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第三章 水溶液中的離子平衡
化學反應原理
2 水的電離和溶液的酸堿性
學習目標
1、了解水的電離平衡及影響因素
2、掌握水的離子積—Kw
3、知道溶液的酸堿性與pH的關系
1.實驗
2.現象
：指針擺動 ：不亮
G
×
3.結論
水是一種極弱的電解質
4.原因
H2O H＋ ＋OH－
H2O＋ H2O H3O ＋ ＋OH－
實驗測定(25℃時)：c(H+)=c(OH－)=10-7mol/L
靈敏電流計
燈泡
一、水的電離
1、水是一種極弱的電解質，能微弱的電離。
存在著電離平衡。
+
+
H2O+H2O H3O++OH－
3、平衡常數：K 電離＝
c(H+)×c(OH-）
c(H2O）
H2O H＋+OH－
2、水的電離方程式
加入酸：
增大
減少
平衡逆向移動
水的電離程度減小
H2O H+ + OH-
c(H+)
c(OH-)
問題與討論
1.在水中加入強酸(HCl)后，對水的電離平衡有何影響？
加入堿：
c(H+)減小
增大
平衡逆向移動
水的電離程度減小
H2O H+ + OH-
c(H+)
c(OH-)
2.在水中加入強堿(NaOH)后，對水的電離平衡有何影響？
問題與討論
（1）電離是一個吸熱過程，升高溫度，促進
水的電離。
（2）加入酸或堿，抑制水的電離，
（3）加入能消耗H+或OH-的物質，促進水的電
離。
二、影響水電離平衡的因素
討論：
對常溫下的純水進行下列操作，完成下表：

酸堿性
水的電離平衡移動方向
c(H+)
c(OH-)
c(H+) 與c(OH-)
大小關系
K變化
加 熱






加HCl






加NaOH






中性
→
↑
↑
=
↑
酸性
←
↑
↓
＞
不變
堿性
←
↓
↑
＜
不變
小結：
加入酸或堿都抑制水的電離
加活潑金屬
堿性
→
↓
↑
＜
不變
加入能消耗H+或OH-的物質，促進水的電離。
P45
在室溫（25℃）時，1L純水（ ）molH2O
只有 molH2O發生電離
55.6
在室溫（25℃）時1LH2O中
c(H+)=c(OH-)=________ mol/L
1×10-7
1×10-7
平衡常數：K 電離＝_____________
c(H+)×c(OH-）
c(H2O）
c(H2O） ·K 電離= c(H+)×c(OH-）
提示:c=n/V
ρ水:1g/ml
算一算
讀一讀
=常數
=1×10-14
三、水的離子積常數
1、定義：在一定溫度下的稀溶液中c(H+)×c(OH-）
為一常數。
2、符號：
Kw
表達式：
Kw= c(H+) . c(OH-)
注：常數無單位
分析下表中的數據有何規律，并解釋之
討論：
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
結論：
3、影響KW的因素：溫度
溫度越高，KW越大，水的電離是一個吸熱過程
如： 25℃ KW=10-14 100℃ KW=10-12
4、注意
①KW只與溫度有關，溫度越高，KW越大。
25℃ KW=10-14 100℃ KW=10-12
②KW與溶液的酸堿性無關，在25℃時，酸性、堿性或中性稀溶液中KW=10-14
③水的離子積常數揭示了任何水溶液中均存在水的電離平衡，所以任何水溶液中均含有c(H+)·c(OH-)。
但有水電離產生的c(H+) 和c(OH-)永遠相等。
④KW= c(H+)·c(OH-)式中c(H+) 和c(OH-)均表示整個溶液中的c(H+) 和c(OH-)的總的物質的量濃度，因此要分清酸溶液中c(H+) 和酸溶液中水電離出來的c(H+) 。堿溶液中c(OH-)和酸溶液中水電離出來的c(OH-) 。
⑤水的離子積常數不僅適用于純水，也適用于稀的（酸、堿、鹽）電解質溶液。
⑥酸溶液中電離出的c(H+)和水中電離出的c(H+)區別。
c(H+)溶液= c(H+)酸+c(H+)水，由于酸中c(H+)大于水中的c(H+)，即水中的c(H+)可忽略。
同理堿溶液也一樣。
1、0.01mol/L鹽酸溶液中,c(H+)、 c(OH-)分別為多少？由水電離出的 c(H+) H2O 、 c(OH-) H2O分別是多少？
c(H+)= 0.01mol/L
c(OH-)
=1×10-12mol/L
c(H+)H2O= c(OH-) H2O
=1×10-12mol/L
c
利用Kw的定量計算
根據室溫時水的電離平衡，運用平衡移動原理分析
下列問題。
1.酸或堿的稀溶液的密度與純水相近，1L酸或堿的稀
溶液約為1000 g，其中，H2O的物質的量近似為1000 g
/ 18 g /mol =55.6 mol。此時，發生電離的水是否仍為
純水狀態時的1×10-7mol ？
因酸電離出來的H＋或堿電離出來的OH－對水的電離有抑制作用，所以發生電離的水的物質的量小于純水狀態時的1×10-7mol 。
P46思考與交流
2.比較下列情況下，c (H+)和c (OH-）的值或變化趨勢（增加或減少）：
純水 加少量鹽酸 加少量氫氧化鈉
c (H+)
c (OH-)
c(H+)和c(OH-)大小比較
10-7mol/L
10-7mol/L
c(H+)=c(OH-)
變大
變小
c(H+)>c(OH-)
變小
變大
c(H+)3.酸性溶液中是否有OH-存在？堿性溶液中是否有H+存
在？
任何溶液中均含有H+和OH-
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
+
-
1、溶液的酸、堿性跟c(H+)、c(OH-)的關系
（1）實質：溶液中c (H+) 和c (OH-)的相對大小
（2）判斷依據：
任何情況下
在25℃ 時
討論：KW100℃=10-12
在100 ℃ 時，純水中[H+] 為多少？
[H+] ＞1×10-7mol/L是否說明100 ℃ 時純水溶液呈酸性？
不能用 [H+] 等于多少來判斷溶液酸、堿性，只能通過兩者相對大小比較
100℃ 時，[H+] = 1×10-7mol/L溶液呈酸性還是堿性？
[H+] =1×10-6mol/L
否
堿性
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。
2、溶液的酸堿性的表示方法
溶液的pH
(1)pH的定義：
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
pH=-lg c (H+)
lg2=0.3
lg3=0.477
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
[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
（3）、溶液的酸、堿性跟pH的關系
注意：用pH判斷溶液酸堿性時需注意條件：溫度
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
即pH越小酸性越強
pH越大堿性越強
3、溶液酸堿性的測定方法
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。
pH 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 甲基橙 （3.1—4.4） 紅色 橙色 黃色 石蕊（5.0—8.0） 紅色 紫色 藍色 酚酞（8.2—10.0） 無色 淺紅色 紅色
pH測定：
①pH試紙測定：不可先潤濕，不可直接塞進試劑瓶。與比色卡對照
② pH 計（酸度計）。
4、pH值的簡單計算
【例1 】計算下列溶液的pH
(1)求0.05mol/LH2SO4溶液的pH。
(2)求0.5mol/LBa(OH)2溶液中c(H+)及pH。
（1）pH＝1
（2） c(H+) ＝10-14mol/L　pH＝14
謝謝聆聽！

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