水的电离和溶液的酸碱性最新版本ppt课件
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水的电离和溶液的酸碱性ppt课件
3、溶液酸碱性与
pH
c(H+液酸碱性与c(H+)、pH的关 4
系：
5
⑴ pH 越小, c(H+) 越大， 6
7
酸性越强；
8
（2）pH 越大，c(OH-)越大, 碱性越强。
9 10 11
12
常温下
13 14
C(H＋) C(OH-)
100
酸
10－1 性
10—2 10—3 10—4
例:25 ℃时，10mL 0.1mol/L NaOH和10mL 0.05 mol/L Ba(OH)2 混合，计算混合溶液的pH值
解：c(OH－)Ⅰ＝0. 1mol/L c (OH－)Ⅱ＝0.1mol/L
c (OH－)混合＝
0.110 0.110 0.1mol / L 20
c(H+)混合＝
Kw c(OH )
pH ＝ - lg 0.1 ＝ 1
关键：抓住氢离子进行计算！
练习：pH＝2的盐酸溶液和0.00005 mol/L的硫酸溶液等体积混合， 试计算混合溶液的pH值
解：c (H+)Ⅰ＝0.01 mol/L c (H+)Ⅱ＝0.0001 mol/L
c
(H+)混合＝ 0.01V
0.0001V 2V
0.005mol / L
①强酸溶液稀释,先求出稀释后的c(H+)，再求pH ②强碱溶液稀释，先求出稀释后的c(OH-)，再求 pOH或pH ③ 无限稀释的溶液应考虑水的电离，25℃，溶液pH无限接近于7。
即酸溶液无论怎样稀释pH不可能大于7成为碱溶液，碱 溶液无论怎样稀释pH不可能小于7成为酸溶液
c(H+) = c(OH-)= Kw 常温下，c(H+) = c(OH-)= Kw =10-7mol/L
3.2.1水的电离溶液的酸碱性与pH-2024-2025学年高中化学选择性必修1教学课件
Kw只与温度有关（与浓度无关），
温度升高， Kw值增大
如： 25 ℃时， Kw =1.0× 10-14 ；
100 ℃时， Kw = 1.0×10-12
3. 外界条件对水的电离平衡及Kw 的影响
⑴水的电离为吸热过程，升高温度，水的电离平衡
向电离方向移动， KW增大。
⑵温度不变，加入酸或碱，电离产生H+或OH-，能抑
⑵25 ℃ 时，纯水中c(H+) = c(OH-) =1.0×10-7 mol/L
2.水的离子积常数
K 电离＝
c(H+) •c(OH-）
c(H2O）
c(H+)•c(OH-)= K电离.c(H2O)=
Kw
Kw=c(H+)•c(OH-)
KW 叫做水的离子积常数，简称水的离子积。
25 ℃ 时，纯水的KW = c(H+) . c(OH-) =1.0×10-14
碱性溶中：
c(H+)
Kw
= c(OH-)
练习. 常温下 ①在0.01 mol/L HCl溶液中,
c (H+)= 0.01 mol/L ，c (OH-)=1.0×10-12 mol/L，
由水电离出的OH-浓度= 1.0×10-12 mol/L，由水电离出的
H+ 浓度= 1.0×10-12 mol/L 。,
不移动
不变
不变
不变
升高30 ℃
正向
增大
增大
增大
c(H+)
变化
二. 溶液的酸碱性与pH
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-)
（ 25℃ 时， Kw=1.0 × 10-14 ）
温度升高， Kw值增大
如： 25 ℃时， Kw =1.0× 10-14 ；
100 ℃时， Kw = 1.0×10-12
3. 外界条件对水的电离平衡及Kw 的影响
⑴水的电离为吸热过程，升高温度，水的电离平衡
