第三章水溶液中的離子反應(yīng)與平衡第1課時(shí)第二節(jié)水的電離和溶液的pHCHEMICALREACTIONRATEANDCHEMICALEQUILIBRIUM第三章新課導(dǎo)入純水的導(dǎo)電實(shí)驗(yàn)電流計(jì)發(fā)生偏轉(zhuǎn)，但是燈泡不亮。水是極弱電解質(zhì)，能發(fā)生微弱電離。現(xiàn)象：結(jié)論：在水溶液中或熔融狀態(tài)下，強(qiáng)電解質(zhì)全部以離子形式存在，弱電解質(zhì)部分以離子形式存在。那么，常作為溶劑的水是什么形式存在呢？如何驗(yàn)證你的猜想？

25℃，1L水只有10-7molH2O發(fā)生電離水的導(dǎo)電性實(shí)驗(yàn)一、水的電離水的電離方程式精確的導(dǎo)電性實(shí)驗(yàn)表明，純水絕大部分以H2O的形式存在，但其中也存在著極少量的H3O+（水合氫離子）和OH-。這表明水是一種極弱的電解質(zhì)，能發(fā)生微弱的電離:水的電離方程式：H2O+H2OH3O++OH-簡(jiǎn)寫為：H2OH++OH-特點(diǎn)：①微弱②可逆③相等④吸熱過程二、水的離子積常數(shù)水的離子積常數(shù)/水的離子積定義：當(dāng)水的電離達(dá)到平衡時(shí),電離產(chǎn)物H+和OH-濃度之積是一個(gè)常數(shù),叫做水的離子積常數(shù),記作KW，簡(jiǎn)稱水的離子積。c(H＋)·c(OH－)Kw

=表達(dá)式：適用范圍：純水、稀的電解質(zhì)水溶液。c(H+)表示溶液中總的H+濃度,c(OH-)表示溶液中總的OH-濃度。影響因素【思考】分析表格中的數(shù)據(jù)，有何規(guī)律，得出什么結(jié)論？并解釋？水的電離是吸熱過程,升高溫度，促進(jìn)水的電離,Kw增大。Kw只與溫度有關(guān),與濃度等其它因素?zé)o關(guān)、常溫（25℃）下，Kw=c(H＋)·c(OH－)=1.0×10-14常溫下，純水中c(H＋)、c(OH－)分別為多少？二、水的離子積常數(shù)影響因素二、水的離子積常數(shù)

△H＞0體系常溫下純水加入少量鹽酸加入少量氫氧化鈉升溫加入金屬Na加入Na2CO3c(H+)c(OH-)移動(dòng)方向Kwc(H+)與c(OH-)大小關(guān)系溶液的酸堿性1x10-7mol/L1x10-7mol/L1x10-14c(H+)=c(OH-)中性影響因素二、水的離子積常數(shù)1、促進(jìn)作用：

升溫，Kw增大；

外加能與H+、OH-

反應(yīng)的物質(zhì)（如：Na2CO3

NH4ClFeCl3），Kw不變2、抑制作用：加酸(H+)、加堿(OH-)或NaHSO4，Kw不變；典例精講典例精講C典例精講思考：室溫下，由水電離產(chǎn)生的c(H+)=10-12

mol/L，

該溶液是酸性還是堿性？Kw的應(yīng)用二、水的離子積常數(shù)典例精講【例2】如圖表示水中c(H＋)和c(OH－)的關(guān)系，下列判斷錯(cuò)誤的是(

)

A．兩條曲線間任意點(diǎn)均有c(H＋)·c(OH－)＝KwB．M區(qū)域內(nèi)(不包括邊界)任意點(diǎn)均有c(H＋)<c(OH－)C．圖中T1<T2D．XZ線上任意點(diǎn)的c(H＋)都相等D溶液的酸堿性典例精講【例3】在25℃的純水中通入一定量的氯化氫，當(dāng)溶液的pH=1時(shí)，則由水電離出的c(H+)是（

