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高中化學(xué) 3.2水的電離和溶液的酸堿性課件 新人教版選修4.ppt

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高中化學(xué) 3.2水的電離和溶液的酸堿性課件 新人教版選修4.ppt

第二節(jié) 水的電離和溶液的酸堿性,少年辛苦終身事 莫向光陰惰寸功,1. 1mol/L的鹽酸、醋酸、硫酸各1L,分別加入足量的鐵。 開(kāi)始反應(yīng)時(shí)產(chǎn)生氫氣的速率_, 最終收集到的氫氣的物質(zhì)的量_。 c (H+)相同的鹽酸、醋酸、硫酸各1L,分別加入足量的鐵。 開(kāi)始反應(yīng)時(shí)產(chǎn)生氫氣的速率 _, 最終收集到的氫氣的物質(zhì)的量 _。,硫酸鹽酸醋酸,硫酸鹽酸=醋酸,三者相等,醋酸硫酸=鹽酸,練習(xí),2.將0 .1mol/L的氨水稀釋10倍,隨著氨水濃度的降低,下列數(shù)據(jù)逐漸增大的是( ) A. B. c(OH-) C. c(OH-) /c(NH3·H2O) D. c(NH4+),C,c(NH3·H2O) / c(OH-),3 .一定量的鹽酸跟過(guò)量的鐵粉反應(yīng)時(shí),為減緩反應(yīng)速率而不影響生成氫氣的總量,可向鹽酸中加入適量的( ) A.NaOH(固) B.H2O C.NaNO3(固) D.CH3COONa (固) E 幾滴CuSO4 溶液,BD,練習(xí),4.把0.05molNaOH固體分別加入100mL下列液體中,溶液的導(dǎo)電性變化不大的是( ) A.自來(lái)水 B. 0.5mol/LNH4Cl溶液 C. 0.5mol/L 醋酸 D. 0.5mol/L鹽酸,BD,問(wèn)題:怎樣定量的比較弱電解質(zhì)的相對(duì)強(qiáng)弱?電離程度相對(duì)大小怎么比較? 三、電離平衡常數(shù)(K) 看課本自學(xué)相關(guān)內(nèi)容并思考: (1)什么叫電離平衡常數(shù)? (2)電離平衡常數(shù)的化學(xué)含義是什么? (3)怎樣用電離平衡常數(shù)比較弱電解質(zhì)的相對(duì)強(qiáng)弱? (4)影響電離平衡常數(shù)的因素是什么?,弱電解質(zhì)電離程度相對(duì)大小的參數(shù)一 電離平衡常數(shù)(K),對(duì)于一元弱酸 HA H+A-,平衡時(shí),對(duì)于一元弱堿 MOH M+OH-,平衡時(shí),意義:K值越大,電離程度越大,相應(yīng)酸 (或堿)的酸(或堿)性越強(qiáng)。K值只隨溫度變化。,一、水的電離,.水是一種極弱的電解質(zhì),能微弱的電離,寫出水的電離方程式,簡(jiǎn)寫為,定量討論: 純水中c(H+)與c(OH-)大小有何關(guān)系? 25時(shí),水電離出來(lái)的c(H+)=c(OH)=107mol/L ,說(shuō)明水的電離程度如何? 水是一種極弱的電解質(zhì)(通常的電流表無(wú)法檢驗(yàn)其中離子),K 電離c(H2O)= c(H+)×c(OH-),即: Kw =c(H+)×c(OH-),叫水的離子積常數(shù) 簡(jiǎn)稱水的離子積 用 Kw表示。,注:常數(shù)無(wú)單位,水的濃度為常數(shù),所以K 電離×c(H2O)是一個(gè)常數(shù),2、水的離子積常數(shù)(離子積),3、影響KW的因素,KW只是溫度的函數(shù)(與濃度無(wú)關(guān))溫度升高, KW值增大,在任何水溶液中,均存在水的電離平衡,即任何水溶液中都是H+、OH-共存。 一定溫度下c(H+)和c(OH-)乘積是個(gè)定值。 Kw =c(H+)· c(OH-)不僅適于純水,也適于酸堿鹽溶液。 含有H+的溶液一定是酸,含OH-的溶液一定是堿嗎?,討論 升高溫度,Kw增大。已知KW(100)=10-12,則在100 時(shí)純水中的c(H+)等于多少? c(H+) 10-6mol/L 2. 溫度不變,加入溶質(zhì)對(duì)水的電離平衡及KW的影響。 加入酸(如:HCl)或堿(如:NaOH)對(duì)水的電離有什么影響?