向电离方向移动， KW增大。
⑵温度不变，加入酸或碱，电离产生H+或OH-，能抑
⑵25 ℃ 时，纯水中c(H+) = c(OH-) =1.0×10-7 mol/L
2.水的离子积常数
K 电离＝
c(H+) •c(OH-）
c(H2O）
c(H+)•c(OH-)= K电离.c(H2O)=
Kw
Kw=c(H+)•c(OH-)
KW 叫做水的离子积常数，简称水的离子积。
25 ℃ 时，纯水的KW = c(H+) . c(OH-) =1.0×10-14
碱性溶中：
c(H+)
Kw
= c(OH-)
练习. 常温下 ①在0.01 mol/L HCl溶液中,
c (H+)= 0.01 mol/L ，c (OH-)=1.0×10-12 mol/L，
由水电离出的OH-浓度= 1.0×10-12 mol/L，由水电离出的
H+ 浓度= 1.0×10-12 mol/L 。,
不移动
不变
不变
不变
升高30 ℃
正向
增大
增大
增大
c(H+)
变化
二. 溶液的酸碱性与pH
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-)
（ 25℃ 时， Kw=1.0 × 10-14 ）
高中化学-水的电离和溶液的酸碱性1补课资料.ppt.ppt
22
知识小结:溶液稀释的PH计算有关规律
1、强酸（碱）每稀释10倍，pH值向7靠拢 一个单位。
2、弱酸（碱）每稀释10倍，pH值向7靠拢 不到一个单位 3、 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只能接近7：酸不能 等于或大于 7；碱不能等于或小于7。 4.酸（碱）溶液稀释时，OH－（H+）的物 质的量浓度将增大。
二第类：定量分析。
酸碱中和滴定 是一种常 用的定量分析方法。其操作简捷、 快速、有足够的准确度。
33
酸碱中和滴定
学习目的
理解酸碱中和滴定的原理。 掌握酸碱中和滴定的操作方法。 掌握有关酸碱中和滴定的简单计算。 激发创新意识、培养分析问题、解
决问题的能力。
34
学习重点和难点：
重点：酸碱中和滴定的 原理和操作方法。
巩固练习 1、常温下，浓度为1×10-5 mol/L的盐
酸溶液中，由水电离产生的c(H+)是多
少？
1×10-9 mol/L
2、常温下，浓度为1×10-5 mol/L的
NaOH溶液中，由水电离产生的c(OH-)是
多少？
1×10-9 mol/L
思考题：在常温下，由水电离产生 的C（H+）=1×10-9 mol/L的溶 液，则该溶液的酸碱性如何？
探究实验 精确的纯水导电实验
灵敏电流计
灯泡
G
现象： G 指针摆动 不亮
H2O＋ H2O
H3O＋ ＋OH－
H2O
H＋ ＋OH－
结论： 水是 极弱 电解质
能发生 微弱 电离 25°C 55.6×107
实验测定：纯水中
个水分子才有1个
25℃ 1L水中只有1×10－7mol水发生了电电离离
知识小结:溶液稀释的PH计算有关规律
1、强酸（碱）每稀释10倍，pH值向7靠拢 一个单位。
2、弱酸（碱）每稀释10倍，pH值向7靠拢 不到一个单位 3、 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只能接近7：酸不能 等于或大于 7；碱不能等于或小于7。 4.酸（碱）溶液稀释时，OH－（H+）的物 质的量浓度将增大。
二第类：定量分析。
酸碱中和滴定 是一种常 用的定量分析方法。其操作简捷、 快速、有足够的准确度。
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酸碱中和滴定
