水的電離平衡

一、水的電離水是一種極弱的電解質(zhì)精確的導(dǎo)電性實(shí)驗(yàn)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+H2OH3O++OH-簡(jiǎn)寫(xiě)為：H2OH++OH-+++-第一頁(yè)，共36頁(yè)。水的離子積(KW)水達(dá)到電離平衡時(shí)，也存在著電離常數(shù)因水的電離極其微弱，在室溫下55.6molH2O中只有1×10-7molH2O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第二頁(yè)，共36頁(yè)。水的離子積(KW)水的離子積KW可由實(shí)驗(yàn)測(cè)得，也可通過(guò)計(jì)算求得。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-)=1.0×10-14KW=t/℃0102025KW/10-140.1340.2920.6811.014050901002.925.4738.055.0第三頁(yè)，共36頁(yè)。思考與交流根據(jù)室溫時(shí)水的電離平衡，運(yùn)用平衡移動(dòng)原理分析下列問(wèn)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1000g，其中，H2O的物質(zhì)的量近似為1000g/18g/mol=55.6mol。此時(shí)，發(fā)生電離的水是否仍為純水狀態(tài)時(shí)的1×10-7mol？

因酸電離出來(lái)的H＋或堿電離出來(lái)的OH－對(duì)水的電離有抑制作用，所以發(fā)生電離的水的物質(zhì)的量小于純水狀態(tài)時(shí)的1×10-7mol。第四頁(yè)，共36頁(yè)。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(shì)（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10-7mol/L10-7mol/Lc(H+)=c(OH-)變大變小c(H+)>c(OH-)變小變大c(H+)<c(OH-)3.酸性溶液中是否有OH-存在？堿性溶液中是否有H+存在？第五頁(yè)，共36頁(yè)。溶液的酸堿性與c(H+)的關(guān)系c(H+)與c(OH-)關(guān)系25℃，c(H+)/mol·L-1溶液酸堿性

c(H+)=c(OH-)=1×10-7中性c(H+)>c(OH-)>1×10-7酸性c(H+)<c(OH-)<1×10-7堿性第六頁(yè)，共36頁(yè)。水的離子積常數(shù)總結(jié)Kw=c(H+)×c(OH—)1、表達(dá)式：注：常數(shù)無(wú)單位KW叫做水的離子積常數(shù)，簡(jiǎn)稱水的離子積。特別提示：此時(shí)的c(H+)和c(OH-)是溶液中的總量。2、影響KW的因素KW只是溫度的函數(shù)（與濃度無(wú)關(guān)）溫度升高，KW值增大在任何水溶液中，均存在水的電離平衡，也就是任何水溶液中都是H+、OH-共存的。任何水溶液中都存在

Kw=c(H+)×c(OH—)

（Kw25℃

=10-14）含有H+的溶液一定是酸，含OH-的溶液一定是堿嗎？如：KW25℃=10-14KW100℃=10-12第七頁(yè)，共36頁(yè)。二、溶液的pH1.pH的定義：pH=-lgc(H+)例：c(H+)=0.001mol/LpH=-lg0.001=3例：c(OH-)=0.01mol/L

c(H+)=1×10-14/10-2=1×10-12mol/LpH=-lg1×10-12=12第八頁(yè)，共36頁(yè)。

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）98101113121476543210中性堿性增強(qiáng)酸性增強(qiáng)第九頁(yè)，共36頁(yè)。溶液的pH——正誤判斷1、一定條件下

pH越大，溶液的酸性越強(qiáng)。2、用pH表示任何溶液的酸堿性都很方便。3、強(qiáng)酸溶液的pH一定大。4、pH等于6是一個(gè)弱酸體系。5、pH有可能等于負(fù)值。6、pH相同的強(qiáng)酸和弱酸中c(H+)相同，物質(zhì)的量濃度也相同。第十頁(yè)，共36頁(yè)。

若定義：pOH=-lgc(OH-)pKw=-lgKw則室溫下在同一溶液中，pH、pOH與pKw之間有什么關(guān)系？

-lgKw=-lgc(H+)·c(OH-)pKw=pH+pOH因室溫下Kw=1×10-14所以：pH+pOH=14思考與練習(xí)第十一頁(yè)，共36頁(yè)。

溶液的pH4.pH的測(cè)定方法一：用pH試紙測(cè)定使用方法：用玻璃棒蘸待測(cè)液點(diǎn)在pH試紙上，然后與標(biāo)準(zhǔn)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(rùn)濕，否則有可能將待測(cè)液稀釋了。第十二頁(yè)，共36頁(yè)。廣泛pH試紙精密pH試紙第十三頁(yè)，共36頁(yè)。

溶液的pH4.pH的測(cè)定方法二：用pH計(jì)測(cè)定第十四頁(yè)，共36頁(yè)。pH計(jì)算1——酸的稀釋例題：①在25℃時(shí)，pH等于2的鹽酸溶液稀釋到原來(lái)的10倍，pH等于多少？稀釋到1000倍后，pH等于多少？解：pH=-lgc(H+)=-lg10－2/10=-lg10-3=3此時(shí)不能忽視H2O的電離產(chǎn)生的H＋。設(shè)水產(chǎn)生的c(H＋)=c(OH-)=x，則有：(10－8＋x)·x=10-14x≈0.95×10-7mol/Lc(H+)=KW/c(OH-)pH=-lg10-14/0.95×10-7=14-8+0.98=6.98由HCl產(chǎn)生的c(H+)=10-5/1000=10-8mol/L.

