高中化学选修四第三章第二节

第三章 水溶液中的离子平衡
2 水的电离和溶液的酸碱性
思考:
灵敏电流 计
灯泡
如何用实验证明水是一种极弱的电解质?
1.实验
2.现象 G ：指针摆动
× ：不亮
3.结论 水是一种极弱的电解质
4.原因
H2O＋ H2O H2O
H3O ＋ ＋OH－ H＋ ＋OH－
实验测定(25℃时)：C(H+)=C(OH－)=10-7mol/L
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.
4、利用Kw的定量计算
有关原则：
①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；
（2）水的电离是吸热的，升高温度，促进水的电离， 此时水的电离平衡常数和水的离子积都增大。如1000C 时，KW =1 ×10-12。
（3）影响水的电离平衡的因素：①温度 ② H+或OH（抑制）③与H+或OH-反应的离子（促进）。
二、溶液的酸碱性与pH值
1、溶液的酸、碱性跟C(H++)、C(OH-)的-关系
一、水的电离 1、水是一种极弱电解质，能微弱电离:
25℃，纯水
+
+
+
-
H2O+H2O
H3O+ + OH－
( H2O
H＋+OH－)
C(H+)=C(OH-)=1×10-7mol/L
平衡常数：K 电离＝
C(H+)×C(OH-）
C(H2O）
水的浓度为常数，所以 C(H+)×C(OH-）= K 电离. C(H2O）=常数
100℃ 时，[H+] = 1×10—7mol/L溶液呈酸性还是碱性？ 中性
不能用 [H+] 等于多少来判断溶液酸、碱性， 只能通过两者相对大小比较
2、溶液的酸碱性的表示方法
C(H+) ﹥ 1mol/L或C(OH-) ﹥ 1mol/L时，可直接 用C(H+) 或C(OH-)表示溶液的酸碱性。一定温度下 C(H+)越大,溶液酸性越强。 C(OH-)越大，溶液碱性 越强，酸性越弱。
变大 变小
变小 变大
c(H+)和c(OH-) c(H+)=c(OH-) c(H+)>c(OH-) c(H+)<c(OH-) 大小比较
3.酸性溶液中是否有OH-存在？碱性溶液中是否有H+存 在？
注意：
（1）只要是水溶液，不管是酸性、碱性或中性，一定 存在水的电离，也或多或少的存在H+和OH- 。且水电 离出的C(H+) 总等于水电离出的C(OH-) 。
解答： c(H+) H2O= c(OH-) H2O= 10-12 mol/L
若c(H+) aq= c(H+) H2O= 10-12 mol/L 则 c(OH-) aq= 10-2 mol/L
溶液显碱性
若c(OH-) aq= c(OH-) H2O = 10-12 mol/L 则 c(H+) aq= 10-2 mol/L
因酸电离出来的H＋或碱电离出来的OH－对水的电离 有抑制作用，所以发生电离的水的物质的量小于纯 水状态时的1×10-7mol 。
2.比较下列情况下，c (H+)和c (OH-）的值或变化趋 势（增加或减少）：
纯水
加少量盐酸
加少量氢氧 化钠
c (H+) c (OH-)
10-7mol/L 10-7mol/L
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。 ×
讨论：
对常温下的纯水进行下列操作，完成下表：
3、根据Kw=c(H+)×c(OH-) 为定值,c(H＋) 和 c(OH-) 可 以互求；酸性溶液中水电离出来的c(H+)可以忽略、碱 性溶液中水电离出来的OH-离子可以忽略；
4、Kw大小只与温度有关,与是否为酸碱性溶液无关。
25℃时， Kw =1×10-14 100℃时，Kw =1×10-12
1. 0.1mol/L的NaOH溶液中， c（OH-）＝？c（H＋）＝？
（1）无单位常数 （2）意义 （3） Kw只决定于温度，温度升高， Kw增大
25℃ Kw=1× 10-14 100℃ Kw=1× 10-12 （4） 加入酸或碱，抑制水的电离，但Kw不变 （5） 任何溶液中都存在Kw= c(H+ ) • c(OH-)且25℃
Kw=1×10-14
重要规律：

经科学实验进一步证明
②任何水溶液中由水电离出来的 c(H+) H2O与
c(OH-) H2O相等 ; ③纯水中溶液C(H ＋)、C(OH－)浓度的计算方法：
C（H ＋）=C（OH－）= Kw
例题
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
溶液显酸性
2、浓度均为0.1mol/L的下列溶液中由水电离出的c(H+) H2O大小关系为：①盐酸 ②醋酸溶液 ③硫酸溶液 ④ 氢氧化钠溶液 ② ＞ ① =④ ＞ ③
一、水的电离
1、水的电离
H2O + H2O
H3O+ + OH-
简写：H2O
H+ + OH-
2、水的离子积 Kw= c(H+ ) • c(OH-)
A. c(H+)
B. c(OH-)
C. Kw
D. c(H+)/c(OH-)
5.将0 .1mol·L-1的氨水稀释10倍，随
着氨水浓度的降低，下列数据逐渐增
大的是（AC ）
A. C(H+)
B. C(OH)-
C. c(OH)- /c(NH3·H2O)
D. C(NH4)+
讨论 1、某溶液中由水电离产生的c(H+) = H2O 10-12 mol/L ，则该 溶液呈酸性还是碱性？并求算该溶液中 c(H+)的可能值 ？
= C(H＋ )
⑵﹑0.1mol/L的NaOH溶液中水电离出 的C(H＋)和C(OH－)是多少?
