水的電離和溶液的酸堿性1

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1、第三章第二節(jié)水的電離和溶液的酸堿性探究實驗精確的純水導(dǎo)電實驗GG現(xiàn)象：指針擺動不亮結(jié)論：水是電解質(zhì)極弱H2O＋H2OH3O＋＋OH－H2OH＋＋OH－能發(fā)生電離微弱靈敏電流計燈泡一、水的電離H2OH＋＋OH－K電離=c(H+)·c(OH-)c(H2O)c(H+)·c(OH-)c(H2O)·K電離=室溫下55.6molH2O中有1×10-7molH2O電離，因此c(H2O)可視為常數(shù)。Kw水的離子積Kw=室溫下1×10-14注：c(H2O)=1L1000g18g·mol-1分析表格中的數(shù)據(jù)，有何規(guī)律，并解釋之。t/

2、℃0102025405090100Kw/×10-140.1340.2920.6811.012.925.4738.055.0結(jié)論溫度越高，Kw越大。25℃時Kw=1×10-14，100℃時Kw=1×10-12。Kw在一定溫度下是個常數(shù)。升高溫度，促進水的電離。水的電離是一個吸熱過程。影響水的電離平衡的因素討論：對常溫下的純水進行下列操作，完成下表：酸堿性水的電離平衡移動方向C(H+)C(OH-)C(H+)與C(OH-)大小關(guān)系Kw變化加熱加HCl加NaOH中性→↑↑=↑酸性←↑↓＞不變堿性←↓↑＜不變小結(jié)：加入酸或

3、堿都抑制水的電離影響水的電離平衡的因素H2OH＋＋OH－小結(jié)影響水的電離平衡的因素1、溫度2、酸3、堿4、鹽升高溫度促進水的電離，Kw增大抑制水的電離，Kw保持不變（第三節(jié)詳細介紹）室溫時：純水中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－)————（“

4、＞”、“＜”、“＝”）1×10-7mol/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？堿性溶液中是否有H+存在？二、c(H+)和c(OH-)與溶液酸堿性、pH的關(guān)系1、比較下列情況下，c(H+)和c(OH-）的值或變化趨勢（變大或變小）：（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/L10-7mol/Lc(H+)=c(OH-)變大變小c(H+)>c(O

5、H-)變小變大c(H+)c(OH-)>1×10-7酸性c(H+)

6、-7mol/LpH=-lg10-7=7c(H+)和c(OH-)與溶液酸堿性、pH的關(guān)系溶液的酸堿性c(H+)和c(OH-)的關(guān)系pH酸性中性堿性常溫下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嗎？(以100℃為例）答：不一定，只有在常溫下才顯中性。100℃時顯堿性常溫下c(H+)與pH、溶液酸堿性的關(guān)系：10-510-410-310-210-110-710-810-910-1010-1110-1210-1310-1410-65432178910

7、111213146c(H+)pHc(H+)增大，pH減小酸性增強c(H+)減小，pH增大堿性增強c(OH-)減小c(OH-)增大不能用c(H+)等于多少來判斷溶液酸、堿性，只　　能通過c(H+)、C(OH-)兩者相對大小比較討論：KW100℃=10-12在100℃時，純水中c(H+)為多少？pH為多少？c(H+)＞1×10—7mol/L是否說明100℃時純水溶液呈酸性？100℃時，c(H+)=1×10—7mol/L溶液呈酸性還是堿性？c(H+)=10-6mol/LpH=6不是，此時的純水仍然呈中性！堿性！c(H+

8、)=1×10—7mol/L、c(OH-)=1×10—5mol/L，C(OH-)＞c(H+)pH值測定方法定性測定：酸堿指示劑法（書P51閱讀）定量測定：pH試紙法pH計法廣泛pH試紙精密pH試紙討論：pH試紙的使用能否直接把pH試紙伸到待測液中？是否要先濕潤pH試紙后，再將待測液滴到pH試紙上？能否用pH試紙測出pH=7.1的值？標(biāo)準比色卡中的數(shù)據(jù)都是整數(shù)如用濕潤的pH試