資源簡介

(共51張PPT)
第1課時　水的電離
　
第三章　第二節(jié)　水的電離和溶液的pH
1．解水的電離、了解水的離子積常數。
2．認識溶液酸堿性及pH，掌握檢測溶液pH方法。
3．能進行溶液pH的簡單計算。
課程標準
任務　水的電離
新知構建
1.水的電離
(1)水是一種極弱的________。
(3)水的電離是____熱過程。
2.水的離子積
(1)概念：一定溫度下，當水的電離達到平衡時，電離產物H＋和OH－濃度之積是一個常數，記作____，叫做水的離子積常數，又稱____________。
電解質
吸
Kw
水的離子積
(2)
增大
電
解質
不變
3.外界條件對水的電離平衡的影響
水的電離平衡：H2O H＋＋OH－　ΔH＞0
影響因素 移動方向 c(H＋) c(OH－) Kw
升溫 向____移動 ______ ______ ______
加酸 向____移動 ______ ______ ______
加堿 向____移動 ______ ______ ______
右
增大
增大
增大
左
增大
減小
不變
左
減小
增大
不變
1.在水的離子積常數Kw＝c(H＋)·c(OH－)中，c(H＋)、c(OH－)都是水電離出的c(H＋)、c(OH－)嗎？在酸或堿溶液中水電離出的c(H＋)與c(OH－)還相等嗎？
提示：Kw＝c(H＋)·c(OH－)中，c(H＋)、c(OH－)不一定都是水電離出來的。在酸或堿溶液中水電離出的c(H＋)與c(OH－)相等。
2.若常溫下，向水中加入鹽酸，使c(H＋)為1×10－4 mol/L，則水電離出的c (H＋)為多少？
交流研討
H2O
歸納總結
1.分析水的電離平衡的移動方向時，要充分利用在化學平衡中所學衡移動原理。
(1)向水中加入酸或堿，使c(H＋)或c(OH－)增大，則抑制水的電離，如向水中加入少量NaOH固體可抑制水的電離。
(2)向水中加入某種物質，若該物質能與H＋或OH－發(fā)生反應而使c(H＋)或c(OH－)減小，則促進水的電離(涉及下節(jié)的水解知識)。
歸納總結
2.理解Kw應注意的3個問題
(1)25 ℃時，Kw＝1.0×10－14，不僅適用于純水(或其他中性溶液)，也適用于酸、堿、鹽的稀溶液。
(2)不同溶液中，c(H＋)、c(OH－)可能不同，但任何溶液中由水電離出的c水(H＋)與c水(OH－)一定相等。Kw＝c(H＋)·c(OH－)中，c(H＋)、c(OH－)均指整個溶液中所有H＋和OH－的總物質的量濃度。
(3)室溫下，由水電離出的c水(H＋)或c水(OH－)＜10－7 mol·L－1時，可能是加酸或加堿抑制了水的電離。　　
應用評價
1.判斷正誤，錯誤的說明其原因。
(1)升高溫度，水的電離程度減小。
________________________________________________________________
(2)向水中加入少量氨水，水的電離平衡逆向移動，c(OH－)降低。
________________________________________________________________
(3)常溫下，加水稀釋稀醋酸溶液，溶液中所有的離子濃度都減小。
________________________________________________________________
(4)溶液中c(H＋)、c(OH－)可能不同，但水電離出的H＋與OH－的總量一定相等。
________________________________________________________________
錯誤，水的電離是吸熱反應，升高溫度促進水的電離。
錯誤，c(OH－)增加，促使平衡逆向移動。
錯誤，加水稀釋稀醋酸溶液，溶液中c(OH－)增加。
正確。
2.在不同溫度下的水溶液中c(H＋)與c(OH－)的關系如圖所示。請回答下列問題：