②在25℃時(shí)，pH等于5的鹽酸溶液稀釋到原來(lái)的1000倍后，pH等于多少？解pH=-lgc(H+)=-lg10－2/1000=-lg10-5=5第十五頁(yè)，共36頁(yè)。pH計(jì)算2——堿的稀釋例題：在25℃時(shí)，pH等于9的強(qiáng)堿溶液稀釋到原來(lái)的10倍，pH值于多少？稀釋到1000倍后，pH等于多少？解：①c(OH-)=10—5/10≈10-6pH=-lgc(H+)=-lgKW/c(OH-)=-lg10-14/10-6=8②c(OH-)=10-5/1000=10-8mol/L設(shè)溶液中c(H+)=x,則有:x+(x+10-8)=10-14解得：x=0.95×10-7mol/LpH=-lg0.95×10-7=8-0.98=7.02=lg10-8第十六頁(yè)，共36頁(yè)。pH計(jì)算3——強(qiáng)酸與強(qiáng)酸混合例題：在25℃時(shí)，pH等于1的鹽酸溶液1L和pH等于4的硫酸溶液1000L混合pH等于多少？解：pH=-lgc(H+)=-lg（1×10-1+1000×10-4）/（1+1000）=-lg2×10-4=4-lg2=3.7關(guān)鍵：抓住氫離子進(jìn)行計(jì)算！第十七頁(yè)，共36頁(yè)。pH計(jì)算4——強(qiáng)堿與強(qiáng)堿混合解：=4-lg5=3.3例題：在25℃時(shí)，pH等于9和pH等于11的兩種氫氧化鈉溶液等體積混合pH等于多少？[OH—]=（1×10—5+1×10—3）/(1+1)pOH=-lgc(OH—)pOH=-lg5×10-4pH=14-pOH=10.7關(guān)鍵：抓住氫氧根離子離子進(jìn)行計(jì)算！第十八頁(yè)，共36頁(yè)。pH計(jì)算5——強(qiáng)酸與強(qiáng)堿混合例題：在25℃時(shí)，100mlO.6mol/L的鹽酸與等體積0.4mol/L的氫氧化鈉溶液混合后,溶液的pH等于多少？解：NaOH+HCl=NaCl+H2Oc(H+)=(0.06-0.04)mol/(0.1+0.1)L=0.1mol/Ln(NaOH)=0.04mol,n(HCl)=0.06mol,HCl過(guò)量。pH=-lgc(H+)=-lg0.1=-lg10-1=1關(guān)鍵：酸過(guò)量抓住氫離子進(jìn)行計(jì)算！第十九頁(yè)，共36頁(yè)。pH計(jì)算5——強(qiáng)酸與強(qiáng)堿混合例題：在25℃時(shí)，100mlO.4mol/L的鹽酸與等體積0.6mol/L的氫氧化鈉溶液混合后,溶液的pH等于多少？解：NaOH+HCl=NaCl+H2O關(guān)鍵：堿過(guò)量抓住氫氧根離子進(jìn)行計(jì)算！c(OH-)=(0.06-0.04)mol/(0.1+0.1)L=0.1mol/Ln(NaOH)=0.06mol,n(HCl)=0.04mol,NaOH過(guò)量。pH=-lgc(H+)=-lg10-14/0.1=13第二十頁(yè)，共36頁(yè)。pH計(jì)算6——強(qiáng)堿與強(qiáng)堿混合例題：在25℃時(shí)，pH=10與pH=12氫氧化鈉溶液等體積混合后,溶液中c(H+)等于多少？解：①c(H+)=(10-10+10-12)mol/(1+1)L=0.5×10-10mol/L正確的是

。②c(OH-)=(10-4+10-2)mol/(1+1)L=0.5×10-2mol/Lc(H+)=10-14/0.5×10-2=2×10-12mol/L關(guān)鍵：堿性溶液中抓住OH-進(jìn)行計(jì)算②第二十一頁(yè)，共36頁(yè)。三、pH應(yīng)用1、工農(nóng)業(yè)生產(chǎn)和科學(xué)實(shí)驗(yàn)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(diǎn)的依據(jù)。第二十二頁(yè)，共36頁(yè)。第二十三頁(yè)，共36頁(yè)。人體幾種體液和代謝產(chǎn)物的正常pH:第二十四頁(yè)，共36頁(yè)。四、酸堿中和滴定⒈用已知物質(zhì)的量濃度的酸（或堿）來(lái)測(cè)定未知物質(zhì)的量濃度的堿（或酸）的方法⒉滴定終點(diǎn)判斷的依據(jù)：溶液pH的變化。在接近滴定終點(diǎn)（pH=7）時(shí)，很少量（約1滴，0.04mL）的堿或酸就會(huì)引起溶液pH的突變。此時(shí)指示劑明顯的顏色變化表示反應(yīng)已完全，即反應(yīng)達(dá)到終點(diǎn)。第二十五頁(yè)，共36頁(yè)。滴定曲線0.100mol/LNaOH滴定20.00mL0.100mol/LHCl過(guò)程中的pH變化0.100mol/LHCl滴定20.00mL0.100mol/LNaOH過(guò)程中的pH變化第二十六頁(yè)，共36頁(yè)。⒋酸堿指示劑的變色范圍指示劑pH變色范圍酸色堿色甲基橙3.1~4.4紅色黃色石蕊5.0~8.0紅色藍(lán)色酚酞8.2~10.0無(wú)色紅色第二十七頁(yè)，共36頁(yè)。8.2~10.04.4~6.23.1~4.4第二十八頁(yè)，共36頁(yè)。NaOH溶液滴定鹽酸和乙酸的滴定曲線第二十九