水的电离平衡
水的电离平衡常数
水的电离平衡常数
水的电离平衡常数为：Kc=[H+][OH-]、[H2O]。
电离常数计算公式是
K(电离)=C[A+]^·C[B-]^y、C[ABy]，式中C[A+]、C[B-]、C[AB]分别表
示A+、B-和ABy在电离平衡时的物质的量浓度。
影响电离平衡常数的因素是温度，对于吸热反应，温度越高，k越大，对于放热反应则相反。
只有温度变化才变，压强变化引越平衡移动时，其
值不变。
电离平衡常数的应用
电离平衡常数表示弱酸的相对强弱，由弱酸生成的盐就会发生水解，
由越弱越水解的原理，可以判断盐溶液中离子离子浓度大小关系。
总之涉及电离平衡常数的题目必须先根据电离常数判断出酸的相对强弱，把酸的相对强弱由强到弱的顺序排好，然后按照题目要求进行回答，
遇到图像要看清楚图像代表的含义，关键的点表达的意义要清晰。
水的电离平衡和影响平衡的因素
【温馨提示】(1)混合后溶液呈酸性时，一定用 c(H＋)计算pH；呈碱性时，一定用c(OH－)计算pH。 (2)若强酸(pH＝a，体积为V酸)强碱(pH＝b，体积 为V碱)混合后呈中性，则有：V酸/V碱＝10(a＋b－ pKW)
1.(2010· 广东茂名4月调研)已知在100 ℃的温度下(本 题涉及的溶液其温度均为100 ℃)，水的离子积KW＝ 1×10－12。下列说法正确的是( A ) A．0.05 mol· L－1的H2SO4溶液pH＝1 B．0.001 mol· L－1的NaOH溶液pH＝11 C．0.005 mol· L－1的H2SO4溶液与0.01 mol· L－1的NaOH 溶液等体积混合，混合溶液pH为6，溶液显酸性 D．完全中和pH＝3的H2SO4溶液50 mL，需要pH＝11 的NaOH溶液50 mL
2．碱性溶液 步骤：先求出溶液中氢氧根离子浓度即c(OH－)， 然后根据KW求出溶液中氢离子浓度即c(H＋)，最 后求出溶液的pH。 c(OH－)的求算式与酸性溶液中c(H＋)的求算式 相似，只需把公式中的H＋改为OH－，酸改为碱即 可。 说明：若忽略混合前后溶液体积的变化，则混合 后溶液体积近似等于混合前各溶液体积之和，即 V混＝V1＋V2。
【考点释例2】将pH＝3的H2SO4溶液和pH＝12的 NaOH溶液混合，当混合溶液的pH＝10时，强酸和 强碱的体积之比为( B ) A．1∶9 B．9∶1 C．10∶1 D．1∶10 【解析】pH＝10时，c(H＋)＝1×10－10 mol· L－1， c(OH－)＝1×10－4 mol· L－1。
【解析】0.05 mol· L－1的H2SO4溶液中c(H＋)＝0.10 mol· L－1，pH＝1。 2.(1)pH＝a的CH3COOH溶液稀释100倍后所得溶 液pH < a＋2(填“>”或“<”)。 (2)0.01 mol/L CH3COOH溶液的pH > 2(填“>”或 “<”)。 (3)0.1 mol/L CH3COONa溶液的pH > 7(填“>”或 “<”)。
水的电离平衡常数和水的离子积有什么区别
水的电离平衡常数和水的离子积有什
么区别
水的离子积和电离平衡常数没有什么区别。
如果说有区别的话,离子积是水中氢离子和氢氧跟离子浓度的乘积而电离平衡常数是溶液中离子浓度的乘积/平衡时原物质的浓度.因为水是纯液体,所以其浓度不写入平衡常数,即平衡时原物质的浓度默认为1.所以二者数据相同,
在一定温度下,水中[H ]和[OH-]的乘积（Kw）是一个常数,这个常数叫做水的离子积（曾用名：离子积常数）.水的离子积又叫水的自电离常数.
