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(共24張PPT)
水的電離
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水的電離
1.水是一種極弱電解質(zhì)，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(shí)驗(yàn)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(zhì)的量幾乎不變， C(H2O)的濃度為常數(shù)。
水的電離
所以 K 電離× c(H2O) ＝ c(H+)×c(OH-）= K W
平衡常數(shù)：K 電離＝
c(H+)×c(OH-）
c(H2O）
2.水的離子積
KW 叫做水的離子積常數(shù)，簡稱水的離子積。
注：c(H2O)=
1 L
1000 g
18 g·mol-1
Kw =
c( H+) .c(OH-)
水的電離
KW只與溫度有關(guān)（與濃度無關(guān)）:溫度升高，KW增大
如： 25℃ KW=10-14 100℃ KW=10-12
溫度
0℃
20℃
25℃
50℃
100℃
Kw
1.14×10-15
6.81×10-15
1×10-14
5.47×10-14
1×10-12
水的電離
（3）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。
（1）Kw是溫度函數(shù)，只隨溫度的升高而增大，
與c(H+) 、 c(OH-)無關(guān)。
（2）Kw適用于一定溫度下任何稀的電解質(zhì)溶液。
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固體
加入少量NaCl固體
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
水的電離
（1）溫度
抑制水的電離，Kw保持不變
升高溫度促進(jìn)水的電離，Kw增大
（下一節(jié)再講）
3.水的離子平衡的影響因素
（2）酸
（3）堿
（4）發(fā)生化學(xué)反應(yīng)
促進(jìn)水的電離，Kw不變
（5）能水解的鹽
水的電離
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
■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/L
10-12mol/L
10-12mol/L
0.01mol/L
■加堿后Kw =1×10-14
課堂練習(xí)
水的電離
3.在由水電離產(chǎn)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
課堂練習(xí)
溶液的酸堿性與pH值
c (H+)與c (OH-)關(guān)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
+
-
1.溶液的酸堿性與c(H+)、c(OH-)的關(guān)系
溶液的酸堿性與pH值
2.溶液的酸堿性與pH的關(guān)系
c(H+) ﹥ 1mol/L或c(OH-) ﹥ 1mol/L時(shí)，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(qiáng)。 c(OH-)越大，溶液堿性越強(qiáng)，酸性越弱。
c(H+) ﹤ 1mol/L時(shí)，常用pH表示溶液的酸堿性。
溶液的酸堿性與pH值
溶液的pH
(1)定義：
c(H+)的負(fù)對數(shù)
(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
lg2=0.3
lg3=0.477
溶液的酸堿性與pH值
溶液的酸堿性 c(H+)和c(OH-)的關(guān)系 常溫下：c(H+) 常溫下：pH
中性溶液 1×10-7mol/L
[H+]＞[OH-]
＞7
酸性溶液
堿性溶液
[H+]=[OH-]
[H+] ＞1×10-7mol/L
＜7
=7
[H+]＜[OH-]
[H+] ＜1×10-7mol/L
2.溶液的酸堿性與pH的關(guān)系
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(qiáng)
堿性增強(qiáng)
溶液的酸堿性與pH值
測定方法：酸堿指示劑法、pH試紙法、pH計(jì)法等。
酸堿指示劑：一般是弱的有機(jī)酸或弱的有機(jī)堿，他們的顏色變化是在一定的pH值范圍內(nèi)發(fā)生的。我們把指示劑發(fā)生顏色變化的pH值范圍叫做指示劑的變色范圍。
3.pH值測定方法
酸堿指示劑法
溶液的酸堿性與pH值
估計(jì)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
3.1
4.4
橙色
紅色
（pH<3.1）
黃色
（pH>4.4）
5.0
8.0
紫色
紅色
（pH<5.0）
藍(lán)色
（pH>8.0）
8.2
10.0
粉紅色
無色
（pH<8.2）
紅色
（pH>10.0）
酸堿指示劑法
溶液的酸堿性與pH值
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(shù)
（1）廣泛pH試紙:測量出溶液的整數(shù)pH
pH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(diǎn)在試紙中部，待試紙顯色穩(wěn)定后與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對比，讀出pH。
溶液的酸堿性與pH值
（2）精密pH試紙:
pH試紙法
可以判別0.2或0.3的pH差值
溶液的酸堿性與pH值
精確測定溶液pH
pH計(jì)法
溶液的酸堿性與pH值
（2）環(huán)保治理污水：酸性廢水可投加_____物質(zhì)使之中和，堿性廢水可投加_____物質(zhì)或利用煙道氣中和。
堿性
酸性
4.pH的應(yīng)用
（1）人體健康調(diào)節(jié)：如洗發(fā)時(shí)人們用的護(hù)發(fā)素主要功能是調(diào)節(jié)頭發(fā)的pH使之達(dá)到適宜的酸堿度。
（5）在科學(xué)實(shí)驗(yàn)和工業(yè)生產(chǎn)方面：溶液pH的控制常常是影響實(shí)驗(yàn)結(jié)果或產(chǎn)品質(zhì)量、產(chǎn)量的關(guān)鍵因素。
（3）農(nóng)業(yè)生產(chǎn)調(diào)節(jié)：控制土壤的pH使之適宜作物生長，提高作物的質(zhì)量和產(chǎn)量。
（4）在醫(yī)療上：可以通過測試和調(diào)節(jié)pH來進(jìn)行診斷和治療疾病。
溶液的酸堿性與pH值
pH在農(nóng)業(yè)中的應(yīng)用
在農(nóng)業(yè)上，土壤的pH關(guān)系到農(nóng)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(nèi)，有的卻對土壤的pH反應(yīng)非常敏感，如茶樹適宜在pH約為4.0～5.5的土壤中生長。
溶液的酸堿性與pH值
在工業(yè)上，例如，氯堿工業(yè)生產(chǎn)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(zhì)。在無機(jī)鹽的生產(chǎn)中，為了分離所含的雜質(zhì)如Fe3+，常把無機(jī)鹽溶液的pH調(diào)到5左右，此時(shí)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(yè)生產(chǎn)中的應(yīng)用
溶液的酸堿性與pH值
在醫(yī)療上，測定血液等的pH可以幫助診斷疾病。例如，人體內(nèi)血液的pH一般在7.35～7.45范圍內(nèi)，如果超過這個(gè)范圍，便屬于病理現(xiàn)象。
在科學(xué)實(shí)驗(yàn)中，pH是影響某些反應(yīng)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(yīng)用
THANK YOU
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