【高中化學(xué)課件】第三章第二節(jié)水的電離和溶液的酸堿性平衡

第三章水溶液中的離子平衡第二節(jié)水的電離和溶液的酸堿性思考與交流

研究電解質(zhì)溶液時(shí)往往涉及溶液的酸堿性，而酸堿性與水的電離有密切的關(guān)系。那么水是如何電離的呢?H2O+H2OH3O++OH－一、水的電離

水合氫離子簡(jiǎn)寫為：H2OH+

+OH－討論：純水的組成微粒有哪些？作為弱電解質(zhì)，水的電離平衡會(huì)受哪些外界因素影響？

溫度、濃度閱讀教材P45思考1:純水中c(H+)與c(OH-)大小有何關(guān)系？思考2:在25℃下，c(H+)、c(OH-)等于多少?

說(shuō)明水的電離程度如何？一、水的電離1、水電離特點(diǎn)水是極弱的電解質(zhì)25℃時(shí)，1L水中只有10-7molH2O分子發(fā)生電離H2OH＋

＋OH－△H＞0

K

電離＝c(H+)×c(OH-）c(H2O）K電離

.

=c(H+).c(OH-)

c(H2O)Kw=c(H+).c(OH-)

Kw叫做水的離子積2、水的離子積常數(shù)——KW電離常數(shù)：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？t℃0102025KW/10-140.1340.2920.6811.01t℃405090100KW/10-142.925.4738.055.0溫度越高，Kw越大；水的電離是一個(gè)吸熱過(guò)程.結(jié)論：常溫下：Kw=c(H+)·c(OH－)=1.0×10-14分析下表中的數(shù)據(jù)有何規(guī)律，并解釋之

已知KW100℃=10-12，則在100℃時(shí)純水中的c(H+)等于多少？水的離子積是水電離平衡時(shí)的性質(zhì),不僅適用于純水,也適用于稀的

水溶液,只要

不變,KW就不變。電解質(zhì)溫度⑴任何水溶液中都存在H+

和OH-。

⑷Kw只受溫度影響，且Kw不僅適用于純水，也適用于酸堿鹽的稀溶液。KW中的c(OH-)、c(H+)指溶液中總的離子濃度.【歸納總結(jié)】⑶常溫下：Kw=c(H+)·c(OH－)=1.0×10-14⑵

任何水溶液中，c(H+)水電離

=c(OH-)水電離（5）純水中C(H＋)、C(OH－)濃度的計(jì)算方法：C（H＋）=C（OH－）=1.含有H+的溶液一定是酸，含OH-的溶液一定是堿嗎？思考與交流：3.在水中加入強(qiáng)酸或者強(qiáng)堿后，水的離子積是否發(fā)生改變？水的電離是否受影響？2.溶液的酸堿性是由什么決定的？對(duì)常溫下的純水進(jìn)行下列操作，填寫下表加NaOH加HCl加熱Kwc(H+)與c(OH-)大小關(guān)系c(OH-)c(H+)水的電離平衡移動(dòng)方向酸堿性

條件中性正反應(yīng)c(H+)=c(OH-)增大增大增大堿性逆反應(yīng)減小增大c(H+)<c(OH-)不變酸性逆反應(yīng)增大減小c(H+)>c(OH-)不變結(jié)論：加入酸或堿都抑制水的電離,Kw不變,溶液的酸堿性取決于H+與OH-濃度的相對(duì)大小注意：易水解的鹽或活潑金屬：能促進(jìn)水的電離，使水的電離程度增大。但Kw不變,總結(jié)3、影響水的電離平衡的因素1.溫度2.酸3.堿4.鹽升高溫度促進(jìn)水的電離，Kw增大抑制水的電離，Kw保持不變（第三節(jié)再作介紹）c(H+)水=c(OH-)水

＜1×10-7mol/L溫度不變，KW不變4.KW的應(yīng)用——計(jì)算溶液中的c(H+)或c(OH—)1、常溫下，

0.01mol/L鹽酸溶液中，c(H+)、c(OH－)分別為多少？2、常溫下，

0.01mol/LNaOH溶液中，c(H+)、c(OH－)分別為多少？c(H+)=0.01mol/Lc(OH－)=10-12mol/Lc(OH－)=0.01mol/Lc(H+)=10-12mol/L3、常溫下，20mL