水是纯液体,[H2O]可看作是一个常数,所以Kw=[H ][OH-].Kw值跟温度有关,在25℃,Kw=[H ][OH-]=1×10-7=×1×10－7=1×10-14.为了计算简化,常常把这个值作为室温下水的离子积.在物质的稀水溶液中,[H2O]和纯水的[H2O]几乎相同,因此Kw也几乎相等.这就是说,在任何酸
性（或碱性）溶液中,同时存在H 和OH-,只不过[H ]和[OH-]的相对大小不同而已.在常温下,[H ]和[OH-]的乘积等于1×10-14.因此,水溶液的酸碱性只要用一种离子（H 或OH-）的浓度表示.。
水的电离平衡教案教学设计
授课主题水的电离平衡教学目的1、认识水的电离存在电离平衡，掌握水的电离平衡的影响因素，知道水的离子积常数2、认识溶液的酸碱性及pH，掌握检测溶液pH的方法3、能进行pH的简单计算，并能计算各类混合溶液的pH重、难点溶液pH的计算教学内容课程导入【知识点讲解一】：水的电离一、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－或H2O H＋＋OH－2、水的电离平衡常数：)()()(2OH c OHcHcK —电离•=+因为水的电离极其微弱，在室温下1L纯水(即55.6 mol)只有1×10－7mol H2O电离，电离前后H2O的物质的量几乎不变，因此c(H2O)可以视为常数，上式可表示为：c(H+)·c(OH—)＝K电离·c(H2O)。
其中常数K电离与常数c(H2O)的积作为一新的常数，叫做水的离子积常数，简称水的离子积，记作K W，即K W= c(H＋)· c(OH—) 3、水的离子积常数(K W)(1)表达式：K W＝c(H＋)·c(OH－)，25℃时，K W＝1.0×10－14(2)影响因素：只与温度有关，温度一定，则K W值一定。
水的电离是吸热过程，升高温度，K w增大。
25℃时, [H+]=[OH-] =10-7 mol/L ; K W = [H+]·[OH-] = 1.0×10-144、外界条件对水的电离平衡的影响(1)温度(升高温度，促进水的电离)：水的电离是吸热过程，升高温度，水的电离平衡向右移动，电离程度增大，c(H＋)和c(OH―)同时增大，K W增大，但由于c(H＋)和c(OH－)始终保持相等，故仍呈中性(2)加入酸、碱或强酸的酸式盐(抑制水的电离)：向纯水中加入酸或NaHSO4、碱，由于酸(碱)电离产生的H＋(OH―)，使溶液中c(H＋)或c(OH―)增大，使水的电离平衡左移，水的电离程度减小(3)含有弱酸根离子或弱碱阳离子的盐(促进水的电离)：在纯水中加入含有弱酸根离子或弱碱阳离子的盐，由于它们能跟水电离出的H＋和OH―结合生成难电离物，使水的电离平衡右移，水的电离程度增大(4)加入活泼金属(促进水的电离)：向纯水中加入金属钠，由于活泼金属能与水电离的H＋直接作用，产生氢气，促进水的电离H2O H＋＋OH－ΔH>0改变条件平衡移动方向c(H＋) c(OH－) 水的电离程度K w升高温度右移增大增大增大增大加入HCl(g) 左移增大减小减小不变加入NaOH(s) 左移减小增大减小不变加入NaHSO4(s) 左移增大减小减小不变加入金属Na 右移减小增大增大不变5、水的离子积适用范围：K W不仅适用于纯水(或其他中性溶液)，也适用于酸、碱、盐的稀溶液，不管是哪种溶液，由水电离出的c(H＋)与c(OH－)一定相等6、水的离子积表达式的应用：在水溶液中，均存在水的电离平衡，因此在表达式中，c(H＋)、c(OH―)表示整个溶液总物质的量浓度，K W＝c(H＋)溶液·c(OH－)溶液(1)纯水中：K W＝c(H＋)水·c(OH－)水(2)酸溶液中：K W＝[c(H＋)酸＋c(H＋)水]·c(OH－)水，由于c(H＋)酸>>c(H＋)水，故忽略水电离出的H＋即：K W＝c(H＋)酸·c(OH－)水，但由水电离出来的：c(H＋)水＝c(OH－)水例：计算25℃，0.1mol/L的HCl中，c(H＋)酸＝，c(H＋)水＝，c(OH－)水＝，由水电离出的c(H＋)水·c(OH－)水＝____________(3)碱溶液中：K