水的电离和溶液的酸碱性 高二上学期化学人教版（2019）选择性必修1

第三章水溶液中的离子平衡化学反应原理2水的电离和溶液的酸碱性

西安市五环中学张娟利学习目标1、了解水的电离平衡及影响因素2、掌握水的离子积—Kw3、知道溶液的酸碱性与pH的关系1.实验2.现象

：指针摆动：不亮G×3.结论水是一种极弱的电解质4.原因H2OH＋

＋OH－H2O＋H2OH3O＋

＋OH－实验测定(25℃时)：c(H+)=c(OH－)=10-7mol/L灵敏电流计灯泡一、水的电离1、水是一种极弱的电解质，能微弱的电离。存在着电离平衡。++H2O+H2OH3O++OH－

3、平衡常数：K

电离＝c(H+)×c(OH-）c(H2O）H2OH＋+OH－2、水的电离方程式

加入酸：增大减少平衡逆向移动水的电离程度减小H2OH++OH-

c(H+)c(OH-)问题与讨论1.在水中加入强酸(HCl)后，对水的电离平衡有何影响？

加入碱：c(H+)减小增大平衡逆向移动水的电离程度减小H2OH++OH-

c(H+)c(OH-)2.在水中加入强碱(NaOH)后，对水的电离平衡有何影响？问题与讨论（1）电离是一个吸热过程，升高温度，促进

水的电离。（2）加入酸或碱，抑制水的电离，（3）加入能消耗H+或OH-的物质，促进水的电离。二、影响水电离平衡的因素讨论：对常温下的纯水进行下列操作，完成下表：

酸碱性水的电离平衡移动方向c(H+)c(OH-)c(H+)

与c(OH-)大小关系K变化加热

加HCl

加NaOH

中性→↑↑=↑酸性←↑↓＞不变碱性←↓↑＜不变小结：加入酸或碱都抑制水的电离加活泼金属碱性→↓↑＜不变加入能消耗H+或OH-的物质，促进水的电离。P45

在室温（25℃）时，1L纯水（）molH2O

只有

molH2O发生电离55.6

在室温（25℃）时1LH2O中

c(H+)=c(OH-)=________mol/L1×10-71×10-7平衡常数：K电离＝_____________c(H+)×c(OH-）

c(H2O）c(H2O）

·K

电离=c(H+)×c(OH-）

提示:c=n/V

ρ水:1g/ml算一算读一读=常数=1×10-14三、水的离子积常数1、定义：在一定温度下的稀溶液中c(H+)×c(OH-）为一常数。

2、符号：Kw

表达式：Kw=c(H+).c(OH-)注：常数无单位分析下表中的数据有何规律，并解释之讨论：温度0℃20℃25℃50℃100℃Kw1.14×10-156.81×10-151×10-145.47×10-141×10-12结论：3、影响KW的因素：温度

温度越高，KW越大，水的电离是一个吸热过程如：

25℃

KW=10-14100℃

KW=10-124、注意①KW只与温度有关，温度越高，KW越大。

25℃

KW=10-14

100℃

KW=10-12②KW与溶液的酸碱性无关，在25℃时，酸性、碱性或中性稀溶液中KW=10-14

③水的离子积常数揭示了任何水溶液中均存在水的电离平衡，所以任何水溶液中均含有c(H+)·c(OH-)。但有水电离产生的c(H+)和c(OH-)永远相等。④KW=c(H+)·c(OH-)式中c(H+)和c(OH-)均表示整个溶液中的c(H+)和c(OH-)的总的物质的量浓度，因此要分清酸溶液中c(H+)和酸溶液中水电离出来的c(H+)。碱溶液中c(OH-)和酸溶液中水电离出来的c(OH-)

。⑤水的离子积常数不仅适用于纯水，也适用于稀的（酸、碱、盐）电解质溶液。⑥酸溶液中电离出的c(H+)和水中电离出的c(H+)区别。c(H+)溶液=c(H+)酸+c(H+)水，由于酸中c(H+)大于水中的c(H+)，即水中的c(H+)可忽略。同理碱溶液也一样。1、0.01mol/L盐酸溶液中,c(H+)、c(OH-)分别为多少？由水电离出的c(H+)

