高一化學(xué)物質(zhì)在水溶液中的行為

第三章物質(zhì)在水溶液中的行為第一節(jié)：水溶液聯(lián)想·質(zhì)疑：酸、堿、鹽的水溶液能導(dǎo)電，純水能導(dǎo)電嗎？一、水的電離定性：精確的實驗證明，純水能微弱地電離，生成自由移動的H+和OH-，所以水是一種極弱的電解質(zhì)。電離方程式是：H2OH++OH-水的電離是一個可逆的過程，在一定溫度下可以到達電離平衡。其過程遵循化學(xué)平衡移動原理。電離平衡常數(shù)為：K

=[H+][OH-][H2O]變形為：K

·

[H2O]=[H+][OH-]實驗證明25℃時，KW=[H+][OH-]=1×10-14mol2·L-2KW叫水的離子積常數(shù)，簡稱水的離子積在一定溫度下，K·[H2O]是常數(shù)，那么[H+][OH-]也為常數(shù)：KW=[H+][OH-]t/℃KW/mol2·L-2251.0×10-14557.3×10-14802.5×10-131005.5×10-13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)平衡移動原理分析影響水的電離平衡的因素有哪些?條件變化電離平衡移動Kw變化升溫降溫加H2SO4加NaOH向右移動向左移動向左移動向左移動外界條件對水的電離平衡的影響H2OH＋

＋OH－增大減小不變不變Kw是溫度的函數(shù),隨溫度的升高而增大與溶液的成分無關(guān)

抑制水的電離促進水的電離抑制水的電離酸

堿

交流研討1〔1〕Kw只隨溫度變化，溫度升高那么Kw增大。通常是指在25℃時，即認為Kw=1×10-14〔mol/L〕2。

〔2〕水的離子積是水電離平衡時的性質(zhì)，它不僅適用于純水，也適用于任何酸、堿、鹽的稀溶液。即稀水溶液中的[H+]與[OH-]的乘積是一個常數(shù)。〔3〕不管任何稀的水溶液中，水電離產(chǎn)生的[H+]和水電離產(chǎn)生的[OH-]一定相等注意練習(xí)：1.以下說法正確的選項是〔〕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-]=10-14D2.Kw僅僅是溫度的函數(shù)。以下關(guān)于Kw與溫度關(guān)系的表達中，正確的選項是〔〕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-濃度同時升高AD3、水的電離過程為H2OH++OH-，在不同溫度下其離子積為KW25℃=1×10-14，KW35℃=2.1×10-14。那么以下表達正確的選項是：A、[H+]隨著溫度的升高而降低B、在35℃時，純水中[H+]＞[OH-]C、水的電離常數(shù)K25°＞K35°D、水的電離是一個吸熱過程D觀察思考—〔實驗〕等體積的溶液濃度(mol/L)電解質(zhì)溶液燈泡亮度導(dǎo)電能力0.5HCl0.5氨水0.5NaCl0.5CH3COOH強強弱亮亮暗1.以上水溶液導(dǎo)電能力不同的原因是什么呢？2.氯化氫、醋酸等電解質(zhì)在溶于水時發(fā)生了哪些變化？它們最終的存在形式如何？溶液導(dǎo)電能力取決于自由移動離子濃度大小暗弱二、電解質(zhì)在水溶液中的存在形態(tài)1.強電解質(zhì)：在稀的水溶液里能完全電離的電解質(zhì)。包括強酸、強堿、大局部鹽存在形態(tài)：離子。2.弱電解質(zhì)：在稀的水溶液里局部電離的電解質(zhì)。包括弱酸、弱堿、水、少數(shù)鹽、兩性氫氧化物存在形態(tài)：分子〔主要〕和離子。強電解質(zhì)的電離過程是不可逆的，電離方程式用“＝〞，如：HCl＝H＋＋Cl－3.溶劑化作用：溶質(zhì)分子或離子與溶劑相互吸引的作用弱電解質(zhì)的電離過程是可逆的，電離方程式用“”，如：HAcH＋＋Ac－寫出以下物質(zhì)在水溶液中的電離方程式CH3COOHH2SO4H2CO3

NH3·H2O

CH3COO-+H+==SO42-+2H+HCO3-+H+OH-+NH4+HCO3-H++CO32-小結(jié)一、水的電離H2OH++OH-KW

=[H+]·[OH-]強電解質(zhì)：完全電離以水合離子存在

弱電解質(zhì)：

不完全電離以水合離子和水合分子存在

二、電解質(zhì)在水溶液中的存在形態(tài)Kw只隨溫度變化;它不僅適用于純水，也適用于任何酸、堿、鹽的稀溶液。即稀水溶液中的[H+]與[OH-]的乘積是一個常數(shù)。K

=[H+][OH-]