第三章水溶液中的離子反應與平衡第二節水的電離和溶液的pH第1課時水的電離第1課時水的電離

一、水的電離1．水的電離（1）水是一種極弱的電解質。

（3）影響水的電離平衡的因素。①溫度：溫度升高，水的電離平衡向正方向移動，c（H＋）和c（OH－）均增大（選填“增大”“減小”或“不變”）；②加酸或堿會抑制（選填“促進”或“抑制”）水的電離。

正增大抑制第1課時水的電離（1）定義當水的電離達到平衡時，電離產物H＋和OH－濃度之積是一個常數，記作Kw。Kw叫做水的離子積常數，簡稱水的離子積。（2）影響因素①只受溫度影響：隨著溫度的升高，水的電離程度增大，則水的離子積增大；②常溫下，一般可以認為Kw＝c（H＋）·c（OH－）＝1×10－14。增大1×10－142．水的離子積常數（3）適用范圍水的離子積（Kw）由純水推導出來，不僅適用于純水，還適用于稀的電解質水溶液。第1課時水的電離思考1.某溫度時，水溶液中Kw＝4×10-14，那么該溫度比室溫高還是低？該溫度下純水中c（H＋）是多少？2.水的離子積常數Kw＝c（H＋）·c（OH－）中H＋和OH－一定是水電離出來的嗎？第1課時水的電離分析下列條件的改變對水的電離平衡的影響，并填寫下表：影響因素移動方向c（H＋）c（OH－）水的電離程度Kw升溫向右移動增大增大增大增大加HCl(g)向左移動增大減小減小不變加NaOH(s)向左移動減小增大減小不變加活潑金屬（如Na）向右移動減小增大增大不變加入NaHSO4(s)向左移動增大減小減小不變二、外界條件對水的電離平衡的影響第1課時水的電離思考分析下列過程中H2O的電離程度的變化（25℃）（1）Zn與稀硫酸反應制H2：

（2）氨水加水稀釋時：

（3）向NaOH溶液中滴加鹽酸至過量：

（4）向SO2水溶液中通入Cl2至恰好反應：

第1課時水的電離1.水的電離平衡曲線的理解與識別（1）曲線上的任意點(如a,b,c)的Kw都相同，即c（H＋）·c（OH－）相同，溫度相同。（2）曲線外的任意點（如d）與曲線上任意點的Kw不同，溫度不同。三、Kw的應用（3）實現曲線上點之間的轉化需保持溫度不變，可通過改變酸堿性實現；實現曲線上點與曲線外點之間的轉化必須改變溫度。第1課時水的電離2.溶液中水電離出的c（H＋）或c（OH－）的計算方法（1）等量關系無論是純水，還是酸性（或堿性）溶液，由水電離產生的c水（H＋）＝c水（OH－）。（2）定量關系任何電解質的稀溶液中都存在Kw：Kw＝c（H＋）·c（OH－）。

②稀堿溶液——H＋全部來源于水的電離：

第1課時水的電離

1．25℃，在0．01mol·L－1的硫酸溶液中，水電離出的H＋濃度是

（）A．5×10－13mol·L－1B．0．02mol·L－1C．1×10－7mol·L－1D．1×10－12mol·L－1答案

A第1課時水的電離2.一定溫度下，水溶液中c（H＋）和c（OH－）的濃度變化曲線如下圖所示，下列說法正確的是（）第2課時溶液的酸堿性與pH第2課時溶液的酸堿性與pH1．溶液的酸堿性一、溶液的酸堿性與測定純水0.1mol/LNaOH溶液0.1mol/LHCl溶液c（H＋）c（OH－）c（H＋）與c（OH－）的相對大小溶液的酸堿性25℃時，分析下列溶液的氫離子和氫氧根離子濃度第2課時溶液的酸堿性與pH2．溶液的酸堿性與溶液中c（H＋）、c（OH－）的關系c（H＋）與c（OH－）的關系c（H＋）的范圍（室溫下）酸性溶液c（H＋）＞c（OH－）c（H＋）＞1×10－7mol·L－1中性溶液c（H＋）＝c（OH－）c（H＋）＝1×10－7mol·L－1堿性溶液c（H＋）＜c（OH－）c（H＋）＜1×10－7mol·L－1＞1×10－7＝1×10－7＜1×10－7（1）任何水溶液中都有H＋和OH－。（2）溶液酸堿性取決于溶液中c（H＋）與c（OH－）的相對大小。第1課時溶液的酸堿性與pH3．溶液的酸堿性與pH（1）pH（2）溶液的酸堿性與pH的關系（室溫下）第2課時溶液的酸堿性與pH4．溶液酸堿性的表示方法（1）當c（H＋）或c（OH－）大于1mol·L－1時，通常用c（H＋）或c（OH－）直接表示。（2）當c（H＋）或c（OH－）小于或等于1mol·L－1時，通常用pH表示。注意

c（H＋）＝1×10－7mol·L－1或pH＝7的溶液不一定呈中性，只有在室溫下，上述關系才成立。c（H＋）c（OH－）pH5．溶液酸堿性的判斷依據第2課時溶液的酸堿性與pH（2）pH計pH計，又叫酸度計，可用來精密測量溶液的pH，范圍為1至14。（3）利用酸堿指示劑甲基橙（3.1-4.4）酸紅堿黃酚酞（8.2-10.0）酸無色堿紅色6．溶液酸堿性的測量（1）pH試紙第2課時溶液的酸堿性與pH

