農業中的應用在農業上,土壤的pH關系到農作物的生長,有的作物如芝麻、油菜、蘿卜等可以生長在較大的pH范圍內,有的卻對土壤的pH反應非常敏感,如茶樹適宜在pH約為4.0~5.5的土壤中生長。在工業上,例如,氯堿工業生產中所用食鹽水的pH要控制在12左右,以除去其中的Ca2+和Mg2+等雜質。在無機鹽的生產中,為了分離所含的雜質如Fe3+,常把無機鹽溶液的pH調到5左右,此時Fe3+形成Fe(OH)3沉淀而分離析出,其他陽離子卻留在溶液中。pH在工業生產中的應用在醫療上,測定血液等的pH可以幫助診斷疾病。例如,人體內血液的pH一般在7.35~7.45范圍內,如果超過這個范圍,便屬于病理現象。在科學實驗中,pH是影響某些反應過程的重要因素,因此測定和控制溶液的pH,就如控制溫度和濃度等同樣重要。pH在科研中的應用水的電離H2O H++OH-Kw=c(H+)·c(OH-)外界條件對水電離平衡及Kw的影響溶液的酸堿性判斷依據 c(H+) 和c(OH-)的相對大小表示方法pH=-lg c(H+)pH的測定PH的計算 展開更多...... 收起↑ 資源預覽 縮略圖、資源來源于二一教育資源庫