水的电离和溶液的酸碱性ppt课件3

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1、第三章第二节水的电离和溶液的酸碱性探究实验精确的纯水导电实验GG现象：指针摆动不亮结论：水是电解质极弱H2O＋H2OH3O＋＋OH－H2OH＋＋OH－能发生电离微弱灵敏电流计灯泡一、水的电离H2OH＋＋OH－K电离=c(H+)·c(OH-)c(H2O)c(H+)·c(OH-)c(H2O)·K电离=室温下55.6molH2O中有1×10-7molH2O电离，因此c(H2O)可视为常数。Kw水的离子积Kw=室温下1×10-14注：c(H2O)=1L1000g18g·mol-1分析表格中的数据，有何规律，并解释之。t/℃01020

2、25405090100Kw/×10-140.1340.2920.6811.012.925.4738.055.0结论温度越高，Kw越大。25℃时Kw=1×10-14，100℃时Kw=1×10-12。Kw在一定温度下是个常数。升高温度，促进水的电离。水的电离是一个吸热过程。影响水的电离平衡的因素讨论：对常温下的纯水进行下列操作，完成下表：酸碱性水的电离平衡移动方向C(H+)C(OH-)C(H+)与C(OH-)大小关系Kw变化加热加HCl加NaOH中性→↑↑=↑酸性←↑↓＞不变碱性←↓↑＜不变小结：加入酸或碱都抑制水的电离影响水的

3、电离平衡的因素H2OH＋＋OH－小结影响水的电离平衡的因素1、温度2、酸3、碱4、盐升高温度促进水的电离，Kw增大抑制水的电离，Kw保持不变（第三节详细介绍）室温时：纯水中C（H+）＝———————————；C（OH－）=———————————。在0.005mol／Ｌ的H2SO4溶液中C（H+）＝——————————；C（OH－）=——————————；Kw=———————————。在Na0H溶液中C（H+）————（“＞”、“＜”、“＝”）1×10-7mol/L；C(OH－)————（“＞”、“＜”、“＝”）1×10-7m

4、ol/L。1×10-7mol/L1×10-7mol/L1×10-141×10-12mol/L1×10-2mol/L＞＜【思考】酸性溶液中是否有OH-存在？碱性溶液中是否有H+存在？二、c(H+)和c(OH-)与溶液酸碱性、pH的关系1、比较下列情况下，c(H+)和c(OH-）的值或变化趋势（变大或变小）：（常温）纯水加少量盐酸加少量氢氧化钠c(H+)c(OH-)c(H+)和c(OH-)大小比较10-7mol/L10-7mol/Lc(H+)=c(OH-)变大变小c(H+)>c(OH-)变小变大c(H+)

5、与c(OH-)关系25℃，c(H+)/mol·L-1溶液酸碱性c(H+)=c(OH-)=1×10-7中性c(H+)>c(OH-)>1×10-7酸性c(H+)

6、)与溶液酸碱性、pH的关系溶液的酸碱性c(H+)和c(OH-)的关系pH酸性中性碱性常温下c(H+)＞c(OH-)c(H+)=c(OH-)c(H+)＜c(OH-)＞7=7＜7pH=7的溶液一定是中性溶液吗？(以100℃为例）答：不一定，只有在常温下才显中性。100℃时显碱性常温下c(H+)与pH、溶液酸碱性的关系：10-510-410-310-210-110-710-810-910-1010-1110-1210-1310-1410-65432178910111213146c(H+)pHc(H+)增大，pH减小酸性增强c(H+

7、)减小，pH增大碱性增强c(OH-)减小c(OH-)增大不能用c(H+)等于多少来判断溶液酸、碱性，只　　能通过c(H+)、C(OH-)两者相对大小比较讨论：KW100℃=10-12在100℃时，纯水中c(H+)为多少？pH为多少？c(H+)＞1×10—7mol/L是否说明100℃时纯水溶液呈酸性？100℃时，c(H+)=1×10—7mol/L溶液呈酸性还是碱性？c(H+)=10-6mol/LpH=6不是，此时的纯水仍然呈中性！碱性！c(H+)=1×10—7mol/L、c(OH-)=1×10—5mol/L，C(OH-)＞c(

8、H+)pH值测定方法定性测定：酸碱指示剂法（书P51阅读）定量测定：pH试纸法pH计法广泛pH试纸精密pH试纸讨论：pH试纸的使用能否直接把pH试纸伸到待测液中？是否要先湿润pH试纸后，再将待测液滴到pH试纸上？能否用pH试纸测出pH=7.1的值？标准比色卡中的数据都是整数如用湿润的pH试