03水的电离及离子积常数
水的电离、pH计算、水的离子积常数
水的电离、水的离子积常数K w和溶液pH的计算1.水的电离方程式为____________________，水的电离是吸热（填“吸热”或“放热”）过程。
2.常温下（25℃），水的离子积常数为K w= c(H+)·c(OH—)=10-14，任何水溶液中，c(H+)·c(OH—)为定值，其大小等于水的离子积常数K w.3.水的离子积常数K w仅与温度有关，温度越高，水的离子积常数K w越大。
4.影响水的电离的因素：温度、外加酸碱（抑制水的电离）、盐类的水解（促进水的电离）5.溶液pH的计算：pH=-lg c(H+)=-lg (K w/c(OH—))6.溶液pH的测定：用洁净的玻璃棒蘸取少量溶液滴在pH试纸上，然后不比色卡对照。
7.水电离出的OH-或H+ 浓度：（1）常温下，pH=2的水溶液，由水电离出的c(H+)=_________；10-2 mol ·L-1或10-12 mol ·L-1（2）常温下，由水电离出的c(H+)为10-12 mol ·L-1，溶液pH=_________；8.酸/碱溶液用水稀释后，溶液pH的计算：强酸、强碱的稀释：在稀释时，当它们的浓度大于10-5 mol·L-1时，不考虑水的电离，当它们的浓度小于10-5 mol ·L-1时，应考虑水的电离。
（1）常温下，pH=6的HCl的溶液稀释100倍，溶液pH=_________；（2）常温下，pH=8的NaOH的溶液稀释100倍，溶液pH=________；例1.下列溶液肯定是酸性的是（D ）A.含H+的溶液B.加酚酞显无色的溶液C.pH<7的溶液D.c(H＋)>c(OH-)的溶液例2.常温下，某溶液中由水电离产生的c(H＋)和c(OH-)的乘积为1×10—18，下列说法正确的是（B ）A.该溶液的pH一定是9 B.该溶液的pH可能是5C.该溶液的pH可能是7D.此溶液不存在例3.某温度(T℃)下的溶液中，c(H＋)＝10－x mol·L－1，c(OH－)＝10－y mol·L－1，x与y的关系如图所示，请回答下列问题：（填“>”、“<”或“＝”）（1）此温度下，水的离子积K w为________，则该温度T________25 ℃。
四大平衡常数
四大平衡常数的相互关系及运算电解质溶液中的电离常数、水的离子积常数、水解常数及溶度积常数是在化学平衡常数基础上的延深和拓展，它是定量研究平衡移动的重要手段。
在复习时就要以化学平衡原理为指导，以判断平衡移动的方向为线索，以勒夏特列原理和相关守恒定律为计算依据，以各平衡常数之间的联系为突破口，联系元素及化合物知识，串点成线，结线成网，形成完整的认识结构体系.1.四大平衡常数的比较常数符号适用体系影响因素表达式水的离子积常数K W任意水溶液温度升高，K W增大K W＝c(OH－)·c(H＋)电离常数酸K a弱酸溶液升温，K值增大HA H＋＋A－，电离常数K a＝c(H＋)·c(A－)c(HA)碱K b弱碱溶液BOH B＋＋OH－，电离常数K b＝c(B＋)·c(OH－)c(BOH)盐的水解常数K h盐溶液升温，K h值增大A－＋H2O OH－＋HA，水解常数K h＝c(OH－)·c(HA)c(A－)溶度积常数K sp 难溶电解质溶液升温，大多数K sp值增大M m A n的饱和溶液：K sp＝c m(M n＋)·c n(A m－)2．四大平衡常数间的关系(1)CH3COONa、CH3COOH溶液中，K a、K h、K W的关系是K W＝K a·K h。
(2)NH4Cl、NH3·H2O溶液中，K b、K h、K W的关系是K W＝K b·K h。
(3)M(OH)n悬浊液中K sp、K W、pH间的关系是K sp＝c(M n＋)·c n(OH－)＝c(OH－)n·cn(OH－)＝c n＋1(OH－)n＝1n⎝⎛⎭⎫K W10－pHn＋1。
3．四大平衡常数的应用(1)判断平衡移动方向Q c与K的关系平衡移动方向溶解平衡Q c＞K逆向沉淀生成Q c＝K不移动饱和溶液Q c＜K正向不饱和溶液(2)判断离子浓度比值的大小变化如将NH3·H2O溶液加水稀释，c(OH－)减小，由于电离常数为c(NH＋4)·c(OH－)c(NH3·H2O)，此值不变，故c(NH＋4)c(NH3·H2O)的值增大。
