水的電離平衡

1、第二節(jié)水的電離和溶液的酸堿性一、水的電離 水是一種極弱的電解質(zhì) 精確的導(dǎo)電性實驗表明，純水大部分以分子的形式存在，但其中也存在著極少量的H3O和OH。水中存在著微弱的電離。 H2O + H2O H3O+ + OH- 簡寫為：H2O H+ + OH-+-水的離子積(KW) 水達到電離平衡時，也存在著電離常數(shù) 因水的電離極其微弱，在室溫下55.6mol H2O中只有110-7mol H2O電離。c(H2O)可視為常數(shù)，上式可表示為：c( H+) c( OH-)c(H2O)=K電離c( H+) c( OH-) =K電離c(H2O) =KW水的離子積(KW) 水的離子積KW可由實驗測得，也可通過計算求

2、得。 由上表可知，隨著溫度的升高，水的離子積增大。一般在室溫下，忽略溫度的影響。c( H+) c( OH-) =1.010-14KW =t/0102025KW/10-140.1340.2920.6811.014050901002.925.4738.055.0思考與交流根據(jù)室溫時水的電離平衡，運用平衡移動原理分析下列問題。1.酸或堿的稀溶液的密度與純水相近，1L酸或堿的稀溶液約為1000 g，其中，H2O的物質(zhì)的量近似為1000 g / 18 g /mol =55.6 mol。此時，發(fā)生電離的水是否仍為純水狀態(tài)時的110-7mol ？ 因酸電離出來的H或堿電離出來的OH對水的電離有抑制作用，所以

3、發(fā)生電離的水的物質(zhì)的量小于純水狀態(tài)時的110-7mol 。思考與交流2.比較下列情況下，c (H+)和c (OH-）的值或變化趨勢（增加或減少）：純水加少量鹽酸加少量氫氧化鈉c (H+)c (OH-)c(H+)和c(OH-)大小比較變大 變小變小變大3.酸性溶液中是否有OH-存在？堿性溶液中是否有H+存在？溶液的酸堿性與c(H+)的關(guān)系c (H+)與c (OH-)關(guān)系25， c(H+)/molL-1 溶液酸堿性 水的離子積常數(shù)總結(jié)水的離子積常數(shù)總結(jié)Kw=c(H+) c(OH)1、表達式：、表達式：注：常數(shù)無單位注：常數(shù)無單位KW 叫做水的離子積常數(shù)，簡稱叫做水的離子積常數(shù)，簡稱水的離子積水的離

4、子積。特別提示特別提示：此時的此時的c(H+)和和c(OH-)是溶液中的總量。是溶液中的總量。2、影響、影響KW的因素的因素 KW只是只是溫度的函數(shù)溫度的函數(shù)（與濃度無關(guān)）（與濃度無關(guān)） 溫度升高，溫度升高， KW值增大值增大在在任何水溶液中，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都是H+、OH-共存的。共存的。 任何水溶液中都存在任何水溶液中都存在 Kw=c(H+) c(OH) （Kw 25 =10-14 ） 含含有有H+的溶液一定是酸，含的溶液一定是酸，含OH-的溶液一定是堿嗎？的溶液一定是堿嗎？如：如：KW25=10-14 KW10

5、0=10-12二、 溶液的pH1.pH的定義： pH=-lg c (H+) 例：c(H+)=0.001 mol /L pH=-lg 0.001 = 3 例：c(OH-) = 0.01mol /L c(H+)=110-14 / 10-2 = 110-12 mol /L pH=-lg 110-12 = 12 溶液的pH2.pH的適用范圍c(H+)1mol /L和c(OH-) 1mol /L的稀溶液。3.pH的意義（常溫）9810 1113121476543210中性堿 性 增 強酸 性 增 強溶液的溶液的pH正誤判斷正誤判斷1、一定條件下、一定條件下 pH越大，溶液的酸性越強。越大，溶液的酸性越強

