水的離子積上課

水的電離和溶液的pH第二節(jié)溶液pH3

精確的實驗證明

；。

一、水的解離（1）水是一種極弱的電解質(zhì),能微弱地電離。

（2）水分子發(fā)生電離后產(chǎn)生的離子分別是H+和OH–（3）發(fā)生電離的水分子所占比例很小根據(jù)弱電解質(zhì)的電離平衡理論，在一定溫度下，當(dāng)水的電離達到平衡時其電離平衡常數(shù)如何表達：水的電離程度是很小的：電離前后H2O的物質(zhì)的量幾乎不變，故c

(H2O)可視為常數(shù)，上式可表示為：c

(H+)·c

(OH–)＝K電離·

c(H2O）

K

電離=c(H+).c(OH-）c(H2O）K

電離.

=c(H+).c(OH-）c(H2O）1、概念：在一定溫度下，水中c(H+)與c(OH-)的乘積是一個常數(shù)，稱為水的離子積常數(shù)，用符號KW表示，【常數(shù)K

電離與常數(shù)c(H2O)的積稱為水的離子積常數(shù)，簡稱為水的離子積，記為Kw。

】即： KW=c(H+)·c(OH-)二、水的離子積，（2）含義：一定溫度下，水中c(H+)和c(OH-)的乘積。（3）表達式：Kw

=c(H+)?c(OH-)（4）水的離子積常數(shù)受溫度的影響：水的離子積只隨溫度的升高而增加【

KW是一個溫度函數(shù)，只隨溫度的升高而增大】。一定溫度時，KW是個常數(shù)定值；（5）KW不僅適用于純水，也適用于酸、堿、鹽的稀溶液。和其他任何水溶液中即Kw

=c(H+)?c(OH-)的乘積都是一個常數(shù)（5）在25℃時，每1升【55.6mol】水中有1×10–7mol的水分子電離。也就是說，在純水中：在純水：H2OH+

+OH－1×10-7

molmol1×10-7

mol1×10–7molc(H+)=c(OH-）=1×10–7mol/LKw

=c(H+)?c(OH-)=1×10–7×1×10–7=1×10–14(25℃)

5）常溫下：純水，任何酸性、堿性或中性稀溶液Kw

=c(H+)?c(OH-)=1*10-14【議一議】（1）在水中加入稀鹽酸，水的電離平衡和水的離子積常數(shù)如何變化？溶液中的c(H+)和c(OH-)呢？

（2）在水中加入燒堿溶液，水的電離平衡和水的離子積常數(shù)如何變化？溶液中的c(H+)和c(OH-)呢？（3）把水加熱至100℃，水的電離平衡和水的離子積常數(shù)如何變化？溶液中的c(H+)和c(OH-)呢？二、影響水的電離平衡的因素

加入鹽酸增大減少平衡逆向移動但Kw保持不變H2OH++OH-

C(H+)C(OH-)

加入燒堿減少增大平衡逆向移動但Kw保持不變H2OH++OH-

C(H+)C(OH-)

升高溫度

平衡正向移動

C（H+）和C（OH-）都增大

Kw增大H2OH++OH-

（正反應(yīng)吸熱）條件電離平衡移動方向水的電離程度C(H+)C(OH-)Kw加熱加HCl加入酸加NaOH加入堿不變減小結(jié)論：1)加酸或堿，抑制水的電離，Kw不變。減小增大不變減小增大減小增大增大增大增大2).Kw適用于純水及電解質(zhì)的稀溶液，常溫下為1X10-14