W＝c(H＋)水·[c(OH－)碱＋c(OH－)水]，由于c(OH－)碱>>c(OH－)水，故忽略水电离出的OH－即：K W＝c(H＋)水·c(OH－)碱，但由水电离出来的：c(H＋)水＝c(OH－)水例：计算25℃，0.1mol/L的NaOH中，c(H＋)水＝，c(OH－)碱＝，c(OH－)水＝，由水电离出的c(H＋)水·c(OH－)水＝____________【微点拨】①在不同溶液中，c(H＋)、c(OH－)可能不同，但任何溶液中由水电离出的c(H＋)与c(OH－)一定相等②对于酸、碱、盐的稀溶液中，c(H2O)也可认为是定值。
水的电离平衡
水的电离与溶液的PH一、水的电离1．电离方程式水是一种极弱的电解质，其电离方程式为：H2O H++OH-2．水的离子积（1）表达式：25℃时K W＝c(OH-)·c(H+)＝10-14（2）影响因素：K W只与温度有关，温度升高，K W增大。
（3）适用范围：K W不仅适用于纯水，也适用于稀的酸、碱、盐溶液。
注：酸性溶液加水稀释时，由于H+浓度减小，但K W不变，故OH-浓度增大；同理碱性溶液稀释时，H+浓度增大；中性溶液稀释时，H+和OH-的浓度都不变。
3．外界条件对水电离的影响（1）促进水的电离①升高温度水的电离程度增大，H+和OH-浓度同等程度的增大，K W增大，但水溶液的酸碱性不变。
②加入可水解的盐水的电离程度增大：若盐水解呈酸性，c(H+)＞c(OH-)；若盐水解呈碱性，c(H+)＜c(OH-)，但溶液中K W不变。
（2）抑制水的电离①加入酸由于H+浓度增大，使水的电离平衡左移，c(H+)＞c(OH-)，溶液呈酸性，此时，水的电离程度减小，K W不变。
②加入碱由于OH-浓度增大，使水的电离平衡左移，c(OH-)＞c(H+)，溶液呈碱性，此时，水的电离程度减小，K W不变。
③加入可水解的盐(如FeCl3、Na2CO3)，水的电离程度增大，K W不变。
4．水电离出的c(H+)或c(OH-)的计算(25℃时)(1)中性溶液：c(H+)＝c(OH-)＝1.0×10-7 mol/L.(2)溶质为酸的溶液H+来源于酸电离和水电离，而OH-只来源于水．如计算pH＝2的盐酸中水电离出的c(H+)：方法是先求出溶液中的c(OH-)＝10-12 mol/L，即水电离出的c(H+)＝c(OH-)＝10-12 mol/L. (3)溶质为碱的溶液OH-来源于碱电离和水电离，而H+只来源于水。
如pH＝12的NaOH溶液中，c(H+)＝10－12 mol/L，即水电离产生的c(OH-)＝c(H+)＝10-12 mol/L.(4)水解呈酸性或碱性的盐溶液H+和OH-均由水电离产生。
水的电离平衡常数表达式
练一练
3.写出下列物质的电离方程式：
(1)氢氧化钙____C_a_(O_H__)2__=_C_a_2_+_+_2_O_H_-_________
(2)氢氧化铜_____C_u_(O__H_)_2 ________C_u_2_+_+_2_O_H_-__
(3)次氯酸______H__C_lO_________H_+_+_C_lO_-_________
与4个水分子结合。为了书写 方便，通常仍写成H+和OH-
水的电离平衡常数表达式：
K=
ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ
H OH-
H2O
K[H2O] =[H+][OH-]
K与[H2O]都是常数，其乘积也必然是常数，因此
[H+][OH-]也是常数：
KW= [H+][OH-]
KW称为水的离子积常数，简称水的离子积。
表3-1-1不同温度下水的离子积常数
A.HCl溶液中无 OHB.NaOH溶液中无H+ C.NaCl溶液中既无H+也无OHD.常温下，任何物质稀的水溶液中都有H+和
OH- ，且KW= [H+] [OH-]=1.0×10-14mol2 ·L-2
练一练
