第二节水的电离与溶液的PH值一高二化学课件

第三章电离平衡第二节水的电离和溶液的PH（第1课时）思考:如何用实验证明水是一种极弱的电解质?1.实验G×2.现象：指针摆动：不亮G×3.结论水是一种极弱的电解质4.原因H2OH＋＋OH－H2O＋H2OH3O＋＋OH－实验测定(25℃时)：C(H+)=C(OH－)=10-7mol/LKw=C（H+）·C（OH-）说明：1.常温（25℃）Kw=1×10-142.稀溶液3.温度升高,Kw变大5.水的离子积(常数)：定义：在一定温度下，溶液中氢离子与氢氧根离子浓度的乘积。温度0℃20℃25℃50℃90℃100℃Kw1.14×10-156.81×10-151×10-145.47×10-143.8×10-131×10-12强酸弱碱盐强碱弱酸盐强酸强碱盐二、影响水的电离平衡的条件1.酸2.碱3.盐4.温度（正反应吸热）H2OH++OH-NH4ClNaHCO3NaCl加入酸：增大减少平衡逆向移动但Kw保持不变（正反应吸热）H2OH++OH-加入碱：减小增大平衡逆向移动但Kw保持不变（正反应吸热）H2OH++OH-加入NH4Cl：NH4Cl=Cl-+NH4++NH3·H2OC(OH-)减少，平衡正向移动但Kw保持不变，水电离的C（OH-）=C（H+）建立新的平衡之后,溶液中C(H+)＞C(OH-)（正反应吸热）H2OH++OH-加入NaHCO3：NaHCO3=HCO3-+Na++H2CO3C(H+)减少，平衡正向移动但Kw保持不变，水电离的C（OH-）=C（H+）建立新的平衡之后,溶液中C(OH-)＞C(H+)H2OH++OH-加入NaCl：NaCl=Cl－+Na+Na+和Cl-不与水电离生成的H+和OH-反应所以，强酸强碱盐不影响水的电离平衡。C（OH-）和C（H+）不变，KW也不变。（正反应吸热）H2OH++OH-升高温度：平衡正向移动则得：C（H+）和C（OH-）都增大所以Kw增大（正反应吸热）H2OH++OH-强酸弱碱盐强碱弱酸盐强酸强碱盐二、影响水的电离平衡的因素1、酸2、碱3、盐4、温度（正反应吸热）H2OH++OH-抑制水的电离，Kw保持不变促进水的电离，Kw保持不变不影响水的电离，Kw保持不变升高温度促进水的电离，Kw增大注意：Kw是一个温度函数，只随温度的升高而增大三、溶液的酸、碱性跟C(H+)、C(OH-)的关系1.重要规律：电解质在一定温度时和稀溶液里C(H+)与C(OH-)的乘积仍是一个常数。经科学实验进一步证明C(稀)≤1mol/L例：25℃时，Kw=1×10-14三、溶液的酸、碱性跟C(H+)、C(OH-)的关系2.关系(25℃)：中性溶液：C(H+)=C(OH-)=1×10-7mol/L酸性溶液：C(H+)C(OH-)C(H+)1×10-7mol/L碱性溶液：C(H+)C(OH-)C(H+)1×10-7mol/L注意①水溶液中H+与OH-始终共存②酸性溶液：C(H+)C(OH-);C(H+)越大酸性越强③碱性溶液：C(H+)C(OH-);C(OH-)越大碱性越强三、溶液的酸、碱性跟C(H+)、C(OH-)的关系3.溶液中C(H+)、C(OH-)的计算例1：计算下列溶液中C(H+)与C(OH-)(1)1×10-3mol/LHCl(2)0.05mol/LBa(OH)2溶液例2：10mL10-4mol/LHCl,加水至100mL,此时溶液中C(H+)=mol/L；若加水至105mL,此时溶液中C(H+)又是mol/L10-5接近10-7mol/L,略大于10-7mol/L说明酸的溶液中C(H+)，以酸所电离出的H+浓度为准，若酸过度稀释，C(H+)接近10-7mol/L,但略大于10-7mol/L；碱的溶液中C(OH-)，以碱所电离出的OH-浓度为准，若碱过度稀释，(OH-)接近10-7mol/L,但略大于10-7mol/L（2）常温下，浓度为1×10-5mol/l的NaOH溶液中，由水电离产生的C(OH-)是多少？练习1.（1）常温下，浓度为1×10-5mol/l的盐酸溶液中，由水电离产生的C（H+）是多少？(1)解：C水（H+）=C水（OH-）=1×10-9mol/l1×10-141×10-5mol/l=KwC(H+)=(2)解：C水（OH-）=C水（H+）=1×10-9mol/l1×10-141×10-5mol/l=C(OH+)=Kw思考题：在常温下，由水电离产生的C（H+）=1×10-9mol/l的溶液，则该溶液的酸碱性如何？答：可能是酸性也可能是碱性D、NH4ClC、NaHSO4B、NaClA、NaOH（2）常温下，某溶液中由水电离产生的C（H+）=10-9mol/l，则此溶液有可能是（）2.（1）常温下，某溶液中由水电离产生的C（H+）=10-6mol/l，则此溶液有可能是（）DAC