学习目的
理解酸碱中和滴定的原理。 掌握酸碱中和滴定的操作方法。 掌握有关酸碱中和滴定的简单计算。 激发创新意识、培养分析问题、解
决问题的能力。
34
学习重点和难点：
重点：酸碱中和滴定的 原理和操作方法。
巩固练习 1、常温下，浓度为1×10-5 mol/L的盐
酸溶液中，由水电离产生的c(H+)是多
少？
1×10-9 mol/L
2、常温下，浓度为1×10-5 mol/L的
NaOH溶液中，由水电离产生的c(OH-)是
多少？
1×10-9 mol/L
思考题：在常温下，由水电离产生 的C（H+）=1×10-9 mol/L的溶 液，则该溶液的酸碱性如何？
探究实验 精确的纯水导电实验
灵敏电流计
灯泡
G
现象： G 指针摆动 不亮
H2O＋ H2O
H3O＋ ＋OH－
H2O
H＋ ＋OH－
结论： 水是 极弱 电解质
能发生 微弱 电离 25°C 55.6×107
实验测定：纯水中
个水分子才有1个
25℃ 1L水中只有1×10－7mol水发生了电电离离
水的电离和溶液的PH ppt课件
➢ pH的意义与适用范围
①溶液呈酸性： c(H+)＞10-7 ，pH＜7 ②溶液呈中性： c(H+)= 10-7 ，pH= 7 ③溶液呈碱性： c(H+)＜10-7 ，pH＞7
①pH越小,溶液酸性越强；pH越大,溶液碱性越强。（pH的范围通常是 0~14） ②当c(H+)或c(OH-)<1 mol/L时用pH表示酸碱性比较方便。 ③当c(H+)或c(OH-)≧1 mol/L时直接用它们的浓度表示酸碱性。
常温下，浓度为0.01 mol·L－1的NaOH溶液中，由水电离的c(H＋)和c(OH－)各是多少？
NaOH === Na+ + OH(1) c(H＋) c总(H+) = c水(H+)
(2) c(OH-) c总(OH－)= c碱(OH-) + c水(OH－) ≈ c碱(OH-) = 0.01 mol·L－1
Kw的应用 总结归纳 (1)酸溶液中Kw＝c酸(H＋)·c水(OH－) (忽略水电离出的H＋的浓度)。 (2)碱溶液中Kw＝c水(H＋)·c碱(OH－) (忽略水电离出的OH－的浓度)。 (3)由水电离出的c(H＋)与水电离出的c(OH－)一定相等。
溶液的酸碱性与PH
如何判断溶液酸碱性？
溶液的酸碱性 思考与讨论 根据常温时水的电离平衡，运用平衡移动原理分析下列问题。
作物 水稻 玉米 棉花 大豆 小麦
pH 5.5~7.0 6.5~7.5 6.0~6.8 6.5~7.5 6.2~7.5
作物 洋葱 西瓜 柑橘 茶树 水仙花
pH 6.0~7.0 6.0~7.0 5.0~7.0 5.0~5.5 6.0~6.5
PH的测试和调控的意义
4.在环保领域，酸性或碱性废水的处 理常常利用中和反应，在中和处理的 过程中可用pH自动测定仪进行监测和 控制。
①溶液呈酸性： c(H+)＞10-7 ，pH＜7 ②溶液呈中性： c(H+)= 10-7 ，pH= 7 ③溶液呈碱性： c(H+)＜10-7 ，pH＞7
①pH越小,溶液酸性越强；pH越大,溶液碱性越强。（pH的范围通常是 0~14） ②当c(H+)或c(OH-)<1 mol/L时用pH表示酸碱性比较方便。 ③当c(H+)或c(OH-)≧1 mol/L时直接用它们的浓度表示酸碱性。
常温下，浓度为0.01 mol·L－1的NaOH溶液中，由水电离的c(H＋)和c(OH－)各是多少？
NaOH === Na+ + OH(1) c(H＋) c总(H+) = c水(H+)
(2) c(OH-) c总(OH－)= c碱(OH-) + c水(OH－) ≈ c碱(OH-) = 0.01 mol·L－1
