3.2.1水的离子积常数 课件 2025-2026学年高二上学期化学人教版选择性必修1

走进化学反应原理 第三章 第二节 水的电离和溶液的pH 第1课时 水的电离 ，溶液的酸碱性与pH 高二化学组 10:30~10:33 情境导入 在水溶液中，酸、碱和盐全部或部分以离子形式存在，那么，其中的溶剂——水是全部以分子形式存在，还是部分以离子形式存在呢? 怎样验证你的猜想？ 利用灵敏电流表测定水的导电性 灯泡不亮， 纯水不导电或导电能力弱 灵敏电流表指针偏转， 纯水能导电但导电能力弱 结论： 。 水是一种极弱的电解质，能发生微弱的电离 课前引入 思+议 10：33~10：51 1.水可以电离出哪些离子?写出水的电离方程式。 2.影响水电离平衡的因素有哪些？ 3.酸溶液中是否有OH-存在？同理，碱溶液中是否有H+存在 ？ 4.溶液的酸碱性是根据pH与7之间的关系进行判断，还是根据溶液中OH-和H+之间的关系进行判断？ 5.在初中化学中我们用pH表示溶液的酸碱度，那么pH与c(H＋)有什么关系呢？ 课前引入 1.水可以电离出哪些离子?写出水的电离方程式。 水的电离方程式： H+为裸露的质子，不稳定， 容易与水结合形成H3O+ 展+评 10：51~11：08 （水合氢离子） H2O + H2O ⇌ H3O+ + OH- 可简写为：H2O ⇌H+ + OH_ 思考：水的电离平衡常数表达式如何书写？ c(H+) ▪ c(OH-)=? K电离 × c(H2O） 知识精讲 2.水的离子积常数： (2)表达式： KW= . 25 ℃时,在室温下，纯水中的c(H＋)＝c(OH－)＝10－7mol·L－1，KW=1.0×10-14。  （1）定义：在一定温度下，水中c（H+）和c（OH-）的乘积是一个常数，这个常数叫做水的离子积常数,简称水的离子积. c(H+)·c(OH-) 表达式KW=c(H+)·c(OH-), 知识精讲 不同温度下水的离子积常数 温度（℃） 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 (1)影响Kw的因素: . (2）水的电离是 （吸热/放热）过程, 升高温度， （促进/抑制)水的电离, Kw (增大/减小）。 2.水的离子积常数 只与温度有关 吸热 促进 增大 表达式KW=c(H+)·c(OH-), 知识精讲 注意： 在 Kw表达式中， c(H＋)和c(OH－)均表示整个溶液中相应离子总物质的量浓度， 所以一般情况下有： 酸溶液中Kw= （忽略水电离出的H+浓度） 碱溶液中Kw= （忽略水电离出的OH-浓度） （3）适用范围: . 适用于纯水，酸，碱，盐的稀溶液。 2.水的离子积常数 表达式KW=c(H+)·c(OH-), c酸(H＋)·c水(OH－) c碱(OH－)·c水(H＋) 知识精讲 易错提醒： 1．水的离子积常数Kw＝c(H＋)·c(OH－)，不仅适用于纯水，也适用于一切酸、碱、盐的稀溶液。在任何酸、碱、盐的稀溶液中，只要温度一定，Kw就一定。2．在不同溶液中，c(H＋)、c(OH－)可能不同，但任何溶液中由水电离产生的c(H＋)、c(OH－)总是相等的。 3.在Kw的表达式中，c(H＋)、c(OH－)均表示整个溶液中H＋、OH－的浓度， 而不是单指由水电离出的c(H＋)、c(OH－)。 4．水的离子积常数显示了在任何水溶液中均存在水的电离平衡，都有H＋和OH－共存，只是相对含量不同而已。 5．水的电离是吸热过程，升高温度，水的电离平衡向电离方向移动，c(H＋)和c(OH－)都增大，故Kw增大，但溶液仍呈中性；对于Kw，若未注明温度，一般认为在常温下，即25 ℃。 例1． 常温下，浓度为1×10-5 mol/L的盐酸溶液中，由水电离产生的c(H+)是多少？ 解： 酸溶液中Kw = c(H+)酸 · c(OH-)水 c(OH-)水= c(H+)水 = Kw c(H+)酸 1×10-14 = 1×10-5 = 1×10-9 mol/L H＋(溶液 ) H＋(水) H＋(酸) 分析： c(H+)水 c(H+)酸 ＜ ＜ 计算时近似处理:忽略水电离出的H+。 