水的電離溶液的酸堿性與pH第二節(jié)水的電離和溶液的pH思考與討論在水溶液中，酸、堿和鹽全部或部分以離子形式存在：CH3COOHCH3COO?H3O+Cl?那么，其中的溶劑——水是全部以分子形式存在，還是部分以離子形式存在呢？如何證明你的猜測(cè)？水的導(dǎo)電性實(shí)驗(yàn)現(xiàn)象：小燈泡不亮水的導(dǎo)電性實(shí)驗(yàn)利用手持技術(shù)測(cè)定水的電導(dǎo)率水的導(dǎo)電性實(shí)驗(yàn)結(jié)論：精確的電導(dǎo)性實(shí)驗(yàn)表明，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。任務(wù)1水的電離水是一種極弱的電解質(zhì)，能發(fā)生微弱的電離1、水的電離方程式：H2O+H2O?H3O++OH-可簡(jiǎn)寫(xiě)成：H2O?H++OH-H+為裸質(zhì)子，不穩(wěn)定，與水結(jié)合，形成H3O+，即水合氫離子。2、水電離的特點(diǎn)：①微弱

②可逆

③相等

④吸熱過(guò)程c(H+)水=c(OH-)水如何衡量水的電離的限度？任務(wù)1水的電離H2O?H++OH-3、水的離子積常數(shù)

水為純液體，測(cè)得c(H2O)=55.6mol/L是一個(gè)常數(shù)

水的離子積常數(shù)，簡(jiǎn)稱(chēng)水的離子積

溫度一定時(shí)，為常數(shù)定義：在一定溫度下，水中c(H+)和c(OH－)的乘積是一個(gè)常數(shù)，這個(gè)常數(shù)叫做水的離子積常數(shù)，簡(jiǎn)稱(chēng)水的離子積，用Kw表示。任務(wù)1水的電離3、水的離子積常數(shù)

T/℃0102025405090100Kw/10-140.1150.2960.6871.012.875.3137.154.5不同溫度下水的離子積常數(shù)思考：分析表格中的數(shù)據(jù)，有何規(guī)律，能得出什么結(jié)論？常溫（25℃）下，Kw=c(H＋)·c(OH－)=1.0×10-14結(jié)論：在一定溫度下KW是常數(shù)，在不同溫度下KW數(shù)值不同。水的電離是吸熱過(guò)程，升高溫度，促進(jìn)水的電離,Kw增大。任務(wù)1水的電離4、水的離子積適用范圍水的離子積不僅適用于純水，也適用于稀的電解質(zhì)水溶液在任何水溶液中，均存在水的電離平衡，也就是任何水溶液中都是H+、OH-共存的。注意：在電解質(zhì)溶液中，c(H+)、c(OH-)是指溶液中總共的c(H+)、c(OH-)，而不僅僅是水電離出的。常溫下，任何水溶液中都存在：Kw=c(H+).c(OH-)=1.0×10-14任務(wù)1水的電離4、水的離子積適用范圍——算一算注：表中濃度單位均為mol/L≈c(OH－)NaOHc(H＋)水c(OH－)水c(OH－)NaOH＋c(OH－)水25℃時(shí)，計(jì)算下列NaOH溶液中的H＋濃度與OH－濃度c(NaOH)pH溶液中c總(H＋)水電離出的c(H＋)溶液中c總(OH－)Kw=c(H＋)·c(OH－)0.00111.00.113.01.0×10－111.0×10－131.0×10－111.0×10－131.0×10－141.0×10－140.0010.1pH=-lgc(H+)H2O?H++OH-25℃時(shí)，計(jì)算下列HCl溶液中的H＋濃度與OH－濃度c(HCl)pH溶液中c總(H＋)水電離出的c(OH)溶液中c總(OH－)Kw=c(H＋)·c(OH－)0.0013.00.11.0任務(wù)1水的電離4、水的離子積適用范圍——算一算注：表中濃度單位均為mol/L≈c(H+)HClc(H+)HCl+