(促進(jìn)還是抑制?)Kw呢?,條件改變對(duì)水的電離平衡及Kw的影響, 加酸堿能抑制水的電離,但Kw 不變 加Na, 促進(jìn)水電離,但Kw 不變,水的電離平衡的移動(dòng),2、水的電離過(guò)程為H2O H+ + OH-,在不同溫度下其離子積為KW25=1×10-14, KW35 =2.1 ×10-14。則下列敘述正確的是: A、c(H+) 隨著溫度的升高而降低 B、在35時(shí),純水c(H+) c(OH-) C、水的電離常數(shù)K25 K35 D、水的電離是一個(gè)吸熱過(guò)程,D,1、判斷正誤: 任何水溶液中都存在水的電離平衡。 25任何水溶液中(不論酸、堿或中性) ,都存在Kw=10-14 。 某溫度下,某液體c(H+)= 10-7mol/L,則該溶液一定是純水。,×,3、0.01mol/L鹽酸溶液中。 c(H+) 、 c(OH-)分別為多少? 0.01mol/L NaOH溶液中。 c(H+) 、 c(OH-)分別為多少?,利用Kw的定量計(jì)算求溶液中的H+或OH-,C(H+) 10-2mol/L、 c(OH-) 10-12 mol/L,C(H+) 10-12mol/L 、 c(OH-) 10-2mol/L,由水電離出的c(H+)H2O、c(OH-)H2O分別是多少? 均是 c(H+)H2O 10-12 mol/L 、c(OH-)H2O 10-12 mol/L 任何水溶液中由水電離出來(lái)的c(H+) H2O與c(OH-) H2O相等,4、25,某溶液中由水電離產(chǎn)生的c(H+)H2O= 10-11 mol/L ,則該溶液呈酸性還是堿性?并求算該溶液中c (H+)的可能值 ? 可能為酸性,也可能為堿性! 酸性時(shí):c(H+) 10-3 mol/L 、 c(OH-) 10-11 mol/L 堿性時(shí): c(H+) 10-11 mol/L 、 c(OH-) 10-3 mol/L,利用Kw的定量計(jì)算求c(H+)H2O或c(OH-) H2O,5、 25、濃度均為0.1mol/L的下列溶液中c(H+) 由大到小的排列順序: 氨水 NaOH 鹽酸 醋酸, ,不能用 c(H+) 等于多少來(lái)判斷溶液酸、堿性,只 能c(H+) 、c(OH-)通過(guò)兩者相對(duì)大小比較,討論:KW100=10-12 在100 時(shí),純水中c(H+) 為多少? c(H+) =10-6mol/L 100 時(shí),c(H+) = 1×107mol/L溶液呈酸性還是堿性? 堿性! c(H+) = 1×107mol/L、 c(OH-) = 1×105mol/L, c(OH-) c(H+),c(H+) = c(OH-),c(H+)c(OH-),c(H+)c(OH-),c(H+) = 1×107mol/L c(OH-) = 1×107mol/L,c(H+) 1×107mol/L c(OH-) 1×107mol/L,中性溶液,酸性溶液,堿性溶液,c(H+) 1×107mol/L c(OH-) 1×107mol/L,2、溶液的酸堿性與pH,定義: pH是c(H+)的負(fù)對(duì)數(shù),即pH=lg c(H+)。 如:c(H+) = 1×107mol/L, pH=lg107 7.0 注意:當(dāng)溶液中c(H+)或c(OH-)大于1mol時(shí),不用pH表示溶液的酸堿性。適用于稀溶液c1mol/L。 pH與溶液的酸堿性(25時(shí)),用pH試紙測(cè)定某無(wú)色溶液的pH時(shí),規(guī)范的操作是 A. 將pH試紙放入溶液中觀察其顏色變化,跟標(biāo)準(zhǔn)比色卡比較 B. 將溶液倒在pH試紙上,跟標(biāo)準(zhǔn)比色卡比較 C. 用干燥的潔凈玻璃棒蘸取溶液,滴在pH試紙上,跟標(biāo)準(zhǔn)比色卡比較 D. 在試管內(nèi)放入少量溶液,煮沸,把pH試紙放在管口,觀察顏色,跟標(biāo)準(zhǔn)比色卡比較,3、pH的測(cè)定方法,酸堿指示劑:判斷溶液的酸堿性,(1) pH試紙:測(cè)定溶液的pH,試紙的使用方法:,(2) pH計(jì):精確測(cè)定溶液的pH,下列試紙使用時(shí), 不宜先用水潤(rùn)濕的是 (A)pH試紙 (B)紅色石蕊試紙 (C)淀粉碘化鉀試紙 (D)藍(lán)色石蕊試紙,

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