第二節水的電離和溶液的pH第一課時水的電離與溶液的酸堿性第三章水溶液中的離子反應與平衡學習目標1、認識水的電離平衡，了解水的離子積常數。能運用弱電解質的電離模型分析水的電離。2、掌握溶液的酸堿性與c(H＋)、c(OH－)的關系。3、會計算酸堿溶液中水電離出的氫離子濃度或氫氧根離子的濃度，能分析應用水的電離平衡曲線。思考：怎樣驗證水是一種弱電解質？

現象：燈泡不亮。但靈敏電流表指針偏轉。鹽水精確的導電性實驗表明，純水絕大部分以H2O的形式存在，但是其中存在著極少量的H3O＋和OH－。這表明水是一種極弱的電解質，能發生微弱的電離。結論：水質檢測筆水質測試筆和電導率儀都能測出蒸餾水的電導率很小。25°C1L水只有10-7molH2O發生電離1、水的電離方程式：簡寫為：H2OH＋＋OH－H2O＋H2OH3O＋＋OH－氫離子為“裸露”的質子，半徑小，易于水分子結合水合氫離子H3O+為了方便，也常寫成H+一、水的電離2、水的電離平衡建立和特點弱等逆變水存在微弱的電離水電離出的H＋和OH－相等條件改變，平衡被破壞，發生移動，建立新的化學平衡可逆過程

v電離v結合v電離=v結合t

tυ電離平衡狀態H2OH＋＋OH－K電離＝c(H+)·c(OH-)c(H2O)c(H+)·c(OH-)c(H2O)·K電離

=Kw＝3、水的離子積常數（水的離子積）KwH2OH＋＋OH－水的電離平衡常數：c(H2O)：25℃,1L純水中1000g（55.6mol）水的濃度定值K電離只受溫度的影響。溫度一定，

K電離定值溫度一定，c(H+)·c(OH-)

是定值溫度/℃0202550100Kw/10-140.1340.6811.015.4755.0不同溫度下的水的離子積常數：結論：由表可以看出，隨著溫度的升高，水的離子積增大。水的電離是吸熱的室溫下，純水中的c(H＋)＝c(OH－)＝10－7mol·L－1室溫下：Kw=1×10-14思考：影響水的離子積常數的因素？溫度課堂練習1：下列說法正確的是()A.任何水溶液中都存在水的電離平衡。B.任何水溶液中(不論酸、堿或中性)都存在Kw=10-14。C.某溫度下，某液體c(H+)=10-7mol/L，則該溶液一定是純水。D.25℃時，若溶液中c(H＋)＝1.0×10－6mol·L－1，則溶液中c(OH－)＝1.0×10－8mol·L－1AD課堂練習2：某溫度下，純水中的c(H+)=2.0×10－7mol/L,則此時溶液的c(OH－)為__________mol/L；若溫度不變,滴入稀鹽酸使c(H＋)=5.0×10－6mol/L，則c(OH－)=__________mol/L。

2.0×10-78.0×10-9Kw不僅適用于純水，也適用于稀的電解質水溶液。①Kw只受溫度的影響，與溶液的酸堿性無關；②Kw不僅適用于純水，也適用于稀的電解質水溶液。③注意區分溶液中的c(H+)、由水電離產生的c(H+)。（前者指溶液中總的氫離子濃度，后者特指由水電離出來的氫離子濃度）④任何溶液中，由水電離產生的c(H+)＝由水電離產生的c(OH-)。小結：水的電離和Kw注意事項改變條件溶液酸堿性平衡移動方向C(H+)C(OH-)C(H+)C(OH-)濃度大小關系Kw升溫加入鹽酸加入NaOHH2OH＋＋OH－?H＞0

中性堿性酸性向左移動向右移動向左移動增大減小增大增大增大減小C(H+)<C(OH-)C(H+)=C(OH-)C(H+)>C(OH-)增大不變不變加活潑金屬堿性向右移動減小增大C(H+)<C(OH-)不變4、影響水的電離平衡的因素通CO2酸性向左移動增大減小C(H+)>C(OH-)不變

B1.溫度升高，促進水的電離，Kw增大；2.酸、堿抑制水的電離，Kw不變；3.外加能與H+、OH-

反應的物質，會促進水的電離，能和水反應且產物為酸或者堿，會抑制水的電離，Kw不變。小結：水的電離的影響因素課本P62【思考與討論】體系純水向純水中加入少量鹽酸向純水中加入少量NaOH溶液c(H＋)c(OH－)c(H＋)和c(OH－)的大小比較溶液的酸堿性10－7mol/L中性10－7mol/Lc(H＋)=c(OH－)減小增大增大減小堿性酸性c(H＋)>c(OH－)c(H＋)<c(OH－)二、溶液的酸堿性與c(H＋)、c(OH－)的關系酸性溶液中存在OH－，堿性溶液中存在H＋。因為在水溶液中存在H2OH＋＋OH－

（2）（1）堿性溶液：c(H＋)

c(OH－)小結：溶液的酸堿性與c(H＋)、c(OH－)的關系中性溶液：c(H＋)

c(OH－)＝酸性溶液：c(H＋)

c(OH－)c(H＋)

