人教版高中化學(xué)選修4：化學(xué)反應(yīng)原理 　水的電離和溶液的酸堿性“衡水杯”一等獎

第二節(jié)水的電離和溶液的酸堿性第一頁，共十四頁。一、水的電離H2O+H2OH3O++OH-簡寫為：H2OH+

+OH-(水電離出的H+、OH-濃度相等)水是極弱的電解質(zhì)25℃1L水只有10-7molH2O分子發(fā)生電離多少個水分子才有1個電離？55.6×107水的電離第二頁，共十四頁。

K

電離＝c(H+)×c(OH-）c(H2O）K.

=c(H+).c(OH-)

c(H2O)Kw=c(H+).c(OH-)

其中常數(shù)K與常數(shù)c(H2O)的積記為Kw,稱為水的離子積常數(shù)，簡稱為離子積H2OH+

+OH-1、水的離子積常數(shù)水的電離第三頁，共十四頁。KW=c（H+）·c（OH-）=1×10-1425℃時（常溫）如果溫度變化Kw會如何變化?為什么?實(shí)驗(yàn)測得：在25℃，水電離出來的c(H+)=c(OH-)=10-7mol/LKw100℃50℃25℃20℃0℃溫度1.14×10-156.81×10-151×10-145.47×10-141×10-12水的電離第四頁，共十四頁。水的電離吸熱（1）升高溫度，促進(jìn)水的電離，Kw增大c(H+)=c(OH-)升高溫度：平衡向

移動,c(H＋)

,c(OH-)

,Kw右增大增大增大2.影響水的電離平衡的因素H2OH+

+OH-水的電離第五頁，共十四頁。對常溫下的純水進(jìn)行下列操作：加NaOH加HCl加熱Kwc(H+)c(OH-)濃度大小關(guān)系c(OH-)c(H+)水的電離平衡移動方向酸堿性條件(2)加入酸或堿，抑制水的電離，Kw不變。中性正反應(yīng)增大增大c(H+)=c(OH-)增大酸性逆反應(yīng)增大減小c(H+)>c(OH-)不變堿性逆反應(yīng)減小增大c(H+)<c(OH-)不變H2OH+

+OH-水的電離第六頁，共十四頁。水的電離水的離子積：影響因素KW=c（OH-）·c（H+）(25℃時，KW=1.0×10-14)溫度：酸：堿：T↑，KW↑抑制水的電離，KW不變抑制水的電離，KW

不變3、無論是酸溶液還是堿溶液中都同時存在H+和OH-！注意：1、在任何水溶液中，均存在水的電離平衡，Kw=c(H+)·c(OH-)均成立。（25℃時Kw=10-14）2、水電離出的H+、OH-永遠(yuǎn)相等H2OH+

+OH-水的電離第七頁，共十四頁。水的離子積常數(shù)Kw=c(H+).c(OH-)

對水電離平衡的影響c(H+)mol/Lc(OH-)mol/Lc(H+)與c(OH-)比較

溶液酸堿性純水HCl

NaOH

3、溶液的酸堿性與H+、OH－濃度的關(guān)系=1×10-14(25℃)無=10-7=10-7c(H+)=c(OH-)中性左移>10-7<10-7c(H+)>c(OH-)酸性左移<10-7>10-7c(H+)<c(OH-)堿性水的電離第八頁，共十四頁。溶液的酸堿性由溶液中H+、OH-濃度相對大小決定酸性:c(H+)＞c(OH-)中性:c(H+)=c(OH-)堿性:c(H+)＜c(OH-)常溫25℃c(H+)＞10-7mol/Lc(H+)=10-7mol/Lc(H+)＜10-7mol/L無論任何溫度，無論酸性、中性、堿性溶液，都存在水電離出的H+、OH-，并且由水電離出的這兩種離子濃度一定相等。水的電離第九頁，共十四頁。判斷正誤：1.如果c(H+)不等于c(OH-)則溶液一定呈現(xiàn)酸堿性。2.在水中加酸會抑制水的電離，電離程度減小。3.如果c(H+)/c(OH-)的值越大則酸性越強(qiáng)。4.任何水溶液中都有c(H+)和c(OH-)。5.c(H+)等于10-6mol/L的溶液一定呈現(xiàn)酸性。6.對水升高溫度電離程度增大，酸性增強(qiáng)?！獭痢痢獭獭趟碾婋x第十頁，共十四頁。2.0.1mol/L的NaOH溶液中，

c(OH-)=？、c(H＋)=？、由水電離出的c(OH-)水=？、c(H＋)水=？1.

0.1mol/L的鹽酸溶液中，

c(H＋)=？、c(OH-)=？、由水電離出的c(OH-)水=？、c(H＋)水=？3.0.1mol/L的NaCl溶液中，

c(OH-)=？、c(H＋)=？計算：水的電離第十一頁，共十四頁。下列五種溶液中c(H+)由大到小的排列順序A.0.1mol·L-1的鹽酸；B.0.1mol·L-1的硫酸；C.0.1mol·L-1的NaOH;D.0.1mol·L-1的CH3COOH;E.0.1mol·L-1的NaCl，BADEC0.1mol/L0.2mol/L1×10-13mol/L小于0.1mol/L1×10-7mol/L比較：