第三章 第二节水的电离平衡第一课时.ppt

(4) 判断溶液的酸碱性的依据 练习： （1） 25℃ 时的纯水，水电离出的c(H+)和水电离出的c(OH-)分别为多少？ （2)已知100 ℃时的纯水的 Kw=1×10－12，水电离出的c(H+)和水电离出的c(OH-)分别为多少？ 小结：从以上两道题，你觉得需要注意的地方有哪些？ c 水（H+）=c水（OH-）=Kw1/2=10-7 mol/L c 水（H+）=c水（OH-）=Kw1/2=10-6 mol/L （3）常温下，浓度为0.01 mol/L的盐酸溶液中 c(H+)和c(OH-)分别为多少，由水电离产生的c(H+)和水电离出的c(OH-)分别为多少？ （4）常温下，浓度为0.01 mol/L的NaOH溶液中 c(H+)和c(OH-)分别为多少，由水电离产生的c(H+)和水电离出的C(OH-)分别为多少？ 从以上两题你觉得要注意的事项有哪些？你能总结出什么规律？ 酸溶液： Kw=c(H+) · c(OH-)≈ c(H+)酸 · c（OH-) 酸先求c(H+) ,在酸中可忽略水电离的c(H+) 。 酸中c水（H+)=c水（OH-)，但c水（H+) · c水（OH-)不再=1×10－14 碱溶液： Kw=c(H+) · c(OH-)≈ c(H+) · c（OH-)碱 碱先求c(OH-)，在碱中可忽略水电离的c(OH-) 碱中c水（H+)=c水（OH-)，但c水（H+) · c水（OH-)不再=1×10－14 （5）常温下，浓度为0.05 mol/L的Ba（OH）2溶液中 c(H+)和c(OH-)分别为多少，由水电离产生的c(H+)和水电离出的c(OH-)分别为多少？ （6）已知100 ℃时Kw=1×10－12， 100 ℃时浓度为0.01 mol/L的NaOH溶液中 C(H+)和C(OH-)分别为多少，由水电离产生的c(H+)和水电离出的C(OH-)分别为多少？ 同类变型： 25℃ 时，某溶液由水电离出的C(H+)=1×10-12mol/L，则该溶液（ ） A、一定是酸溶液 B、一定是碱溶液 C 、可能是中性溶液 D、可能是酸溶液也可能是碱溶液 结论： 25℃ 时，某溶液由水电离出的C(H+)或c(OH-) 小于10-7的话，则该溶液可能是酸也可能是碱 或者， 25℃ 时，某溶液是酸或碱时，某溶液 由水电离出的C(H+)或c(OH-)小于10-7 D 室温下，某溶液中由水电离生成的c(OH-)为1.0×10-12mol/L，则溶液中的c(H+)可能为（ ） A.1.0×10-7mol/L B. 1.0×10-6mol/L C. 1.0×10-2mol/L D. 1.0×10-12mol/L CD 巩固练习 水电离出来的c(OH-)小于1.0×10-7mol/L，则可能是 酸也可能是碱，假设是酸： 假设是碱： * 第三章 水溶液中的离子平衡 第二节 水的电离和溶液的酸碱性 复习巩固 1、溶液导电性强弱是由 ________________________决定的。 溶液中自由移动离子浓度 2、水是不是电解质？ 水是弱电解质 探究实验 精确的纯水导电实验 G G 现象： 指针摆动 不亮 H2O＋ H2O H3O＋ ＋OH－ H2O H＋ ＋OH－ 灵敏电流计 灯泡 结论： 水是 电解质 极弱 能发生 电离 微弱 一、水的电离 简写： 一、水的电离 H2O H＋ ＋OH－ K电离 = c(H+) · c(OH-) c(H2O) c(H+) · c(OH-) c(H2O) · K电离 = Kw 水的离子积常数 △H＞0 1、水的离子积 简称：水的离子积 请根据前面的化学平衡和刚学过的弱电解质电离平衡推出 （1）影响Kw的因素 H2O H＋ ＋OH－ △H＞0 c(H+) · c(OH-) Kw = 室温下（250C），Kw一定=1×10－14 怎么来？ 只受温度影响；因为水的电离是吸热，所以温度 越高，促进水的电离，Kw越大。 2、（2）影响水的电离平衡移动的因素 改变条件 平衡移动的方向 C(H＋) C(OH－) Kw 酸碱性 电离程度 加HCl 加NaOH 加NaCl 温度升高30℃ 逆方向 逆方向 不移动 正方向 加入酸或碱都抑制水的电离 何为抑制？ H2O H＋ ＋OH－ △H＞0 酸性 碱性 中性 中性 常温下加入酸或碱后水电离出的H+和OH- 一定小