資源簡介

(共30張PPT)
第1講 水的電離
新人教版 化學 選擇性必修一
第三章 水溶液中的離子反應與平衡
第二節 水的電離
導入新課
在水溶液中，酸、堿和鹽全部或部分以離子形式存在，
那么，其中的溶劑----水是全部以分子形式存在，還是部分以離子形式存在呢？
模塊一 水的電離
一、水的電離
1．水是一種極弱電解質，能微弱電離
+
+
+
-
H2O +H2O H3O+ + OH－
( H2O H＋+OH－)
水電離出來的H＋和OH－在任何情況下總是相等。
實驗測得：在室溫下1L水中只有1×10-7mol水電離，電離前后水的物質的量幾乎不變， C(H2O)的濃度為常數。
2．水的離子積
所以 K 電離× c(H2O) ＝ c(H+)×c(OH-）= K W
平衡常數：K 電離＝
c(H+)×c(OH-）
c(H2O）
KW 叫做水的離子積常數，簡稱水的離子積。
注：c(H2O)=
1 L
1000 g
18 g·mol-1
Kw =
c( H+) .c(OH-)
一、水的電離
一、水的電離
KW只與溫度有關（與濃度無關）: 溫度升高，KW增大
牢記： 25℃ KW=10-14
溫度
0℃
20℃
25℃
50℃
100℃
Kw
1.15×10-15
6.87×10-15
1.01×10-14
5.31×10-14
5.45×10-13
2．水的離子積
Kw適用于一定溫度下任何稀的電解質溶液。
一、水的電離
改變條件 平衡移動方向 電離程度 c(H+) c(OH-) c(H+) 和 c(OH-) 大小比較
Kw
升高溫度
通入少量HCl氣體
加入少量NaOH(s)
加入少量
NaCl(s)
加入少量Na
增大
增大
增大
增大
增大
增大
增大
增大
減小
減小
減小
減小
正向移動
正向移動
逆向移動
逆向移動
不移動
不變
不變
不變
不變
不變
不變
不變
大于
小于
等于
小于
等于
減小
一、水的電離
（1）溫度
抑制水的電離，Kw保持不變
升高溫度促進水的電離，Kw增大
（下一節再講）
（2）酸
（3）堿
（4）發生化學反應
促進水的電離，Kw不變
（5）能水解的鹽
3．水的離子平衡的影響因素
一、水的電離
課堂檢測
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/L
10-12mol/L
10-12mol/L
10-12mol/L
10-12mol/L
10-12mol/L
10-12mol/L
0.01mol/L
一、水的電離
3.在由水電離產生的H＋濃度為1×10－13mol·L－1的溶液中，一定能大量共存的離子組是( )
① K＋、Cl－、NO3－、S2－
② K＋、Fe2＋、I－、SO42－
③ Na＋、Cl－、NO3－、SO42－
④Na＋、Ca2＋、Cl－、HCO3－
⑤ K＋、Ba2＋、Cl－、NO3－
A．①③ B．③⑤ C．③④ D．②⑤
酸性條件不能共存
堿性條件不能共存
能共存
酸、堿性條件都不能共存
能共存
B
課堂檢測
模塊二 溶液的酸堿性與pH值
二、溶液的酸堿性與pH值
1.溶液的酸堿性與c(H+)、c(OH-)的關系
c (H+)與c (OH-)關系 25℃， c(H+)/mol·L-1 溶液酸堿性
c (H+) =c (OH-)
=1×10-7
中性
c (H+)>c (OH-)
> 1×10-7
酸性
c (H+) <1×10-7
堿性
二、溶液的酸堿性與pH值
2.溶液的酸堿性與pH的關系
c(H+) ﹥ 1mol/L或c(OH-) ﹥ 1mol/L時，可直接用c(H+) 或c(OH-)表示溶液的酸堿性。一定溫度下c(H+)越大,溶液酸性越強。 c(OH-)越大，溶液堿性越強，酸性越弱。
c(H+) ﹤ 1mol/L時，常用pH表示溶液的酸堿性。
二、溶液的酸堿性與pH值
(1)定義：
c(H+)的負對數
(2)使用范圍：
c(H+)<1mol/L
例：c(H+)=0.001 mol /L
pH=-lg 10-3 = 3
例：c(OH-) = 0.01mol /L
c(H+)=1×10-14 / 10-2 = 1×10-12 mol /L
pH=-lg 1×10-12 = 12
溶液的pH
二、溶液的酸堿性與pH值
溶液的酸堿性 c(H+)和c(OH-)的關系 常溫下：c(H+) 常溫下：pH
中性溶液 1×10-7mol/L
c(H+)＞c(OH-)
＞7
酸性溶液
堿性溶液
c(H+)=c(OH-)
＞1×10-7mol/L
＜7
=7
c(H+)＜c(OH-)
＜1×10-7mol/L
2.溶液的酸堿性與pH的關系
二、溶液的酸堿性與pH值
25℃溶液的pH值
0 100
1 10—1
2 10—2
3 10—3
4 10—4
5 10—5
6 10—6
7 10—7
8 10—8
9 10—9
10 10—10
11 10—11
12 10—12
13 10—13
14 10—14
酸性增強
堿性增強
二、溶液的酸堿性與pH值
3.pH的測定方法
pH試紙法
（1）廣泛pH試紙:測量出溶液的整數pH
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。
注意：①試紙測pH值時不能用水潤濕
②不能將試紙伸到溶液中
③廣泛pH試紙只能讀出整數
二、溶液的酸堿性與pH值
3.pH的測定方法
pH試紙法
（2）精密pH試紙:
可以判別0.2或0.3的pH差值
二、溶液的酸堿性與pH值
精確測定溶液pH
pH計法
二、溶液的酸堿性與pH值
（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。
4.pH的應用
二、溶液的酸堿性與pH值
pH的應用
（2）環保治理污水：
酸性廢水可投加堿性物質使之中和，堿性廢水可投加酸性物質或利用煙道氣中和。
二、溶液的酸堿性與pH值
pH的應用
（4）在醫療上：
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。
測定血液等的pH可以幫助診斷疾病。
二、溶液的酸堿性與pH值
pH的應用
（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。
二、溶液的酸堿性與pH值
pH的應用
（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。
課堂總結
1.水的離子積
Kw =
c( H+) .c(OH-)
KW只與溫度有關（與濃度無關）: 溫度升高，KW增大
牢記： 25℃ KW=10-14
Kw適用于一定溫度下任何稀的電解質溶液。
課堂總結
2.水的離子的因素
（1）溫度
（2）酸
（3）堿
（4）發生化學反應
（5）能水解的鹽
3.溶液的酸堿性與pH
c(H+) ﹤ 1mol/L時，常用pH表示溶液的酸堿性。
4.pH的應用
課堂檢測
答案　C
1．25 ℃時，相同物質的量濃度的下列溶液：①NaCl、②NaOH、③H2SO4，其中水的電離程度按由大到小順序排列的一組是(　　)
A．③>②>① B．②>③>①
C．①>②>③ D．③>①>②
課堂檢測
答案　A
2．下列各項中，能表示人大量喝水時，胃液pH變化的圖像是(　　)
課堂檢測
答案　B
3. 25 ℃時，水的電離達到平衡：H2O H＋＋OH－　ΔH>0，下列敘述正確的是(　　)
A．向水中加入稀氨水，平衡逆向移動，c(OH－)減小
B．向水中加入少量固體硫酸氫鈉，c(H＋)增大，Kw不變
C．向水中加入少量稀鹽酸，平衡逆向移動，c(H＋)減小
D．將水加熱，Kw增大，c(H＋)不變
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