H2OH++OH-正反應(yīng)吸熱(3)溫度升高溫度促進水的電離，Kw增大【KW是一個溫度函數(shù)，只隨溫度的升高而增大】二、影響水的電離平衡的因素

以上討論表明：在純水和任何稀溶液中，[H+]和[OH–]之間存在下列關(guān)系：

（1）可以看出，[H+]和[OH–]是同時存在的。⑵KW反映了溶液中c(H+)和

c(OH-)相互依存關(guān)系，任何水溶液中都同時存在H+和OH-；⑶KW=c(H+)·c(OH-)中的c(H+)和

c(OH-)均為溶液中的總濃度，注意與由水電離的c(H+)水

和c(OH-)水相區(qū)分。在酸中c(H+)=c(H+)酸電離+c(H+)水電離≈c(H+)酸電離在堿中c(OH-)=c(OH-)堿電離+c(OH-)水電離≈c(OH-)堿電離在任何水溶液中c(H+)水電離=c(OH-)水電離4、水的離子積常數(shù)的應(yīng)用

——求稀溶液中的c(H+)和c(OH-)例1、求常溫下1×10-2mol/LHCl溶液的c(H+)和c(OH-)。例2、求常溫下0.005mol/LBa(OH)2溶液的c(H+)和c(OH-)。啟示：常溫下，稀溶液中Kw

=c(H+)?

c(OH-)=1*10-14，我們知道了c(H+)則可以求出c(OH-)，反之亦然！這是水的離子積常數(shù)的重要應(yīng)用。求100℃

下1×10-2mol/LNaCl溶液中水電離出來的c(H+)和c(OH-)。1、任何水溶液中都存在水的電離平衡。2、任何水溶液中（不論酸、堿或中性），都存在Kw=10-14。3、某溫度下，某液體C(H+)=10-7mol/L，則該液體一定是純水?！獭痢痢揪氁痪殹俊拍钆袛?、下列微粒中不能破壞水的電離平衡的是（）

A.H+B.OH-

C.HCO3-

D.Na+DD5、水的電離過程為H2OH++OH-，在不同溫度下其離子積為KW（35℃）=a，KW(45℃)=b。則下列敘述正確的是：()A.35℃時水電離出來的c(H+)大于45℃時水電離出來的c(H+)B.在35℃時，純水中c(H+)＞

c(OH-)C.a>b>1*10-14D.水的電離是一個吸熱過程水的電離水的離子積：影響因素KW=c（OH-）·c（H+）(25℃時，KW=1.0×10-14)溫度：酸：堿：T↑，KW↑抑制水的電離，KW不變抑制水的電離，KW

不變應(yīng)用：求稀溶液中的c(H+)和c(OH-)【結(jié)一結(jié)】常溫時

純水加少量鹽酸加少量氫氧化鈉c

(H+)1×10-7mol/L增加減少c

(OH–)1×10-7mol/L減少增加c

(H+)和c

(OH–)大小比較c

(H+)=c

(OH–)c

(H+)>c

(OH–)c

(H+)<c

(OH–)

三、溶液的酸堿性跟H+

和OH-濃度有什么關(guān)系①任何水溶液中H+和OH－總是同時存在的,只是相對含量不同.③常溫下,任何稀的水溶液中

C(H+)×C(OH－)===1×10－14②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－)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.⑤通過H+和OH-的相對大小可以判斷溶液的酸堿性1.溶液的酸堿性【在水溶液中，均存在水的電離平衡，也就是水溶液中都是H+、OH-共存的。水溶液中都存在Kw=c(H+).c(OH-)（Kw25℃=10-14）不能用c(H+)等于多少來判斷溶液酸、堿性，只能通過c(H+)

和c(OH-)

兩者相對大小比較】溶液的酸堿性取決于溶液中c(H+)和c(OH-)的相對大小。(1)酸性溶液中：c

(H+)>c

(OH–)>1×10-7mol/L，c

(H+)

越大，酸性越強(2)中性溶液中：c

(H+)=c

(OH–)=1×10-7mol/L3)堿性溶液中：c

(H+)<c

(OH–)

<1×10-7mol/L，c

(OH–)