酸溶液中：c(H＋) ≈ c酸(H＋)、 c(OH－) = c水(OH－) 水的离子积常数相关计算 10 常温下，浓度为0.01 mol·L－1的NaOH溶液中， 由水电离产生的c(H＋)是多少？ 【解析】 c碱(OH－)＝0.01 mol·L－1 根据25 ℃时水的离子积Kw＝1.0×10－14， 可得c碱(OH－)·c水(H＋)＝1.0×10－14， 解得c水(H＋)＝c水(OH－)＝1.0×10－12 mol·L－1。 水的离子积常数相关计算 改变条件 平衡移动方向 c(H＋) c(OH－) 水的电离程度 Kw 升高温度 _____ ____ ____ ____ ____ 加入HCl(g) ____ ____ ____ ____ ____ 加入NaOH(s) ____ ____ _____ ____ ____ 加入金属Na ____ _____ ____ ____ ____ 加入NaHSO4(s) ____ _____ _____ ____ ____ 正移 逆移 逆移 正移 逆移 增大 增大 减小 减小 增大 增大 减小 增大 增大 减小 增大 减小 减小 增大 减小 增大 不变 不变 不变 不变 △H>0 3. 影响水电离平衡的因素 知识导图 △H>0 水的电离平衡受酸碱度、温度、其他盐的性质的影响。 （1）温度：升温，水的电离平衡向 移动，KW ， 水的pH （增大/减小），但水依然呈 性。 （2）活泼金属：活泼金属与水电离出的H+直接作用，从而促进了水的电离。 3. 影响水电离平衡的因素 （3）加酸或碱度：增大c(H+)，或增大c(OH-)，抑制水的电离。 正向 增大 中 减小 知识精讲   纯水 0.1 mol·L－1 NaOH溶液 0.1 mol·L－1盐酸 c(H＋)/ (mol·L－1) ________ _________ ____ c(OH－)/ (mol·L－1) _______ ____ _________ c(H＋) 、c(OH－)的相对大小 c(H＋)___ c(OH－) c(H＋) c(OH－) c(H＋) c(OH－) 溶液的酸碱性 _____ _____ _____ 25 ℃时，分析下列溶液的氢离子和氢氧根离子浓度 1×10－7 1×10－13 0.1 1×10－7 0.1 1×10－13 ＝ < > 中性 碱性 酸性 4.溶液酸碱性的判断依据 知识精讲 结论： (1)任何水溶液中同时存在H+和OH-， 它们既相互依存，又相互制约共同决定了溶液的酸碱性。 (2)溶液的酸碱性取决于溶液中c(H＋)、c(OH－)的相对大小。 溶液酸碱性 c(H+)与c(OH-)关系 c(H+)/mol·L-1范围 (25℃) 中性 酸性 碱性 = 1×10-7 > 1×10-7 < 1×10-7 c(H+) = c(OH-) c(H+) > c(OH-) c(H+) < c(OH-) 4.溶液酸碱性的判断依据 思考： 某溶液的c(H＋)=1×10－7mol/L，此溶液一定呈中性吗？ 知识精讲 不一定。 溶液的酸碱性取决于溶液中c(H＋)、c(OH－)的相对大小， 而不是与1×10－7mol/L相比。 思考： 某溶液的c(H＋)=1×10－7mol/L，此溶液一定呈中性吗？ 4.溶液酸碱性的判断依据 温度 （℃） 25 40 50 90 100 Kw/10-14 1.01 2.87 5.31 37.1 54.5 如：100℃的水： 知识精讲 (1)pH定义：c(H＋)的负对数 (2)计算公式：pH＝－lg c(H＋) c(H＋) =10-pH 例：c(H＋)=1×10-7 mol/L 的中性溶液，pH= -lg10-7 = 7 c(H＋)=1×10-5 mol/L 的酸性溶液，pH= -lg10-5 = 5 c(H＋)=1×10-9 mol/L 的中性溶液，pH= -lg10-9 = 9 5.pH与c(H＋)之间的关系 知识精讲 (3) 溶液的pH、c(H＋)及酸碱性的关系，如下图所示25 ℃时： pH 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 c(H+)/mol·L-1 100 10-7 10-14 10-2 10-4 10-10 10-12 中性 pH减小，c(H+)增大 酸性增强 pH增大，c(H+)减小 碱性增强 pH适用范围 中性溶液： c(H+)=c(OH-) pH=7 （25℃） 酸性溶液： c(H+)>c(OH-) pH<7 （25℃） 碱性溶液： c(H+)＜c(OH-) pH>7 （25℃） 当c(H+)或c(OH-)＞1mol/L的溶液，其酸碱性不用pH表示，而是直接用H+浓度或OH-浓度来表示。 