称为水的离子积常数
练习: 1、在0.1mol/L的HCl溶液中，c（H+）= 0.1 mol/L c（OH -）= 10-13 mol/L， -13 + 10 由水电离的c（H ）= mol/L 2、在0.1 mol/L的氢氧化钠溶液中，由水电离的c -13 10 （OH ）= mol/L 3、（1）常温时pH=9的CH3COONa溶液中，由水的 电离生成的c（OH-）是多少？ （2）常温时pH=9的NaOH溶液中，由水的电离 生成的c（H+）是多少？
（2）强酸、强碱溶液的混合 练习： 0.1L pH=2 盐酸和 0.1L pH=11 的 NaOH 溶液 相混合，求混合后溶液的pH值。 pH=2 盐酸和 pH=12 的 Ba(OH)2 溶液等体积相 混合，求混合后溶液的pH值。 方法提示：1、首先考虑反应 2、再按过量的计算， ①若酸过量，求c（H+），再算pH值。 ②若碱过量，先求c（OH-）， 再求c（H+），算pH值
三.有关溶液pH的计算： 结论：强酸（碱）每稀释 10 倍， 1、单一溶液的计算： pH值向7靠拢一个单位；酸碱 2、溶液的稀释： 溶液无限稀释，pH只能约等于 （1）强酸强碱的稀释 7或接近7：酸不能大于7碱不
能小于7
3 ，加水稀释到原 练习 :0.001 mol/L 盐酸的 pH =___ 4 加水到原来的103倍，pH =____ 6 来的10倍，pH=____ 如果加水稀释到原来的105倍呢？ 练习 :pH=10 的 NaOH 溶液加水稀释到原来的 10 倍， 则溶液的 pH=___ 9 ， pH=10 的 NaOH 溶液加水稀释到原 8 ，如果加水稀释到 来的 102 倍，则溶液的 pH=_____ 原来的105倍呢？
练习 1 ： 1 体积 PH=2.5 的盐酸与 10 体积某一元强 C 碱恰好完全反应，则该碱溶液的PH等于______ A．9.0 B．9.5 C.10.5 D．11.0
水的电离与水的离子积常数
水的电离与水的离子积常数1.水的电离水是极弱的电解质，水的电离方程式为H2O＋H2O H3O＋＋OH－或H2O H＋＋OH－。
2.水的离子积常数K w＝c(H＋)·c(OH－)。
(1)室温下：K w＝1×10－14。
(2)影响因素：只与温度有关，升高温度，K w增大。
(3)适用范围：K w不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质水溶液。
(4)K w揭示了在任何水溶液中均存在H＋和OH－，只要温度不变，K w不变。
3.影响水电离平衡的因素填写外界条件对水电离平衡的具体影响体系变化平衡移动方向K w水的电离程度c(OH－) c(H＋) 条件HCl 逆不变减小减小增大NaOH 逆不变减小增大减小Na2CO3正不变增大增大减小可水解的盐NH4Cl 正不变增大减小增大升温正增大增大增大增大温度降温逆减小减小减小减小其他：如加入Na 正不变增大增大减小(1)温度一定时，水的电离常数与水的离子积常数相等(×)(2)100 ℃的纯水中c(H＋)＝1×10－6 mol·L－1，此时水呈酸性(×)(3)在蒸馏水中滴加浓H2SO4，K w不变(×)(4)NaCl溶液和CH3COONH4溶液均显中性，两溶液中水的电离程度相同(×)(5)室温下，0.1 mol·L－1的HCl溶液与0.1 mol·L－1的NaOH溶液中水的电离程度相等(√)(6)任何水溶液中均存在H＋和OH－，且水电离出的c(H＋)和c(OH－)相等(√)1.K w＝c(H＋)·c(OH－)中，H＋和OH－一定由水电离出来的吗？答案不一定，如酸溶液中H＋由酸和水电离产生，碱溶液中OH－由碱和水电离产生，只要是水溶液必定有H＋和OH－，当溶液浓度不大时，总有K w＝c(H＋)·c(OH－)2.25 ℃，pH＝3的某溶液中，H2O电离出的H＋浓度为多少？答案(1)若为水解呈酸性的盐溶液，促进水的电离，由水电离出的c水(H＋)＝1×10－3 mol·L－1。
