資源簡介

(共62張PPT)
水與水溶液
第一課時
水的電離 電解質在水溶液中的存在形態
1.電解質：__________ 或__________能導電的_______ 。
非電解質：__________和_________均不能導電的_____________。
2.如何判斷如何判斷一種物質是電解質還是非電解質？
電解質：酸、堿、鹽、活潑金屬氧化物。
非電解質：多數有機物，非金屬氧化物、部分氫化物
知識回顧
溶于水
熔融狀態
溶于水
熔融狀態
化合物
化合物
通過化學必修課程的學習，你已知道電解質溶液（如鹽酸、CH3COOH溶液等）能夠導電。那么，純水能導電嗎 為了研究這個問題，有人曾經用經過很多次純化處理所制得的純水進行導電性實驗。你認為實驗結果會怎樣
經過多次純化處理的水仍具有導電性的原因是什么？
（1）水是一種極弱的電解質，能微弱電離，存在電離平衡
（2）水的離子積——Kw
Kw=C平(H+)×C平(OH-)
一.水的電離
H2O
H++OH-
一定溫度下，水電離出的H+和OH-濃度的乘積為一定值，稱為水的離子積常數（Kw），簡稱水的離子積。
思考：根據化學平衡原理，水的離子積會受什么外界條件影響？
不同溫度下水的離子積常數
結論：
溫度越高，Kw越大，Kw在一定溫度下是個常數。
水的電離是一個吸熱過程。
①Kw是溫度函數，一定溫度下Kw是一個常數。25℃時，Kw=10-14
②Kw只隨溫度的升高而增大，與C(H+) 、 C(OH-)無關。
③Kw適用于一定溫度下任何稀的電解質溶液。
④在任何水溶液中，均存在水的電離平衡，也就是任何水溶液中都是H+、OH-共存的。
注意:
對常溫下的純水進行下列操作，完成下表：
交流研討
水的電離平衡移動方向 C(H+) C(OH-) C(H+) 與C(OH-) 大小關系 Kw變化
加熱
加HCl
加NaOH
＞
=
＜
不變
不變
影響水電離平衡的因素
①升高溫度，促進水的電離。
②加入酸
增大C(H+)，則平衡向左移動，水的電離被抑制，由于水的電離平衡仍然存在，Kw不變，則C(OH-)必然會減小。
歸納總結
③加入堿
增大C(H+)，則平衡向左移動，水的電離被抑制，由于水的電離平衡仍然存在，Kw不變，則C(OH-)必然會減小。
判斷下列說法是否正確：
①水的離子積常數Kw=10-14
②溫度升高，純水中的c平(H＋)增大，c平(OH－)減小
③水的電離程度很小，純水中主要存在形態是水分子
④在純水中加入少量硫酸銨，可促進水的電離，使水的離子積增大
⑤不管是純水還是在酸、堿、鹽溶液中，水電離產生的C平(H＋)和C平(OH－)始終相等。
由Kw的數值很小可知，水的電離程度很小，其主要存在形態是水分子，因此純水的導電能力很弱。加入電解質后導電能力增強，不同的電解質其導電能力是否相同？影響溶液導電性因素是什么？
溶液導電性
自由移動離子濃度大小
離子所帶電荷
電解質溶液的導電能力一樣嗎
純水的導電能力非常弱，但是向其中加入電解質形成溶液后導電能力增強。請通過實驗判斷下列溶液的導電能力是否相同。
實驗：
在四個燒杯中分別盛有等體積、等濃度（0.5mol·L-1）的鹽酸、氨水、CH3COOH溶液、NaCI溶液，按圖3-1-1所示裝置連接儀器，接通電源，注意觀察燈泡的亮度。
CH3COOH溶液
鹽酸
氨水
NaCl溶液
實驗現象：在體積和濃度相同的條件下，鹽酸、NaCl 溶液的燈泡亮度比CH3COOH溶液、氨水的亮。
實驗結論：在體積和濃度相同的條件下，鹽酸、NaCl 溶液的導電能力比CH3COOH溶液、氨水的強。
1.電解質溶液導電的本質是什么？
溶液中存在能夠自由移動的離子
2.實驗中各水溶液導電能力不同的原因是什么？
溶液中離子濃度不同，離子濃度越高導電能力就越強
3.氯化氫、醋酸等電解質在溶于水的過程中發生了哪些變化？它們最終以何種狀態存在？
均發生了電離，氯化氫以離子形式存在，醋酸主要以分子形式存在，少量以離子形式存在
在稀的水溶液中能完全電離的電解質稱為強電解質
書寫強電解質的電離方程式時常用符號“==========”
氯化氫和氯化鈉的電離方程式分別為:
這種在溶于水時部分電離的電解質稱為弱電解質
水是極弱的電解質。弱電解質溶液中存在著電離平衡。
CH3COOH分子、H+、CH3COO-
H+、Cl-
常見強酸：
常見強堿：
常見弱酸：
常見弱堿：
HCl、HNO3、H2SO4、HClO4、HBr、HI
NaOH、KOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2
H2CO3、HClO、H2SO3、CHCOOH、HF、H2S
NH3·H2O、Cu(OH)2、Fe(OH)3等
1.強電解質溶液的導電性一定比弱電解質溶液的導電性強嗎？
