資源簡介

(共25張PPT)
思考與討論：用導電實驗驗證水是全部以分子形式存在，還是部分以離子形式存在呢？
通過純水中導電實驗現象發現：燈泡 不發光
純水不導電或導電能力弱
純水能發生微弱的電離
精確的電導性實驗
第二節 水的電離和溶液的pH
一、水的電離
（一）水是一種極弱的電解質
可簡寫為：
即：5.56×108個水分子中只有一個電離。
1、無需外界條件水就電離出H+和OH-
H2O + H2O H3O+ + OH -
H2O H+ + OH -
注意：
純水中水的電離度：
結論：水能發生微弱的電離
2、室溫下， 1L水的物質的量n(H2O)＝55.6 mol ，
1L水只有10-7molH2O發生電離。
1×10-7
55.6
×100%
電離度=
（二）外界條件對水的電離的影響
條件改變 平衡移動方向 c (H+) c(OH-) 電離程度
加HCl
加NaOH
升 溫
加 水
↓
↑
←
→
↓
←
↓
↓
↑
↑
↑
↑
不 變
不 變
不 變
不 變
注意：加酸、加堿對水的電離都是抑制作用。
H2O H+ + OH -
（三）水的離子積常數
水的離子積常數 KW = c (H+) c(OH-)
（1）KW只受溫度影響，溫度升高，KW增大。和溶液濃度無關。
注意：
25℃ 純水中 c (H+) = c(OH-) = 1×10- 7 mol/L
KW = 10-14
100℃ KW = 10-12
純水中 c (H+) = c(OH-) = 1×10- 6 mol/L
（2）水的離子積是指純水或稀水溶液所有c(H+)與所有c(OH-)的乘積，
與溶液的酸性、中性或堿性無關。即溫度一定時， 任何稀水溶液
中KW為一常數。
H2O H＋ ＋OH－
討論1： 25℃ 0.01mol/L的HCl中，c(H+) =？ c(OH-) =？
水電離出的c(H+) =？ c(OH-) =？
討論2：25℃ 1×10- 10 mol/L的HCl中，c(H+) =？ c(OH-) =？
水電離出的c(H+) =？ c(OH-) =？
（4）極稀溶液中，水的電離不能忽略。
注意：
（3）不同水溶液中，c (H+) 與c(OH-) 不一定相等，但任何水溶液中
由水電離出的c (H+) 與c(OH-)一定相等。
KW = [c (H+)酸+c (H+)水] c(OH-)水
酸溶液：
堿溶液：
KW = [c (OH-)堿+c (OH-)水] c(H+)水
討論3：水的電離過程為：H2O H++OH-，在不同溫度下其離子積常數為：
則下列敘述中正確的是 ( )
討論4：某溫度下,純水中c(H+)=2.0×10-7 mol·L-1,則此時c(OH-)=_____________;
該溫度下,向水中滴入鹽酸使c(H+)=5.0 mol·L-1,則溶液中c(OH-)=_____________。
2.0×10-7 mol·L-1
8.0×10-15 mol·L-1
討論5：若溶液中由水電離產生的c(OH-)＝10-12 mol·L-1，滿足此條件的溶液中
一定可以大量共存的是（ ）
A．Al3+、Na+、NO3-、CO32-
B．K+、Na+、Cl-、NO3-
C．K+、Na+、Cl-、S2-
D．K+、NH4+、SO42-、NO3-
課后作業
2、《周練》P107 課時1
1、復習本周知識，認真完成錯題整理
3、 補充練習卷
二、溶液的酸堿性和pH
（一）溶液的酸堿性
（常溫） 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+)比較下列情況下，c (H+)和c (OH-）的值或變化趨勢（變大或變小）：
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+) < c (OH-)
< 1×10-7
堿性
溶液的酸、堿性跟 c(H+)、c(OH-)的關系
【結論】
溶液酸堿性是指溶液中c(H+)和c(OH-)的相對大小。
注意：c(H+)越大，溶液酸性越強；c(OH-)越大，溶液堿性越強。
思考：若為100℃呢？
對比：酸的強弱、溶液酸性強弱
（二）溶液pH
例如：25℃時，純水或中性溶液， c(H+) ＝ 1×10-7 mol/L，
溶液pH為： pH = -lg{c(H+)} = -lg(1×10 -7) = 7
pH = -lg{c(H+)}