水的电离
=1.1×10—7
pH=7.04
关键：抓住电解质的离子进行计算！
结论：强酸（碱）每稀释10倍，pH值向7靠拢一个单位； 注意：pH=6或8时，不可忽略水的电离，只能接近7 酸碱溶液无限稀释， pH只能约等于 7或接近 7 ：酸不能 大于7；碱不能小于7
弱酸、弱碱的稀释 例3、pH=3HAc加水稀释到原来10倍，溶液的pH值范 围_______________________
例题：在25℃时，pH值等于9的强碱溶液稀释到原来的10倍，pH 值等于多少？稀释到1000倍后， pH值等于多少？ 解：OH—=（10—5×1+9×10—7）/10 ≈10—6
pH=-lg[H+] =-lgKW/[OH—] =-lg10—8 =8 OH—=（10—5×1+999×10—7）/1000
pH=12 氨水加水稀释到原来 10 倍，溶液的 pH 值范围 ________________________ 结论：弱酸（碱）每稀释10倍，pH值向7靠拢不到一个 单位；
3—— 强酸与强酸混合
例题：在25℃时，pH值等于1的盐酸溶液1L和pH值等于4的硫酸 溶液1000L混合pH值等于多少？ 解：pH=-lg[H+]
3、同体积的PH为3 的盐酸、硫酸、醋酸和硝 酸四种溶液，分别加入足量的锌粉，叙述正 确的是（ BD ） A、 硫酸溶液中放出的氢气的量最多 B、 醋酸溶液中放出的氢气的量最多 C、 盐酸和硝酸中放出的氢气的量相等 D、盐酸比硝酸放出的氢气的量多
4、向体积均是1L，PH值也相等的盐和醋酸两 溶液中加入表面积质量均相等的锌块，下列叙 述可能正确的是（ BCD ） A、 反应开始时，盐酸的速率比醋酸快 B、 反应过程中，醋酸的速率比盐酸快 C、 充分反应后，两者产生的氢气的体积可 能相等 D、充分反应后，若有一种溶液中的锌有多 余，则一定是盐酸的锌有余
水的电离和溶液的酸碱性
3)25℃：A、B、C 三种溶液，其中A中c(H+) = 10—3mol/L ，B
中 c(OH-) = 510—7mol/L，C中c(H+) / c(OH-) = 106,则三种 溶液的酸性强弱顺序如何？ A＞ C ＞ B B中c(H+) = KW / c(OH-) =2 10—8mol/L
【作业】
1.《红对勾》P60-62。 2.《红对勾》 P63-65。
3.《红对勾》 P65-69。 4.预习教材P48-52“中和滴定”并思考：
①中和滴定的原理。 ②中和滴定实验操作。 ③中和滴定数据处理。 ④中和滴定误差分析。
5.《练习手册》P135-136。 6.《练习手册》P137-138。
＋
或
KW c(OH ) c(H＋ )
－
利用Kw的定量计算——1.求溶液中的c(H+)或c(OH-)
1)判断正误：
1)任何水溶液中都存在水的电离平衡。 √ 2)任何水溶液中（不论酸、碱或中性） 都存在Kw=10-14 。 × 3)某温度下，某液体c(H+)= 10-7mol/L，则该溶液一定是纯水。 ×
若c(OH-) aq= c(OH-) H2O= 10-12 mol/L 则 c(H+) aq= 10-2 mol/L
小结
水的离子积
概念：KW c (H ) c (OH )
＋ －
25℃时： K
W
1.0 10
14
影响因素： 增大 升高温度，KW_____ 稀溶液 适用范围：纯水和_______ 中性溶液 c(H＋)=c(OH－)
酸性溶液 c(H＋)>c(OH－) c(H＋)>1.0×10-7mol/L
水的电离和溶液的酸碱性
水的电离和溶液的酸碱性一.水的电离及离子积常数1.水的电离平衡：水是极弱的电解质，能发生自电离：H2O H++OH－〔正反响为吸热反响〕2.水的离子积常数：Kw= c(H+)c(OH－)250C 时Kw =1.0×10-14 mol2·L-2，水的离子积与温度有关，温度升高Kw增大。
如1000C 时Kw =1.0×10-12 mol2·L-2 .3.无论是纯水还是酸、碱，盐等电解质的稀溶液，水的离子积为该温度下的Kw。