0.1mol/L的鹽酸，與30mL0.05mol/LBa(OH)2溶液混合，求混合液中c(H+)、c(OH－)。Ba(OH)2過(guò)量c(OH－)=0.02mol/Lc(H+)=5×10-13mol/L

4、25℃：A、B、C三種溶液，其中：

A中c(H+)=10-3mol/LB中c(OH－)=5×10-7mol/LC中c(H+)/c(OH－)=106,

則三種溶液的c(H+)由大到小順序

。B中c(H+)=2×10-8mol/LC中c(H+)=10-4mol/LA>C>B5、25℃、濃度均為0.1mol/L的下列溶液中c(H+)由大到小的排列順序：①氨水②

NaOH③鹽酸④醋酸③④①②1、常溫下，0.01mol/L鹽酸溶液中。c(OH－)是多少？由水電離出的c(H+)H2O是多少？KW的應(yīng)用——計(jì)算c(H+)H2O或c(OH－)H2O2、0.01mol/LNaOH溶液中。c(H+)是多少？由水電離出的c(H+)H2O

和c(OH－)H2O分別是多少？

c(OH－)

=c(H+)H2O=10-12mol/L注意：任何水溶液中由水電離出來(lái)的c(H+)H2O=c(OH-)H2O

c(H+)=c(H+)H2O=c(OH－)H2O=10-12mol/L√√√××---正誤判斷6、如果CH+不等于COH-則溶液一定呈現(xiàn)酸堿性。5、在水中加酸會(huì)抑制水的電離。1、任何水溶液中都有CH+和COH-。2、對(duì)水升高溫度，CH+增大，酸性增強(qiáng)。練習(xí)：3、在水中加入稀鹽酸或NaOH后，水的離子積發(fā)生改變4、在酸堿溶液中，水電離出來(lái)的CH+和COH-相等√×7.有含H+的水溶液一定是酸；含OH-的水溶液一定是堿．酸性溶液中只含H+；堿性溶液中只含OH-.

8.任何水溶液中都存在水的電離平衡。9.某溫度下，某液體c(H+)=10-7mol/L，則該溶液一定是純水?！獭辆?、純水在10℃和50℃的H+濃度，前者與后者的關(guān)系是（）

A.前者大

B.后者大

C.相等 D.不能確定

B練2、常溫下，某溶液中由水電離產(chǎn)生的c(H+)=10-9mol/L，則此溶液有可能是（）

A.NaOHB.NaClC.H2SO4D.NH4ClAC鞏固練習(xí)練3、

在25℃，在某無(wú)色溶液中由水電離出的c(OH-)=1×10-13，一定能大量共存的離子組是（）

A.NH4+K+NO3-Cl-B.NO3-CO32

-K+Na+C.K+Na+Cl-SO42-D.Mg2+Cu2+SO42-Cl-C練4、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?水電離出的c(OH-)=1×10-14/0.1=1×10-13mol/L=c(H＋)練5、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(H＋)=1×10-14/0.1=1×10-13mol/L=c(OH-)練6、濃度均為0.1mol/L的下列溶液中由水電離的c(H+)水大小關(guān)系為：①鹽酸②醋酸溶液③硫酸溶液④氫氧化鈉溶液

②＞①=④＞③練7、下列五種溶液中c(H+)由大到小的排列順序是

A.0.1mol·L-1鹽酸

B.0.1mol·L-1硫酸

C.0.1mol·L-1NaOH

D.0.1mol·L-1HAc

E.0.1mol·L-1NaCl

B、A、D、E、C練8、某溫度下純水中c(H+)=2×10-7mol/L，則此時(shí)溶液中的c(OH-)=___________。若溫度不變，滴入稀鹽酸使c(H+)=5×10-6mol/L，則此時(shí)溶液中的c(OH-)=___________。2×10-7mol/L8×10-9mol/L練9、水的電離過(guò)程為H2OH++OH-，在不同溫度下其離子積為Kw25℃=1×10-14，Kw35℃=2.1×10-14。則下列敘述正確的是()A、CH+隨著溫度的升高而降低B、在35℃時(shí)，純水中CH+＞COH-C、水的電離常數(shù)Kw25

＞Kw35D、水的電離是一個(gè)吸熱過(guò)程D練10、向純水中加入少量硫酸氫鈉溶液（溫度不變），則溶液中的