）A．1×10-13mol/L B．1×10-6mol/L C．1×10-3mol/L D．1×10-1mol/LA34Kw的應(yīng)用二、水的離子積常數(shù)2、溶液中水電離出的c(H＋)或c(OH－)的計(jì)算方法常溫下，濃度為0.01mol·L－1的鹽酸溶液中，由水電離的c(H＋)和c(OH－)各是多少？

HCl===

H++Cl-(1)c(H＋)c(H+)=c酸(H+)+c水(H+)≈c酸(H+)=0.01mol·L－1(2)c(OH-)

稀的酸溶液c(OH－)=c水(OH－)Kw＝c酸(H＋)·c水(OH－)

Kw的應(yīng)用二、水的離子積常數(shù)2、溶液中水電離出的c(H＋)或c(OH－)的計(jì)算方法常溫下，濃度為0.01mol·L－1的NaOH溶液中，由水電離的c(H＋)和c(OH－)各是多少？

NaOH===Na++OH-(1)c(H＋)c(H+)=c水(H+)(2)c(OH-)

稀的堿溶液c(OH－)=c堿(OH-)+c水(OH－)≈c堿(OH-)=0.01mol·L－1

Kw＝c水(H＋)·c堿(OH－)

Kw的應(yīng)用二、水的離子積常數(shù)2、溶液中水電離出的c(H＋)或c(OH－)的計(jì)算方法思考：室溫下，由水電離產(chǎn)生的c(H+)=10-12

mol/L，

該溶液是酸性還是堿性？可能是酸性CH+=0.01mol/L（如0.01mol/L的稀鹽酸）也可能是堿性COH-=0.01mol/L（如0.01mol/L的燒堿）Kw的應(yīng)用二、水的離子積常數(shù)總結(jié)歸納(4)室溫下，由水電離出的c(H＋)＝1×10－13mol·L－1的溶液可能呈酸性，

也可能呈堿性。(1)酸溶液中Kw＝c酸(H＋)·c水(OH－)(忽略水電離出的H＋的濃度)。(2)堿溶液中Kw＝c水(H＋)·c堿(OH－)(忽略水電離出的OH－的濃度)。(3)由水電離出的c(H＋)與水電離出的c(OH－)一定相等。典例精講【例3】在25℃的純水中通入一定量的氯化氫，當(dāng)溶液的pH=1時(shí)，則由水電離出的c(H+)是（

）A．1×10-13mol/L B．1×10-6mol/L C．1×10-3mol/L D．1×10-1mol/LA課堂小結(jié)隨堂演練(1)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。(

)(2)25℃時(shí)，水的離子積Kw＝1.0×10－14，35℃時(shí)水的離子積Kw＝2.1×10－14，則35℃時(shí)純水中的c(H＋)>c(OH－)。(

)(3)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。()(4)向水中加入酸抑制水的電離，向水中加入堿促進(jìn)水的電離。()1、判斷正誤(正確的打“√”，錯(cuò)誤的打“×”)××√×隨堂演練2、在100℃時(shí)，100mL蒸餾水中c(OH－)＝1×10－6mol·L－1，當(dāng)改變下列

條件之一時(shí)，c(OH－)仍然等于1×10－6mol·L－1的是①溫度降低到25℃②加入10－6mol燒堿固體，保持100℃③加入10－6mol氯化鈉，保持100℃④蒸發(fā)掉50mL水，保持100℃A.①② B.③④ C.①③ D.②④B化學(xué)作業(yè)1、25℃時(shí)，0.01mol/L鹽酸中，①PH=___________________________________②水電離出的c(H+)_______________________

2、25℃時(shí)，由水電離出的c(OH-)=1.0x10-12mol/L，則溶液的PH=____________思考：1、25℃時(shí)，PH=3的鹽酸，用水稀釋至原來的10倍，PH=________用水稀釋至原來的100倍,PH=________用水稀釋至原來的105倍,PH=________2、25℃時(shí)，PH=3的醋酸CH3COOH，用水稀釋至原來的10倍，PH=________用水稀釋至原來的100倍,PH=________用水稀釋至原來的105倍,PH=________思考：3、25℃時(shí)，PH=11的NaOH溶液，用水稀釋至原來的10倍，PH=________用水稀釋至原來的100倍,PH=________用水稀釋至原來的105倍,PH=________4、25℃時(shí)，PH=3的氨水（NH3.H2O），用水稀釋至原來的10倍，PH=________用水稀釋至原來的100倍,PH=________用水稀釋至原來的105倍,PH=________課時(shí)評(píng)價(jià)作業(yè)：P33 1.下列敘述中正確的是(