H2O

、c(OH-)H2O分别是多少？

c(H+)=0.01mol/Lc(OH-)=1×10-12mol/Lc(H+)H2O=c(OH-)H2O=1×10-12mol/Lc利用Kw的定量计算

根据室温时水的电离平衡，运用平衡移动原理分析下列问题。

1.酸或碱的稀溶液的密度与纯水相近，1L酸或碱的稀溶液约为1000g，其中，H2O的物质的量近似为1000g/18g/mol=55.6mol。此时，发生电离的水是否仍为纯水状态时的1×10-7mol？因酸电离出来的H＋或碱电离出来的OH－对水的电离有抑制作用，所以发生电离的水的物质的量小于纯水状态时的1×10-7mol。P46思考与交流2.比较下列情况下，c(H+)和c(OH-）的值或变化趋势（增加或减少）：纯水加少量盐酸加少量氢氧化钠c(H+)c(OH-)c(H+)和c(OH-)大小比较10-7mol/L10-7mol/Lc(H+)=c(OH-)变大

变小c(H+)>c(OH-)变小变大c(H+)<c(OH-)3.酸性溶液中是否有OH-存在？碱性溶液中是否有H+存在？任何溶液中均含有H+和OH-c(H+)与c(OH-)关系25℃，c(H+)/mol·L-1

溶液酸碱性

c(H+)=c(OH-)=1×10-7中性c(H+)>c(OH-)>1×10-7

酸性c(H+)<c(OH-)<1×10-7碱性二、溶液的酸碱性与pH值+-1、溶液的酸、碱性跟c(H+)、c(OH-)的关系（1）实质：溶液中c(H+)和c(OH-)的相对大小（2）判断依据：任何情况下在25℃时讨论：KW100℃=10-12在100℃时，纯水中[H+]为多少？[H+]＞1×10-7mol/L是否说明100℃时纯水溶液呈酸性？不能用[H+]等于多少来判断溶液酸、碱性，只能通过两者相对大小比较100℃时，[H+]=1×10-7mol/L溶液呈酸性还是碱性？[H+]=1×10-6mol/L否碱性

c(H+)﹥1mol/L或c(OH-)﹥1mol/L时，可直接用c(H+)或c(OH-)表示溶液的酸碱性。一定温度下c(H+)越大,溶液酸性越强。c(OH-)越大，溶液碱性越强，酸性越弱。

c(H+)﹤1mol/L时，常用PH表示溶液的酸碱性。2、溶液的酸碱性的表示方法溶液的pH(1)pH的定义：c(H+)的负对数(2)使用范围：c(H+)<1mol/L例：c(H+)=0.001mol/LpH=-lg10-3=3例：c(OH-)=0.01mol/L

c(H+)=1×10-14/10-2=1×10-12mol/LpH=-lg1×10-12=12pH=-lgc(H+)lg2=0.3lg3=0.477溶液的酸碱性c(H+)和c(OH-)的关系常温下：c(H+)常温下：pH中性溶液1×10-7mol/L[H+]＞[OH-]＞7酸性溶液碱性溶液[H+]=[OH-][H+]

＞1×10-7mol/L＜7=7[H+]＜[OH-][H+]

＜1×10-7mol/L（3）、溶液的酸、碱性跟pH的关系注意：用pH判断溶液酸碱性时需注意条件：温度溶液的pH值0100110—1210—2310—3410—4510—5610—6710—7810—8910—91010—101110—111210—121310—131410—14酸性增强碱性增强即pH越小酸性越强

pH越大碱性越强3、溶液酸碱性的测定方法测定方法：酸碱指示剂法、pH试纸法、pH计法等。酸碱指示剂一般是弱的有机酸或弱的有机碱，他们的颜色变化是在一定的pH值范围内发生的。我们把指示剂发生颜色变化的pH值范围叫做指示剂的变色范围。pH1234567891011121314甲基橙（3.1—4.4）红色橙色黄色石蕊（5.0—8.0