1、弱電解質(zhì)的電離平衡,CH3COOH CH3COO-+H+,注意：K只與溫度有關(guān)，且溫度越高，K值越大。,電離平衡常數(shù)：,NH3H2O NH4+ +OH-,電離平衡常數(shù)：,電離平衡常數(shù)：,弱電解質(zhì)的電離平衡,CH3COOH CH3COO-+H+,注意：K只與溫度有關(guān)，且溫度越高，K值越大。,例：K (CH3COOH)= K(HClO)=,意義：弱酸弱堿的酸堿性強(qiáng)弱決定于同溫度下的電離平衡常數(shù)，K越大，電離程度越大，相應(yīng)的酸性（或堿性）越強(qiáng)。,注意：弱電解質(zhì)的電離平衡常數(shù)大小不受其濃度變化的影響,1.78105,2.95108,電離平衡常數(shù)：,H2O+H2O H3O+OH ( H2O H+OH),

2、電離常數(shù)：,一、水的電離,1、水是一種極弱的電解質(zhì)，能微弱的電離:,H2O H+OH,25時(shí)，Kw=110-14,純水中：C(H+)=C(OH-)=_mol/L,110-7,提問(wèn)：根據(jù)前面所學(xué)知識(shí)，水的離子積會(huì)受什么外界條件影響？,溫度,電離平衡常數(shù)：,K W KC(H2O) = C(H+)C(OH-）,K和C(H2O)常溫下均是常數(shù),所以Kw是一個(gè)新的常數(shù)稱(chēng)“水的離子積”。,思考：常數(shù)是否就不變呢？根據(jù)前面所學(xué)知識(shí)，水的離子積會(huì)受什么外界條件影響？,課本P67問(wèn)題解決,25時(shí)，水的KW為1.010-14，而在100時(shí)，水的KW為5.510-13。已知常溫下水電離的H=57kJ mol-1。試

3、解釋不同溫度下值出現(xiàn)差異的原因。,結(jié)論： 水的電離是一個(gè)吸熱過(guò)程，因此升高溫度會(huì)促使電離平衡向電離的方向移動(dòng)，電離平衡常數(shù)也隨之增大。 Kw取決于溫度,不僅適用于純水,還適用于其他溶液。,【小結(jié)】,1、Kw取決于溫度,不僅適用于純水,還適用于其他稀溶液。,3、在水溶液中,Kw中的C(OH-) 、 C（H+）指溶液中總的離子濃度.,2、常溫下,任何稀的水溶液中 Kw= C(H+)C(OH) = 11014,4、不論是在中性溶液還是在酸、堿性溶液，水電離出的C(H+)C(OH),25，0.1 mol/L 氫氧化鈉溶液，1） Kw=？,2）C(OH-) 、 C（H+）分別為多少？,3）水電離出的 C

4、水(OH-) 、 C水（H+）分別為多少？,110-14,C(OH-) =101、 C（H+）= 1013,C水(OH-) = C水（H+）= 1013,2、25時(shí)，向純水中通入少量氯化氫氣體，仍能保持不變的是 （ ） Ac(H+) Bc(OH-) CKw Dc(H+)/c(OH-),1、純水在10和50的H+濃度，前者與后者的關(guān)系是（ ）,B,【課堂練習(xí)】,C,3、在常溫下，0.1mol/L的鹽酸溶液中水電離出的C(H )和C(OH)是多少?,4、在常溫下， 0.1mol/L的NaOH溶液中水電離出的C(H)和C(OH)是多少?,水電離出的C(OH-)=110-13mol/L= 水電離出的C

5、(H ),水電離出的C(H ) =110-13mol/L= 水電離出的C(OH-),0.1mol/L的HCl溶液中,水溶液中H+的來(lái)源？,水溶液中H+的濃度？,水溶液中OH-的來(lái)源？,水溶液中OH-的濃度？,由水電離出OH-的濃度？,由水電離出H+的濃度？,0.1mol/L的NaOH,水溶液中H+的來(lái)源？,水溶液中H+的濃度？,水溶液中OH-的來(lái)源？,水溶液中OH-的濃度？,由水電離出OH-的濃度？,由水電離出H+的濃度？,任何水溶液中： 水電離出H+的濃度=水電離出OH-的濃度,5、在常溫下，由水電離產(chǎn)生的 C（H+）=110-13 mol/L的溶液，則該溶液的酸堿性如何？,答：可能是酸性也

