1、第二節(jié) 水的電離和溶液的酸堿性 學案一、水的電離（一）水是一種極弱的電解質H2O + H2O 可簡寫為： 注意：1、無需外界條件水就電離出H+和OH- 2、室溫下， 個水分子中只有一個電離。 （二）外界條件對水的電離的影響條件改變平衡移動方向c (H+)c(OH-)電離程度加HCl加NaOH升 溫加 水注意：加酸、加堿對水的電離都是 作用。（3） 水的離子積常數(shù)水的離子積常數(shù) KW = 25 純水中 c (H+) = c(OH-) = KW = 100 KW= 純水中 c (H+) = c(OH-) = 注意：（1）KW只受溫度影響，溫度升高，KW增大。和溶液濃度無關。（2）水的離子積是指純水

2、或稀水溶液所有c(H+)與所有c(OH-)的乘積，與溶液的酸性、中性或堿性無關。即溫度一定時， 任何稀水溶液中KW為一常數(shù)。討論1： 25 0.01mol/L的HCl中，c(H+) =？ c(OH-) =？ 水電離出的c(H+) =？ c(OH-) =？討論2：25 0.01mol/L的NaOH中，c(H+) =？ c(OH-) =？水電離出的c(H+) =？ c(OH-) =？注意：（3）不同水溶液中，c (H+) 與c(OH-) 不一定相等，但任何水溶液中由水電離出的c (H+) 與c(OH-)一定相等。 （4） 極稀溶液中，水的電離不能忽略。課堂練習：1、判斷下列說法是否正確（ ） A、

3、 25 ，某稀溶液中水電離出的c (H+) = 10 -12mol/L，則該溶液是堿性溶液。 B、某溫度下，純水中 c (H+) = 2×10 -7 mol/L 。滴入鹽酸， c (H+) = 5×10 -6 mol/L ，則 c(OH-) = 8×10 -9 mol/L 。 C、某溫度下，向鹽酸中加水， c(OH-)增大 。 D、某溫度下，純水中 c (H+) = 10 -5 mol/L ，某酸中 c (H+) = 10 -2 mol/L ，則水電離出的c (H+) = 10 -2 mol/L 。二、溶液的酸堿性和pH（一）溶液的酸堿性思考與交流：（常溫）比較下

4、列情況下，c (H+)和c (OH-）的值或變化趨勢（變大或變?。杭兯由倭葵}酸加少量氫氧化鈉c (H+)c (OH-)c(H+)和c(OH-)大小比較【結論】 溶液的酸、堿性跟 c(H+)、c(OH-)的關系溶液酸堿性是指溶液中c(H+)和c(OH-)的相對大小。溶液酸堿性c (H+)與c (OH-)關系25， c(H+)/mol·L-1中性酸性堿性思考：若為100呢？注意：c(H+)越大，溶液酸性越強；c(OH-)越大，溶液堿性越強。對比：酸的強弱、溶液酸性強弱（2） 溶液pH pH = c(H+) = 若某溶液c(H+)m×10-n mol·L-1，該溶液

5、pH為：pH 例如：25時，純水或中性溶液，c(H+) 1×10-7 mol/L，溶液pH為：pH = 課堂練習：1、 c(OH-) = 1×10-2mol/L的堿性溶液中，pH為多少？2、c(H+)=10-6mol/L的溶液在25 、100的pH=？ c(OH-)=？3、 常溫下， 0.1mol/L的Ba(OH)2溶液中，c(OH-)=？pH=13 的Ba(OH)2溶液中，c(OH-)=？4、 常溫下，溶液中水電離出的c(H+)1×10-13mol/L，溶液的pH=？討論1：水的電離過程為：H2O H+OH-，在不同溫度下其離子積常數(shù)為：K(250C)=1

6、15;10-14 K(350C)=2.1×10-14，則下列敘述正確的是：（ ）A.C(H+)隨溫度升高而降低 B在350C時，C(H+)C(OH-)C.水的電離度(250C)(350C) D.水的電離是吸熱過程討論2：若溶液中由水電離產(chǎn)生的c(OH-)10-12 mol·L-1，滿足此條件的溶液中一定可以大量共存的是（ ）AAl3+、Na+、NO3-、CO32- BK+、Na+、Cl-、NO3- CK+、Na+、Cl-、S2- DK+、NH4+、SO42-、NO3-知識拓展：c(H+) · c(OH-)KW等式兩邊取負對數(shù)值，即得：-lgc(H+) ·