電解質的強弱與導電能力沒有直接關系；
2.易溶的電解質都是強電解質，難溶的電解質都是弱電解質，對嗎？
電解質的強弱與物質的溶解性也沒有關系。
　　　　　　　　　　　　　
下列物質中：①CO2 ②HCl ③NH3 ④HClO
⑤Cu ⑥NaOH ⑦NH3·H2O
⑧NaHCO3 ⑨Cu(OH)2 ⑩BaSO4
屬于強電解質的是 ；
屬于弱電解質的是 。
②⑥⑧⑩
④⑦⑨
強電解質：完全電離 用“==”
弱電解質：不完全電離用“ ”
2.電離方程式的書寫
HCl=H+＋Cl-
NaCI=Na+＋CI-
CH3COOH H+＋CH3COO-
NH3 H2O NH4+＋OH-
寫出下列物質在水中的電離方程式
①Cu(OH)2 ____________________________
②Ca(OH)2 _____________________________
③HClO______________________________
④H2SO4 _______________________________
Cu(OH)2 Cu2++2OH-
Ca(OH)2 =Ca2++2OH-
HClO H++ClO-
H2SO4 =2H++SO42-
⑤NaHSO4 ____________________________
⑥NaHCO3 ____________________________
特別提醒：
在寫電離方程式時強酸的酸式鹽能電離出氫離子，弱酸的酸式鹽不能電離出氫離子。
NaHSO4 =Na+ +H++SO42-
NaHCO3 = Na+ + HCO3-
溶劑化作用
電解質溶于水后形成的離子或分子并不是單獨存在的，而是與水分子相互吸引、相互結合，以“水合分子”或“水合離子”的形態存在。這種溶質分子或離子與溶劑相互吸引的作用叫作溶劑化作用。
視野拓展
1.水的電離
H2O
H++OH-
Kw=C平(H+)×C平(OH-)
溫度、加酸、加堿
課堂小結
2.電解質在水溶液中存在形態
完全電離
強酸、強堿、絕大多數鹽
部分電離
弱酸、弱堿、水

=
水溶液的酸堿性與PH
知識回顧
1.水的電離方程式______________________________________。
2.水的離子積Kw= 。25℃Kw= 。
1.0×10-14mol2·L-2
C平(H+) C平(OH-)
H2O
H++OH-
3.純水升高溫度，
C(H+) ,C(OH-) ,Kw= 。
加酸C(H+) ,C(OH-) ,Kw= 。
加堿C(H+) ,C(OH-) ,Kw= 。
增大
增大
增大
不變
不變
增大
減小
減小
增大
由于水的電離，在水溶液中始終存在著H+和OH-，而且稀水溶液中C平(H+)和C平(OH-)的乘積也等于水的離子積。那么，水溶液中H+、OH-的濃度與溶液的酸堿性有什么關系呢 水溶液的酸堿度又如何量度呢
利用水的離子積可以計算溶液中H+或OH-的濃度的濃度。例如，室溫下測得某酸溶液中的C平(H+)為1.0×10-5mol·L-1，根據
Kw=C平(H+) C平(OH-)=1.0×10-14mol2·L-2
可得該酸溶液中的C平(OH-)為∶
C平(OH-)=
Kw
C平(H+)
=
1.0×10-14mol2·L-2
1.0×10-5mol·L-1
=
1.0×10-9mol·L-1
1.下表列出了室溫下一些溶液的C平(H+)或C平(OH-)，請填上空缺的數據。
化合物 C/(mol/L) C平(H+)/(mol/L) C平(OH-)/(mol/L)
HCl 1.0×10-2 1.0×10-2
HNO3 1.0×10-3 1.0×10-3
NaOH 1.0×10-2 1.0×10-2
KOH 1.0×10-3 1.0×10-3
1.0×10-12
1.0×10-11
1.0×10-12
1.0×10-11
2.由表中的數據能找出什么規律
在酸性溶液中也存在著OH-，只是H+的濃度比OH-的濃度大;在堿性溶液中也存在著H+，只是OH-的濃度比H+的濃度大。
水溶液的酸堿性與C平(H+)和C平(OH-)的相對大小的關系為∶
C平(H+)>C平(OH-)
C平(H+)=C平(OH-)
C平(H+)1.水溶液的酸堿性
溶液呈堿性，且C平(OH-)越大堿性越強
溶液呈酸性，且C平(H+)越大酸性越強
溶液呈中性
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
■加酸后Kw =1×10-14
酸溶液中Kw =c(H+)酸 · c(OH-)水
■加堿后Kw =1×10-14
堿溶液中Kw =c(OH-)堿·c(H+)水
遷移應用
=c(H+)水
=c(OH-)水
① 任何水溶液中H+和OH－總是同時存在的,只是相對含量不同.