1．25℃時，NH4Cl和NH3·H2O混合溶液的pH為7，則該溶液呈

（）A．酸性B．堿性C．中性D．無法確定答案

C7．pH的應用pH在醫療、生活、環保、農業生產和科學實驗中都具有重要的應用。溶液的pH的控制常常影響實驗結果或產品質量、產量的一個關鍵因素。第2課時溶液的酸堿性與pH1．某溶液的pH＝7，則該溶液一定顯中性嗎？判斷溶液酸堿性的根本依據是什么？2．常溫時，pH＝2的溶液與pH＝12的溶液等體積混合后，混合液的pH一定等于7嗎？思考

pH＝7的溶液不一定顯中性，如100℃時，pH＝7的溶液一定顯堿性。判斷溶液酸堿性的根本依據是c（H＋）與c（OH－）的相對大小。

不一定。如果一種是強酸，另一種是強堿，則混合后呈中性，pH＝7；如果一種是強酸，另一種是弱堿，則混合后堿過量，混合液呈堿性，pH＞7；如果一種是弱酸，另一種是強堿，則混合后酸過量，混合液呈酸性，pH＜7。第2課時溶液的酸堿性與pH3．根據“pH＝－lgc（H＋）”及“Kw＝c（H＋）·c（OH－）”，進行計算，并交流討論。（3）25℃時，將0．02mol/L的鹽酸和2×10－5mol/L的鹽酸等體積混合，計算所得溶液的pH。（忽略兩溶液混合后的體積變化）（1）計算25℃時，0．05mol/LH2SO4溶液的pH。（2）計算25℃時，0．005mol/LBa（OH）2溶液的pH。第2課時溶液的酸堿性與pH

（1）25℃時，0．05mol/LH2SO4溶液中c（H＋）＝0．05mol/L×2＝0．1mol/L，則溶液的pH＝－lg0．1＝1。第2課時溶液的酸堿性與pH1.單一溶液的pH計算①強酸溶液，如HnA，設物質的量濃度為cmol·L－1，c（H＋）＝ncmol·L－1，pH＝－lgc（H＋）＝－lgnc。二、溶液的pH的計算方法第2課時溶液的酸堿性與pH溶液類型相關計算兩種強酸混合2.混合溶液（忽略兩溶液混合的體積變化）的計算（常溫下）兩種強堿混合第2課時溶液的酸堿性與pH溶液類型相關計算強酸與強堿混合恰好完全反應呈中性pH＝7酸過量堿過量第2課時溶液的酸堿性與pH三、溶液混合或稀釋時pH的變化規律1.溶液混合后的pH變化與計算(1)常溫時，酸與堿的pH之和為14，等體積混合若為強酸與強堿，則pH

7；若為強酸與弱堿，則pH

7；若為弱酸與強堿，則pH

7；(2)常溫時，等體積強酸（pH1）和強堿（pH2）混合若pH1+pH2=14,則pH

7；若pH1+pH2>14，則pH

7；若pH1+pH2<14，則pH

7；(3)常溫時，體積為VaL、pH=a和VbL、pH=b強堿混合后溶液呈中性。則Va、Vb、a、b存在什么規律？第2課時溶液的酸堿性與pH（2）強堿、弱堿溶液的稀釋2.酸堿溶液稀釋時pH的變化可用數軸表示（1）強酸、弱酸溶液的稀釋第2課時溶液的酸堿性與pH（3）變化趨勢對于pH相同的強酸和弱酸（或強堿和弱堿）溶液稀釋相同的倍數，強酸（或強堿）溶液的pH變化幅度大（如下圖所示）。這是因為強酸（或強堿）已完全電離，隨著加水稀釋，溶液中H＋（或OH－）物質的量（水電離的除外）不會增多，而弱酸（或弱堿）隨著加水稀釋，電離程度增大，H＋（或OH－）物質的量會不斷增多。第2課時溶液的酸堿性與pH（4）對于物質的量濃度相同的強酸和弱酸稀釋到原溶液體積的相同倍數a.強酸pH變化程度比弱酸

(強堿和弱堿類似)。b.弱酸、弱堿在稀釋過程中有濃度的變化，又有電離平衡的移動,不能求得具體數值，只能確定其pH范圍。c相等的酸或堿溶液稀釋后溶液pH的變化如圖所示。第2課時溶液的酸堿性與pH

第2課時溶液的酸堿性與pH1.下列說法正確的是

（）A．pH＝7的溶液一定呈中性B．不能使酚酞變紅的溶液一定呈酸性C．使用廣泛pH試紙測得氫氧化鈉溶液的pH為10．6D．常溫下，0．05mol·L－1的Ba（OH）2溶液的pH＝13[答案]

D第2課時溶液的酸堿性與pHA．0．05mol·L－1的H2SO4溶液