Kw的应用 总结归纳 (1)酸溶液中Kw＝c酸(H＋)·c水(OH－) (忽略水电离出的H＋的浓度)。 (2)碱溶液中Kw＝c水(H＋)·c碱(OH－) (忽略水电离出的OH－的浓度)。 (3)由水电离出的c(H＋)与水电离出的c(OH－)一定相等。
溶液的酸碱性与PH
如何判断溶液酸碱性？
溶液的酸碱性 思考与讨论 根据常温时水的电离平衡，运用平衡移动原理分析下列问题。
作物 水稻 玉米 棉花 大豆 小麦
pH 5.5~7.0 6.5~7.5 6.0~6.8 6.5~7.5 6.2~7.5
作物 洋葱 西瓜 柑橘 茶树 水仙花
pH 6.0~7.0 6.0~7.0 5.0~7.0 5.0~5.5 6.0~6.5
PH的测试和调控的意义
4.在环保领域，酸性或碱性废水的处 理常常利用中和反应，在中和处理的 过程中可用pH自动测定仪进行监测和 控制。
水的电离和溶液的酸碱性ppt课件3
13
14
c(H+)增大，pH减小 酸性增强
c(OH-)减小
c(H+)减小，pH增大 碱性增强
c(OH-)增大
讨论：KW100℃=10-12 在100 ℃ 时，纯水中c(H+) 为多少？pH为多少？ c(H+) =10-6mol/L pH=6 c(H+) ＞1×10—7mol/L是否说明100 ℃ 时纯水溶液呈酸性？ 不是，此时的纯水仍然呈中性！ 100℃ 时， c(H+) = 1×10—7mol/L溶液呈酸性还是碱性？ 碱性！ c(H+) = 1×10—7mol/L、 c(OH-) = 1×10—5mol/L， C(OH-) ＞ c(H+)
pH = - lg10-7 = 7
c(H+) 和 c(OH-) 与溶液酸碱性、pH的关系 常温下
溶液的酸碱性 酸性 中性 碱性 c(H+) 和 c(OH-) 的关系 c(H+) ＞ c(OH-) c(H+) = c(OH-) c(H+) ＜ c(OH-) pH
＜7 =7 ＞7
pH=7的溶液一定是中性溶液吗？(以100℃ 为例）
1L
影响水的电离平衡的因素 分析表格中的数据，有何规律，并解释之。
t/℃
Kw/×10-14
0 0.134
10 0.292
20 0.681
25 1.01
40 2.92
50 5.47
90 38.0
100 55.0
结论 温度越高，Kw越大。 25℃时Kw=1×10-14，100℃时
Kw=1×10-12。Kw在一定温度下是个常数。
不能用c(H+) 等于多少来判断溶液酸、碱性，只 能通过c(H+) 、C(OH-) 两者相对大小比较
水的电离和溶液的PH.ppt
中性溶液 C(H+)=C(OH-)=1×10-7mol/L 酸性溶液 C(H+)＞C(OH-)＞1×10-7mol/L 碱性溶液 C(H+)＜C(OH-)＜1×10-7mol/L
➢溶液的酸碱性---正误判断 1、如果C(H+)不等于C(OH-)则溶液一定呈现酸碱性。 2、在水中加酸会抑制水的电离，电离度减小。 3、如果C(H+)/C(OH-)的值越大则酸性越强。 4、任何水溶液中都有C(H+)和C(OH-)。 5、C(H+)等于10-6mol/L的溶液一定呈现酸性。 6、电离度越大的酸溶液则酸性越强。 7、对水升高温度电离度增大，酸性增强。
PH 0
100 C(H+)
1
10-1
2
10-2
溶
3
10-3
酸
4
10-4
液 的
pH 值
性
5
10-5
增 碱强 性 增
6 7 8 9 10 11
10-6 10-7 10-8 10-9 10-10 10-11
强 12
10-12
13
10-13
14
10-14