1、25 ℃时，水中存在电离平衡：H2O H＋＋OH－ΔH>0。
以下表达正确的选项是〔 B 〕A．将水加热，K w增大，pH不变B．向水中参加少量NaHSO4固体，c(H＋)增大，K w不变C．向水中参加少量NaOH固体，平衡逆向移动，c(OH－)降低D．向水中参加少量NH4Cl固体，平衡正向移动，c(OH－)增大2、25 ℃时，一样物质的量浓度的以下溶液：①NaCl②NaOH ③H2SO4④(NH4)2SO4，其中水的电离程度按由大到小顺序排列的一组是〔 C 〕A．④>③>②>① B．②>③>①>④C．④>①>②>③ D．③>②>①>④3、由水电离出的c(OH－)＝1×10－13mol/L的无色溶液中，一定能大量共存的离子组是〔 C 〕A．Cl－、AlO－2、Na＋、K＋B．Fe3＋、NO－3、K＋、H＋C．NO－3、Ba2＋、K＋、Cl－D．Al3＋、SO2－4、NH＋4、Cl－4、95 ℃时水的离子积K W＝1×10－12,25 ℃时K W＝1×10－14，答复以下问题：〔1〕95 ℃时水的电离常数K(95 ℃)________25 ℃时水的电离常数(填“>〞、“＝〞或“<〞)。
〔2〕95 ℃纯水中c(H＋)________c(OH－)(填“>〞、“＝〞或“<〞)。
水的电离
4、判断下列说法是否正确： （1）pH=7的溶液是中性溶液。 X （2）H2S溶液中c（H+）：c（S2-）=2：1 X （3）0.1 mol/L的HAc中c（H+）是0.2 mol/L HAc中c（H+）的1/2 X （4）0.1 mol/L的HAc中c（H+）/c（HAc）大 于0.01mol/L的HAc中 c（H+）/c（HAc） X （5）0.1 mol/L的HAc中c（OH-）/c（HAc）大 于0.01mol/L的HAc中c（OH-）/c（HAc） X +)= c(OH-) （6）中性溶液中c(H
浅红色
酚酞
无色
红色
PH试纸的使用注意：①不能用水润湿
②要放在玻璃片（或表面皿）上 ③用玻璃棒蘸待测液滴于试纸上
pH计
广泛pH试纸
思考：如果测定溶液PH 时，将PH试纸湿润所测 得的PH偏大、还是偏小 或不变？
若原溶液呈酸性则偏大； 都有可能 若原溶液呈碱性则偏小； 若原溶液呈中性则不变。
练习：
不
不
2、在水中加入强碱后，水的离子积是否发生改变？
3、在酸碱溶液中，水电离出来的C(H+)和 C(OH—)是否相等？ 相等 4、100℃时，水的离子积为10—12，求此时 的纯水中C(H+)为多少？ 1×10—6mol/L 5、求1mol/L盐酸溶液中水电离出来的C(H+) 1×10—14mol/L 为多少？ 6、在酸溶液中水电离出来的C(H+)和酸电离 出来的C(H+)什么关系？
方法：1、先反应 2、按过量的计算， 若酸过量，求c（H+），再算pH。 若碱过量，求c（OH-），再求c（H+），再算pH
例7、pH=2盐酸和pH=12的Ba(OH)2 溶液等体积相 混合，求混合后溶液的pH。
水的电离和溶液的pH
水的电离和溶液的pH一、水的电离1．电离方程式水是一种极弱的电解质，电离方程式为2H2O□01H3O＋＋OH－，简写为□02H2O H＋＋OH－。
2．水的离子积常数K w＝c(H＋)·c(OH－)。
(1)室温下：K w＝□0310－14_(mol·L－1)2。
(2)影响因素：只与□04温度有关，升高温度，K w□05增大。
(3)适用范围：K w不仅适用于纯水，也适用于稀的□06电解质水溶液。
(4)K w揭示了在任何水溶液中均存在H＋和OH－，只要温度不变，K w□07不变。
3．外界因素对水的电离平衡的影响结论：(1)加热，□33促进水的电离，K w□34增大。
(2)加入酸或碱，□35抑制水的电离，K w□36不变。
二、溶液的酸碱性1．溶液的酸碱性取决于溶液中c(H＋)和c(OH－)的相对大小。
c(H＋)>c(OH－)，溶液呈□01酸性，25 ℃时，pH□02<7。
c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈□03中性，25 ℃时，pH□04＝7。