水电离出的C(H+)=1×10-14/0.1=1×10-13mol/L
= C(OH- )
再次强调:
1、任何水溶液中H+和OH－总是同时存在的,只是相对 含量不同；
2、常温下,任何稀的水溶液中c(H+)×c(OH-)=1×10－14
C(H+) ﹤ 1mol/L时，常用PH表示溶液的酸碱性。
溶液的pH
(1)pH的定义： C(H+)的负对数 pH lg c(H )
(2)使用范围： C(H+)<1mol/L
pH=-lg c (H+)
例：c(H+)=0.001 mol /L pH=-lg 10-3 = 3
例：c(OH-) = 0.01mol /L c(H+)=1×10-14 / 10-2 = 1×10-12 mol /L pH=-lg 1×10-12 = 12
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
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。 2)影响KW的因素 KW只与温度有关（与浓度无关）:温度升高，KW增大
0
溶液的pH值 1
2
3
酸 性
4
增
5
强
6
7
碱
8
性 增 强
9 10
11
12
13
14
100 10—1 10—2 10—3 10—4 10—5 10—6 10—7 10—8 10—9 10—10 10—11 10—12 10—13 10—14
4、pH值测定方法
测定方法：酸碱指示剂法、pH试纸法、pH计法等。
lg2=0.3 lg3=0.477
3、溶液的酸、碱性跟pH的关系
溶液的酸 碱性
中性溶液
c(H+)和c(OH-) 的关系
[H+]=[OH-]
常温下：c(H+)
常温下： pH
1×10-7mol/L
=7
酸性溶液
[H+]＞[OH-] [H+] ＞1×10-7mol/L ＜7
碱性溶液 [H+]＜[OH-] [H+] ＜1×10-7mol/L ＞7
酸碱性
水的电离平 衡移动方向
加 热
中中性性
→→
加 HCl
酸性
←
加NaOH 碱性 ←
C(H+)
↑
C(OH-)
C(H+) 与C(OH-) 大小关系
↑
=
↑↓
＞
↓↑
＜
Kw变化
↑ 不变 不变
小结：
加入酸或碱都抑制水的电离
3、影响水电离平衡的因素
（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，在常温时， KW=1×10－14；在100℃时，KW=1×10－12。
酸碱指示剂一般是弱的有机酸或弱的有机碱，他们的 颜色变化是在一定的pH值范围内发生的。我们把指示 剂发生颜色变化的pH值范围叫做指示剂的变色范围。
pH 1 2 3 4 5 6 7
甲基橙 红色 橙 色
石蕊
红色
紫色
酚酞
无色
8 9 10 11 12 13 14 黄色
浅红色
蓝色 红色
pH测定：
①pH试纸测定：不可先润湿。与比色卡对照 ② pH 计（酸度计）。
如： 25℃ KW=10-14 注：常数无单位
100℃ KW=10-12
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 ）
A、[H+] 随着温度的升高而降低
B、在35℃时，纯水中 [H+] ＞[OH-]
pH值有关判断正误
×1、一定条件下 pH值越大，溶液的酸性越强。 ×2、强酸溶液的pH值一定小。 ×3、pH值等于6的溶液，一定是一个弱酸体系。 √ 4、pH值相同的强酸和弱酸中[H+]相同。 ×5、在常温下，pH=0的溶液酸性最强，pH=14的溶液碱性最强 √ 6、pH值有可能等于负值。 ×7、常温下，由水电离出的[H+]=10-12mol/L，则溶液pH定为12 √ 8、相同体积和pH值的盐酸，醋酸、硫酸中H+的物质的量相等
c (H+)与c (OH-)关系
25℃， c(H+)/mol·L-1
溶液酸碱性
c (H+) =c (OH-)
=1×10-7
中性
c (H+)>c (OH-)
> 1×10-7
酸性
c (H+) <c (OH-)
<1×10-7
碱性
讨论：KW100℃=10-12 在100 ℃ 时，纯水中[H+] 为多少？ [H+] =1×10—6mol/L [H+] ＞1×10—7mol/L是否说明100 ℃ 时纯水溶液呈 酸性？ 否
电解质在一定温度时的稀溶液里，C(H+)与C(OH-)的乘 积仍是一个常数。
C(稀) ≤1mol/L
例：25℃时，Kw=1×10-14
思考与交流P46 1、2、3
思考与交流
根据室温时水的电离平衡，运用平衡移动原理分析 下列问题。 1.酸或碱的稀溶液的密度与纯水相近，1L酸或碱的稀 溶液约为1000 g，其中，H2O的物质的量近似为1000 g / 18 g /mol =55.6 mol。此时，发生电离的水是否仍为 纯水状态时的1×10-7mol ？
知识延伸： 1、C（H＋）=1×10－7mol/L，溶液一定呈中性吗？ 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：
C（H ＋）=C（OH－）= Kw
注意:
① 任何水溶液中H+和OH－总是同时存在的,只 是相对含量不同.
②常温下,任何稀的水溶液中 C(H+)×C(OH－)=1×10－14
由水电离出的c（OH-）水＝？ c（H＋）水＝？
2. 0.1mol/L的H2SO4溶液中， c（H＋）＝？ c（OH-）＝？
由水电离出的c（OH-）水＝？ c（H＋）水＝？
3. 0.1mol/L的NaCl溶液中， c（OH-）＝？c（H＋）＝？
4、25℃时，向纯水中加入少量氯化氢气体，
仍能保持不变的是 （ C ）
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？
5、pH值的简单计算
【例1 】计算下列溶液的PH (1)0.4gNaOH固体溶于水配成1000ml溶液，求所得溶液的PH。 (2)1.12LHCl气体（标况）溶于1L水中，加水稀释至5L，求所得溶液的PH。 (3)求0.05mol/LH2SO4溶液的PH。 (4)求0.5mol/LBa(OH)2溶液中c(H+)及PH。