6、。2、用、用pH表示任何溶液的酸堿性都很方便。表示任何溶液的酸堿性都很方便。3、強酸溶液的、強酸溶液的pH一定大。一定大。4、pH等于等于6是一個弱酸體系。是一個弱酸體系。5、pH有可能等于負值。有可能等于負值。6、pH相同的強酸和弱酸中相同的強酸和弱酸中c(H+)相同，物質(zhì)的相同，物質(zhì)的量濃度也相同。量濃度也相同。 若 定義：pOH=-lg c(OH-)pKw=-l g Kw 則室溫下在同一溶液中，pH、pOH與pKw之間有什么關(guān)系？-lg Kw=- lg c(H+) c(OH-) pKw = pH + pOH 因室溫下 Kw = 110-14 所以：pH + pOH = 14 溶液的pH4

7、.pH的測定方法一：用pH試紙測定使用方法：用玻璃棒蘸待測液點在pH試紙上，然后與標準比色卡比較。廣泛pH試紙只能得到整數(shù)值。精密pH試紙可以精確到0.1。pH試紙不可潤濕，否則有可能將待測液稀釋了。廣泛pH試紙精密pH 試紙 溶液的pH4.pH的測定方法二：用pH計測定pH計算計算1 酸的稀釋酸的稀釋例題：例題：在在25時，時，pH等于等于2的鹽酸溶液稀釋到原來的的鹽酸溶液稀釋到原來的10倍，倍，pH 等于多少？稀釋到等于多少？稀釋到1000倍后，倍后， pH等于多少？等于多少？解：解： pH=-lgc(H+)=-lg102/10=-lg10-3=3此時不能忽視此時不能忽視H H2 2O O

8、的電離產(chǎn)生的的電離產(chǎn)生的H H。設(shè)水產(chǎn)生的設(shè)水產(chǎn)生的c c(H(H)=)=c c(OH(OH- -)=x)=x，則有：，則有：(10(108 8x)xx)x=10=10-14-14x0.95x0.951010-7-7mol/L mol/L c c(H(H+ +)=K)=KW W/c(OH/c(OH- -) )pH=-lgpH=-lg 10 10-14 -14 /0.95/0.951010-7 -7 =14-8+0.98=6.98=14-8+0.98=6.98由HCl 產(chǎn)生的c(H+)=10-5/1000=10-8mol/L. 在在25時，時，pH等于等于5的鹽酸溶液稀釋到原來的的鹽酸溶液稀釋到

9、原來的1000倍倍 后，后， pH等于多少？等于多少？解解pH=-lgc(H+)=-lg102/1000 =-lg10-5=5pH計算計算2 堿的稀釋堿的稀釋例題：在例題：在25時，時，pH等于等于9的強堿溶液稀釋到原來的的強堿溶液稀釋到原來的10倍，倍，pH 值于多少？稀釋到值于多少？稀釋到1000倍后，倍后， pH等于多少？等于多少？解：解：c(OH-)=105/1010-6pH=-lgc(H+)=-lgKW/c(OH-)=-lg10-14/10-6=8c(OH-)=10-5/1000=10-8mol/L設(shè)溶液中設(shè)溶液中c c(H(H+ +)=x,)=x,則有則有: x+(x+10: x+

10、(x+10-8-8)=10)=10-14-14解得：解得：x=0.95x=0.9510-7mol/LpH=-lg0.950.9510-7=8-0.98=7.02=lg10-8pH計算計算3 強酸與強酸混合強酸與強酸混合例題：在例題：在25時，時，pH等于等于1的鹽酸溶液的鹽酸溶液1L和和pH等于等于4的硫酸的硫酸 溶液溶液1000L混合混合pH等于多少？等于多少？解：解：pH=-lgc(H+)=-lg（110-1+100010-4）/（1+1000）=-lg210-4=4-lg2=3.7關(guān)鍵：抓住氫離子進行計算！關(guān)鍵：抓住氫離子進行計算！pH計算計算4 強堿與強堿混合強堿與強堿混合解：解：=4