1.0×10－7mol/L

c(OH－)

1.0×10－7mol/L＞＜c(H＋)

1.0×10－7mol/Lc(OH－)

1.0×10－7mol/L＜＜＞常溫下

c(H＋)

1.0×10－7mol/L

c(OH－)

1.0×10－7mol/L==＞溶液的酸堿性取決于c(H＋)和

c(OH－)相對大小常溫下與1.0×10－7mol/L有關Kw=1×10-14課堂練習4、下列說法正確的是

（）

A.一定溫度，某溶液中c(H+)=1.0×10－6.5mol/L，此溶液一定顯酸性。B.強酸溶于水后能抑制水的電離，弱酸溶于水后能促進水的電離

C.任何條件下，只要c(H+)＞c(OH－)，溶液就一定顯酸性

D.常溫下，c(OH－)>1.0×10－7mol/L溶液就一定顯堿性

CD課堂練習5：室溫下，0.1mol/L的稀鹽酸中，c(H+)與c(OH-)各多少？由水電離出的c(H+)水與c(OH-)水各多少拓展1：溶液中水電離出的c(H＋)或c(OH－)的計算方法

HCl=H++

Cl-c(H+)=c(H+)酸+c(H+)水≈c(H+)酸=0.1mol/Lc(OH-)=

Kw/c(H+)＝1.0×10-13mol/L室溫下，

Kw=c(H＋)?c(OH－)=1.0×10-14由水電離出的c(H+)水=c(OH-)水＝1.0×10-13

mol/Lc(H+)酸》

c(H+)水酸溶液中的全部c(OH-)是水電離產生的【解析】課堂練習6：常溫下，濃度為0.1mol·L－1的NaOH溶液中，

c(H+)與c(OH-)各多少？由水電離出的c(H+)水與c(OH-)水各多少

NaOHCl=Na+

+

OH-c(OH-)=c(OH-)堿+c(OH-)水≈c(OH-)堿=0.1mol/Lc(H+)=

Kw

/c(OH-)＝1.0×10-13mol/L室溫下，

Kw=c(H＋)?c(OH－)=1.0×10-14由水電離出的c(H+)水=c(OH-)水＝1.0×10-13

mol/Lc(OH-)堿》c(OH-)水堿溶液中的全部c(H+)是水電離產生的【解析】小結：計算溶液中水電離出的c(H+)與c(OH-)時注意以下幾點:

（2）酸溶液中的OH-和堿溶液中的H+都是水電離出的。（3）KW表達式中的c(H+)和c(OH-)是溶液中H+和OH-的總濃度。（4）酸溶液中Kw＝c(H＋)酸·c(OH－)水(忽略水電離出的H＋的濃度)，即

c(H＋)水＝c(OH－)水＝Kw/c(H＋)酸。（5）堿溶液中Kw＝c(H＋)水·c(OH－)堿(忽略水電離出的OH－的濃度)，即

c(H＋)水＝Kw/c(OH－)堿。（6）

由水電離c(H+)水＝1.0×10-13

mol/L，溶液可能是酸溶液，也可能是

堿溶液(1)曲線上的任意點(如a，b，c)的Kw都

，即c(H＋)·c(OH－)

，溫度

。(2)曲線外的任意點(如d)與曲線上任意點的Kw

，溫度

。相同相同相同(3)實現曲線上點之間的轉化需保持溫度不變，改變

；實現曲線上點與曲線外點之間的轉化一定改變

。不同不同酸堿性溫度拓展2：水的電離平衡曲線的理解與識別課堂小結水的電離溶液的酸堿性水的電離方程式水的離子積Kw水的電離影響因素c(H＋)和

c(OH－)相對大小常溫下與1.0×10－7mol/L有關酸性：c(H＋)>c(OH－)中性：c(H＋)=c(OH－)堿性：c(H＋)<c(OH－)酸性：c(H＋)>1.0×10－7mol/L中性：c(H＋)=1.0×10－7mol/L堿性：c(H＋)<1.0×10－7mol/L

Kw=c(H＋)?c(OH－)加酸堿抑制水的電離，加與H+反應的物質促進水的電離1、下列說法正確的是（

）A.升高溫度，水的電離平衡右移，溶液中的c(H＋)和c(OH－)均增大，但Kw不變。B.25℃時，水的離子積Kw＝1.0×10－14，35℃時水的離子積Kw＝2.1×10－14，則35℃時純水中的c(H＋)>c(OH－)。C.任何水溶液中均存在H+和OH-,且水電離出的c(H+)和c(OH-)相等。D.向水中加入酸抑制水的電離，向水中加入堿促進水的電離。C課堂達標2.常溫下，某溶液中由水電離出來的c(H＋)＝1.0×10－11mol·L－1，該溶液可能是（

）。A.二氧化硫的水溶液B.氯化鈉水溶液C.硝酸鈉水溶液D.氫氧化鈉水溶液AD3、室溫下，由水電離產生的c(OH-)=10-11mol/L的溶液中，一定大量共存的離子組（

）A．Na+

、NH4+

、Cl-

、SO42-

B．S2-

、CH3COO