7、c(OH-) -lgKW-lgc(H+) - lgc(OH-) -lgKW若定義：-lgc(OH-) pOH 25時，-lgKW14 得：pH + pOH = 14故25時，純水或中性溶液中，pH = pOH = 7例：25時，100ml 0.05mol/l NaOH溶液的PH為 （三）溶液的酸堿性和pH的關系25時，酸性溶液中，pH 7，pH值越小，溶液酸性 ，堿性溶液中，pH 7，pH值越大，溶液堿性 。溶液酸堿性、c(H+)和pH的關系如下圖所示：注意：1、 通常，當c(H+)或c(OH-)1mol/L的溶液，其酸堿性不用 pH表示，而是直接用H+濃度或OH-濃度來表示。2、 pH 相差

8、1， c(H+)或c(OH-)相差10倍。pH 相差n， c(H+)或c(OH-)相差10n倍。討論：當溫度為100時，溶液的酸堿性和pH的關系？pH值測定方法定性測定：酸堿指示劑法（教材P47）使用方法：直接把待測液滴在干燥的pH試紙上，試紙上顯出顏色后馬上跟標準比色卡相對比三 、 關于溶液pH的簡單計算和應用（一）酸、堿溶液稀釋1、強酸、強堿溶液稀釋例： 25時， pH = 3的鹽酸稀釋100倍， pH變?yōu)槎嗌?？例?25時， pH = 12的Ba(OH)2溶液稀釋100倍， pH變?yōu)槎嗌伲繌娝崛芤合♂?先求出稀釋后的c(H+)，再求pH強堿溶液稀釋，先求出稀釋后的c(OH-)，再求 pO

9、H或pH總結：抓住量多的離子的變化。例：常溫下， pH = 5的硫酸稀釋500倍，求溶液的pH約為多少？ 無限稀釋的溶液應考慮水的電離，25，溶液pH7。即酸溶液無論怎樣稀釋pH不可能大于7成為堿溶液，堿溶液無論怎樣稀釋pH不可能小于7成為酸溶液2、弱酸、弱堿溶液稀釋例：常溫下， pH = 3的醋酸稀釋100倍，pH變?yōu)槎嗌?？例：常溫下?pH = 10的氨水稀釋100倍，pH變?yōu)槎嗌?？討論：?）等物質的量濃度的強酸（強堿）和弱酸（弱堿）的比較：例如：物質的量濃度均為0.01 mol·L-1的HCl和CH3COOH的溶液比較內容溶液中的c(H+)pH稀釋100倍后的pH等體積時中和

10、堿的能力0.01 mol·L-1的HCl0.01 mol·L-1的CH3COOH加水稀釋倍數(shù)PH加水稀釋倍數(shù)c(H+) （二）兩溶液相混合前提：稀溶液密度近似為1g·cm-3，故稀溶液總體積等于 分體積之和（體積差忽略不計）。1、 酸 - 酸混合例：pH = 2和pH = 4的強酸等體積混合，求混合溶液的pH 。思路：H+的物質的量守恒,先求混合后溶液的c(H+)，再求pH。注意：若兩強酸等體積混合，當兩溶液中c(H+) 相差102及其 以上時，可忽略離子濃度小的溶液中溶質， 混合后溶液pH=pH小+0.32、堿 - 堿混合例：常溫pH = 8和pH = 10的強

11、堿等體積混合，求混合溶液的pH 。思路：OH-的物質的量守恒，先求出混合后 溶液的c(OH-)，再求pH 。若兩強堿等體積混合，當兩溶液中c(H+) 相差102及其以上時，混合后溶液pH=pH大 - 0.33、強酸、強堿溶液混合(以下均為常溫)例：pH = 3和pH = 11的強酸強堿等體積混合，求混合溶液的pH 。例：pH = 3和pH = 12的強酸強堿等體積混合，求混合溶液的pH 。例：pH = 2和pH = 11的強酸強堿等體積混合，求混合溶液的pH 。思路：抓住量多的離子若是酸過量則應先求出反應后溶液中剩酸的c(H+)，再求pH 。若是堿過量，則先求出反應后溶液中剩堿的C(OH-)，再求pH 。練習：1、常溫下,將pH為8的溶液與pH為10的NaOH溶液等體積混合后，溶液中的氫離子濃度最接近于 （ ）2、25 pH=13的強堿溶液與pH =2的強酸溶液混合，所得溶液的pH=11，則強堿與強酸的體積比是 ( )A. 11：1 B. 9 : 1 C. 1 : 11 D. 1 : 93、用0.01mol/L 的NaOH溶液完全中和pH=3的下列溶液各100mL，需NaOH溶液體積最大的是 （ ） A.