資源簡介

(共24張PPT)
第一節(jié) 弱電解質(zhì)的電離平衡
課時3 水的電離平衡
第三章 水溶液中的離子反應(yīng)
授課人：
學(xué)習(xí)目標(biāo)
1．了解水的電離過程及水的離子積常數(shù)的含義，并能用Kw進(jìn)行簡單計算。
2．通過認(rèn)識水的電離存在電離平衡，了解水的電離平衡的影響因素，知道水的離子積常數(shù)，會分析水的電離平衡移動，培養(yǎng)變化觀念與平衡思想的化學(xué)核心素養(yǎng)。
純水導(dǎo)電實驗
指針擺動
燈泡不亮
純水能發(fā)生微弱的電離。
結(jié)論：
H2O + H2O H3O+ + OH-
H2O H+ + OH-
簡寫：
水是一種極弱的電解質(zhì)，能發(fā)生微弱的電離。
+
+
+
-
一、水的電離平衡
H2O H+ + OH-
水的電離平衡常數(shù)可表示為：
K=
c ( H+) .c( OH-)
c(HA)
在一定溫度下，純水和稀溶液中c (H2O)可視為一定值
Kw ＝K · c (H2O)＝
c(H+)·c(OH-)
一、水的電離平衡
KW＝c(H+)·c(OH-)
KW 叫做水的離子積常數(shù)，簡稱水的離子積，無單位。
當(dāng)水的電離達(dá)到平衡時，電離產(chǎn)物H+和OH-濃度之積是一個常數(shù)，記作KW：
＝1×10-14
一、水的電離平衡
只與溫度有關(guān)，
升高溫度Kw增大 ，降低溫度Kw 減小。
影響因素
KW 是常數(shù)，
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？
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酸(H＋)＋c水(H＋)，而OH－全部來自于水的電離。
一、水的電離平衡
KW 不僅適用于純水，也適用于稀的電解質(zhì)水溶液，在任何酸、堿、鹽的稀溶液中，只要溫度一定，Kw就一定。
水的離子積常數(shù)顯示了在任何水溶液中均存在水的電離平衡，都有H＋和OH－共存，只是相對含量不同而已。
c(H+)表示溶液中總的H+濃度,c(OH-)表示溶液中總的OH-濃度。
注意：
一、水的電離平衡
注：表中濃度單位均為mol/L
c(H+)、c(OH-)分別指溶液中總的H+濃度、總的OH-濃度
H2O H+ + OH-
0.1
0.001
0.1
0.001
c(NaOH)
水電離出的
c(H+)水
1.0×10－13
溶液中c(OH-)
＝c(OH-)水
pH
13
11
c(H+)·c(OH-)
1.0×10－14
1.0×10－14
溶液中c(H+)
1.0×10－13
1.0×10－11
≈c(OH-)NaOH
＝c(H+)水
1.0×10－11
一、水的電離平衡
H2O H+ + OH-
NaOH Na+ + OH-
粒子的種類、來源
粒子的相互作用
加入NaOH，瞬間溶液中c(OH-)增大
水的電離平衡逆向移動
c(H+)減小，pH增大
結(jié)論：
向水中加入堿，c(OH-)增大，水的電離平衡逆向移動。
一、水的電離平衡
改變條件 平衡移動方向 c(H＋) c(OH－) 水的電離程度 Kw
升高溫度
加入HCl(g)
加入NaOH(s)
右移
增大
增大
增大
增大
左移
增大
減小
減小
不變
左移
減小
增大
減小
不變
一、水的電離平衡
改變條件 平衡移動方向 c(H＋) c(OH－) 水的電離程度 Kw
加入活潑金屬 (如Na)
加入NaHSO4(s)
右移
減小
增大
增大
不變
左移
增大
減小
減小
不變
一、水的電離平衡
總結(jié)
一、水的電離平衡
外界條件對水的電離平衡及Kw 的影響
⑴水的電離為吸熱過程，升高溫度，水的電離平衡向電離方向移動， KW增大。
⑵溫度不變，加入酸或堿，電離產(chǎn)生H+或OH-，能抑制水的電離，使水的電離程度減小，但KW不變。