②Kw適用于一定溫度下任何稀的電解質溶液。常溫下,任何稀的水溶液中，Kw=C平(H+)×C平(OH－)=1×10－14
歸納總結
③不論是在中性溶液還是在酸堿性溶液，水電離出的C(H+)＝C(OH－)
酸性溶液一般可忽略水電離出的C(H+)，堿性溶液可忽略水電離出的C(OH－)。
④根據Kw=C平(H＋)×C平(OH－) 在特定溫度下為定值,C平(H＋) 和C平(OH－) 可以互求.
（1）可以用C平(H+)或C平(OH-)的大小表示溶液的酸堿度
2.溶液酸堿度的表示方法
C平(H+)越大酸性越強
C平(OH-)越大堿性越強
（2）可以用pH大小表示溶液的酸堿度
pH與溶液中H+濃度的關系？
pH=-lgC平(H+)
pH越大，C平(H+)越小，堿性越強
已知：KW100℃=10-12
1.在100 ℃ 時，純水中c(H+)為多少？
2.c(H+) ＞1×10—7mol/L是否說明100 ℃ 時純水溶液呈酸性？
3.100℃純水的PH為多少？
4.PH=7的溶液是否一定是中性溶液？
交流研討
10-6
不能，純水呈中性
6
不一定，100℃純水PH6為中性，PH等7為堿性。
溶液酸堿性本質上取決于C平(H+)和C平(OH-)相對大小，因此不能用 c(H+)等于多少來判斷溶液酸、堿性，也不能根據pH大小來判斷溶液的酸堿性。
特別說明：
25 ℃ 時，中性溶液的C平(H+)=10-7，PH=7。
室溫下，溶液酸堿性與C平(H+)和PH關系
歸納總結
c(H＋)與c(OH－)的相對大小 c(H＋)的范圍(25 ℃ ) pH的范圍（25 ℃）
中性溶液 c(OH－)c(H＋) c(H＋) =1.0×10－7 mol·L－1 PH=7
酸性溶液 c(OH－)c(H＋) c(H＋) >1.0×10－7 mol·L－1 PH<7
堿性溶液 c(OH－)c(H＋) c(H＋) <1.0×10－7 mol·L－1 PH>7
【例】室溫條件下，測得強堿NaOH溶液的濃度為1.0×10-3mol·L-1,計算該溶液的PH。
解：NaOH=== Na+ + OH-
C/mol·L-1 1.0×10-3 1.0×10-3
因為 KW=C平(H+) C平(OH-)
所以 C平(H+)=
PH=-lgC平(H+)=
KW
C平(OH-)
1.0×10-14
1.0×10-3
=
=11.0
KW
C平(OH-)
答：該溶液的PH為11.0 。
某溫度下純水的pH＝6。請據此回答下列問題：
(1)pH＝7的溶液呈_________(填“酸性”“中性”或“堿性”)。
(2)該溫度下0.1 mol·L－1的鹽酸的pH＝________。
(3)0.05 mol·L－1的Ba(OH)2溶液的pH＝________。
堿性
1
11
3.溶液酸堿度的測定方法
（1）酸堿指示劑:估計溶液的pH范圍
（2）廣泛pH試紙:測量出溶液的整數pH
（3）pH計(酸度計):精確測定溶液pH
思考交流
變色范圍(pH)
3.1~4.4
5.0~8.0
8.2~10.0
（1）酸堿指示劑:估計溶液的pH范圍
pH 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14
甲基橙 紅色 橙色 黃色
石蕊 紅色 紫色 藍色
酚酞 無色 淺紅色 紅色
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。
（2）廣泛pH試紙:測量出溶液的整數pH
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
（3） pH計(酸度計):精確測定溶液pH
溶液的
酸堿性
根本依據
常用依據
測定方法
酸性
中性
堿性
C平(H+)>C平(OH-)
C平(H+)=C平(OH-)
C平(H+)25 ℃
C平(H+)
>10-7 酸性
=10-7 中性
<10-7 堿性
pH
>7 堿性
=7 中性
<7 酸性
酸堿指示劑
pH試紙
pH計
課堂小結

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