酸堿中和滴定

水的電離

溶液的酸堿性與pH

水的電離和溶液的pH第二節(jié)第三章水溶液中的離子反應(yīng)與平衡課時一課時二水的導(dǎo)電性實驗純水大部分以H2O分子的形式存在，但其中也存在著極少量的離子。水的電離水是一種極弱的電解質(zhì)：++簡寫為

存在微粒

H+、OH-、H2O水的離子積常數(shù)在一定溫度下，當水的電離達到平衡時,電離產(chǎn)物H+和OH-濃度之積是一個常數(shù),叫做水的離子積常數(shù),記作KW，簡稱水的離子積。Kw的幾點說明：①常溫下，純水中：

c(H＋)=c(OH－)＝1.0×10－7mol/L

KW=c(H＋)·c(OH－)=1.0×10－14②水的離子積不僅適用于純水，也適用于稀的電解質(zhì)水溶液。水的離子積也是一個平衡常數(shù)，它受那些因素影響呢？【例】（1）分析下表中的數(shù)據(jù)有何規(guī)律，并解釋之。t/℃0102025405090100KW/10-140.1140.2920.6811.012.925.4738.055.0水的電離是吸熱過程,升高溫度，促進水的電離,Kw增大。Kw只于溫度有關(guān),與濃度無關(guān)。影響水的電離平衡的因素(1)水電離吸熱升溫將促進水的電離，故平衡右移(2)加入酸增大c(H+)，則平衡向左移動，水的電離被抑制，由于水的電離平衡仍然存在，Kw不變，則c(OH-)必然會減小。增大c(OH-)，則平衡向左移動，水的電離被抑制，由于水的電離平衡仍然存在，Kw不變，則c(H+)必然會減小。（4）加入活潑金屬，消耗c(H+),平衡右移，促進水的電離。Kw不變，則c(H+)必然會減小。H2OH＋＋OH－△H＞0(3)加入堿課堂練習(xí)(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，水的離子積Kw＝1.0×10－14，35℃時水的離子積Kw＝2.1×10－14，則35℃時純水中的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，向水中加入堿促進水的電離。()1．判斷正誤(正確的打“√”，錯誤的打“×”)××√×2．在氨水中存在的粒子有

；

NH3?H2O、H2O、OH-、NH4+、H+水電離出的c(H＋)或者c(OH-)的計算例1常溫下，濃度為0.01mol·L－1的鹽酸溶液中，由水電離產(chǎn)生的c(H＋)是多少？0.01mol·L－1的鹽酸中c酸(H＋)＝0.01mol·L－1(HCl電離產(chǎn)生)。根據(jù)25℃時水的離子積Kw＝1.0×10－14，可得c酸(H＋)·c水(OH－)＝1.0×10－14，解得c水(H＋)＝c水(OH－)＝1.0×10－12mol·L－1[水電離出的c(H＋)、c(OH－)在任何時候都是相等的]。

練習(xí).常溫下，濃度為0.01mol/L的NaOH溶液中由水電離產(chǎn)生的c(H＋)是多少?計算溶液中水電離出的c(H+)與c(OH-)時注意以下幾點:

（1）

因為H2OH++OH-,所以由水電離出的c(H+)=c(OH-)。（2）酸溶液中的OH-和堿溶液中的H+都是水電離出的。課堂練習(xí)4.某溫度下,純水中c(H+)=2.0×10-7mol·L-1,則此時c(OH-)=;溫度不變,向水中滴入鹽酸使c(H+)=5.0mol·L-1,則溶液中c(OH-)=。

解析:純水中c(H+)始終等于c(OH-),所以c(OH-)=2.0×10-7

mol·L-1。此溫度下,KW=c(H+)·c(OH-)=4.0×10-14。向水中滴加鹽酸,KW不變,2.0×10-7mol·L-18.0×10-15mol·L-1溶液的酸堿性與pH水的離子積Kw不僅適用于純水，也適用于稀的電解質(zhì)水溶液。1)酸性溶液中是否存在OH-?堿性溶液中是否存在H+?試解釋原因?！舅伎寂c討論】

存在溶液的酸堿性與pH體系純水（常溫）向純水中加入少量鹽酸（常溫）向純水中加入少量NaOH溶液（常溫）純水（90℃）【思考與討論】2）比較下列情況中，c(H+)和c(OH-)的值或變化趨勢（增大或者減?。ヽ(OH-)c(H+)和c(OH-)的大小比較c(H+)c(H+)＞c(OH-)1×10-7mol/L1×10-7mol/L

減小

增大c(H+)＝c(OH-)c(H+)＜c(OH-)增大減小c(H+)＝c(OH-)增大增大溶液的酸堿性與pH1、溶液的酸堿性與c(H+)、c(OH-)的關(guān)系溶液的酸堿性由c(H+)和c(OH-)相對大小決定c(H+)＝c(OH-)c(H+)＞c(OH-)c(H+)＜c(OH-)中性酸性堿性常溫時：KW＝c(H+)·c(OH-)＝1×10-14c(H+)=1×10-7c(H+)＞1×10-7c(H+)＜1×10-7溶液的酸堿性與pH2、溶液的酸堿性與pH的關(guān)系pH越小，酸性越強pH越大，堿性越強c(H+)、c(OH-)都可以表示溶液酸堿性的強弱，那么溶液的pH與有什么關(guān)系呢？溶液的酸堿性與pH3、c(H+)與pH的關(guān)系pH＝-lgc(H+)c(H+)＝1×10-3mol/L，pH＝-lg10-3＝3c(OH-)＝1×10-4mol/L1×10-3mol/L鹽酸，求溶液的pH。常溫下，1×10-4mol/LNaOH溶液，求溶液的pH。c(H+)＝KW/c(OH