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重庆市第十八中学高中化学（人教版）选修4第1节《水溶液》教案

※基本信息※
- 资料类型：教(学)案
- 教材版本：不限
- 适用学校：不限
- 所需点数：0点(会员免费)
- 资料来源：收集
- 资料作者：
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- 更新时间：2013-11-03 16:51:49
- 上传时间：2013-11-03 16:53:05
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※资料简介※
知识点1 水的电离平衡
1、水是一种弱电解质，存在着电离平衡，可表示如下：
H2O H++OH- 或 H2O+H2O H3O+ + OH-
2、影响水电离平衡的因素
温度、酸、碱、能水解的盐等都能影响水的电离平衡，使水的电离平衡发生移动。
（1）升温平衡右移；（2）加酸或碱平衡左移；（3）加入能水解的盐平衡右移。
3、水的离子积
（1）水的离子积的得出
在一定温度下：水是弱电解质→在一定温度下建立电离平衡→存在平衡常数：Kc=[H+][OH-]/[H2O] →[H2O]、Kc都是常数→[H+][OH-]=常数→水的离子积K¬w =[H+][OH-]=常数。
（2）水的离子积的影响因素
①从上述关系可以看出水的离子积K¬w是平衡常数的一种特殊形式，所以与平衡常数一样，它的大小只与温度有关。因为水的电离是吸热过程，升温，平衡右移，K¬w增大，所以在应用水的离子积时，必须指明温度。如不指明，则认为25℃。
②只要温度不变，在任何稀溶液里K¬w都是一样的。
③室温下，纯水中[H+]=[OH-]=10-7mol•L-1 K¬w=1×10-14mol2•L-2
100℃时，纯水中[H+]=[OH-]=10-6mol•L-1 K¬w=1×10-12mol2•L-2
④ K¬w =[H+][OH-]是在水的电离平衡的前提下得到的，但也适用于稀的酸性溶液和稀的碱性溶液。酸性溶液中[H+]或碱性溶液中[OH-]增大时H2O H++OH-平衡左移，但K¬w =[H+][OH-]不变。
知识点2 溶液的酸碱性和pH
1、溶液呈酸碱性的原因
（1）水的电离平衡H2O H++OH-建立后，在任何时刻水电离出的[H+]=[OH-]，只有当外来因素介入，使得[H+]≠[OH-]。此时H+与OH-谁的浓度大，占据了矛盾的主要方面，溶液就呈现谁的性质。
（2）外来因素是指加入酸、碱或能水解的盐破坏了水的电离平衡。
①外加酸，[H+]增大，平衡左移，[OH-]减小，[H+]>[OH-]溶液显酸性。
②外加碱，[OH-]增大，平衡左移，[H+]减小，[H+]<[OH-]溶液显碱性。
③外加能水解的盐后，盐电离出的弱酸根离子或弱碱的阳离子结合水电离出的H+或OH-，使水的电离平衡右移，造成溶液中[OH-]>[H+]或[OH-]<[H+]，溶液显现出碱性或酸性。
④可见酸、碱抑制了水的电离；能发生水解的盐促进了水的电离。
⑤在水溶液中H+与OH-永远同时存在，酸性溶液只是[H+]>[OH-]，碱性溶液只是[OH-]>[H+]。
2、溶液酸碱性的判断
（1）溶液呈酸性、碱性还是中性，应看[H+]和[OH-]的相对大小：[H+]=[OH-]溶液呈中性；[H+]>[OH-]溶液呈酸性；[H+]<[OH-]溶液呈碱性。
（2）利用pH：常温下，pH=7 中性；pH<7 酸性；pH>7 碱性。
（3）利用酸碱指示剂：酸碱指示剂只能测出pH范围，不能测出具体的pH
石蕊试液    红色 5 紫色 8 蓝色
酚酞试液    无色 8 粉红 10 红色
甲基橙       红色 3.1 橙色 4.4 黄色
（4）利用pH试纸：pH试纸测定的为溶液中的[H+]，使用时不能润湿。正确的操作方法为：用干燥洁净玻璃棒蘸取试液滴在试纸上，迅速和标准比色卡对比。
知识点3 pH的计算
1、单一溶液
（1）强酸：先求出溶液的[H+]，再通过pH = -lg[H+]求溶液的pH。
（2）强碱：先求出溶液的[OH-]，再通过[H+]= K¬w/ [OH-]求出溶液的[H+]，最后求得pH。
2、溶液的稀释（强酸或强碱
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