c(H＋)水c(H+)水c(OH－)水1.0×10－31.0×10－11.0×10－111.0×10－131.0×10－141.0×10－14pH=-lgc(H+)H2O?H++OH-任意稀電解質(zhì)水溶液中都存在：c(OH－)水=c(H+)水1.0×10－111.0×10－1325℃時(shí)，計(jì)算下列HCl溶液中的H＋濃度與OH－濃度c(HCl)pH溶液中c總(H＋)水電離出的c(OH)溶液中c總(OH－)Kw=c(H＋)·c(OH－)0.0013.00.11.0任務(wù)1水的電離4、水的離子積適用范圍——算一算注：表中濃度單位均為mol/L1.0×10－31.0×10－11.0×10－111.0×10－131.0×10－141.0×10－141.0×10－111.0×10－13思考：25℃時(shí)，純水中水電離出的c(H+)和c(OH-)分別是多少？相同溫度下，在0.001mol/L的鹽酸溶液和NaOH溶液中，水電離出的c(H+)和c(OH-)分別是多少？你有什么發(fā)現(xiàn)？25℃時(shí)純水中：c(H+)水=c(OH-)水=10-7mol/L;25℃時(shí)0.001mol/L的鹽酸溶液和NaOH溶液中：c(H+)水=c(OH-)水=10-11mol/L注意：Kw表達(dá)式中c(H＋)、c(OH－)均表示整個(gè)溶液中所有H＋、OH－的總物質(zhì)的量濃度，一般情況下有：(1)酸溶液中Kw＝c(H＋)酸·c(OH－)水

(忽略水電離出的H＋的濃度)。(2)堿溶液中Kw＝c(H＋)水·c(OH－)堿

(忽略水電離出的OH－的濃度)(3)外界條件改變，水的電離平衡發(fā)生移動(dòng)；但由水電離出的c水(H＋)與c水(OH－)一定相等。任務(wù)1水的電離思考：25℃時(shí)，純水中水電離出的c(H+)和c(OH-)分別是多少？相同溫度下，在0.001mol/L的鹽酸溶液和NaOH溶液中，水電離出的c(H+)和c(OH-)分別是多少？你有什么發(fā)現(xiàn)？任務(wù)1水的電離5、外界條件對(duì)水電離平衡的影響改變條件平衡移動(dòng)方向c(H＋)c(OH－)電離程度Kw升高溫度加入酸加入堿加入活潑金屬(如Na)H2O?H＋＋OH－

ΔH＞0正向移動(dòng)

增大增大

增大

增大逆向移動(dòng)

減小

增大

減小

不變正向移動(dòng)

減小

增大

增大

不變逆向移動(dòng)

增大

減小

減小

不變【結(jié)論】1、升溫促進(jìn)水的電離；降溫抑制水的電離。任務(wù)1水的電離5、外界條件對(duì)水電離平衡的影響改變條件平衡移動(dòng)方向c(H＋)c(OH－)電離程度Kw升高溫度加入酸加入堿加入活潑金屬(如Na)H2O?H＋＋OH－

ΔH＞0正向移動(dòng)

增大增大

增大

增大逆向移動(dòng)

減小

增大

減小

不變正向移動(dòng)

減小

增大

增大

不變逆向移動(dòng)

增大

減小

減小

不變【結(jié)論】2、同離子效應(yīng)：加入能電離出H+/OH-的電解質(zhì)，抑制水的電離平衡。任務(wù)1水的電離5、外界條件對(duì)水電離平衡的影響改變條件平衡移動(dòng)方向c(H＋)c(OH－)電離程度Kw升高溫度加入酸加入堿加入活潑金屬(如Na)H2O?H＋＋OH－

ΔH＞0正向移動(dòng)

增大增大

增大

增大逆向移動(dòng)

減小

增大

減小

不變正向移動(dòng)

減小

增大

增大

不變逆向移動(dòng)