c(H+) =10-pH
若某溶液c(H+)＝m×10-n mol·L-1，該溶液pH為：pH＝n-lgm
3、常溫下， 0.1mol/L的Ba(OH)2溶液中，c(OH-)=？
pH=13 的Ba(OH)2溶液中，c(OH-)=？
4、常溫下，溶液中水電離出的c(H+)＝1×10-13mol/L，
溶液的pH=？
2、c(H+)=10-6mol/L的溶液在25℃ 、100℃的pH=？ c(OH-)=？
1、c(OH-) = 1×10-2mol/L的堿性溶液中，pH為多少？
c(H+) · c(OH-)＝KW
等式兩邊取負對數值，即得：-lg{c(H+) ·c(OH-)} ＝ -lgKW
-lg{c(H+)} - lg{c(OH-)} ＝ -lgKW
若定：-lg{c(OH-)} ＝ pOH
25℃時，-lgKW＝14 得：pH + pOH = 14
故25℃時，純水或中性溶液中，pH = pOH = 7
知識拓展：
1、通常，當c(H+)或c(OH-)≥1mol/L的溶液，其酸堿性不用 pH表示，
而是直接用H+濃度或OH-濃度來表示。
溶液酸堿性、c(H+)和pH的關系如下圖所示：
酸性溶液中，pH<7，pH值越小，溶液酸性越強，
堿性溶液中，pH>7，pH值越大，溶液堿性越強。
25℃時
注意：
（三）溶液的酸堿性和pH的關系
2、 pH 相差1， c(H+)或c(OH-)相差10倍。
pH 相差n， c(H+)或c(OH-)相差10n倍。
討論：當溫度為100℃時，溶液的酸堿性和pH的關系？
討論：常溫下，下列四種溶液中，由水電離生成的氫離子濃度
（①：②：③：④）之比是 （ ）
①
②
③
④
A
溶液的pH一定要注意溫度
KW＝1×10-14
c(H+) = c(OH-) = 1×10-7
pH=﹣lgc(H+)＝7
Kw = 1.0×10-12
c(H+) = c(OH-) = 1×10-6
pH=﹣lgc(H+)＝6
已知水在25 ℃和100 ℃時的電離平衡曲線如圖所示
25 ℃
100 ℃
pH值測定方法
定性測定：酸堿指示劑法（教材P63）
定量測定：pH試紙法
pH計法
廣
泛
pH
試
紙
精
密
pH
試
紙
使用方法：直接把待測液滴在干燥的pH試紙上，試紙上顯出顏色后
立即跟標準比色卡相對比。
（四） 關于溶液pH的簡單計算和應用
1、酸、堿溶液稀釋
①強酸溶液稀釋,先求出稀釋后的c(H+)，再求pH
②強堿溶液稀釋，先求出稀釋后的c(OH-)，再求 pOH或pH
例： 25℃時， pH = 3的鹽酸稀釋100倍， pH變為多少？
例： 25℃時， pH = 12的Ba(OH)2溶液稀釋100倍， pH變為多少？
（1）強酸、強堿溶液稀釋
總結：抓住量多的離子的變化。
即酸溶液無論怎樣稀釋pH不可能大于7成為堿溶液，
堿溶液無論怎樣稀釋pH不可能小于7成為酸溶液
例：常溫下， pH = 5的硫酸稀釋1000倍，求溶液的pH約為多少？
③ 無限稀釋的溶液應考慮水的電離，25℃，溶液pH≈7。
例：常溫下， pH = 3的醋酸稀釋100倍，pH變為多少？
（2）弱酸、弱堿溶液稀釋
例：常溫下， pH = 10的氨水稀釋100倍，pH變為多少？
（1）等物質的量濃度的強酸（強堿）和弱酸（弱堿）的比較：
例如：物質的量濃度均為0.01 mol·L-1的HCl和CH3COOH的溶液
比較內容 溶液中的c(H+) pH 稀釋100倍后的pH 等體積時
中和堿的能力
0.01 mol·L-1的HCl
0.01 mol·L-1的CH3COOH
0.01 mol·L-1
< 0.01 mol·L-1
＝2
> 2
＝4
> 4
二者相等
加水稀釋倍數
c(H+)
加水稀釋倍數
PH
討論：
（2）等pH的強酸（強堿）和弱酸（弱堿）的比較：
例如：pH均為2的HCl和CH3COOH的溶液
比較內容 溶液中的c(H+) c(酸) 稀釋100倍后 的pH 等體積時
中和堿的能力
pH為2的HCl
pH為2的CH3COOH
0.01 mol·L-1
0.01 mol·L-1
＝4
< 4
HCl0.01 mol·L-1
> 0.01 mol·L-1
加水稀釋倍數
c(H+)
加水稀釋倍數
PH
課后作業
2、《升華》
1、復習本節課知識

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