➢溶液的pH值--正误判断 1、一定条件下 pH值越大，溶液的酸性越强。 2、用pH值表示任何溶液的酸碱性都很方便。 3、强酸溶液的pH值一定大。 4、pH值等于6是一个弱酸体系。 5、pH值有可能等于负值。 6、pH值相同的强酸和弱酸中C(H+)相同摩尔浓度相同。
D、10：1
例5、常温下，某溶液中由水电离的c（H+）=1×10-13
mol/L，该溶液可能是( B )
①二氧化硫水溶液 ②氯化钠水溶液
③硝酸钠水溶液 ④氢氧化钠水溶液
➢溶液的酸碱性---正误判断 1、如果C(H+)不等于C(OH-)则溶液一定呈现酸碱性。 2、在水中加酸会抑制水的电离，电离度减小。 3、如果C(H+)/C(OH-)的值越大则酸性越强。 4、任何水溶液中都有C(H+)和C(OH-)。 5、C(H+)等于10-6mol/L的溶液一定呈现酸性。 6、电离度越大的酸溶液则酸性越强。 7、对水升高温度电离度增大，酸性增强。
PH 0
100 C(H+)
1
10-1
2
10-2
溶
3
10-3
酸
4
10-4
液 的
pH 值
性
5
10-5
增 碱强 性 增
6 7 8 9 10 11
10-6 10-7 10-8 10-9 10-10 10-11
强 12
10-12
13
10-13
14
10-14
➢溶液的pH值--正误判断 1、一定条件下 pH值越大，溶液的酸性越强。 2、用pH值表示任何溶液的酸碱性都很方便。 3、强酸溶液的pH值一定大。 4、pH值等于6是一个弱酸体系。 5、pH值有可能等于负值。 6、pH值相同的强酸和弱酸中C(H+)相同摩尔浓度相同。
D、10：1
例5、常温下，某溶液中由水电离的c（H+）=1×10-13
mol/L，该溶液可能是( B )
①二氧化硫水溶液 ②氯化钠水溶液
③硝酸钠水溶液 ④氢氧化钠水溶液
高三化学复习课水的电离和溶液的酸碱性ppt课件.ppt
与 c(OH—)总
酸碱性
关系
pH=4 NH4Cl
10-14 10-4
10-4
10-4 10-10
4
＞
酸
pH=10 CH3COONa
10-14
10-4
10-4
10-10 10-4 10
＜
碱
NaCl 10-14 10-7
10-7
10-7
10-7
7
=
中
影响水电离平衡因素的定量分析 病原体侵入机体，消弱机体防御机能，破坏机体内环境的相对稳定性，且在一定部位生长繁殖，引起不同程度的病理生理过程
病原体侵入机体，消弱机体防御机能 ，破坏 机体内 环境的 相对稳 定性， 且在一 定部位 生长繁 殖，引 起不同 程度的 病理生 理过程
能力 提升
☆(07天津)25 ℃时，水的电离达到平衡：
H2O
H＋＋OH－；H＞0，
下列叙述正确的是( B )
A.向水中加入稀氨水，平衡逆向移动，c(OH－)降低
B.向水中加入少量固体硫酸氢钠，c(H＋)增大，KW不变 C.向水中加入少量固体CH3COONa，平衡逆向移动，c(H＋)降低 D.将水加热，KW增大，pH不变
病原体侵入机体，消弱机体防御机能 ，破坏 机体内 环境的 相对稳 定性， 且在一 定部位 生长繁 殖，引 起不同 程度的 病理生 理过程
课前 小测
25℃时, 1、pH=2的溶液中,水电离的c(H+)=
2、水电离的c(H+)=1×10-12mol·L-1,则溶液的pH=
病原体侵入机体，消弱机体防御机能 ，破坏 机体内 环境的 相对稳 定性， 且在一 定部位 生长繁 殖，引 起不同 程度的 病理生 理过程
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3、 25℃、浓度均为0.1mol/L的下列溶液中C(H+)由大到小 的排列顺序：①氨水 ②NaOH ③盐酸 ④醋酸 ③④①②
.