c(H＋)<c(OH－)，溶液呈□05碱性，25 ℃时，pH□06>7。
2．溶液的pH(1)定义式：pH＝□07－lg_c(H＋)。
(2)溶液的酸碱性跟pH的关系室温下：(3)pH的测定①用pH试纸测定把小片试纸放在□10表面皿上，用□11玻璃棒蘸取待测液点在干燥的pH试纸上，试纸变色后，与□12标准比色卡对比即可确定溶液的pH。
注意：a.pH试纸使用前不能用蒸馏水湿润，否则待测液因被稀释可能会产生误差。
b．用广泛pH试纸读出的pH只能是整数。
②pH计测定：可精确测定溶液的pH。
三、中和滴定1．实验原理利用酸碱□01中和反应，用已知浓度的酸(或碱)来测定未知浓度的碱(或酸)的实验方法。
以标准盐酸滴定待测的NaOH溶液，待测的NaOH溶液的物质的量。
浓度为c(NaOH)＝□02c(HCl)·V(HCl)V(NaOH)酸碱中和滴定的关键：(1)准确测定参加反应的酸、碱溶液的□03体积。
水的电离与水的离子积常数.docx
水的电离与水的离子积常数1.水的电离水是极弱的电解质，水的电离方程式为＋－或 H2O＋－。
H2O＋ H2OH 3O＋ OH H＋ OH2.水的离子积常数K w＝ c(H ＋ ) ·c(OH － )。
(1)室温下： K w＝ 1× 10－ 14。
(2)影响因素：只与温度有关，升高温度，K w增大。
(3)适用范围： K w不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质水溶液。
(4)K w揭示了在任何水溶液中均存在H＋和 OH －，只要温度不变，K w不变。
3.影响水电离平衡的因素填写外界条件对水电离平衡的具体影响体系变化平衡移动方向K w－＋水的电离程度条件c(OH )c(H ) HCl逆不变减小减小增大NaOH逆不变减小增大减小Na 2CO3正不变增大增大减小可水解的盐NH 4Cl正不变增大减小增大升温正增大增大增大增大温度降温逆减小减小减小减小其他：如加入 Na正不变增大增大减小(1)温度一定时，水的电离常数与水的离子积常数相等(× )＋－ 6－ 1(2)100 ℃的纯水中 c(H )＝1× 10mol L·，此时水呈酸性 (×)(3)在蒸馏水中滴加浓H 2SO4， K w不变 (× )(4)NaCl 溶液和 CH3COONH 4溶液均显中性，两溶液中水的电离程度相同(× )(5)室温下， 0.1 mol－－1的 NaOH 溶液中水的电离程度相等 (√ ) L·1的 HCl 溶液与 0.1 mol ·L(6)任何水溶液中均存在H ＋和 OH－，且水电离出的c(H＋ )和 c(OH － )相等 (√ )1.K w＝ c(H＋ ) ·c(OH － )中， H＋和 OH －一定由水电离出来的吗？答案不一定，如酸溶液中H ＋由酸和水电离产生，碱溶液中OH －由碱和水电离产生，只要是水溶液必定有H ＋ 和 OH －，当溶液浓度不大时，总有K w ＝ c(H ＋) ·c(OH －)2.25 ℃， pH ＝ 3 的某溶液中， H 2O 电离出的 ＋浓度为多少？H答案 (1) 若为水解呈酸性的盐溶液，促进水的电离，由水电离出的c ＋－ 3－ 1水 (H)＝ 1× 10 mol L ·。
水的离子积常数含义
水的离子积常数含义The meaning of the ionic product constant of water (Kw) is an important concept in chemistry. Kw represents the equilibrium constant for the self-ionization of water into hydrogen ions (H+) and hydroxide ions (OH-). It quantifies the extent to which water molecules dissociate into these two ions.水的离子积常数（Kw）是化学中一个重要的概念。