越大，堿性越強溶液中的c(H+)和c(OH—)都很小，用濃度表示很不方便，用pH表示溶液的酸堿性即溶液的酸堿強弱程度?！救芤旱乃釅A度】三、溶液的酸堿性跟H+

和OH-濃度有什么關(guān)系

五.溶液的pH【pH表示溶液的酸堿性即溶液的酸堿強弱程度?！救芤旱乃釅A度】-----通常采用[H+]的負(fù)對數(shù)來表示溶液的酸堿性，這個數(shù)值稱為溶液的pH(1)定義式：(2)溶液的酸堿性跟pH的關(guān)系：室溫下：(3)適用范圍：pH的使用范圍一般是0~14，超過此范圍時可直接使用[H+]或[OH–]表示?！炯瓤梢杂肹H+]表示溶液的酸堿性，也可以用

[OH–]表示溶液的酸堿性，習(xí)慣上使用[H+]表示溶液的酸堿性。】中性（酸性）增強（堿性）增強c(OH-)/mol/Lc(H+)/mol/LPH071410-1410-710-7110-141第二節(jié)溶液pH11例1：計算下列溶液的pH？

=1×10–5mol/L[H+]①=1×10–7mol/L[H+]②=8×10–11mol/L[H+]③

②

解：①

③關(guān)于pH的計算：總體原則(1)若溶液為酸性，先求c(H+)，再求pH=-lgc(H+)。(2)若溶液為堿性，先求c(OH-)，再求c(H+)=Kw/c(OH-)，最后求pH。第二節(jié)溶液pH13例2：計算0.1mol/L鹽酸的pH？解：HCl是強電解質(zhì)，在溶液中完全電離。所以：[H+]=[HCl]=0.1

mol/L答：0.1mol/L鹽酸的pH等于1。第二節(jié)溶液pH14例3：計算0.1mol/LNaOH溶液的pH？解：NaOH是強電解質(zhì)，在溶液中完全電離。答：0.1mol/LNaOH的pH等于13。所以知識拓展——計算0.1mol/LHAc溶液的pH第二節(jié)溶液pH15

酸堿指示劑在不同pH的溶液中能顯示出不同顏色的化合物。多為有機弱酸或有機弱堿。(1)酸堿指示劑法

2.pH的測定

酸堿指示劑通過顏色變化來指示溶液的酸堿性。

指示劑由一種顏色過渡到另一種顏色時溶液的pH變化范圍叫指示劑的變色范圍。例如，甲基橙的變色范圍如下：1234567813141112pH910橙色紅色3.1黃色4.4二、溶液的pH第二節(jié)溶液pH161234567813141112910酚酞石蕊甲基橙pH黃色橙紅色

幾種常見指示劑的變色范圍：(1)酸堿指示劑法

2.pH的測定藍色紫色紅色紅色淺紅無色

單一指示劑只能粗略指示溶液的pH范圍，例如，使甲基橙顯黃色的溶液，pH大于4.4。黃色橙紅色藍色紫色紅色第二節(jié)溶液pH17(2)pH試紙

pH試紙是由多種酸堿指示劑的混合溶液浸制而成的，常用的廣泛pH試紙可近似測定的pH范圍為1~14。pH試紙

2.pH的測定要確定溶液近似的pH，可以使用pH試紙。廣泛pH試紙1314135791124681012.pH試紙的使用(1)方法：把小片試紙放在表面皿上用表面皿蘸取待測液點在干燥的pH試紙上，試紙變色后，與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對比即可確定溶液的pH。(2)注意試紙使用前不能用蒸餾水潤濕，否則待測液因被稀釋可能會產(chǎn)生誤差。廣泛pH試紙只能測出整數(shù)值。第二節(jié)溶液pH18(3)pH計（酸度計）

pH計是準(zhǔn)確測定溶液pH的精密儀器。知識拓展——更多有關(guān)pH的知識

2.pH的測定pH1測定pH在生產(chǎn)與日常生活中都具有重要的意義。

在化工生產(chǎn)中，許多化學(xué)反應(yīng)必須在一定pH的溶液中進行，因此維持溶液相對穩(wěn)定的pH是保證產(chǎn)品質(zhì)量和數(shù)量的重要條件。

