第1课时 水的电离、溶液的酸碱性与pH
[目标导航] 1.了解水的电离平衡及影响因素。2.了解水的离子积并能进行简单计算。3.了解溶液的酸碱性与pH的关系。
一、水的电离 1．水的电离
水是一种极弱的电解质，电离方程式为H2O＋H2O
H3O＋OH，简写为H2O
＋
－
H＋
＋
c（H＋）·c（OH－）
OH，水的电离常数K电离＝。
c（H2O）
－
2．水的离子积常数 (1)Kw的推导
c（H＋）·c（OH－）＋－
水的电离平衡常数K电离＝，则c(H)·c(OH)＝K电离·c(H2O)。从实验可
c（H2O）
知，在室温时55.6 mol纯水中只有1×10 mol H2O电离，电离前后H2O的物质的量几乎不变，因此c(H2O)可视为常数，K电离也为一常数，所以K电离·c(H2O)必然也为常数，用Kw表示，因此有c(H)·c(OH)＝Kw。 (2)Kw的影响因素
水的离子积Kw，只受温度的影响，温度升高，Kw增大。 (3)Kw的适用范围
＋
－
－7
Kw不仅适用于纯水，还可适用于稀的电解质水溶液。
3．外界条件对水的电离平衡的影响
纯水 升温 加酸 加碱 加活泼金属 【合作探究】
c(H)/mol·L 1.0×10 ＞1.0×10 ＞1.0×10 ＜1.0×10 ＜1.0×10 －7－7－7－7－7＋－1c(OH－)/mol·L－1水的电离程度 平衡Kw 移动 —— 向右 向左 向左 向右 1.0×10－14－7 1.0×10 ＞1.0×10 ＜1.0×10 ＞1.0×10 ＞1.0×10 －7－7－7－7—— 增大 减小 减小 增大 增大 不变 不变 不变 1
1．在pH＝2的盐酸溶液中由水电离出来的c(H)与c(OH)之间的关系是什么？
答案 外界条件改变，水的电离平衡发生移动，但任何时候由水电离出的c(H)和c(OH)总是相等的。
2．常温下，0.01 mol·L的HCl溶液中，c(H)水＝________；0.01 mol·L的NaOH溶液中，c(OH)水＝________。 答案 1.0×10
－12
－
－1
＋
－1
＋
－
＋－
mol·L 1.0×10
＋
－1－12
mol·L
－1
－1
3．在100 ℃，纯水中c(H)＝1.0×10 mol·L，此时Kw＝________，在该温度下，0.1 mol·
L NaOH溶液中，c(OH)水＝________。 答案 1.0×10
－12
－1
－
－6
1.0×10
－11
mol·L
－1
二、溶液的酸碱性和pH 1．溶液的酸碱性
(1)常温下溶液的酸碱性与pH的关系 ①pH＜7，溶液呈酸性； ②pH＝7，溶液呈中性； ③pH＞7，溶液呈碱性。
(2)溶液的酸碱性与c(H)、c(OH)的关系
溶液的酸碱性取决于溶液中c(H)和c(OH)的相对大小。 ①c(H)＞c(OH)溶液呈酸性； ②c(H)＝c(OH)溶液呈中性； ③c(H)＜c(OH)溶液呈碱性。 2．pH
(1)表达式：pH＝－lg__c(H)。
(2)意义：pH越大，溶液碱性越强；pH越小，溶液酸性越强。 (3)适用范围：1×10
－14
＋
＋
－
＋
－
＋
－
＋
－
＋
－
mol·L≤c(H)≤1 mol·L的溶液。
－1＋－1
3．溶液酸、碱性的测定方法 (1)指示剂法
该法只能测其pH的大致范围，常见指示剂变色范围为
指示剂 变色范围 2
石蕊 酚酞 甲基橙 pH＜5红色 pH＜8.2无色 pH＜3.1 5～8紫色 8.2～10浅红色 3.1～4.4橙色 ＞8蓝色 ＞10红色 ＞4.4黄色 红色 (2)pH试纸法
把小片试纸放在表面皿或玻璃片上，用干燥洁净的玻璃棒蘸取待测液滴在干燥的pH试纸上，试纸变色后，与标准比色卡对比，即可确定溶液的pH。 (3)pH计测量法 【合作探究】
1．判断溶液酸、碱性的标准是什么？pH＝7的溶液是否一定为中性溶液？
答案 判断溶液酸、碱性的标准是比较c(H)、c(OH)的相对大小，pH＝7的溶液不一定为中性溶液，只有在常温下pH＝7的溶液才为中性溶液，因为Kw只与温度有关，如在100 ℃时，Kw＝1.0×10
－12
＋
－
，pH＝6为中性，pH＝7应为碱性。
2．使用pH试纸应注意什么？
答案 测定溶液的pH时，pH试纸不能润湿，否则，非中性溶液的pH测定值将比实际pH大或小，用广范pH试纸测溶液的pH时，只能读整数。
一、影响水电离平衡的因素
【例1】 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，pH不变 答案 B