⑶ 加入某些與水反應(yīng)的物質(zhì)， 由于結(jié)合水電離出的H+或OH-能促進(jìn)水的電離平衡，使水的電離程度增大，但KW不變。
堿溶液中Kw＝c水(H＋)·c堿(OH－)(忽略水電離出的OH－的濃度)。
Kw表達(dá)式中c(H＋)、c(OH－)均表示整個溶液中總物質(zhì)的量濃度，但是一般情況下有：
酸溶液中Kw＝c酸(H＋)·c水(OH－)(忽略水電離出的H＋的濃度)。
二、Kw的應(yīng)用
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。
室溫下，由水電離出的c(H＋)＝1×10－13 mol·L－1的溶液可能呈酸性，也可能呈堿性。
二、Kw的應(yīng)用
水電離出的c(H＋)或c(OH－)的計算
等量關(guān)系
無論是純水，還是酸性(或堿性)溶液，由水的電離產(chǎn)生的
c水(H＋)＝c水(OH－)。
定量關(guān)系
任何電解質(zhì)稀溶液中都存在Kw＝c(H＋) c(OH－)，在表達(dá)式中，c(H＋)、c(OH－)均表示整個溶液中H＋、OH－總的物質(zhì)的量濃度而不是單指由水電離出的c(H＋)、c(OH－)。
二、Kw的應(yīng)用
Kw
c(H+)
c水(OH-)
=
c(OH-)
=
c水(H+)
Kw
OH－全部來自水的電離，
水電離產(chǎn)生的c水(H＋)＝
H＋全部來自水的電離，
水電離產(chǎn)生的c水(OH-)=
酸性溶中：
堿性溶中：
水的電離平衡曲線
01
02
曲線上的任意點(如a，b，c)的Kw都相同，即c(H＋)·c(OH－)相同，溫度相同。
曲線外的任意點(如d)與曲線上任意點的Kw不同，溫度不同。
二、Kw的應(yīng)用
水的電離平衡曲線
實現(xiàn)曲線上點之間的轉(zhuǎn)化需保持溫度不變，改變酸堿性；
實現(xiàn)曲線上點與曲線外點之間的轉(zhuǎn)化一定改變溫度。
03
二、Kw的應(yīng)用
例1、在室溫下，0.01 mol·L－1的鹽酸中，c(OH－)是多少？
水電離出的c(H＋)又是多少？
由于c酸(H＋)＝0.01 mol·L－1，
溶液中c(OH－)＝Kw/c酸(H＋)＝1.0×10－14/0.01mol·L－1＝1.0×10－12 mol·L－1。
由于溶液中的OH－只來源于水的電離，所以水電離出的c(H＋)＝1.0×10－12 mol·L－1。
典例解析
例2 某溫度時，某水溶液中的c(H＋)＝10y mol L－1，c(OH－)＝10x mol L－1，x和y的關(guān)系如圖所示。該溫度下，水的離子積常數(shù)為___________，若稀硫酸中c(H＋)＝5×10－4 mol L－1，則由水電離產(chǎn)生的c水(H＋)＝___________ mol L－1。
1×10－15
2×10－12
課堂小結(jié)
水的電離平衡
不良反應(yīng)
水的電離平衡
電離平衡移動
Kw的理解
Kw 的應(yīng)用
相關(guān)計算
隨堂練習(xí)
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，通入HCl可能引起由b向a的變化
B．該溫度下，水的離子積常數(shù)為1.0×10－13
C．向平衡體系中加入水，平衡正向移動，c(OH－)增大
D．升高溫度，可能引起由c向b的變化
A
隨堂練習(xí)
2．25 ℃時，0.005 mol/L H2SO4溶液中由水電離出的H＋的濃度是(　　)
A．1×10－14 mol/L B．1×10－2 mol/L
C．1×10－7 mol/L D．1×10－12 mol/L
D
謝謝觀看
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