考点二、利用Kw的定性讨论—— 分析表格中的数据，有何规律，并解释之。
t/℃
0
10
20
25
40
50
90 100
Kw/×10-14 0.134 0.292 0.681 1.01 2.92 5.47 38.0 55.0
结论
温度越高，Kw越大。 25℃时Kw=1×10-14，100℃时 Kw=1×10-12。Kw在一定温度下是个常数。
温度升高, Kw变大（为什么？） 升高温度，促进水的电离。 水的电离是一个吸热过程。
.
• 问题与讨论 • 1、在水中加入强酸(HCl)后，水的离子积是
否发生改变？ • 2、在水中加入强碱(NaOH)后，水的离子
• 3. 已知水中的 c(H+)或 c(OH−)并不能确定溶液的酸碱， 它既可以是酸(或酸性)溶液， 也可能是碱(或碱性)溶液
• 4. 什么物质或条件可以打破水的电离平衡？平衡如何移 动？
• 5．对于极稀的酸碱溶液，水的电离不可忽视。例如， c(H+)＝10－8mol / L 的盐酸. ，
课前预习区 H2O
.
拓展
利用Kw的定量计算——2.求c(H+) H2O或c(OH-) H2O
例题四：常温下，浓度为1×10-5 mol/L的盐酸溶液中， 由水电离产生的c(H+)是多少？
解： 酸溶液中Kw = c(H+)酸 ·c(OH-)水
• 1. Kw＝c(H+).c(OH−)。由于水中 c(H+)＝c(OH−)，纯水 总是中性的。
• 2. 不能认为 c(H+)或 c(OH−)等于 10−7 mol／L 或 pH＝7 的溶液就一定是中性溶液，不能 把 pH＝7 作为判断一 切溶液酸、碱性的分界线，应比较 c(H+)和 c(OH−)的 大小.
第一课时：
水的电离平衡及Kw的应 用
李翠华
莱西二中高三化学备课组
2020年7月18日星期六
.
考纲要求
• 1、了解水的电离、离子积常数、影响水电 离平衡的因素。
• 2、 会利用kw进行有关的计算
.
【复习重难点】
• 1、影响水的电离平衡的影响因素 • 2、kw值的应用
.
[高考常考点]
• 该题型包括水的电离平衡的移动及计算水中电离的氢离子 或氢氧根离子的浓度。要掌握 以下的知识和规律。
• A、[H+] 随着温度的升高而降低 B、在35℃时，纯水中 [H+] ＞[OH-]
• C、水的电离常数K25 ℃ ＞K35 ℃ D、水的电离是一个 吸热过程
2、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。 ×
.
• 3、影响水的电离平衡常数的因素：水的电 离平衡常数是化学平衡常数的一种，所以 影响水的电离平衡常数的因素是——温—度—-
.
课堂互动区
• 考点一：水的电离平衡及影响因素 • 【例1】 • 能促进水的电离，并使溶液中C(H+)>C(OH—)的操
作是 （ D） • （1）将水加热煮沸 （2）向水中投入一小块金属钠
（3）向水中通CO2 （4）向水中通NH3 （5）向水 中加入明矾晶体 （6）向水中加入NaHCO3固体 （7 ）向水中加NaHSO4固体 A、（1）（3）（6）（7） B、（1）（3）（6） C、（5）（7） D、（5）
.
迁移应用一
1、水的电离过程为H2O H+ + OH-，在不同温度下其离子 积为Kw25℃=1×10-14， Kw35℃ =2.1 ×10-14。则下列 叙述正确的是（ D ）
Kw
加热
加HCl 加NaOH
中性 酸性 碱性
正反应 逆反应 逆反应
增大 增大 c(H+)=c(OH-) 增大 增大 减小 c(H+)>c(OH-) 不变 减小 增大 c(H+)<c(OH-) 不变
.
知知识识点点三3;) ·c(OH-) —————— c(H2O)
溶液 D NH4Cl溶液
C
.