(1)曲線Ⅰ代表的溫度下，水的離子積為________，曲線Ⅰ所代表的溫度________(填“高于”、“低于”或“等于”)曲線Ⅱ所代表的溫度。你判斷的依據是______________________________________________________
_________________________________________________________。
(2)曲線Ⅰ所代表的溫度下，0.01 mol·L－1的NaOH溶液的c(H＋)為_______mol·L－1。
1×10－12
高于
曲線Ⅱ所代表的水的離子積比曲線Ⅰ的小，由于水的電離過
程是吸熱過程，溫度越高，離子積越大，故曲線Ⅱ代表的溫度低
10－10
返回
隨堂演練
√
1.(2023·鞍山鞍鋼高級中學高二月考)向純水中加入少量KHSO4固體，在溫度不變時，溶液中
A.c(OH－)增大 B.c(H＋)減小
硫酸氫鉀是強酸的酸式鹽，在水溶液中電離出氫離子、硫酸根離子和鉀離子；溫度不變，水的離子積常數不變，氫離子和氫氧根離子乘積不變，氫離子濃度增大，氫氧根離子濃度減小，所以A和B均錯誤；溫度不變，水中c(H＋)與c(OH－)的乘積不變，C錯誤；由上述分析可知氫離子濃度增大，氫氧根離子濃度減小，故 增大，D正確。
水的離子積常數Kw＝K電離·c(H2O)，一定溫度下K電離和c(H2O)都是不變的常數，所以Kw僅僅是溫度的函數。水的離子積常數的表達式是Kw＝c(H＋)·c(OH－)，只要溫度一定，Kw是常數，溶液中H＋的濃度變大，OH－的濃度就變小，反之亦然。
√
2.下列關于水的離子積常數的敘述中，正確的是
A.因為水的離子積常數的表達式是Kw＝c(H＋)·c(OH－)，所以Kw隨溶液
H＋和OH－濃度的變化而變化
B.水的離子積常數Kw與水的電離常數K電離是同一個物理量
C.水的離子積常數僅僅是溫度的函數，隨著溫度的變化而變化
D.水的離子積常數Kw與水的電離常數K電離是兩個沒有任何關系的物理量
√
3.(2023·上海行知中學高二期中)水的電離平衡曲線如圖所示，下列說法正確的是
A.圖中對應點的溫度關系為a>b
B.水的電離常數Kw數值大小關系為b>d
C.溫度不變，加入少量NaOH可使溶液
從c點變到a點
D.純水僅降低溫度可由b點到d點
水的電離是吸熱反應，升高溫度促進水電離，電離平衡常數增大，故溫度：a＜b，A錯誤；a、d點水的離子積常數不變，說明溫度相等，a點溫度小于b，所以水的離子積常數：b＞d，B正確；a、c兩點溫度不同，其離子積常數不同，溫度不變，其離子積常數不變，所以加入少量NaOH不能使溶液從c點變到a點，C錯誤；水的電離是吸熱反應，降低溫度抑制水電離，水的離子積常數減小，純水僅降低溫度，氫離子濃度和氫氧根離子濃度均減小，則不能使b點到d點，D錯誤。
4.回答下列問題。
(1)某溫度下純水中的c(H＋)＝2×10－7 mol·L－1，則此時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_____________________，由水電離產生的c(H＋)為____________________，此時溫度________(填“高于”、“低于”或“等于”)25 ℃。
2.0×10－7 mol·L－1
8.0×10－11 mol·L－1
8.0×10－11 mol·L－1
高于
某溫度下純水中的c(H＋)＝2×10－7 mol·L－1，由于水電離產生的c(H＋)＝c(OH－)，則此時c(OH－)為2×10－7 mol·L－1；該溫度下水的離子積常數Kw＝c(H＋)·c(OH－)＝4×10－14，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－)＝ mol/L＝8.0×10－11 mol/L；鹽酸中的OH－只有H2O電離產生，由于水電離的c(H＋)＝c