雨水的pH小于5.6時，就成為酸雨（acidrain），它將對生態(tài)環(huán)境造成危害。

一些氧化還原反應(yīng)，在酸性介質(zhì)中進行或在堿性介質(zhì)中進行，其產(chǎn)物往往不同。知識拓展——更多有關(guān)pH的知識pH2

例如，人體血液的pH正常范圍是7.35~7.45，當(dāng)pH<7.35時，人體會出現(xiàn)酸中毒；而pH>7.45時，人體又表現(xiàn)為堿中毒；如果血液pH偏離正常范圍0.4個單位時就會危及人的生命。

人體體液和代謝產(chǎn)物也都有正常的pH范圍，測定人體體液和代謝產(chǎn)物的pH，可以幫助了解人的健康狀況。體液pH體液pH血清7.35~7.45淚水~7.4唾液6.35~6.85成人胃液0.9~1.5大腸液8.3~8.4嬰兒胃液5.0小腸液~7.6尿液4.8~7.5知識拓展——更多有關(guān)pH的知識pH2

農(nóng)業(yè)生產(chǎn)中，農(nóng)作物一般適宜在pH等于7或接近7的土壤里生長。在pH小于7的酸性土壤或pH大于8的堿性土壤里，農(nóng)作物一般都難于生長，因此，需要定期測量土壤的酸堿性。作物名稱最適pH作物名稱最適pH小麥6.3~7.5馬鈴薯4.8~5.5水稻5.5~7.0花生6.5~7.0玉米6.5~7.0大豆6.5~7.5高粱6.5~7.5棉花6.0~8.0知識拓展——更多有關(guān)pH的知識1.pH試紙使用之前，一定要用蒸餾水潤濕，否則無法使用?！羛H試紙使用時不能潤濕，否則可能產(chǎn)生誤差2.c(H+)=c(OH-)的溶液一定為中性溶液。()【分析】只要溶液中滿足c(H+)=c(OH-)，溶液就一定呈中性√3.pH=7的某溶液一定為中性溶液。()【分析】溫度不同，水的離子積不同，如100℃，Kw=10-12，pH=6的溶液為中性溶液，pH=7的溶液為堿性溶液?！?)任何水溶液中都存在水的電離平衡?！獭痢痢?)任何水溶液中（不論酸、堿或中性）都存在Kw=10-14

。3）水中c(H+)增大，水的電離平衡一定向正向移動。5）室溫時由水電離出的H+濃度為10-10，則Kw=10-20×4）水電離的

c(H＋

)=1×10-13mol/L的溶液一定呈酸性1、判斷正誤：第五章小結(jié)2第二節(jié)水的離子積和溶液的pH1.水的離子積常溫下的純水和稀溶液中，Kw的數(shù)值均可近似看作1×10–14。2.溶液的pHpH=–lg

[H+]中性溶液：酸性溶液：堿性溶液：pH=7pH<

7pH>

7小結(jié)25℃時1×10?14pH越大，溶液堿性越強。pH越小，溶液酸性越強。3.幾個重要數(shù)據(jù)3.Kw的影響因素Kw只與溫度有關(guān)，溫度升高，Kw

_____。室溫下純水c(H+)=c(OH-)=_____________Kw=c(OH+)·c(OH-)=_____pH=710-7mol·L-110-14變大常溫下的純水和稀溶液中，Kw的數(shù)值均可近似看作1×10–14。１.室溫下0.1mol/L的鹽酸溶液Kw是

溶液中c(H+)是多少？1X10-14水電離的

c(OH-)是多少？0.1mol/L1X10-13mol/L1X10-13mol/L1X10-13mol/L注意：1).任何溶液中，水電離的c(H+)與c(OH-)都相等

c(OH-)是多少？c(H+)是多少?２.在室溫下0.1mol/L的NaOH溶液溶液中

c(OH-)=

c(H+)=__________

水電離c(H+)=

c(OH-)=___________２).水電離的c(H+)或c(OH-)等

于１×１０－１３的溶液呈酸性或堿性0.1mol/L1X10-13mol/L1X10-13mol/L1X10-13mol/L練一練強酸弱堿鹽強堿弱酸鹽強酸強堿鹽2、酸3、堿4、鹽1、溫度抑制水的電離，KW保持不變促進水的電離，KW保持不變不影響水的電離，KW保持不變升高溫度促進水的電離，KW增大水的電離平衡向正反應(yīng)方向移動，