6、可能是堿性,加入酸或堿均會(huì)抑制水的電離,右,增大,減小,左,減小,討論1：改變溫度,增大,外界條件對(duì)水的電離平衡的影響,討論2：增大c(H+) 在H2 O H+ +OH-平衡中，加入 ( ), 增大c(H+)，則平衡向_移動(dòng)，水的電離程度_，水的電離被_，Kw_，則c(OH-)必然會(huì)_。,左,酸或強(qiáng)酸的酸式鹽,不變,減小,抑制,減小,討論3：增大OH-,在H2 O H+ +OH-平衡中，加入_ ，增大c(OH-)，則平衡向_移動(dòng)，水的電離程度_ ，水的電離被_，Kw_，則c(H+)必然會(huì)_。,左,堿,減小,抑制,不變,減小,在H2 O H+ +OH-平衡中，加入 ，減小c(H+) 或c(OH-

7、)，則平衡向 移動(dòng)，水的電離程度_，促進(jìn)水的電離，Kw_。,討論4：減少c(H+ ) 或減少c(OH-),某些鹽,右,增大,不變,含有下列離子的鹽如：CO32- 、S2-、CH3COO-、NH4+、Fe3+、 Cu2+等,增大c(OH-) (加堿）,增大c(H+)（加酸或強(qiáng)酸酸式鹽),減小c(H+)：加含CO32- 、S2-、 CH3COO- 等 含弱酸根的鹽,減小c(OH-)：加含 NH4+、Fe3+、Cu2+等 含弱堿根的的鹽,升高溫度,降低溫度,抑制水電離,促進(jìn)水電離,【總結(jié)】,6、某溫度下純水中c(H+) = 210-7 mol/L，則此時(shí)溶液中的c(OH-) = _。 若溫度不變，滴

8、入稀鹽酸使c(H+) = 510-6 mol/L，則此時(shí)溶液中的c(OH-) = _。,210-7 mol/L,810-9 mol/L,已知在25時(shí)，水的離子積Kw=1.010-14，請(qǐng)分別計(jì)算濃度均為0.01molL-1的鹽酸、NaCl溶液、NaOH溶液中C(H+)及C(OH-) 。 填寫(xiě)以下表格,酸性,中性,堿性,1.010-2,1.010-12,1.010-7,1.010-7,1.010-12,1.010-2,C(H+) C(OH-),C(H+) = C(OH-),C(H+) C(OH-),溶液的酸堿性,C(H+)與C(OH-)關(guān)系,C(H+),中性,C(H+)=C(OH-),C(H+)

9、=110-7,酸性,C(H+)C(OH-),C(H+)110-7,堿性,C(H+)C(OH-),C(H+)110-7,25,判據(jù)一： 酸性：c(H+) c(OH-) 中性：c(H+) c(OH-) 堿性：c(H+) c(OH-),小結(jié)：溶液酸堿性的判斷,判據(jù)二: 25 酸性：c(H+) 10-7molL-1 中性：c(H+) 10-7molL-1 堿性：c(H+) 10-7molL-1,溶液的pH,H+物質(zhì)的量濃度的負(fù)對(duì)數(shù),、表達(dá)式：,pH=-lgC(H+),如C(H+)=110-7mol/L的溶液,pH=,1、定義：,7,pH試紙法：,【交流與討論】：,能否直接把pH試紙伸到待測(cè)液中？ 是否要先濕潤(rùn)pH試紙后，再將待測(cè)液滴到pH試紙上？ 如用濕潤(rùn)的pH試紙檢驗(yàn)待測(cè)液，對(duì)該溶液pH的測(cè)定 A.一定有影響 B.偏大 C.偏小 D.不確定,試紙的使用方法:,用潔凈、干燥的玻璃棒蘸取待測(cè)液滴在干燥的pH試紙上，試紙上顯出顏色后馬上跟標(biāo)準(zhǔn)比色卡對(duì)比，讀出pH.,注意：氯水pH的測(cè)量，熱溶液pH的測(cè)量,多元弱酸，分步電離，第一步電離遠(yuǎn)大 于第二步電離，第二步電離遠(yuǎn)大于第三 步電離，,如何用平衡移動(dòng)原理來(lái)解釋?zhuān)?拓展：下面請(qǐng)同學(xué)們閱讀教材p68資料卡 “多元弱酸分步電離”,電離難的原因： a、一級(jí)電離出H+后，剩下的酸根陰離 子帶負(fù)電荷，增加了對(duì)H+的吸引