資源簡介

課時1
水的電離
第二節 水的電離和溶液的PH
學習目標
1、了解水的電離平衡及其影響因素
2、掌握水的離子積——Kw
3、會計算酸堿溶液中水電離出的H+濃度或OH-的濃度，能分析應用水的電離平衡曲線
在用電安全教育中，強調不能用濕手觸摸帶電的電器，否則會有觸電的危險。
問題：1.為什么濕手觸摸帶電的電器會觸電，水能導電嗎？
2.請設計實驗驗證。
新課導入
編號
I
II
III
現象
原理
結論
燈泡亮
燈泡不亮
靈敏電流表指針偏轉
水是一種極弱的電解質，能發生微弱的電離
正常電路
純水不導電
或導電能力弱
純水能導電
但導電能力弱
【學習任務一】識水的電離平衡
思考：怎樣驗證水是一種弱電解質？
水質檢測筆
電導率儀
純水中含有少量自由移動的離子
可以利用手持技術測定水的電導率
【學習任務一】認識水的電離平衡
H2O + H2O H3O+ + OH－
一、水的電離
水是極弱的電解質
25℃ 時，1L水中只有10-7molH2O分子發生電離
水合氫離子
簡寫為： H2O H+　+ OH－
(思考：水電離出的H＋、OH－濃度???)
1、水能微弱電離，建立電離平衡
【學習任務一】認識水的電離平衡
一、水的電離
2、水的電離平衡
弱
等
逆
變
水存在微弱的電離
水電離出的H＋和OH－相等
條件改變，平衡被破壞，發生移動，建立新的化學平衡
可逆過程

v電離
v結合
v電離 = v結合
t

t
υ
電離平衡狀態
H2O H＋ ＋OH－
【思考】如何衡量水的電離的限度？
K電離＝
c(H+)×c(OH-）
c(H2O）
K電離·c(H2O) = c ( H+)·c( OH-)
H2O H+ + OH－
室溫下1L(55.6mol)H2O中，只有1×10-7 molH2O電離，電離的水可以忽略不計，因此C(H2O)可視為常數
KW
（2）表達式：KW＝c(H+)·c(OH-)
（1）定義：一定溫度時，水（稀溶液）中c(H+)與c(OH-）的乘積是一個常數Kw，即水的離子積常數，簡稱水的離子積。
常溫時，c(H+)＝c(OH-)＝1×10-7 mol/L
常溫時，KW＝c(H+)·c(OH-)＝1×10-14
3、水的離子積（常數）
3、水的離子積（常數）
【學習任務二】水的離子積
Kw＝c(H＋)·c(OH－)
分析表格中的數據，有何規律，得出什么結論？并解釋之。
t/℃
0
10
20
25
40
50
90
100
Kw/10-14
0.115
0.296
0.687
1.01
2.87
5.31
37.1
54.5
Kw只受溫度的影響(與濃度無關)，溫度越高，Kw越大
結論
100℃時：Kw=1×10-12
100℃純水中：c(H＋) c(OH－) 1.0×10－7mol/L
25℃純水中： c(H＋) c(OH－) 1.0×10－7mol/L
>
＝
＝
＝
溫度升高，對于中性的純水，盡管K 電離與KW增大了，但仍是中性的水
25℃時：Kw =1×10-14
注意：
（1）KW只與溫度有關（與濃度無關），溫度↑， KW值↑。
（2）在純水或稀溶液中，其中水電離出的H＋、OH－永遠相等，即c(H+)H2O = c(OH-)H2O 。
（3）KW不僅適應于純水，也適應于電解質的稀溶液，都有
Kw =C（H+）aq·C（OH-）aq
在常溫（25℃）時，c(H+) = c(OH-) = 10-7 mol/L
Kw = c(H+)·c(OH-) = 1×10-14
課堂練習1：下列說法正確的是(　 　)
A.任何水溶液中都存在水的電離平衡。
B.任何水溶液中(不論酸、堿或中性)都存在Kw =10-14。
C.某溫度下，某液體c(H+)= 10-7mol/L，則該溶液一定是純水。
D.25 ℃時，若溶液中c(H＋)＝1.0×10－6 mol·L－1，則溶液中c(OH－)＝1.0×10－8mol·L－1
AD
課堂練習2：某溫度下，純水中的c(H+)=2.0×10－7mol/L, 則此時溶液的c(OH－)為__________mol/L；若溫度不變, 滴入稀鹽酸使c(H＋)=5.0×10－6mol/L，則c(OH－)= __________mol/L。
2.0×10-7
8.0×10-9
Kw 不僅適用于純水，也適用于稀的電解質水溶液。
3. 0.1mol/L的NaOH溶液中，
c（OH-）＝ , c（H＋）= 。
由水電離出的c（OH-）水＝ ， c（H＋）水＝ 。
2. 0.1mol/L的鹽酸溶液中，
c（H＋）＝ , c（OH-）= 。
由水電離出的c（OH-）水＝ ， c（H＋）水＝ 。
1. 0.1mol/L的NaCl溶液中，
c（OH-）＝ ，c（H＋）＝ 。
0.1mol/L
10-13mol/L
10-13mol/L
10-13mol/L
0.1mol/L
10-13mol/L
10-13mol/L
10-13mol/L
10-7mol/L
10-7mol/L
即時檢測
水的電離方程式為：H2O ? H+ + OH-，?H >0其平衡移動的分析，符合勒夏特列原理。
?
條件
移動方向
c(H+)
c（OH-）
電離程度
Kw
升溫