增大

減小

減小

不變

任務(wù)1水的電離6、水的電離平衡圖像分析曲線(xiàn)外的任意點(diǎn)(如d)與曲線(xiàn)上任意點(diǎn)的Kw_____，溫度______。曲線(xiàn)上的任意點(diǎn)(如a，b，c)的Kw都_______，即c(H＋)·c(OH－)______，溫度______。實(shí)現(xiàn)曲線(xiàn)上點(diǎn)之間的轉(zhuǎn)化需保持溫度不變，改變_________；實(shí)現(xiàn)曲線(xiàn)上點(diǎn)與曲線(xiàn)外點(diǎn)之間的轉(zhuǎn)化一定改變________。相同相同相同不同不同酸堿性溫度小試牛刀1、某溫度下，純水的c(H＋)＝2×10－7mol·L－1，則此時(shí)純水的c(OH－)為_(kāi)_______________。若溫度不變，滴入稀鹽酸使c(H＋)＝5×10－4mol·L－1，則溶液中c(OH－)為_(kāi)_____________此時(shí)溫度

(填“高于”“低于”或“等于”)25℃。2、水的電離過(guò)程為H2O?H＋＋OH－，在25℃時(shí)，水的離子積Kw＝1.0×10－14；在35℃時(shí)，水的離子積Kw＝2.1×10－14。則下列敘述正確的是（

）A.c(H＋)隨著溫度的升高而降低B.35℃時(shí)，純水中c(H＋)>c(OH－)C.35℃時(shí)的水比25℃時(shí)的水電離程度小D.水的電離是吸熱過(guò)程2×10－7mol·L-18×10－11mol·L-1高于D思考與討論Q1：下列情況下，c(H+)和c(OH-)的值或變化趨勢(shì)如何？相對(duì)大小如何？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℃）c(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-)增大增大中性中性酸性堿性思考與討論Q2：pH=7的溶液一定呈中性？pH<7的溶液一定呈酸性？pH＞7的溶液一定呈堿性？不同溫度下純水的pHt/℃102590pH7.37.06.2不一定。Q3：如何判斷溶液的酸堿性？溶液的酸堿性由c(H+)和c(OH-)相對(duì)大小決定任務(wù)2溶液的酸堿性溶液的酸堿性與c(H+)和c(OH-)的關(guān)系溶液的酸堿性由c(H+)和c(OH-)相對(duì)大小決定c(H+)＝c(OH-)c(H+)＞c(OH-)c(H+)＜c(OH-)中性酸性堿性25℃時(shí)：KW＝c(H+)·c(OH-)＝1×10-14c(H+)=1×10-7c(H+)＞1×10-7c(H+)＜1×10-7絕對(duì)判據(jù)任務(wù)2溶液的酸堿性

“pH”是由丹麥化學(xué)家彼得·索侖森1909年提出的。索侖森當(dāng)時(shí)在一家啤酒廠(chǎng)工作，經(jīng)常要化驗(yàn)啤酒中所含H+濃度。每次化驗(yàn)結(jié)果都要記錄許多個(gè)零，頗為繁瑣，經(jīng)過(guò)長(zhǎng)期潛心研究，他發(fā)現(xiàn)：用H+濃度的負(fù)對(duì)數(shù)來(lái)表示酸堿性非常方便，并把它稱(chēng)為溶液的pH(p代表德語(yǔ)Potenz，意思是濃度，H代表H+)。彼得·索侖森任務(wù)2溶液的酸堿性溶液的酸堿性與pHpH＝-lgc(H+)pH是c(H+)的負(fù)對(duì)數(shù)c(H+)=10-pHc(H+)=1×10-9mol/L的堿性溶液，pH＝-lg10-9＝9c(H+)=1×10-5mol/L的酸性溶液，pH＝-lg10-5＝5中性溶液的pH＝7堿性溶液的pH>7酸性溶液的pH<7c(H+)=1×10-7mol/L的中性溶液，pH＝-lg10-7＝7常溫下，pH越大，溶液的堿性越強(qiáng)；pH越小，溶液的酸性越強(qiáng)。常溫下思考：用pH值來(lái)衡量溶液的酸堿性時(shí)，是否有范圍限制？知識(shí)拓展：pOH=-lgc(OH-)任務(wù)2溶液的酸堿性溶液的酸堿性與pHpH＝-lgc(H+)pH是c(H+)的負(fù)對(duì)數(shù)c(H+)=10-pH0≤pH≤141×10－14mol·L－1≤c(H＋)≤1mol·L－1常溫下pH值只能用于表示c(H+)和c(OH-)都小于1mol/L的溶液的酸堿性算一算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-)＝1×10-10mol/L