它代表了水自身电离成氢离子（H+）和氢氧根离子（OH-）的平衡常数。
它量化了水分子电离成这两种离子的程度。
At room temperature, pure water undergoes self-ionization to a small extent. A small fraction of water molecules dissociate into H+ and OH- ions. This process can be represented by the following equation:H2O ⇌ H+ + OH-The equilibrium expression for this reaction is written as:Kw = [H+] × [OH-]室温下，纯净水会自发地发生微弱的电离。
只有一小部分水分子会解离成氢离子和氢氧根离子。
这个过程可以用以下方程式表示：H2O ⇌ H+ + OH-这个反应的平衡表达式可以写成：Kw = [H+] × [OH-]Since water is a neutral substance, the concentrations ofH+ and OH- ions are equal under neutral conditions. Thus, at equilibrium, [H+] = [OH-]. Therefore, we can replace one concentration with another in the expression for Kw:Kw = [H+] × [OH-] = [H+] × [H+]由于水是一种中性物质，在中性条件下，氢离子和氢氧根离子的浓度是相等的。
高中化学第8章 第47讲 水的电离和溶液的pH---2023年高考化学一轮复习
(2)0.001 mol·L－1的NaOH溶液的pH＝_1_1__。
10－14
c(OH－)＝1×10－3 mol·L－1，c(H＋)＝
mol·L－1＝10－11 mol·L－1，pH＝11。
√A.1∶10∶1010∶109
B.1∶5∶(5×109)∶(5×108)
C.1∶20∶1010∶109
D.1∶10∶104∶109
H2SO4 与 Ba(OH)2 抑制水的电离，Na2S 与 NH4NO3 促进水的电离。25 ℃时， pH＝0 的 H2SO4 溶液中：c(H2O)电离＝c(OH－)＝1100－014 mol·L－1＝10－14 mol·L－1； 0.05 mol·L－1 的 Ba(OH)2 溶液中：c(H2O)电离＝c(H＋)＝100.－114 mol·L－1＝10－13 mol· L－1；pH＝10 的 Na2S 溶液中：c(H2O)电离＝c(OH－)＝10－4 mol·L－1；pH＝5 的 NH4NO3 的溶液中：c(H2O)电离＝c(H＋)＝10－5mol·L－1。它们的物质的量之比为 10－14∶10－13∶10－4∶10－5＝1∶10∶1010∶109，故 A 正确。
归纳总结
正确理解水的电离平衡曲线
(1)曲线上的任意点的Kw都相同，即c(H＋)·c(OH－)相同，温度相同。 (2)曲线外的任意点与曲线上任意点的Kw不同，温度不同。 (3)实现曲线上点之间的转化正需确理保解持水温的电度离相平同衡曲，线改变酸碱性；实现曲线上点 与曲线外点之间的转化一定改变温度。
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水的电离度与水的酸碱离子浓度的关系
酸碱离子浓度增加，水的电离度减 小
酸碱离子浓度对水的电离平衡有显 著影响
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酸碱离子浓度减小，水的电离度增 加
酸碱离子浓度的变化会影响水的电 离平衡常数
电离度与酸碱性的关系
水的电离度与酸碱 离子浓度的关系： 随着酸碱离子浓度 的增加，水的电离 度会减小。
酸碱离子浓度对水 的电离度的影响： 酸碱离子浓度的变 化会影响水的电离 平衡，进而影响水 的电离度。