通入HCl(g)





通入氨氣





加 Na2O





加FeCl3(s)





加入NaHSO4(s)





右移
增大
增大
增大
增大
左移
增大
減小
減小
不變
左移
減小
增大
減小
不變
左移
減小
增大
減小
不變
右移
增大
減小
增大
不變
左移
增大
減小
減小
不變
4.水的電離平衡的影響因素
水的電離為H2O ? H＋＋OH－，在25 ℃時，水的離子積Kw＝1.0×10－14；在35 ℃時，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，c(H＋)>c(OH－)
C.35 ℃時的水比25 ℃時的水電離程度小
D.水的電離是吸熱過程
D
【課堂練習】
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。
酸性溶液中存在OH-,堿性溶液中存在H+。因這些溶液中都存在弱電解質水的電離。
2、一定溫度下，加水稀釋鹽酸,溶液中的c(H+)、c(OH-)都減小,對嗎?
不對;稀釋鹽酸,溶液中的c(H+)減小,但因為溫度不變，KW=c(H+)·c(OH-)不變,所以c(OH-)增大。
思考與討論
3、試分析酸性溶液中c(H+)、c(OH-)的來源，在酸或堿溶液中水電離出的c(H+)與c(OH-)還相等嗎？及KW的計算方法。
c(H+)來源于酸電離和水電離,且c(H+)酸?c(H+)水 ，c(H+)水可以忽略;c(OH-)來源于水的電離,且電離程度很小。由水電離出的c(H+)與c(OH-)仍然相等；KW=[c(H+)酸+c(H+)水]·c(OH-)水≈c(H+)酸·c(OH-)水。
思考與討論
4.某溫度時，水溶液中Kw＝4×10－14，那么該溫度比室溫(25 ℃)高還是低？該溫度下純水中c(H＋)是多少？
因此時水的離子積大于常溫時水的離子積，故溫度高于25 ℃，此時c(H＋)＝2×10－7mol·L－1。
5.水的離子積常數Kw＝c(H＋)·c(OH－)中H＋和OH－一定是水電離出來的嗎？
不一定。c(H＋)和c(OH－)均指溶液中H＋或OH－的總濃度，如鹽酸中的H＋包括HCl和H2O電離產生的H＋，即c(H＋)＝c酸(H＋)＋c水(H＋)，而OH－全部來自水的電離。
思考與討論
常溫下， 0. 1 mol·L－1的鹽酸溶液中c(H+)、c(OH-)的來源?具體數值？由水電離產生的c(H+)與c(OH-)是多少？
c(H+)=_______________，來源于_________________　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　
c(OH-)=_______________,來源于_________________
KW=_______________。
由水電離出的c(H+)水=_______________，
c(OH-)水=_______________。
0.1 mol/L
酸的電離和水的電離
1.0×10-13 mol/L
水的電離
1.0×10-14
1.0×10-13 mol/L
1.0×10-13 mol/L
【課堂練習】
常溫下，濃度為0.01 mol·L－1的NaOH溶液中，c(H+)、c(OH-)的來源?具體數值？由水電離產生的c(H+)與c(OH-)是多少？
