水的電離與溶液的酸堿性

第二節(jié)

水的電離和溶液的pH課時(shí)1水的電離與溶液的酸堿性人教版2019選擇性必修一

第三章

水溶液中的離子反應(yīng)與平衡教學(xué)目標(biāo)本節(jié)重點(diǎn)水的離子積常數(shù)。本節(jié)難點(diǎn)溶液的酸堿性與pH。1.認(rèn)識(shí)水的電離平衡2.了解水的離子積常數(shù)3.能運(yùn)用電解質(zhì)的電離模型分析水的電離平衡4.認(rèn)識(shí)溶液的酸堿性與pH的關(guān)系meiyangyang8602請(qǐng)你設(shè)計(jì)！在水溶液中，酸、堿和鹽全部或部分以離子形式存在，那么，其中的溶劑——水是全部以分子形式存在，還是部分以離子形式存在呢？

meiyangyang8602新課導(dǎo)入怎樣驗(yàn)證你的猜想？meiyangyang8602請(qǐng)你觀察！用導(dǎo)電實(shí)驗(yàn)驗(yàn)證水是全部以分子形式存在，還是部分以離子形式存在呢？

課堂思考通過(guò)純水中導(dǎo)電實(shí)驗(yàn)現(xiàn)象發(fā)現(xiàn)：燈泡不發(fā)光純水不導(dǎo)電或?qū)щ娔芰θ鮩eiyangyang8602請(qǐng)你觀察！用導(dǎo)電實(shí)驗(yàn)驗(yàn)證水是全部以分子形式存在，還是部分以離子形式存在呢？

課堂思考水的電導(dǎo)率測(cè)定純水能發(fā)生微弱的電離精確的電導(dǎo)性實(shí)驗(yàn)課堂探究一、水的電離1.水的電離：水是一種極弱的電解質(zhì)，能發(fā)生微弱的電離精確的導(dǎo)電性實(shí)驗(yàn)表明，純水大部分以H2O的形式存在，但其中也存在著極少量的H3O+和OH—。H2OH＋

＋OH－H2O＋H2OH3O＋

＋OH－2.水的電離方程式meiyangyang8602課堂思考meiyangyang8602請(qǐng)你思考！如何衡量水的電離的限度？已知（1）1L水的物質(zhì)的量n(H2O)＝55.6mol，

（2）25°C1L水只有10-7molH2O發(fā)生電離，計(jì)算水的電離平衡常數(shù)K？H2OH++OH?電離平衡常數(shù)：K電離＝C(H+)×C(OH-）C(H2O）注：c(H2O)=1L1000g18g·mol-1課堂思考meiyangyang8602H2OH＋

＋OH－K電離

=c(H+)·c(OH-)c(H2O)c(H+)·c(OH-)c(H2O)·K電離

=室溫下55.6molH2O中有1×10-7molH2O電離，因此c(H2O)可視為常數(shù)。Kw=c(H+).c(OH-)水的離子積常數(shù)，簡(jiǎn)稱水的離子積常數(shù)Kw課堂探究1.定義：在一定溫度下，水中c(H+)和c(OH-)的乘積是一個(gè)常數(shù)，這個(gè)常數(shù)

叫做水的離子積常數(shù)。二、水的離子積常數(shù)2.符號(hào)：

Kw3.表達(dá)式：Kw=c(H+)·c(OH-)常溫時(shí)，c(H+)＝c(OH-)＝1×10-7mol/LKW

為常數(shù)，無(wú)單位水的離子積也是一個(gè)平衡常數(shù)，它受那些因素影響呢？特殊數(shù)值：25℃時(shí)，Kw=c(H+)·c(OH-)＝1×10-14；

100℃時(shí)，Kw=55×10-14≈1.0×10-12課堂思考請(qǐng)你類推！根據(jù)電離平衡常數(shù)的影響因素類推水的離子積常數(shù)的影響因素外因---溫度升高溫度電離平衡正向移動(dòng)Kw隨著溫度的升高而增大T/℃01020254050100Kw/10-140.1140.2920.6811.002.925.4755.0Kw=c(H+).c(OH-)H2OH＋