)A.95℃純水的pH<7,說明加熱可導(dǎo)致水呈酸性B.pH=3的CH3COOH溶液,稀釋至原體積的10倍后pH=4C.0.2mol/L的鹽酸與等體積水混合后pH=1D.pH=3的CH3COOH溶液與pH=11的氫氧化鈉溶液等體積混合后pH=725℃，PH酸+PH堿=14，等體積混合時(shí)有：①強(qiáng)酸+強(qiáng)堿PH=7，②弱酸+強(qiáng)堿PH<7③

強(qiáng)酸+弱堿PH>77.(2022·廣東汕頭)常溫下,將pH均為3,體積均為V0的HA和HB溶液,分別加水稀釋至體積V,pH隨lg的變化如圖所示,下列敘述錯(cuò)誤的是(

)A.HA為強(qiáng)酸,HB為弱酸B.水的電離程度:C>AC.從A點(diǎn)到B點(diǎn),溶液中變大D.溶液中離子總數(shù):B>A課時(shí)評(píng)價(jià)作業(yè)：P27溶液PH的測(cè)定1、PH試紙的使用：2、廣泛PH試紙：1---14整數(shù)3、精密PH試紙：可判別0.2或0.3PH差4、PH計(jì)：1---14小數(shù)酸堿中和滴定：方法：用已知濃度的酸（或堿）來測(cè)定未知濃度的堿（或酸）的方法。

用0.10mol/L的標(biāo)準(zhǔn)鹽酸溶液，滴定20.00mL未知濃度的NaOH溶液，滴定完成時(shí)，用去標(biāo)準(zhǔn)鹽酸20.00mL。通過中和滴定測(cè)得NaOH的物質(zhì)的量的濃度是多少？?jī)x器：堿式滴定管：

酸式滴定管

錐形瓶滴定管夾鐵架臺(tái)燒杯等

儀器的使用1.結(jié)構(gòu)2.刻度3.操作4.讀數(shù)1、Na2CO3、酸性KMnO4溶液分別裝什么滴定管？2、量筒的構(gòu)造與滴定管有何不同？滴定管：最小分刻度：0.1mL

可估讀到0.01mL量筒：

最小分刻度為0.1mL，讀數(shù)到0.1mL，無“O”刻度標(biāo)準(zhǔn)液：待測(cè)液：指示劑：實(shí)驗(yàn)儀器：氫氧化鈉鹽酸酚酞甲基橙無色變?yōu)榉奂t色紅色變?yōu)槌壬?.1000mol/L的NaOH滴定10.00mL未知濃度的鹽酸（錐形瓶）酸（堿）式滴定管、滴定管夾、鐵架臺(tái)、錐形瓶、燒杯四、實(shí)驗(yàn)步驟1、滴定前的準(zhǔn)備：①檢查：滴定管是否漏水②洗滌（準(zhǔn)確測(cè)定的保障）滴定管——自來水沖洗→蒸餾水清洗2~3次→待盛液潤(rùn)洗錐形瓶——自來水沖洗→蒸餾水清洗2~3次四、實(shí)驗(yàn)步驟③裝液、排氣、調(diào)液面：分別將酸、堿反應(yīng)液加入酸式、堿式滴定管中，使管內(nèi)液面位于“0”刻度以上2-3cm，調(diào)節(jié)活塞或玻璃球，滴定管的尖嘴部分充滿溶液，并使液面處于“0”或0”以下某一刻度。酸式滴定管→快速放液；

堿式滴定管→橡皮管向上翹起④記錄初讀數(shù)：

a、視線與凹液面最低處保持水平，b、估讀到0.01mL。2、滴定階段：④