(OH－)，則此溶液中由水電離產生的c(H＋)＝c(OH－)＝8.0×10－11 mol/L；H2O是弱電解質，溶液中存在電離平衡，水電離過程會吸收熱量，升高溫度，會促進水的電離，導致水電離程度增大，Kw增大。在25 ℃時水的離子積Kw＝1.0×10－14，該溫度下水的離子積Kw＝4×10－14＞1.0×10－14，因此此時溫度高于25 ℃；
(2)已知水溶液中c(H＋)和c(OH－)的關系如圖所示，試回答下列問題：
①圖中五點對應的Kw的關系是___________________。
E＝A＝D＜C＜B　
水的離子積常數Kw只與溫度有關，溫度相同，Kw相同，升高溫度，Kw增大，則由于溫度：B＞C＞A＝D＝E，所以圖中五點對應的Kw的關系是E＝A＝D＜C＜B；
②若從A點到D點，可采用的措施是________(填字母)。
a.升溫
b.加入少量的鹽酸
c.加入少量的NaHSO4
bc
由于溫度：A＝D，溶液中c(H＋): A點c(H＋)＝c(OH－)，D點：c(H＋)＞c(OH－)，溶液顯酸性，所以從A點到D點，可使溶液顯酸性。a.升高溫度，c(H＋)＝c(OH－)，溶液顯中性，不符合題意；b.加入少量的鹽酸，溫度不變，c(H＋)增大，導致溶液顯酸性，c(H＋)＞c(OH－)，符合題意；c.NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO ，加入少量NaHSO4，c(H＋)增大，導致溶液顯酸性，c(H＋)＞c(OH－)，符合題意；
弱電解質
(4)現(xiàn)有濃度均為0.1 mol·L－1的下列溶液：①硫酸、②醋酸、③氫氧化鈉，三種溶液中由水電離出的H＋濃度由大到小的順序是____________(填序號)。
②＞③＞①
對于0.1 mol/L的①H2SO4、②CH3COOH、③NaOH中，H2SO4是二元強酸，c(H＋)＝0.2 mol/L，CH3COOH是一元弱酸，c(H＋)＜0.1 mol/L，但大于10－7 mol/L，NaOH是一元強堿，c(OH－)＝0.1 mol/L，電解質電離產生的H＋或OH－濃度越大，對水電離抑制程度就越大，水電離產生的c(H＋)就越小。故三種溶液中水電離產生的c(H＋)：②＞③＞①。
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課時測評
√
題點一　水的電離及影響因素
1.下列操作可以使水的離子積常數Kw增大的是
A.通入少量氨氣
B.通入少量氯化氫氣體
C.加熱
D.加入少量氯化鈉固體
通入少量氨氣，與水結合為一水合氨，電離產生的OH－將抑制水電離，但溫度不變，水的離子積常數Kw不變，A不符合題意；通入少量氯化氫氣體，溶于水電離產生的H＋將抑制水電離，但溫度不變，水的離子積常數Kw不變，B不符合題意；水的電離是一個吸熱過程，加熱，水的電離平衡正向移動，水的離子積常數Kw增大，C符合題意；加入少量氯化鈉固體，溶于水電離產生的Na＋、Cl－對水的電離不產生影響，水的離子積常數Kw不變，D不符合題意；故選C。
√
2.25 ℃時，水的電離達到平衡：H2O H＋＋OH－ ΔH>0，下列敘述正確的是
A.向水中加入稀氨水，平衡逆向移動，c(OH－)降低
B.將水加熱，Kw增大，pH不變
C.向水中加入少量固體CH3COONa，平衡逆向移動，c(H＋)降低
D.向水中加入少量固體硫酸氫鈉，c(H＋)增大，Kw不變
向水中加入稀氨水，加入堿，平衡逆向移動，c(OH－)增大，A錯誤；將水加熱，Kw增大，平衡正向移動，c(H＋)增大，pH減小，B錯誤；向水中加入少量固體CH3COONa，醋酸根結合氫離子，c(H＋)降低，平衡正向移動， C錯誤；向水中加入少量固體硫酸氫鈉，c(H＋)增大，Kw只受溫度影響，故不變，D正確； 故選D。
√
3.NaCl是我們生活中必不可少的物質。將NaCl溶于水配成1 mol·L－1的溶液，溶解過程如圖所示。已知鈉離子、氯離子在水溶液中以水合離子的形式存在。NA代表阿伏加德羅常數。下列說法正確的是
A.a離子為Na＋