2.向纯水中加入NaHSO4 （温度不变），则溶
液的 （ B ）
A. [H+]不变 B.酸性增强 C.水中[H+]与[OH-]乘积增大 D. [OH-]不变
二、电解质在水溶液中的存在形态
P74:电解质溶液的导电能力一样吗(实验) 讨论： 1.电解质溶液导电的本质是什么？ 2.以上水溶液导电能力有所不同的原因是什么？ 3.氯化氢、醋酸等电解质在溶于水的过程中发生 了哪些变化？它们最终以何种状态存在？
水的电离平衡
加入盐：加入某些盐如氯化钠、硫酸钠等可以改变溶液的离子强度从而影 响水的电离平衡 加入其他电解质：加入其他电解质如氯化钾、硫酸钾等可以改变溶液的离 子强度从而影响水的电离平衡
水的电离平衡的实验研究
实验目的与原理
实验目的：研究水的 电离平衡了解水的电 离过程和影响因素
水的离子积常数
水的离子积常数： 水的电离平衡常 数表示水的电离 程度
水的离子积常数 表达式： Kw=c(H+)·c(O H-)
水的离子积常数 值：25℃时 Kw=10^-14
水的离子积常数 与温度关系：温 度升高Kw增大 反之则减小
酸碱度与氢离子浓度
酸碱度：溶液中氢 离子浓度的负对数 pH值
氢离子浓度：溶液 中氢离子的浓度影 响酸碱度
测量初始温度记录数据
绘制pH-温度曲线分析实验结果
实验结果与数据分析
实验目的：验证水的电离平衡 实验方法：使用pH计测量溶液的pH值 实验结果：在不同温度下水的pH值不同 数据分析：pH值随温度的升高而升高说明水的电离平衡受温度影响
THNK YOU
汇报人：
汇报时间：20XX/XX/XX
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改变温度：温度对水的电离度也有影响可以通过改变温度来调节水的电离 度
调节温度的方法
加热：提高温度促进水的电离 平衡
冷却：降低温度抑制水的电离 平衡
恒温：保持温度恒定使水的电 离平衡保持稳定
温度梯度：利用温度梯度调节 水的电离平衡
调节压力的方法
改变温度：升高温度电离平衡向右移动；降低温度电离平衡向左移动
计时器：记录实验时间
水：纯净水或蒸馏水
pH计：测量溶液pH值
《水溶液中的离子反应与平衡》课件
解题方法： 溶质的类别
酸
碱
抑制
小于纯水的电离
酸
水 解
碱
的
促进
性
盐
大于纯水的电离
已知25 ℃时在等体积的①pH＝0的H2SO4溶液②0.05 mol/L的Ba(OH)2溶液③pH＝ 10的Na2S溶液④pH＝5的NH4NO3溶液
①pH＝0
(H2SO4)
:
c(H＋)溶液=1mol/L
c(OH－)溶液=
酸性区：
2.看线——增减性
Kw1
纵坐标<横3坐.标看点——起点、交点、
拐点、极值点 即c(H+)<c(OH-)
碱性区：
Kw2
酸酸性性区区
c(cH(O+)H/m-)o/ml·oLl－·L1－1
电
知解
识
质 在
框水
架中 的
行
为
二、电解质在水中的行为
1.可溶性盐的水解本质
H2O
H++OH-
盐
体系变化 条件
【设问角度2】：已知水的电离程度，问溶液酸碱性 例：常温下，由水电离的c(H＋)＝1×10－13 mol·L－1的溶
液 该溶中液：C的a酸2＋碱、性K＋？、溶C液l－的、pHHC值O？3－能大抑量制共存。( × )。
酸：pH=1 碱：pH=13
【设问角度3】：已知溶液酸碱性，问水的电离程度
例：常温下，某碱性溶液(不考虑弱酸弱碱盐)pH=9，
平衡移 动方向
正向
逆向
逆向 逆向 逆向
正向 正向 正向
KW
增大 减小 不变 不变 不变
不变
水的电 离程度
增大 减小
减小 减小 增大
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PH稀PH原n
练习
• 7、将pH＝6的CH3COOH溶液加水稀释 1000倍后，溶液中的 CD（ ）
• A．pH＝9 • B．c(OH－)≈10－5mol·L－1. • C．pH≈7 • D．c(OH－)≈10－7 mol·L－1.
