3/3第二節(jié)水的電離和溶液的酸堿性（第一課時(shí)水的電離、溶液的酸堿性）【學(xué)習(xí)目標(biāo)】1、知道水的離子積常數(shù)2、理解溶液的c(H＋)、c(OH－)與溶液酸堿性的關(guān)系?！緦W(xué)習(xí)重點(diǎn)】水的離子積【學(xué)習(xí)難點(diǎn)】水的離子積【自主學(xué)習(xí)】一、水的電離1．水的電離實(shí)驗(yàn)證明，水是一種極弱的，能發(fā)生的電離，在一定條件下可以達(dá)到，其電離方程式為H2O＋H2OH3O＋＋OH－，簡寫成H2OH＋＋OH－。其平衡常數(shù)表達(dá)式為K＝eq\f(cH＋·cOH－,cH2O)。K·c(H2O)=c(H＋)·c(OH－),由于c(H2O)是一個(gè)常數(shù)，故K·c(H2O)也是一個(gè)常數(shù)。25℃時(shí)，純水中c(H＋)c(OH－)1×10－7mol·L－12．水的離子積(1)定義：水中為一常數(shù)，記作：KW＝。(2)影響因素：，溫度升高，KW。(3)25℃時(shí)，KW＝＝。注意：①KW不僅適用于純水，也適用于性或性的稀溶液；②KW只受的影響，與溶液的酸堿性關(guān)；③酸溶液中可以忽略由水電離出來的，堿溶液中可以忽略由水電離出來的。二、溶液的酸堿性溶液的酸堿性由溶液中H+、OH-濃度決定常溫時(shí)（25℃）酸性:c(H+)c(OH-)c(H+)10-7mol/L中性:c(H+)c(OH-)c(H+)10-7mol/L堿性:c(H+)c(OH-)c(H+)10-7mol/L無論任何溫度，無論酸性、中性、堿性溶液，都存在水電離出的H+、OH-，并且由水電離出的這兩種離子濃度一定。思考題：在常溫下，由水電離產(chǎn)生的c（H+）=1×10-9mol/L的溶液，則該溶液的酸堿性如何？【課堂練習(xí)】1、純水在10℃和50℃的H+濃度，前者與后者的關(guān)系是A、前者大B、后者大C、相等D、不能確定2、下列微粒中不能破壞水的電離平衡的是（）A、H+B、OH-C、S2-D、Na+3、下列物質(zhì)電離出的陰離子能使水的電離平衡向右移動(dòng)的是（）A、CH3COONaB、Na2SO4C、NH4ClD、CH4．關(guān)于水的離子積常數(shù)，下列說法不正確的是()A．100℃水中，c(H＋)·c(OH－)＝1×10B．純水中，25℃時(shí)，c(H＋)·c(OH－)＝1×10－14C．25℃時(shí)，任何以水為溶劑的稀溶液中c(H＋)·c(OH－)＝1×10D．KW值隨溫度升高而增大5．在相同溫度下，0.01mol·L－1NaOH溶液和0.01mol·L－1的鹽酸相比，下列說法正確的是()A．由水電離出的c(H＋)相等B．由水電離出的c(H＋)都是1.0×10－12mol·L－1C．由水電離出的c(OH－)都是0.01mol·L－1D．兩者都促進(jìn)了水的電離6、在25℃，在某無色溶液中由水電離出的c(OH-)=1×10-13，一定能大量共存的離子組是（）A.NH4+K+NO3-Cl-B.NO3-CO32-K+Na+C.K+Na+Cl-SO42-D.Mg2+Cu2+SO42-Cl-7、某溫度下純水中c(H+)=2×10-7mol/L，則此時(shí)溶液中的c(OH-)=______。若溫度不變滴入稀鹽酸使c(H+)=5×10-6mol/L，則此時(shí)溶液中c(OH-)=8、在常溫下，0.1mol/L的鹽酸溶液中水電離出的c(H＋)和c(OH－)是多少?9、在常溫下，0.1mol/L的NaOH溶液中水電離出的c(H＋)和c(OH－)是多少?10.下列五種溶液中c(H+)由大到小的排列順序A.0.1mol·L-1的鹽酸；B.0.1mol·L-1的硫酸；C.0.1mol·L-1的NaOH;D.0.1mol·L-1的CH3COOH;E.0.1mol·L-1的NaCl，11.10mL10-4mol/LHCl,