＋OH－Kw=55×10-14

≈1.0×10-12課堂探究二、水的離子積常數(shù)4.影響Kw的因素①Kw只與溫度有關(guān)，溫度越高，Kw越大。水的電離是吸熱過(guò)程,升高溫度，促進(jìn)水的電離,Kw增大。Kw只與溫度有關(guān),與濃度無(wú)關(guān)。在使用Kw時(shí)一定要強(qiáng)調(diào)溫度。②Kw與濃度無(wú)關(guān)5.Kw的適用范圍水的離子積不僅適用于純水，也適用于稀的電解質(zhì)水溶液在任何水溶液中，均存在水的電離平衡，也就是任何水溶液中都是H+、OH-共存的。任何水溶液中都存在：Kw=c(H+).c(OH-)④根據(jù)Kw=c(H＋)×c(OH－)在特定溫度下為定值，c(H＋)和c(OH－)可以互求。③不論是在中性溶液還是在酸堿性溶液，水電離出的c(H+)＝c(OH－)。②常溫下，任何稀的水溶液中，c(H+)×c(OH－)＝1×10－14。注意:①任何水溶液中H+和OH－總是同時(shí)存在的，只是相對(duì)含量不同。

用Kw計(jì)算：c(OH－)＝c(H+)Kw請(qǐng)你類推！根據(jù)弱電解質(zhì)電離平衡的影響因素類推水的電離平衡的因素meiyangyang8602課堂思考△H>0請(qǐng)?jiān)O(shè)計(jì)實(shí)驗(yàn)驗(yàn)證實(shí)驗(yàn)改變c(OH-)改變c(H+)改變溫度實(shí)驗(yàn)方案加入NaOH固體，冷卻后測(cè)溶液的pH通入HCl氣體，測(cè)溶液的pH升高溫度、降低溫度，分別測(cè)水的pH實(shí)驗(yàn)現(xiàn)象實(shí)驗(yàn)結(jié)論課堂探究三、水的電離平衡的影響因素pH計(jì)（酸度計(jì)）

pH計(jì)，又叫酸度計(jì)?？捎脕?lái)精密測(cè)量溶液的pH，其量程為0～14。pH＝-lgc(H+)三、水的電離平衡的影響因素課堂探究1.溫度：水的電離是吸熱過(guò)程t/℃102590pH7.37.06.2Kw/10-140.2961.0137.1

改變條件平衡移動(dòng)方向c(H+)c(OH-)H+與OH-濃度大小Kw升高溫度增大增大增大（促進(jìn)電離）↑=結(jié)論：升高溫度，水的電離平衡正向移動(dòng)，Kw增大。課堂探究三、水的電離平衡的影響因素2.酸或堿向水中逐漸加入少量NaOH固體，分別配制成0.001mol/L和0.1mol/L

NaOH溶液，測(cè)定兩溶液的pH（常溫）NaOH溶液pH（常溫）0.001mol/L11.00.1

mol/L13.0結(jié)論：向水中加入堿，c(OH-)增大，水的電離平衡逆向移動(dòng)。

H2O

H++OH-

NaOH

Na++OH-加入酸或堿都抑制水的電離課堂探究三、水的電離平衡的影響因素對(duì)常溫下的純水進(jìn)行下列操作，完成下表：改變條件平衡移動(dòng)方向c(H＋)c(OH－)水的電離程度Kw升高溫度加入酸加入堿加入活潑金屬(如Na)右移增大增大增大增大左移增大減小減小不變左移減小增大減小不變右移減小增大增大不變（1）溫度抑制水的電離，Kw保持不變升高溫度促進(jìn)水的電離，Kw增大（下一節(jié)再講）（2）酸（3）堿（4）發(fā)生化學(xué)反應(yīng)促進(jìn)水的電離，Kw不變（5）能水解的鹽課堂小結(jié)三、水的電離平衡的影響因素溶液中H+、OH-來(lái)源分析