迁移应用二
• 4、不考虑溶质的挥发和温度的变化对溶液 体积的影响，将下列稀溶液从25℃加热到 90℃，溶液的PH不发生变化的是
• A NaCl B NaOH CCH3COOH • D H2SO4
D
.
考点三:利用Kw的定量计算——1.求溶液中的c(H+)或c(OH-)
例题3： 1)0.01mol/L盐酸溶液中。 c(H+)、 c(OH-)分别为多少？
H＋ ＋OH－
电离视频
知识点一
1、水的 电离
氢离子是“裸露”的质子，半径很小，易 被水分子吸引生成水合氢离子，通常用 H3O+表示。为了简便，也常把H3O+写作
知识点二
H+
2、影响水的电离平衡的因素
对常温下的纯水进行下列操作：
条件
酸碱性
水的电离平 衡移动方向
c(H+)
c(OH-)
c(H+)c(OH-) 浓度大小关系
积是否发生改变？升温呢？ • 3、在酸碱溶液中水电离出来的C(H+)和
C(OH-)是否相等？ • 4、100℃时，水的离子积为10-12，求
C(H+)为多少？ • 5、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？
.
• 【例题2】 • 常温下，将下列溶液加水稀释后，溶液中
各离子浓度均不会增加的是 • A H2SO4 溶液 B NaOH 溶液 C NaCl
c(H+) = 0.01mol/L
c(OH-) = KW / c(H+) = 10-12 mol/L
迁移应用三：5、0.01mol/L NaOH溶液中. c(H+) 、 c(OH-)分别为多
少c？(OH-) = 0.01mol/L
c(H+) = KW / c(OH-) = 10-12 mol/L
思考: (1)中的OH-和(2)中的H+ 分别来自哪里?
.
2、水的离子积常数
1)表达式： Kw= c(H+) . c(OH-)
KW 叫做水的离子积常数，简称水的离子积。 注： 在任何水溶液中，均存在水的电离平衡，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-) 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？
.
考点二、利用Kw的定性讨论—— 分析表格中的数据，有何规律，并解释之。
t/℃
0
10
20
25
40
50
90 100
Kw/×10-14 0.134 0.292 0.681 1.01 2.92 5.47 38.0 55.0
结论
温度越高，Kw越大。 25℃时Kw=1×10-14，100℃时 Kw=1×10-12。Kw在一定温度下是个常数。
温度升高, Kw变大（为什么？） 升高温度，促进水的电离。 水的电离是一个吸热过程。
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• 问题与讨论 • 1、在水中加入强酸(HCl)后，水的离子积是
否发生改变？ • 2、在水中加入强碱(NaOH)后，水的离子
• 3. 已知水中的 c(H+)或 c(OH−)并不能确定溶液的酸碱， 它既可以是酸(或酸性)溶液， 也可能是碱(或碱性)溶液
• 4. 什么物质或条件可以打破水的电离平衡？平衡如何移 动？
• 5．对于极稀的酸碱溶液，水的电离不可忽视。例如， c(H+)＝10－8mol / L 的盐酸. ，
课前预习区 H2O
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拓展
利用Kw的定量计算——2.求c(H+) H2O或c(OH-) H2O
例题四：常温下，浓度为1×10-5 mol/L的盐酸溶液中， 由水电离产生的c(H+)是多少？
解： 酸溶液中Kw = c(H+)酸 ·c(OH-)水
• 1. Kw＝c(H+).c(OH−)。由于水中 c(H+)＝c(OH−)，纯水 总是中性的。
• 2. 不能认为 c(H+)或 c(OH−)等于 10−7 mol／L 或 pH＝7 的溶液就一定是中性溶液，不能 把 pH＝7 作为判断一 切溶液酸、碱性的分界线，应比较 c(H+)和 c(OH−)的 大小.