例1：

例2：

計(jì)算方法：（1）若溶液呈酸性，先求c(H＋)→再求pH＝-lgc(H＋)（2）若溶液呈堿性，先求c(OH－)→再求

c(H＋)＝KW/c(OH－)→最后求pH練一練例3.常溫下,計(jì)算濃度為0.05mol/L的硫酸溶液的pH。例4.常溫時(shí)，計(jì)算濃度為0.005mol/L的氫氧化鋇溶液的pH。例5.pH=5和pH=3的兩種鹽酸，以等體積混合后，計(jì)算溶液的pH。例6.常溫時(shí)，將pH=10的NaOH溶液與pH=12的NaOH溶液以1:2體積比混合，混合后的pH為多少？計(jì)算方法：（1）若溶液呈酸性，先求c(H＋)→再求pH＝-lgc(H＋)（2）若溶液呈堿性，先求c(OH－)→再求

c(H＋)＝KW/c(OH－)→最后求pH任務(wù)3pH的測(cè)定與應(yīng)用1、酸堿指示劑該方法只能測(cè)定溶液的酸堿性，即pH的大致范圍。3.1—4.45.0—8.08.2—10.0幾種常見(jiàn)指示劑的變色范圍3.14.48510.08.2任務(wù)3pH的測(cè)定與應(yīng)用2、pH試紙廣泛pH試紙：精密pH試紙：可測(cè)pH范圍是0~14，可以識(shí)別的pH差值是1可測(cè)pH范圍較窄，可以識(shí)別的pH差值是0.2或0.3pH試紙測(cè)定pH的操作:取一張pH試紙放在干燥的玻璃片上，用玻璃棒蘸取待測(cè)溶液滴在試紙中央，待試紙變色穩(wěn)定后，與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對(duì)比，讀出正確的pH。①試紙不能用水潤(rùn)濕

②廣泛pH試紙只能讀出整數(shù)③不能將pH試紙伸入待測(cè)液

④不能測(cè)有色溶液、漂白性、強(qiáng)氧化性溶液的pH注意

任務(wù)3pH的測(cè)定與應(yīng)用2、pH試紙廣泛pH試紙：精密pH試紙：可測(cè)pH范圍是0~14，可以識(shí)別的pH差值是1可測(cè)pH范圍較窄，可以識(shí)別的pH差值是0.2或0.3①試紙不能用水潤(rùn)濕

②廣泛pH試紙只能讀出整數(shù)③不能將pH試紙伸入待測(cè)液

④不能測(cè)有色溶液、漂白性、強(qiáng)氧化性溶液的pH注意

思考：pH試紙潤(rùn)濕后測(cè)得pH一定有誤差嗎？不一定，若原溶液呈中性則無(wú)影響任務(wù)3pH的測(cè)定與應(yīng)用pH計(jì)可精確到小數(shù)點(diǎn)后二位3、pH計(jì)可用來(lái)精密測(cè)量溶液的pH，其量程為0~14。人們根據(jù)生產(chǎn)與生活的需要，研制了多種類(lèi)型的pH計(jì)，廣泛應(yīng)用于工業(yè)、農(nóng)業(yè)、科研和環(huán)保等領(lǐng)域。任務(wù)3pH的測(cè)定與應(yīng)用4、pH的應(yīng)用血液的正常pH范圍是7.35~7.45。大多數(shù)體液都要保持一個(gè)較小的pH變化范圍，如果pH變化超出范圍，就可能產(chǎn)生危害。血漿中H2CO3/HCO3-緩沖體系對(duì)穩(wěn)定體系的酸堿度發(fā)揮著重要作用。H+(aq)+HCO3-(aq)H2CO3(aq)CO2(g)+H2O(l)當(dāng)體系中增加少量強(qiáng)酸時(shí)，平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng)而消耗H+

；當(dāng)增加少量強(qiáng)堿時(shí)，平衡向逆反應(yīng)方向移動(dòng)而消耗OH-。由于