B.溶液中含有NA個Na＋
C.水合b離子的圖示不科學
D.40 ℃時測得該溶液的pH
小于7，則該溶液顯酸性
從圖中可以看出，a離子半徑比b離子大，則b離子為Na＋，A錯誤；將NaCl溶于水配成1 mol·L－1的溶液，溶液的體積未知，無法求出含有的Na＋數目，B錯誤；b離子為Na＋，帶正電，吸引H2O中帶負電性的O，也就是H2O中的O原子應靠近Na＋，所以水合b離子的圖示不科學，C正確；水的電離是一個吸熱過程，升溫到40 ℃時，水的電離程度增大，c(H＋)增大，雖然該溶液的pH小于7，但該溶液仍呈中性，D錯誤；故選C。
√
4.已知水的電離方程式：H2O H＋＋OH－。下列敘述中，正確的是
A.向水中加入少量硫酸氫鈉溶液，c(H＋)增大，Kw增大
B.降低溫度，Kw減小，pH不變
C.向水中加入氨水，平衡向逆反應方向移動，c(OH－)降低
D.向水中加入少量NaClO固體，平衡向正反應方向移動，c(H＋)降低
向水中加入少量硫酸氫鈉溶液，硫酸氫鈉電離生成氫離子，氫離子濃度增大，但是溫度不變，Kw不變，A錯誤；降低溫度，水的電離程度減小，Kw減小，氫離子濃度減小，pH增大，B錯誤；向水中加入氨水，溶液呈堿性，氫氧根離子濃度增大，抑制水的電離，導致平衡逆向移動，C錯誤；向水中加入少量NaClO固體，ClO－結合H＋生成HClO，導致氫離子濃度減小，水的電離平衡正向移動，D正確；故答案選D。
√
題點二　水的離子積
5.40 ℃時水的離子積Kw＝2.9×10－14，則在40 ℃時，c(H＋)＝1.0×
10－6mol/L的溶液
A.呈中性 B.呈堿性
C.呈酸性 D.無法判斷
√
6.常溫下，某溶液中由水電離出的c(H＋)與c(OH－)的乘積為10－10，該溶液可能是
A.pH等于5的醋酸溶液
B.一定濃度的NaHSO4溶液
C.一定濃度的NH4Cl溶液
D.0.1 mol·L－1的NaCl溶液
常溫下，某溶液中由水電離出的c(H＋)與c(OH－)的乘積為10－10，c(H＋)＝c(OH－)＝10－5mol/L；水的電離被促進，酸、堿溶液對水的電離起到抑制作用，水解的鹽對水的電離起到促進作用。pH等于5的醋酸溶液中，c(H＋)＝10－5 mol/L，對水的電離起到抑制作用，故A錯誤；一定濃度的NaHSO4溶液呈酸性，對水的電離起到抑制作用，故B錯誤；一定濃度的NH4Cl溶液中，銨根離子水解呈酸性，對水的電離起到促進作用，故C正確；0.1 mol/L的NaCl溶液中水的電離不變，溶液中c(H＋)與c(OH－)的乘積為10－14，故D錯誤；正確答案是C。
√
7.25 ℃時，在等體積的：①0.5 mol/L的H2SO4溶液中；②0.05 mol/L Ba(OH)2溶液中；③1 mol/L NaCl溶液中；④純水中，發(fā)生電離的水的物質的量之比是
A.1∶10∶107∶107
B.107∶107∶1∶1
C.107∶106∶2∶2
D.107∶106∶2×107∶2
設溶液的體積為1 L，則①中H2SO4中c(H＋)＝0.5 mol/L×2＝1 mol/L，所以c(OH－)＝1.0×10－14 mol/L，則水電離的物質的量為1.0×10－14
mol；②中c(OH－)＝0.05 mol/L×2＝0.1 mol/L，所以c(H＋)＝1.0×
10－13 mol/L，則水電離的物質的量為1.0×10－13mol；③中c(H＋)＝1.0
×10－7mol/L，水的電離的物質的量為1.0×10－7mol；④中c(H＋)＝1.0
×10－7mol/L，水的電離的物質的量為1.0×10－7mol；故①②③④中水的電離的物質的量之比為(1.0×10－14 mol)∶(1.0×10－13 mol)∶(1.0×
10－7 mol)∶(1.0×10－7 mol)＝1∶10∶107∶107；故選A。
√
8.水的電離平衡曲線如圖所示，已知T>25 ℃，下列說法正確的是
A.保持溫度不變，向A點溶液中通入適量HCl，可獲得D點溶液