原因：离子浓度增加会导致水分子与离 子的碰撞次数增多，使水分子更容易被 离子所包围，从而减少了水分子的电离。
实验证明：通过实验数据可以观察到，随 着离子浓度的增加，水的电离度逐渐减小。
实际意义：了解水的电离度与酸碱离子浓 度的关系有助于理解溶液的酸碱性和水处 理过程中的离子平衡。
酸碱离子浓度对电离平衡的影响
水的酸碱度调节 的实际应用案例
水的软化处理
原理：利用离子交换剂去除水中的钙、镁离子，降低水的硬度 目的：改善水质，防止结垢和腐蚀 应用场景：工业冷却水、锅炉用水、洗涤用水等 注意事项：定期更换离子交换剂，防止失效
工业废水处理
水的电离度与酸碱离子浓度的关系可用于工业废水处理中，通过调节水 的电离度来控制酸碱度，从而降低废水中的有害物质。
酸碱离子浓度： 酸碱离子的存在 会抑制水的电离， 使水的电离度减 小。
压力：压力对水 的电离平衡影响 较小，可以忽略 不计。
光照：光照对水 的电离平衡有一 定影响，但具体 影响程度取决于 光线的性质和强 度。
02 水的酸碱离子浓度
酸碱离子的来源
天然水中的离子：天然水中存在的矿物质和溶解的气体，如碳酸钙、碳酸镁、氯化物等 工业废水：工业生产过程中排放的废水，如酸洗废水、碱洗废水等 农业废水：农业灌溉后排放的废水，含有农药和化肥残留物 生活污水：人类生活产生的污水，如洗涤废水、粪便废水等
水的电离
新课拓展： 新课拓展： 1、C（H＋）=1×10－7mol/L，溶液一定呈中性吗？ 、 （ × ，溶液一定呈中性吗？ 说明：溶液或纯水呈中性， 说明：溶液或纯水呈中性，是因为溶液中 C（H＋）=C（OH－） （ （ 2、纯水中溶液C(H ＋)、C(OH－)浓度的计算方法： 、纯水中溶液 浓度的计算方法： 、 浓度的计算方法 C（H ＋）=C（OH－）= （ （
Kw
1.14×10-15 ×
6.81×10-15 ×
1×10-14 ×
5.47×10-14 ×
Hale Waihona Puke 1×10-12 ×结论： 结论：
温度越高， 越大 越大， 温度越高，Kw越大，水的电离是一个吸热过程
讨论： 对常温下的纯水进行下列操作，完成下表： 讨论： 对常温下的纯水进行下列操作，完成下表：
水的电离平
酸碱性
衡移动方向
C(H+)
C(OH-)
C(H+) 与C(OH-) 大小关系
Kw变化
加 热 加HCl HCl
中性 酸性
→ ← ←
↑ ↑ ↓
↑ ↓ ↑
= ＞ ＜
↑ 不变 不变
加NaOH 碱性
小结：
加入酸或碱都抑制水的电离
3.影响水电离的因素： 影响水电离的因素： 影响水电离的因素
• （1）温度：升高温度，促进水的电离， 温度：升高温度，促进水的电离， kw增大 kw增大 • （2）酸或碱：加酸或加碱， C(H+)和C(OH-）增 酸或碱：加酸或加碱， C(H+)和C(OH抑制电离， Kw不变 大，抑制电离， Kw不变 • （3）加入易水解在盐：与OH-或H+结合， C(H+) 加入易水解在盐： OH- H+结合， 结合 C(OH- 减小， 促进电离。 和C(OH-）减小， 促进电离。
水的电离知识点
水的电离（1）电离平衡和电离程度水是极弱的电解质，能微弱电离H 2O+H 2O H 3O ++OH -，通常简写为H2O H ++OH -；ΔH >025℃时，纯水中c(H +)=c(OH -)=1×10-7mol/L（2）水的离子积在一定温度时，c(H +)与c(OH -)的乘积是一个常数，称为水的离子积常数，简称水的离子积。
K W =c(H +)·c(OH -)，25℃时，K W =1×10-14(无单位)。
①K W 只受温度影响，水的电离吸热过程，温度升高，水的电离程度增大，K W 增大。
25℃时K W =1×10-14，100℃时K W 约为1×10-12。
②水的离子积不仅适用于纯水，也适用于其他稀溶液。
不论是纯水还是稀酸、碱、盐溶液，只要温 度不变，K W 就不变。
（3）影响水的电离平衡的因素 ①温度：温度越高电离程度越大c(H +)和c(OH -)同时增大，K W 增大，但c(H +)和c(OH -)始终保持相等，仍显中性。