6.溶液酸碱性的测定方法 方法：利用pH试纸、酸度计测定 pH试纸的类型： . 取一小段pH试纸于干燥洁净的玻璃片(或表面皿)上， 用干燥洁净的玻璃棒蘸取待测液点在试纸的中央，当试纸颜色变化稳定后与标准比色卡对照,读出pH。 广泛pH试纸 、精密pH试纸、 专用pH试纸。 pH试纸的使用方法： 知识精讲 pH范围： 1～14 可识别的pH差： 约为1 pH范围： 较窄 可识别的pH差： 0.2或0.3 pH计，又叫 ，可用来精密测量溶液的pH，其量程为 。 可识别的pH差： 。 酸度计 0~14 0.01 注意： pH试纸不能润湿； 玻璃棒应干燥洁净； 应在半分钟内观察，时间长，pH试纸所显示的颜色会改变。 pH试纸不能测具有漂白性及强氧化性溶液的pH（如氯水 过氧化氢溶液），也不能测浓硫酸的pH 思考：pH试纸润湿后测得pH一定有误差吗？ 不一定，若原溶液呈中性则无影响 知识精讲 ②酸碱指示剂法(只能测定溶液的pH范围) 指示剂 变色范围(颜色与pH的关系) 石蕊 <5.0 色 5.0～8.0 色 >8.0 色 酚酞 <8.2 色 8.2～10.0 色 >10.0 色 甲基橙 <3.1 色 3.1～4.4 色 >4.4 色 红 紫 蓝 无 浅红 红 红 橙 黄 水的电离 水的电离 影响因素 水溶液的酸碱性 电离方程式的书写 水的离子积常数 温度 盐 酸、碱 归纳总结 取决于c(H+)和c(OH-)相对大小 pH = －lg c(H+) 常温pH=7为中性 活泼金属 课堂练习 (1)升高温度，水的电离平衡右移，溶液中的c(H＋)和c(OH－)均增大，但Kw不变。(　　) (2)25 ℃时，水的离子积Kw＝1.0×10－14，35 ℃时水的离子积Kw＝2.1×10－14，则35 ℃时纯水中的c(H＋)>c(OH－)。(　　) (3)任何水溶液中均存在H+和OH-,且水电离出的c(H+)和c(OH-)相等。 (　　) (4)向水中加入酸抑制水的电离，向水中加入碱促进水的电离。(　　) 1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”) × × √ × 2．在氨水中存在的粒子有 ； 在氯水中存在的粒子有 。 NH3、NH3•H2O、H2O、OH-、NH4+、H+ Cl2、H2O、H+、OH-、ClO-、HClO、Cl- 4.下列溶液一定显酸性的是（ ） A. 溶液中c(OH-)＞ c(H+) B. 滴加紫色石蕊容易后变红色的溶液 C. 溶液中 c(H+)=6×10-7mol/L D. pH＜7的溶液 5.常温下，下列溶液中碱性最强的是（ ） A. pH=11的溶液 B. c(OH-)=0.12mol/L C.1L中溶有 4gNaOH 的纯溶液 D. c(H+)=1×10-10mol/L的溶液 B B 课堂练习 对点训练 【】25℃时，水的电离达到平衡：H2O H＋＋OH－　ΔH＞0，下列叙述正确的是(　　) A．向水中加入稀氨水，平衡逆向移动，c(OH－)降低 B．向水中加入少量固体硫酸氢钠，c(H＋)增大，KW不变 C．向水中加入少量CH3COOH，平衡逆向移动，c(H＋)降低 D．将水加热，KW增大，c(H＋)不变 B 课堂练习 对点训练 解:c(OH-）=2c[Ba(OH)2 ] =0.005×2=10-2mol/L c（H+）= KW c（OH—） =10-12mol/L pH =-lg c（H+）=12 例3 常温时，计算浓度为0.005mol/L的氢氧化钡溶液的pHpH。 下课 ~ 记得复习和做作业 ~ $