解析 A项，向水中加入稀氨水，c(OH)增大；B项，向水中加入NaHSO4，c(H)增大，由于温度不变，Kw应不变；C项，c(H)应增大；D项，加热，Kw增大，pH减小。 【规律总结】 水的电离影响因素分析
(1)水的电离是吸热过程，温度升高促进水的电离，c(H)、c(OH)都增大，水仍呈中性。 (2)外加酸或碱，水中c(H)或c(OH)增大，抑制水的电离，水的电离程度减小，Kw不变。 ＋
－
＋
－
＋
－
＋
＋
＋
3 (3)活泼金属与水电离产生的H直接发生置换反应产生氢气，使水的电离平衡向右移动。 变式训练1 能影响水的电离平衡，并使溶液中的c(H)＞c(OH)的操作是( ) A．向水中投入一小块金属钠 B．将水加热煮沸 C．向水中通入CO2气体 D．向水中加食盐晶体
解析 A项中加入Na，Na与H2O反应生成NaOH，使c(OH)＞c(H)；B项中c(H)＝
－
＋
＋
＋
－
＋
c(OH－)；C项中通入CO2：CO2＋H2Oc(OH－)，故选C项。
答案 C
H2CO3，故c(H)＞c(OH)；而D项中c(H)＝
＋－＋
【例2】 在相同温度下，0.01 mol·L的NaOH溶液和0.01 mol·L的盐酸相比，下列说法正确的是( ) A．由水电离出的c(H)相等 B．由水电离出的c(H)都是1.0×10
－＋
－12
＋
－1－1
mol·L
－1
－1
C．由水电离出的c(OH)都是0.01 mol·L D．两者都促进了水的电离 答案 A
解析 二者均抑制水的电离，且抑制程度相同。由于温度不确定，故不能确定Kw的值。 【归纳总结】 理清溶液中H或OH的来源 1．常温下，中性溶液
＋
－
c(OH－)＝c(H＋)＝10－7 mol·L－1
2．溶质为酸的溶液 (1)来源
OH全部来自水的电离，水电离产生的c(H)＝c(OH)。 (2)实例
如计算pH＝2的盐酸溶液中由水电离出的c(H)，方法是先求出溶液中的c(OH)＝ (Kw/10)mol·L＝103．溶质为碱的溶液 (1)来源
H全部来自水的电离，水电离产生的c(OH)＝c(H)。 (2)实例
如计算pH＝12的NaOH溶液中由水电离出的c(OH)，方法是知道溶液中的c(H)＝
4
－
＋
＋
－
＋
－2
－1
－12
＋
－
－
＋
－
mol·L，即由水电离出的c(H)＝c(OH)＝10
－1＋－－12
mol·L。
－1
10
－12
mol·L，即由水电离出的c(OH)＝c(H)＝10
－1
－1－＋－12
mol·L。
－1
变式训练2 室温下，把1 mL 0.1 mol·L的H2SO4溶液加水稀释成2 L溶液，在此溶液中由水电离产生的H浓度接近于( ) A．1×10 mol·L B．1×10 mol·L C．1×10答案 D
解析 稀释后c(H)＝(1×10 L×0.1 mol·L×2)/(2 L)＝1×10 mol·L，c(OH)＝
＋
－3
－1
－4
－1
－
－11－4
－1
－8
－1
＋
mol·L D．1×10
－1－10
mol·L
－1
Kw
1×10 mol·L
－4
－1
＝1×10
－10
mol·L，溶液中由水电离产生的H浓度等于c(OH)。
－1＋－
二、溶液酸、碱性的判断
【例3】 下列关于溶液的酸碱性，说法正确的是( ) A．pH＝7的溶液是中性
B．中性溶液中一定有c(H)＝1.0×10 mol·L C．c(OH)＝c(H)的溶液呈中性
D．在100 ℃时，纯水的pH<7，因此显酸性
解析 A项中运用pH判断溶液的酸碱性时，用到了水的离子积常数，它与温度有关，但A项未给出温度，所以错误；在中性溶液中c(H)和c(OH)一定相等，但并不一定是1.0× 10 mol·L，所以B项错，C项正确；100 ℃的纯水中，虽然pH<7，但c(H)＝c(OH)，还是中性，所以D错误。 答案 C
【归纳总结】 溶液酸碱性的判断 (1)在25 ℃的溶液中：
pH<7，溶液呈酸性，pH越小，c(H)越大，溶液的酸性越强； pH＝7，溶液呈中性，c(H)＝c(OH)＝1.0×10 mol·L； pH>7，溶液呈碱性，pH越大，c(OH)越大，溶液的碱性越强。 (2)在任意温度下的溶液中：
－
＋
－
－7
－1
＋
－7
－1
＋
－
＋
－
－
＋
＋
－7
－1
c(H＋)>c(OH－)，溶液呈酸性； c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈中性； c(H＋) 用c(H)、c(OH)的相对大小来判断溶液酸碱性，则不受温度影响。 ＋ － 5
高中化学 第三章 水溶液中的离子平衡 第二节 水的电离和溶液的酸碱性(第1课时)水的电离、溶液的酸碱