11、-lg5=3.3例題：在例題：在25時，時，pH等于等于9和和pH等于等于11的兩種氫氧化鈉溶液的兩種氫氧化鈉溶液 等體積混合等體積混合pH等于多少？等于多少？OH=（ 1 105+1103）/(1+1)pOH=-lgc(OH)pOH=-lg510-4pH=14- pOH =10.7關(guān)鍵：抓住氫氧根離子離子進行計算！關(guān)鍵：抓住氫氧根離子離子進行計算！pH計算計算5 強酸與強堿混合強酸與強堿混合例題：在例題：在25時，時，100mlO.6mol/L的鹽酸與等體積的鹽酸與等體積0.4mol/L的的 氫氧化鈉溶液混合后氫氧化鈉溶液混合后,溶液的溶液的pH等于多少？等于多少？解：解：NaOH+HCl=

12、NaCl+H2Oc c(H(H+ +)=(0.06-0.04)mol/(0.1+0.1)L=0.1mol/L)=(0.06-0.04)mol/(0.1+0.1)L=0.1mol/Ln(NaOHn(NaOH)=0.04mol,n(HCl)=0.06mol,HCl)=0.04mol,n(HCl)=0.06mol,HCl過量。過量。pH=-lgpH=-lgc c(H(H+ +)=-lg0.1)=-lg0.1=-lg10=-lg10-1-1=1=1關(guān)鍵：酸過量抓住氫離子進行計算！關(guān)鍵：酸過量抓住氫離子進行計算！pH計算計算5 強酸與強堿混合強酸與強堿混合例題：在例題：在25時，時，100mlO.4mo

13、l/L的鹽酸與等體積的鹽酸與等體積0.6mol/L的的 氫氧化鈉溶液混合后氫氧化鈉溶液混合后,溶液的溶液的pH等于多少？等于多少？解：解：NaOH+HCl=NaCl+H2O關(guān)鍵：堿過量抓住氫氧根離子進行計算！關(guān)鍵：堿過量抓住氫氧根離子進行計算！c c(OH(OH- -)=(0.06-0.04)mol/(0.1+0.1)L=0.1mol/L)=(0.06-0.04)mol/(0.1+0.1)L=0.1mol/Ln(NaOHn(NaOH)=0.06mol,n(HCl)=0.04mol,NaOH)=0.06mol,n(HCl)=0.04mol,NaOH過量。過量。pH=-lgpH=-lgc c(H(

14、H+ +)=-lg10)=-lg10-14-14/ 0.1=13/ 0.1=13pH計算計算6 強堿與強堿混合強堿與強堿混合例題：在例題：在25時，時，pH=10與與pH=12氫氧化鈉溶液等體積混合后氫氧化鈉溶液等體積混合后,溶液中溶液中c(H+)等于多少？等于多少？解：解：c c(H(H+ +)=(10)=(10-10-10+10+10-12-12)mol/(1+1)L)mol/(1+1)L=0.5=0.510-10 mol/L正確的是正確的是。c c(OH(OH- -)=(10)=(10-4-4+10+10-2-2)mol/(1+1)L)mol/(1+1)L= 0.50.51010-2-2

15、 mol/L mol/Lc c(H(H+ +)=10)=10-14-14/ 0.5/ 0.51010-2-2=2=21010-12-12 mol/L mol/L關(guān)鍵：堿性溶液中抓住關(guān)鍵：堿性溶液中抓住OH-進行計算進行計算三、pH應(yīng)用 1、工農(nóng)業(yè)生產(chǎn)和科學實驗中常常涉及溶液的酸堿性。 2、人們的生活健康也與溶液的酸堿性有關(guān)。 3 、酸堿中和滴定中溶液pH變化（借助酸堿指示劑的顏色變化）是判斷滴定終點的依據(jù)。人體幾種體液和代謝產(chǎn)物的正常pH:四、酸堿中和滴定用已知物質(zhì)的量濃度的酸（或堿）來測定未知物質(zhì)的量濃度的堿（或酸）的方法滴定終點判斷的依據(jù)：溶液pH的變化。在接近滴定終點（pH=7）時，很少量（約1滴，0.04 mL）的堿或酸就會引起溶液pH的突變。此時指示劑明顯的顏色變化表示反應(yīng)已完全，即反應(yīng)達到終點。滴定曲線0.100mol/LNaOH滴定20.00mL0.100mol/LHCl過程中的pH變化0.100m