0.01 mol·L－1NaOH溶液中c堿(OH－)＝0.01 mol·L－1 (NaOH電離產生)。
根據25 ℃時水的離子積Kw＝1.0×10－14，
可得c堿(OH－)·c水(H＋)＝1.0×10－14，
解得c水(H＋)＝c水(OH－)＝1.0×10－12 mol·L－1。
【課堂練習】
1. 溫度升高，促進水的電離，Kw增大；
2. 酸、堿抑制水的電離，Kw不變；
3. 外加能與H+、OH- 反應的物質，會促進水的電離，能和水反應且產物為酸或者堿，會抑制水的電離，Kw不變。
課堂小結
1、在25℃， 0.01mol/L鹽酸溶液中：
c(H+) = ， c(OH-) = ；
c(H+)水= ， c(OH-)水= 。
（2）室溫下， 0.01mol/L NaOH溶液中：
c(H+)= ， c(OH-)= ；
c(H+)水= ， c(OH-)水= 。
0.01mol/L=10-2
10-12mol/L
10-12mol/L
10-12mol/L
10-12mol/L
0.01mol/L
10-12mol/L
10-12mol/L
【課堂練習】
2、常溫下，0.1 mol·L－1的NaOH溶液中由水電離出的OH－的物質的量濃度為(　　)
A．0.1 mol·L－1
B．1.0×10－13 mol·L－1
C．1.0×10－7 mol·L－1
D．1.0×10－6 mol·L－1
B
【課堂練習】
3、（2021·全國高三專題練習）下表是不同溫度下水的離子積數據：
試回答下列問題：
（1）若25”“<”或“=”)1×10-14，做出此判斷的理由是_____。
（2）在t1℃時，測得純水中的c(H＋)=2.4×10-7mol·L-1，則c(OH-)為_____。該溫度下，測得某H2SO4溶液中c( )=5×10-6mol·L-1，該溶液中c(OH-)=_____mol·L-1。
溫度/℃
25
t1
t2
水的離子積常數
1×10-14
Kw
1×10-12
（1） > 水的電離是吸熱過程，升高溫度，平衡向電離方向移動，c(H＋)增大，c(OH-)增大，Kw=c(H＋)·c(OH-)，Kw增大 （2） 2.4×10-7mol·L-1 5.76×10-9
【課堂練習】
4、某溫度下，純水的c(H＋)＝2×10－7 mol·L－1，則此時純水的c(OH－)為_______________________。若溫度不變，滴入稀鹽酸使c(H＋)＝5×10－4 mol·L－1，則溶液中c(OH－)為___________________，此時溫度___________(填“高于”“低于”或“等于”)25 ℃。
2×10－7 mol·L－1
8×10－11 mol·L－1
高于
【課堂練習】
水的電離
水的離子積：
影響因素
KW = c（OH -）· c（H+）
( 25℃時，KW = 1.0 ×10 -14 )
溫度：
酸：
堿：
T ↑， KW ↑
抑制水的電離， KW不變
抑制水的電離， KW 不變
3、無論是酸溶液還是堿溶液中都同時存在H+和OH-！
注意：
1、在任何水溶液中，均存在水的電離平衡，
Kw=c(H+)·c(OH-)均成立。（25℃時Kw =10-14 ）
2、水電離出的H＋、OH－永遠相等
H2O H+　+ OH－
階段小結

展開更多......

收起↑