1、第三章 电离平衡 第二节 水的电离和溶液的PH （第1课时）,思考: 如何用实验证明水是一种极弱的电解质?,1.实验,2.现象,3.结论,水是一种极弱的电解质,4.原因,实验测定(25时)：C(H+)=C(OH)=10-7mol/L,Kw =C（H+）C（OH-）,说明：1.常温（25 ）Kw = 1 10-14 2.稀溶液3.温度升高, Kw变大,5.水的离子积(常数)：,定义：在一定温度下，溶液中氢离子与氢氧根离子浓度的乘积。,强酸弱碱盐,强碱弱酸盐,强酸强碱盐,二、影响水的电离平衡的条件,1.酸,2.碱,3.盐,4.温度,（正反应吸热）,NH4Cl,NaHCO3,NaCl,加入酸：,增大
2、,减少,平衡逆向移动,但Kw保持不变,（正反应吸热）,加入碱：,减小,增大,平衡逆向移动,但Kw保持不变,（正反应吸热）,加入NH4Cl：,NH4Cl= Cl- + NH4+,+,NH3H2O,C(OH-)减少，平衡正向移动,但Kw保持不变，水电离的C（OH-） = C（H+）,建立新的平衡之后,溶液中C(H+) C(OH-),（正反应吸热）,加入NaHCO3：,NaHCO3 = HCO3- + Na+,+,H2CO3,C(H+)减少，平衡正向移动,但Kw保持不变，水电离的C（OH-） =C（H+）,建立新的平衡之后,溶液中C(OH-) C(H+),加入NaCl：,NaCl = Cl + Na
3、+,Na+和Cl-不与水电离生成的H+ 和 OH-反应,所以，强酸强碱盐不影响水的电离平衡。 C（OH-） 和C（H+）不变，KW也不变。,（正反应吸热）,升高温度：,平衡正向移动,则得：C（H+）和C（OH-）都增大,所以Kw增大,（正反应吸热）,强酸弱碱盐,强碱弱酸盐,强酸强碱盐,二、影响水的电离平衡的因素,1、酸,2、碱,3、盐,4、温度,（正反应吸热）,抑制水的电离，Kw保持不变,促进水的电离，Kw保持不变,不影响水的电离，Kw保持不变,升高温度促进水的电离，Kw增大,注意：Kw是一个温度函数，只随温度的升高而增大,三、溶液的酸、碱性跟C(H+)、C(OH-)的关系,1.重要规律：,电
4、解质在一定温度时和稀溶液里C(H+)与C(OH-)的乘积仍是一个常数。,经科学实验进一步证明,C(稀) 1mol/L,例：25时，Kw=110-14,三、溶液的酸、碱性跟C(H+)、C(OH-)的关系,2.关系(25)：,中性溶液：C(H+)=C(OH-)=110-7mol/L,酸性溶液：C(H+)C(OH-) C(H+)110-7mol/L,碱性溶液：C(H+)C(OH-) C(H+)110-7mol/L,注 意,水溶液中H+与OH-始终共存,酸性溶液：C(H+)C(OH-) ;C(H+)越大酸性越强,碱性溶液：C(H+)C(OH-) ;C(OH-)越大碱性越强,三、溶液的酸、碱性跟C(H+
5、)、C(OH-)的关系,3.溶液中C(H+)、C(OH-)的计算,例1：计算下列溶液中C(H+)与C(OH-),(1)110-3mol/LHCl,(2)0.05mol/LBa(OH)2溶液,例2：10mL10-4mol/LHCl,加水至100mL,此时溶液中 C(H+)= mol/L；若加水至105mL,此时溶液中 C(H+)又是 mol/L,10-5,接近10-7mol/L,略大于10-7mol/L,说明,酸的溶液中C(H+)，以酸所电离出的H+浓度为准，若酸过度稀释，C(H+)接近10-7mol/L,但略大于10-7mol/L； 碱的溶液中C(OH-)，以碱所电离出的OH-浓度为准，若碱过
6、度稀释，(OH-)接近10-7mol/L,但略大于10-7mol/L,（2）常温下，浓度为110-5mol/l的NaOH溶液中，由水电离产生的C(OH-)是多少？,练习1.（1）常温下，浓度为110-5mol/l的盐酸溶液中，由水电离产生的C（H+）是多少？,(1)解：C水（H+）=C水（OH-）,= 110-9 mol/l,110-14,110-5 mol/l,=,Kw,C(H+),=,(2)解：C水（OH-）= C水（H+）,= 110-9 mol/l,110-14,110-5 mol/l,=,C(OH+),=,Kw,思考题：在常温下，由水电离产生的C（H+）=110-9 mol/l的溶液，则该溶液的酸碱性如何？,答：可能是酸性也可能是碱性,D、NH4Cl,C、NaHSO4,B、NaCl,A、NaOH,（2）常温下，某溶液中由水电离产生的C（H+）=10-9 mol/l，则此溶液有可能是（ ）,2.（1）常温下，某溶液中由水电离产生的 C（H+）=10-6 mol/l，则此溶液有可能是（ ）,D,AC,