B.B點溶液呈酸性
C.C點溶液和D點溶液混合，所得溶液呈中性
D. a>7
保持溫度不變，水的離子積不變，向A點溶液
中通入適量HCl，則溶液中的H＋濃度增大，
c(OH－)減小，但c(H＋)·c(OH－)不變，即還在
曲線CAD上，即可獲得D點溶液，A正確；由
圖示信息可知，B點溶液中c(H＋)＝c(OH－)，
故溶液呈中性，B錯誤；由于未告知混合時C點溶液和D點溶液的體積，則無法判斷C點溶液和D點溶液混合所得溶液的酸堿性，C錯誤；已知水的電離是一個吸熱過程，升高溫度促進水的電離，且T>25 ℃，故a＜7，D錯誤；故答案為A。
9.研究弱電解質的電離，有重要的實際意義。
下表是不同溫度下水的離子積常數：
溫度/℃ 25 t1 T2
水的離子積常數 1×10－14 Kw 1×10－12
試回答以下問題：
(1)若25 ℃＜t1＜t2，則Kw________1×10－14(填“>”、“＜”或“＝”)，判斷的理由是____________________________________________________
______________。
＞
因為水的電離是吸熱反應，溫度升高，水的電離程度增大，
離子積也增大
水的電離為吸熱過程，溫度升高，水的電離程度增大，Kw增大，故Kw＞1×10－14；
(2)若25 ℃時，pH＝3的鹽酸和pH＝11的氫氧化鈉溶液等體積混合后溶液呈________性(填“酸”、“中”或“堿”)，溶液中c(Na＋)______c(Cl－)
(填“>”、“＝”或“＜”)。
中
＝
溫度/℃ 25 t1 T2
水的離子積常數 1×10－14 Kw 1×10－12
(3)醋酸是一種常見的有機酸。醋酸的電離方程式為___________________
________________。保持溫度不變，向醋酸溶液中通入一定量的氨氣，下列量將變小的是________(填字母)。
A.c(CH3COO－) B.c(H＋)
C.c(OH－) D.CH3COOH電離平衡常數
CH3COOH
CH3COO－＋H＋
B
溫度/℃ 25 t1 T2
水的離子積常數 1×10－14 Kw 1×10－12
醋酸為弱酸，其電離方程式為CH3COOH CH3COO－＋H＋；保持溫度不變，向醋酸溶液中通入一定量的氨氣，醋酸與氨水反應生成強電解質醋酸銨，c(CH3COO－)增大、c(H＋)減小、c(OH－)增大、CH3COOH電離平衡常數不變，故選B；
溫度/℃ 25 t1 T2
水的離子積常數 1×10－14 Kw 1×10－12
變大
溫度/℃ 25 t1 T2
水的離子積常數 1×10－14 Kw 1×10－12
(5)下列事實一定能說明CH3COOH是弱電解質的是________(填字母)。
A.相同溫度下，濃度均為1 mol·L－1的鹽酸和醋酸的導電性對比：鹽酸>醋酸
B.1 mol·L－1 CH3COOH溶液能使紫色石蕊試液變紅
C.25 ℃時，1 mol·L－1 CH3COOH溶液的pH約為2
D.10 mL 1 mol·L－1的CH3COOH溶液恰好與10 mL 1 mol·L－1 NaOH溶液完全反應
E.相同物質的量濃度的CH3COOH和HCl溶液中，水的電離程度的大小關系為a大于b
ACE
溫度/℃ 25 t1 T2
水的離子積常數 1×10－14 Kw 1×10－12
相同溫度下，濃度均為1 mol·L－1的鹽酸和醋酸的導電性對比：鹽酸>醋酸，說明鹽酸中離子濃度大于醋酸，HCl是強電解質，則醋酸是弱電解質，故A正確；1 mol·L－1 CH3COOH溶液能使紫色石蕊試液變紅，說明醋酸顯酸性，不證明醋酸是弱電解質，故B錯誤；25 ℃時，1 mol·L－1 CH3COOH溶液的pH約為2，氫離子濃度小于1 mol/L，說明醋酸部分電離，為弱電解質，故C正確；10 mL 1 mol·L－1的CH3COOH溶液恰好與10 mL 1 mol·L－1NaOH溶液完全反應，說明醋酸為酸，不能說明醋酸為弱電解質，故D錯誤；相同物質的量濃度的CH3COOH和HCl溶液中，水的電離程度的大小關系為醋酸溶液大于HCl溶液，說明醋酸溶液中氫離子濃度小于HCl，醋酸電離程度小于HCl，可證明醋酸為弱電解質，故E正確；