注意：KW是一個溫度函數(shù)，只隨溫度的升高而增大H2OH++OH-

（正反應(yīng)吸熱）二、影響水的電離平衡的因素1、在常溫下，0.01mol/L的硫酸溶液中水電離出的C(H＋)和C(OH－)是多少?2、（1）某溫度下純水中C(H+)=2×10-7mol/L，則此時溶液中的C(OH-)=__________。（2）若溫度不變，滴入稀鹽酸使C(H+)=5×10-6mol/L，則此時溶液中的C(OH-)=_________。（3）由水電離產(chǎn)生的C(H+)=_________mol/L,此時溫度_________25℃。2×10-7mol/L8×10-9mol/L8×10-9高于5×10-13mol/L【練一練】——實踐運算7、在25℃，在某無色溶液中由水電離出的C(OH-)=1×10-13mol/L，一定能大量共存的離子組是（）NH4+K+NO3-Cl-NO3-CO32

-K+Na+K+Na+

Cl-SO42-Mg2+Cu2+SO42-Cl-C4.在室溫下0.01mol/L的NaOH溶液溶液中

c(OH-)=

c(H+)=

水電離c(H+)=

c(OH-)=

3.在室溫下0.01mol/L的鹽酸溶液

溶液中c(H+)=

？

c(OH-)=

水電離c(H+)=

c(OH-)=

？2.在室溫下0.1mol/L的鹽酸溶水電離c(H+)是1X10-13mol/L1X10-12mol/L結(jié)論2：酸溶液中c(H+)越大水的電離程度越小結(jié)論3：酸中c(H+)與堿中c(OH-)相等水的電離程度相等1X10-12mol/L1X10-12mol/L1X10-12mol/L0.01mol/L0.01mol/L1X10-12mol/L1X10-12mol/LD、NH4Cl

C、NaHSO4B、NaCl

A、NaOH6、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（）AC解：c（H+）水=c（OH-）水

=1×10-9mol/L1×10-141×10-5mol/L=練習(xí)2、常溫下，濃度為1×10-5mol/L的鹽酸溶液中，由水電離產(chǎn)生的c(H+)是多少？3、常溫下，濃度為1×10-5mol/L的NaOH溶液中，由水電離產(chǎn)生的c(OH-)是多少？=c（OH-）溶液解：c（OH-）水=c（H+）水

=1×10-9mol/L1×10-141×10-5mol/L==c（H+）溶液討論：溶液的酸堿性跟H+和OH-濃度有什么關(guān)系？常溫下c(H+)

=c(OH-)

c(H+)

＞c(OH-)

c(H+)

＜c(OH-)

中性溶液c(H+)

=1×10—7mol/Lc(OH-)

=1×10—7mol/L酸性溶液c(H+)

＞1×10—7mol/Lc(OH-)

＜1×10—7mol/L堿性溶液c(H+)

＜1×10—7mol/Lc(OH-)

>1×10—7mol/L討論：KW100℃=10-12在100℃時，純水中c(H+)為多少？不能用c(H+)等于多少來判斷溶液酸、堿性，只能通過c(H+)

和c(OH-)

兩者相對大小比較100℃時，c(H+)