纯水由25℃升到100℃，c(H +)和c(OH -)从1×10-7mol/L 增大到1×10-6mol/L(pH 变为6)。
②酸、碱向纯水中加酸、碱平衡向左移动，水的电离程度变小，但K W 不变。
③加入易水解的盐由于盐的离子结合H +或OH -而促进水的电离，使水的电离程度增大。
温度不变时，K W 不变。
练习：影响水的电离平衡的因素可归纳如下：溶液的酸碱性取决于溶液中的c(H )与c(OH )的相对大小。
在常温下，中性溶液：c(H +)=c(OH -)=1×10-7mol/L ；酸性溶液：c(H +)>c(OH -), c(H +)>1×10-7mol/L ； 碱性溶液：c(H +)<c(OH -)，c(H +)<1×10-7-mol/L 。
水的电离
酸碱性
水的电离平 衡移动方向
加 热 中性
→
C(H+)
C(OH-)
↑↑
C(H+) 与C(OH-) 大小关系
=
加HCl 酸性
←
↑↓
＞
加NaOH 碱性
←
↓↑
＜
Kw变化
↑ 不变 不变
小结：
加入酸或碱都抑制水的电离
3、影响水电离的因素
（1）加入酸或碱，抑制水的电离， Kw不变；
（2）升高温度，电离过程是一个 吸热过程，促进水的电离，水 的离子积增大，在100℃时， KW=1×10－12。
③不论是在中性溶液还是在酸碱性溶液，水 电离出的C(H+)＝C(OH－)
④根据Kw=C(H＋)×C(OH－) 在特定温度下为 定值,C(H＋) 和C(OH－) 可以互求.
练习 ⑴﹑0.1mol/L的盐酸溶液中水电离出的C(H＋ ) 和C(OH－)是多少?
水电离出的C(OH-)=1×10-14/0.1=1×10-13mol/L = C(H＋ )
提问：根据前面所学知识，水的离子积会 受什么外界条件影响？
讨论：分析下表中的数据有何规律，并解释之
温 度
0℃
20℃
25℃
50℃
100℃
Kw 1.14×10-15 6.81×10-15
1×10-14
5.47×10-14
1×10-12
结论：
温度越高，Kw越大，水的电离是一个吸热过程
讨论： 对常温下的纯水进行下列操作，完成下表：
⑵﹑0.1mol/L的NaOH溶液中水电离出的C(H＋) 和C(OH－)是多少?
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03. 水的电离及离子积常数
一、知识梳理
O H＋＋OH－
1、水的电离方程式：H
2、水电离特点：（1）可逆（2）吸热（3）极弱
3、水的离子积：K W =[H+]·[OH－]
25℃时, [H+]=[OH－] =10－7mol·L－1；K W =[H+]·[OH－] = 1×10－14mol２•L－２
注意：K W只与温度有关，温度一定，则K W值一定
K W不仅适用于纯水，也适用于任何稀溶液（酸、碱、盐）
4、影响水电离平衡的外界因素：
①酸、碱：抑制水的电离
②温度：促进水的电离（因为水的电离是吸热的）
③易水解的盐：促进水的电离
二、典例分析
一定温度时，测得纯水中[OH－]=2.5×10－7 mol·L－1，则[H+]为（）
A．2.5×10－7mol·L－1
B．0.1×10－7 mol·L－1
C．1×10−14 /2.5×10－7mol·L－1
D．无法确定[H+]
考点：离子积常数．
分析：纯水中氢离子浓度等于氢氧根离子浓度，据此分析解答．
解答：纯水呈中性，所以纯水中氢原子浓度等于氢氧根离子浓度，为2.5×10－7mol·L－1，故选：A．
点评：本题考查了离子浓度的计算，明确纯水电离的特点是解本题关键，难度不大．
三、实战演练
1、在25℃时，1mol·L－1的盐酸溶液中，水的K W（单位：mol２•L－２）为（）
A.1×10－14
B.0
C.大于1×10－14
D.小于1×10－14
2、下列说法中，正确的是（）
A.向纯水中加入少量盐酸，K W将增大
B.25℃时，水的离子积常数K W为1×10－14mol２•L－２
C.100℃时，纯水的［H＋］＝10－7mol·L－1
D.100℃时，pH＝７的溶液呈中性。