酸性溶液中性溶液堿性溶液c(H+)與c(OH-)相對(duì)大小同溫下的Kwc(H+)來(lái)源c(OH-)來(lái)源Kw的具體算法

c(H+)>c(OH-)c(H+)=c(OH-)c(H+)<c(OH-)①相同②25℃時(shí)，Kw=1.0×10-14酸電離、水電離水電離很小水電離水電離水電離很小c(H+)酸》c(H+)水堿電離、水電離c(OH-)堿》c(OH-)水Kw=[c(H+)酸+c(H+)水]·

c(OH-)水≈c(H+)酸·c(OH-)水Kw=c(H+)×c(OH-)Kw=c(H+)水×[c(OH-)堿+c(OH-)水]

≈c(OH-)堿·c(H+)水課堂小結(jié)課堂探究

例1：25℃時(shí)，在10mL蒸餾水中c(H+)和c(OH-)各是多少？向其中加入10mL0.2mol/L鹽酸，c(H+)和c(OH-)如何變化？對(duì)水的電離平衡有何影響？c(H+)c(OH-)c(H+)和c(OH-)大小比較酸堿性平衡移動(dòng)蒸餾水加酸后10-710-710-110-13c(H+)=c(OH-)中性c(H+)＞

c(OH-)酸性Kw=加酸后1×10-14=c(H+)水酸溶液中Kw=c(H+)酸

·

c(OH-)水↓↑c(diǎn)(OH-)水=c(H+)水=Kwc(H+)酸

=1×10-13mol/L四、水電離的c(H+)或c(OH－)的計(jì)算(25℃)課堂探究四、水電離的c(H+)或c(OH－)的計(jì)算(25℃)例2：25℃時(shí)，向10mL蒸餾水中加入10mL0.2mol/L氫氧化鈉，c(H+)和c(OH-)如何變化？對(duì)水的電離平衡有何影響？c(H+)c(OH-)c(H+)和c(OH-)大小比較酸堿性平衡移動(dòng)蒸餾水加堿后10-710-710-110-13c(H+)=c(OH-)中性c(H+)＜

c(OH-)堿性Kw=加堿后1×10-14不變=c(OH-)水堿溶液中Kw=c(H+)水

·

c(OH-)堿↑↓c(OH-)水=c(H+)水=Kwc(OH-)堿

=1×10-13mol/L

水電離出的c(H＋)或c(OH－)的計(jì)算思路Kw表達(dá)式中c(H＋)、c(OH－)均表示整個(gè)溶液中所有H＋、OH－的總物質(zhì)的量濃度，但是一般情況下有(1)酸溶液中Kw＝c(H＋)酸·c(OH－)水(忽略水電離出的H＋的濃度)。(2)堿溶液中Kw＝c(H＋)水·c(OH－)堿(忽略水電離出的OH－的濃度)。(3)外界條件改變，水的電離平衡發(fā)生移動(dòng)；但由水電離出的c(H＋)與水電離出的c(OH－)一定相等。(4)室溫下，由水電離出的c(H＋)＝1×10－13mol·L－1的溶液可能呈酸性，也可能呈堿性。模型構(gòu)建典例精講【例3】在25℃0.01mol/LHCl溶液中：c(H+)=

，c(OH-)=

；c(H+)水=

，c(OH-)水=

。0.01mol/L10-12mol/L10-12mol/L10-12mol/L

在25℃0.01mol/LNaOH溶液中：c(H+)=

，c(OH-)=

；c(H+)水=

，c(OH-)水=

。10-12mol/L0.01mol/L10-12mol/L10-12mol/L【例4】某溫度下,純水中c(H+)=2.0×10-7mol·L-1,則此時(shí)c(OH-)=_____________;該溫度下,向水中滴入鹽酸使c(H+)=5.0mol·L-1,則溶液中c(OH-)=_____________。

2.0×10-7mol·L-18.0×10-15mol·L-1

例5、25℃,某溶液中由水電離產(chǎn)生的c(H+)=10-12mol/L，則該溶液呈酸性還是堿性？c(H+)水=c(OH-)水=10-12mol/L①若c(H+)aq=c(H+)水=10-12mol/L