=1×10—7mol/L溶液呈酸性還是堿性？1、pH試紙使用操作中正確的是（）A.將pH試紙的一端浸入溶液，觀察顏色的變化B.將pH試紙浸入溶液一會兒，再取出跟標(biāo)準(zhǔn)比色卡相比較C.用潔凈的玻璃棒沾取被測溶液，滴在pH試紙上，顏色變化后與比色卡對照D.先將pH試紙用蒸餾水潤濕，再用潔凈的玻璃棒沾取被測溶液，滴在pH試紙上，顏色變化后與比色卡對照C練習(xí)酸過量c(H+)=0.01×0.21-0.01×0.1×21L=10-4mol/L

pH=42、將10mL0.21mol/L的鹽酸和10mL0.1mol/L的Ba(OH)2

溶液混合,再加入水稀釋至1L.取出10mL滴入、甲基橙、石蕊試液分別呈現(xiàn)什么顏色？3、某溶液取少量滴在pH試紙上，半分鐘后，試紙呈深藍色，此溶液中不可能大量共存的離子是：A.PO43-B.HCO3-C.Al3+D.K+酚酞B、CpH值有關(guān)判斷正誤1、一定條件下pH值越大，溶液的酸性越強。2、強酸溶液的pH值一定小。3、pH值等于6的溶液，一定是一個弱酸體系。4、pH值相同的強酸和弱酸中c(H+)相同。5、在常溫下，pH=0的溶液酸性最強，pH=14的溶液堿性最強6、pH值有可能等于負(fù)值。7、常溫下，由水電離出的c(H+)

10-12mol/L，則溶液pH定為128、相同體積和pH值的鹽酸，醋酸、硫酸中H+的物質(zhì)的量相等×××√×√×√2)0.01mol/L鹽酸溶液中。c(H+)、c(OH-)分別為多少？

1)判斷正誤：1)任何水溶液中都存在水的電離平衡。2)任何水溶液中（不論酸、堿或中性）都存在Kw=10-14。3)某溫度下，某液體c(H+)=10-7mol/L，則該溶液一定是純水。4.利用Kw的定量計算——1.求溶液中的c(H+)或c(OH-)√××c(H+)=0.01mol/Lc(OH-)=KW/c(H+)=10-12mol/Lc(OH-)=0.01mol/Lc(H+)=KW/c(OH-)=10-12mol/L3)0.01mol/LNaOH溶液中.c(H+)

、c(OH-)分別為多少？一、水的電離計算1、某溶液中由水電離產(chǎn)生的c(H+)

H2O=10-12mol/L，則該溶液呈酸性還是堿性？并求算該溶液中c(H+)的可能值？2、濃度均為0.1mol/L的下列溶液中由水電離出的c(H+)

H2O大小關(guān)系為：①鹽酸②醋酸溶液③硫酸溶液④氫氧化鈉溶液解答：c(H+)

H2O=c(OH-)

H2O=10-12mol/L若c(H+)

aq=c(H+)

H2O=10-12mol/L則c(OH-)

aq=10-2mol/L溶液顯堿性若c(OH-)

aq=c(OH-)

H2O=10-12mol/L則c(H+)

aq=10-2mol/L溶液顯酸性②＞①=④＞③3)25℃：A、B、C三種溶液，其中A中c(H+)

=10—3mol/L，B中c(OH-)

=5

10—7mol/L，C中c(H+)

/c(OH-)

=106,則三種溶液的酸性強弱順序如何？4)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②NaOH③鹽酸

④醋酸A＞C＞BB中c(H+)=KW/c(OH-)=2

10—8mol/LC中c(H+)=10—.4mol/L③＞④＞①＞②1.pH＝4的CH3COOH溶液，稀釋100倍，求pH等于多少？4＜

pH＜62.pH＝10的NH3·H2O溶液，稀釋100倍，求pH等于多少？10＞

pH＞8討論一下吧強酸溶液：c(H+)每稀釋10n倍，pH增大n個單位，但不突破7。強堿溶液：c(OH-)每稀釋10n倍，pH減小n個單位，但不突破7?？偨Y(jié)一下吧25℃時，pH=11的強堿溶液稀釋到原來的100倍，pH為多少？再稀釋1000倍后，pH為多少？1×10-3100c(OH-)＝＝1×10-5pH=14–5=9稀釋100倍