高中化學(xué) 3.1 水溶液（第一課時(shí)）同課異構(gòu)課件 魯科版選修4.ppt

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第3章 物質(zhì)在水溶液中的行為,第1節(jié) 水溶液,第1課時(shí),,,冰醋酸,不導(dǎo)電,導(dǎo)電,,,,×,,加水,,×,,,,聯(lián)想·質(zhì)疑：,酸、堿、鹽的水溶液能導(dǎo)電， 純水能導(dǎo)電嗎？,一、水的電離,1.實(shí)驗(yàn),2.現(xiàn)象,3.結(jié)論,水是一種極弱的電解質(zhì),4.原因,水的電離是一個(gè)可逆的過程，在一定溫度下可以達(dá)到電離平衡。其過程遵循化學(xué)平衡移動(dòng)原理。電離平衡常數(shù)為：,變形為：K · [H2O]= [H+] [OH-],實(shí)驗(yàn)證明25℃時(shí)，KW= [H+][OH-]=1×10-14mol2·L-2,KW叫水的離子積常數(shù)，簡(jiǎn)稱水的離子積,在一定溫度下， K· [H2O]是常數(shù)，則[H+][OH-]也為常數(shù)： KW= [H+][OH-],進(jìn)一步實(shí)驗(yàn)證明： KW適用于酸、堿、鹽的稀溶液,不同溫度下水的離子積常數(shù),分析上表數(shù)據(jù)可得出怎樣的結(jié)論？,KW只與溫度有關(guān)，溫度越高， KW 越大,觀察與思考：,根據(jù)平衡移動(dòng)原理分析影響水的電離平衡的因素有哪些？,練習(xí)： 1.下列說法正確的是（ ） A、HCl溶液中無OH- B、NaOH溶液中無H+ C、NaCl溶液中既無OH-也無H+ D、常溫下，任何物質(zhì)的水溶液中都有H+和OH-，且Kw=[H+][OH-]=10-14,D,2.Kw僅僅是溫度的函數(shù)。下列關(guān)于Kw與溫度關(guān)系的敘述中，正確的是（ ） A、溫度越高， Kw越大 B、溫度越低， Kw越大 C、隨著溫度的升高， Kw可能增大，也 可能減小 D、隨著溫度的升高， Kw肯定增大，H+和OH-濃度同時(shí)升高,AD,交流研討,根據(jù)室溫條件下水的離子積，計(jì)算并填寫下表空缺：,1.0×10-12,1.0×10-12,1.0×10-11,1.0×10-11,由表中的數(shù)據(jù)能得出什么規(guī)律？,酸性或堿性溶液中均存在H＋和OH－，只是[H＋]和[OH－]的相對(duì)大小不同： 酸性溶液中［H＋］［OH－］ 堿性溶液中［H＋］［OH－］ 由水電離出的［H＋］或［OH－］均為10-12時(shí),溶液可能為酸溶液,也可能為堿溶液,P76,二、溶液的酸堿性,水溶液的酸堿性與[H+]和[OH-]的相對(duì)大小關(guān)系為: [H+]=[OH-],溶液呈中性 [H+][OH-],溶液呈酸性，且［H＋］越大酸性越強(qiáng) [H+][OH-],溶液呈堿性，且［OH-］越大堿性越強(qiáng),思考： 當(dāng)溶液中［H＋］10-7時(shí)，一定是酸性溶液?jiǎn)幔?不一定，可能是酸性溶液，也可能為中性溶液 注意：因溶液的酸堿性與水的電離平衡有關(guān)，所以必須指明溫度,1、一個(gè)平衡-----水的電離平衡 一個(gè)常數(shù)--------水的離子積常數(shù) 2、矛盾對(duì)立統(tǒng)一，此消彼長(zhǎng)的辨證 唯物主義觀點(diǎn),小結(jié),Kw=〔H+〕〔OH-〕=f（T） 存在水與任意溶液中,三特點(diǎn): 可逆,吸熱,程度小,1.某溫度時(shí)，水的離子積常數(shù)為1×10- 12moL2·L-2，若該溶液中H+濃度為1×10-7moL·L-1，則該溶液（ ） A、呈堿性 B、呈酸性 C、呈中性 D、c(OH-)=100c(H+),AD,練習(xí),2.水的電離過程為H2O H+ + OH-， 在不同溫度下其離子積為 KW25℃=1.0×10-14 mol2·L－2， KW35℃ =2.1 ×10-14 mol2·L－2 則下列敘述正確的是（ ） A、純水中[H+] 隨著溫度的升高而降低 B、在35℃時(shí)，純水中 [H+] ＞[OH-] C、水的電離常數(shù)KW25℃＞KW35℃ D、水的電離是一個(gè)吸熱過程,D,