則c(OH-)aq=10-2mol/L溶液顯堿性②若c(OH-)aq=c(OH-)水=10-12mol/L

則c(H+)aq=10-2mol/L溶液顯酸性逆推：課堂探究思考與討論：根據(jù)常溫時(shí)水的電離平衡，運(yùn)用平衡移動(dòng)原理分析下列問(wèn)題。（1）酸性溶液中是否存在OH—？堿性溶液中是否存在H+？試解釋原因。（2）比較下列情況中，c(H+)和c(OH-)的值或變化趨勢(shì)（增大或減?。Ｕn本P64頁(yè)體系純水（常溫）向純水中加入少量鹽酸（常溫）向純水中加入少量NaOH溶液（常溫）c(H+)

c(OH-)c(H+)和c(OH-)的大小比較c(H+)＞c(OH-)1×10-7mol/L1×10-7mol/L

減小

增大c(H+)＝c(OH-)c(H+)＜c(OH-)增大

減小課堂探究四、溶液的酸堿性與pH1.溶液的酸堿性與c(H+)、c(OH-)的關(guān)系溶液的酸堿性由c(H+)和c(OH-)相對(duì)大小決定常溫時(shí)：KW＝c(H+)·c(OH-)＝1×10-14c(H+)＝c(OH-)c(H+)＞c(OH-)c(H+)＜c(OH-)中性酸性堿性c(H+)=1×10-7c(H+)＞1×10-7c(H+)＜1×10-7用起來(lái)不方便你有想法進(jìn)行改變嗎？課堂探究四、溶液的酸堿性與pH2.溶液的pHpH=﹣lgc(H+)c(H+)=10-pH適用范圍稀溶液(當(dāng)c(H+)或c(OH-)<1mol/L時(shí)用pH表示酸堿性)常溫時(shí)：KW＝c(H+)·c(OH-)＝1×10-14c(H+)=1×10-7pH=﹣lgc(H+)＝7課堂探究四、溶液的酸堿性與pH3.溶液的酸堿性與pH的關(guān)系常溫時(shí)：KW＝c(H+)·c(OH-)＝1×10-14pH溶液的酸堿性pH＜7溶液呈酸性，pH越小，酸性越強(qiáng)pH＝7溶液呈中性pH＞7溶液呈堿性，pH越大，堿性越強(qiáng)c(H+)請(qǐng)你說(shuō)說(shuō)！pH＜7的溶液一定顯酸性嗎？課堂思考T/℃01020254050100Kw/10-140.1140.2920.6811.002.925.4755.0H2OH＋

＋OH－KW＝1×10-14c(H+)=1×10-7pH=﹣lgc(H+)＝7Kw=55×10-14≈1.0×10-12c(H+)=1×10-6pH=﹣lgc(H+)＝6溶液的pH一定要注意溫度課堂探究四、溶液的酸堿性與pH4.溶液的pH一定要注意溫度H2OH＋

＋OH－KW＝1×10-14c(H+)=1×10-7pH=﹣lgc(H+)＝7Kw=55×10-14≈1.0×10-12c(H+)=1×10-6pH=﹣lgc(H+)＝6已知水在25℃和100℃時(shí)的電離平衡曲線如圖所示25℃100℃典例精講【例3】判斷正誤(1)在25℃時(shí)，某溶液中由水電離出的c（H＋）＝1×10－12mol·L－1，則該溶液的pH一定是12(

)(2)升高溫度，純水的pH變?yōu)?，則此時(shí)純水顯酸性(

)(3)溶液中c(H＋)>c(OH－)時(shí)，溶液顯酸性(

)××√(4)√課堂小結(jié)一、水的電離定性定量H2OH+

+OH-KW＝c(H+)·c(OH-)溫度濃度升溫，平衡正向移動(dòng)降溫，平衡逆向移動(dòng)

c(H+)或c(OH-)增大，

平衡逆向移動(dòng)

常溫時(shí)，pH＝7二、溶液的酸堿性與pHc(H+)＝c(H+)c(H+)＞c(H+)c(H+)＜c(H+)中性酸性堿性常溫時(shí)，KW＝