第一课时：
水的电离平衡及Kw的应 用
李翠华
莱西二中高三化学备课组
2020年7月18日星期六
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考纲要求
• 1、了解水的电离、离子积常数、影响水电 离平衡的因素。
• 2、 会利用kw进行有关的计算
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【复习重难点】
• 1、影响水的电离平衡的影响因素 • 2、kw值的应用
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[高考常考点]
• 该题型包括水的电离平衡的移动及计算水中电离的氢离子 或氢氧根离子的浓度。要掌握 以下的知识和规律。
• A、[H+] 随着温度的升高而降低 B、在35℃时，纯水中 [H+] ＞[OH-]
• C、水的电离常数K25 ℃ ＞K35 ℃ D、水的电离是一个 吸热过程
2、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。 ×
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• 3、影响水的电离平衡常数的因素：水的电 离平衡常数是化学平衡常数的一种，所以 影响水的电离平衡常数的因素是——温—度—-
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课堂互动区
• 考点一：水的电离平衡及影响因素 • 【例1】 • 能促进水的电离，并使溶液中C(H+)>C(OH—)的操
作是 （ D） • （1）将水加热煮沸 （2）向水中投入一小块金属钠
（3）向水中通CO2 （4）向水中通NH3 （5）向水 中加入明矾晶体 （6）向水中加入NaHCO3固体 （7 ）向水中加NaHSO4固体 A、（1）（3）（6）（7） B、（1）（3）（6） C、（5）（7） D、（5）
.
迁移应用一
1、水的电离过程为H2O H+ + OH-，在不同温度下其离子 积为Kw25℃=1×10-14， Kw35℃ =2.1 ×10-14。则下列 叙述正确的是（ D ）
Kw
加热
加HCl 加NaOH
中性 酸性 碱性
正反应 逆反应 逆反应
增大 增大 c(H+)=c(OH-) 增大 增大 减小 c(H+)>c(OH-) 不变 减小 增大 c(H+)<c(OH-) 不变
.
知知识识点点三3;) ·c(OH-) —————— c(H2O)
溶液 D NH4Cl溶液
C
.
迁移应用二
• 4、不考虑溶质的挥发和温度的变化对溶液 体积的影响，将下列稀溶液从25℃加热到 90℃，溶液的PH不发生变化的是
• A NaCl B NaOH CCH3COOH • D H2SO4
D
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考点三:利用Kw的定量计算——1.求溶液中的c(H+)或c(OH-)
例题3： 1)0.01mol/L盐酸溶液中。 c(H+)、 c(OH-)分别为多少？
H＋ ＋OH－
电离视频
知识点一
1、水的 电离
氢离子是“裸露”的质子，半径很小，易 被水分子吸引生成水合氢离子，通常用 H3O+表示。为了简便，也常把H3O+写作
知识点二
H+
2、影响水的电离平衡的因素
对常温下的纯水进行下列操作：
条件
酸碱性
水的电离平 衡移动方向
c(H+)
c(OH-)
c(H+)c(OH-) 浓度大小关系
积是否发生改变？升温呢？ • 3、在酸碱溶液中水电离出来的C(H+)和
C(OH-)是否相等？ • 4、100℃时，水的离子积为10-12，求
C(H+)为多少？ • 5、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？
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• 【例题2】 • 常温下，将下列溶液加水稀释后，溶液中
各离子浓度均不会增加的是 • A H2SO4 溶液 B NaOH 溶液 C NaCl
c(H+) = 0.01mol/L
c(OH-) = KW / c(H+) = 10-12 mol/L
迁移应用三：5、0.01mol/L NaOH溶液中. c(H+) 、 c(OH-)分别为多
少c？(OH-) = 0.01mol/L
c(H+) = KW / c(OH-) = 10-12 mol/L
思考: (1)中的OH-和(2)中的H+ 分别来自哪里?
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2、水的离子积常数
1)表达式： Kw= c(H+) . c(OH-)
KW 叫做水的离子积常数，简称水的离子积。 注： 在任何水溶液中，均存在水的电离平衡，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-) 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？