溫度/℃ 25 t1 T2
水的離子積常數 1×10－14 Kw 1×10－12
(6)某些弱酸的電離常數如下：
化學式 CH3COOH HSCN HCN HClO H2CO3
電離常數(Ka) 1.8×10－5 1.3×10－1 4.9×10－10 3.0×10－8 Ka1＝4.4×10－7
Ka2＝4.7×10－11
下列反應可以發(fā)生的是________(填字母)。
A.CH3COOH＋Na2CO3===NaHCO3＋CH3COONa
B.CH3COOH＋NaCN===CH3COONa＋HCN
C.CO2＋H2O＋2NaClO===Na2CO3＋2HClO
D.NaHCO3＋HCN===NaCN＋H2O＋CO2↑
AB
化學式 CH3COOH HSCN HCN HClO H2CO3
電離常數(Ka) 1.8×10－5 1.3×10－1 4.9×10－10 3.0×10－8 Ka1＝4.4×10－7
Ka2＝4.7×10－11
10.Ⅰ.已知在25 ℃時，次氯酸、碳酸和亞硫酸的電離平衡常數分
別為
HClO　 Ka＝4.7×10－8
H2CO3 Ka1＝4.3×10－7　　 Ka2＝5.6×10－11
H2SO3 Ka1＝1.5×10－2　　 Ka2＝1.0×10－7
(1)相同濃度的ClO－、CO、HCO、SO結合H＋的能力由強到弱的順序為_________________________。
(2)寫出NH4HSO3的電離方程式：__________________________。
6
Ⅱ.水在25 ℃和95 ℃時電離平衡曲線如圖。
(4)在曲線A所對應的溫度下，0.1 mol·L－1 HCl溶液由水電離出來的c(H＋)＝______mol·L－1。
10－13
該溫度下，水的離子積Kw＝c(H＋)×c(OH－)＝10－7×10－7＝10－14，0.1 mol·L－1 HCl中c(H＋)＝0.1 mol·L－1，代入水的離子積公式可計得由水電離出的c水(OH－)＝c水(H＋)＝10－13 mol·L－1。
(5)在曲線A所對應的溫度下，0.1 mol·L－1的下列溶液：①HCl　②H2SO4　③NH3·H2O　④NaOH　⑤CH3COOH，pH由大到小的順序是__________
_________(填序號)。
④>③>⑤
>①>②
該溫度下，pH＝7時為中性。③是弱堿，部分電離，④是強堿，完全電離，pH大小順序為④>③>7，①②是強酸，完全電離，且②的H＋濃度是①的2倍，⑤是弱酸，部分電離，pH大小順序為7>⑤>①>②，全部比較得：④>③>⑤>①>②。
(6)在曲線A所對應的溫度下，pH＝3的醋酸與pH＝11的NaOH等體積混合，所得溶液的pH________7(填“>”、“＜”或“＝”)。
＜
該溫度下，pH和等于14的一元酸與一元堿等體積混合時，弱者過量。故兩者混合反應后，醋酸過多，溶液顯酸性，pH<7。
(7)在曲線B所對應的溫度下，將pH＝9的NaOH溶液與pH＝4的H2SO4溶液混合，若所得混合溶液的6，則NaOH溶液與H2SO4溶液的體積比為________。
1∶10
該溫度下水的離子積Kw＝10－12。pH＝9時，c(OH－)＝10－3 mol·L－1，pH＝4時，c(H＋)＝10－4 mol·L－1。pH＝6時溶液為中性，因此兩者剛好完全反應，設H2SO4和NaOH溶液的體積分別為V1、V2，則：
H＋　　　＋　　 OH－　===　H2O
1 mol 1 mol
10－4 mol·L×V1 10－3 mol·L×V2
10－4×V1＝10－3×V2，V2∶V1＝1∶10。
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