• 8、体积相同，pH也相同的HCl、HNO3、 CH3COOH分别与足量的NaHCO3反应，产 生CO2的体积 （CD）
c(H＋)＞c(OH－)的操作是
（C ）
• A．向水中投入一小块金属钠 .
• B．将水加热煮沸.
• C．向水中通入二氧化碳气体.
D．向水中加食盐晶体
• 3．用蒸馏水稀释1 mol·L－1醋酸时，始终
保持增大趋势的是
（D ）
• A．溶液中的c(CH3COO－) • B．溶液中的c(H＋).
• C．溶液中的c(CH3COOH). D．溶液中的c(OH－)
6．95℃时，水中的H+的物质的量浓度为
10－6 mol·L－1，若把0.01 mol的NaOH固体溶 解于95℃水中配成1 L溶液，则溶液的pH为 （ B）
• A．4
B．10
• C．2
D．12
考点3溶液PH值的计算
• 基本关系式：
• ①pH＝－lgc(H＋) • ②c(H＋)＝10－pH mol·L－1 • ③任何水溶液中，由水电离产生的c(H＋)与 • c(OH－)总是相等的，即：c水(H＋)＝c水(OH－)． • ④常温(25℃)时，c(H＋)·c(OH－)＝1×10－14
1、强酸、强碱溶液的PH值
原则：酸按酸，碱按碱 （1）酸：先求出c（H+），再求PH值
（2）碱：
a：先求出c（OH-），再利用Kw求出c （H+），再求PH值
b ：也可以先求出POH值，再求PH值 PH = 14 - POH
2、弱酸、弱碱溶液PH值求算
利用电离度求出
弱酸的c（H+）即c（H+）=c 酸α
• 3、判断溶液的酸碱性一定要看H+和OH-的 相对大小，不能一味的用PH值来判断
练习
• 5、25℃时，pH=2的HCl溶液中，由
水电离出的H＋浓度是
B（
）.
• A．1×10－7mol·L－1
• B．1×10－12mol·L－1.
• C．1×10－2mol·L－1
• D．1×10－14mol·L－1.
因素 离度
能力 性
升高 温度
中性
加 HCl
酸性 不变
加
NaOH
碱性 不变
加醋 酸钠
碱性 不变
练习
• 1．常温下，在0.1 mol·L－1 CH3COOH溶
液中，水的离子积是
（ A）
• A．1×10－14
B．1×10－13.
• C．1.32×10－14 D．1.32×10－15.
• 2．能影响水的电离平衡，并使溶液中的
• c（OH-）水=c（OH-）溶液
• 3、水的离子积
当水达到电离平衡时c（H+）和c（OH-）的浓度 的乘积，叫做水的电离平衡常数， 简称水的离子积。符号：Kw
4、计算公式
K电离=c（H+）.c(OH-)/c(H2O)
所以， c（H+）.c(OH-) =K电离. c(H2O) =Kw
• 5、Kw 的影响因素：Kw与溶液的酸碱性无
• A．同样多 • B．HCl最多. • C．HCl、HNO3一样多 • D．CH3COOH最多.
ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ
• 9．把pH=3的H2SO4溶液和pH=10的NaOH 溶液混合，两者恰好中和，则两种溶液的
或者
弱碱的c（OH-），即c（OH-）= c 碱α，再
求其PH值
3、同强混合计算
（1）两种强酸混合求PH值
(2)两种强碱混合求PH值
4、异强相混看过量
（1）强酸与强碱恰好完全反应溶液呈中性 PH=7
（2）酸过量
（3）碱过量
（4）PH之和为14的一强一弱等体积混合显 弱者性
（5）物质的量浓度相同的一元酸与一元碱等 体积混合显强者性
• 1、酸溶液中：酸电离出H+，OH-是水电离的， 故c（H+）水=c（OH-）溶液
• 2、碱溶液中：碱电离出OH-，H+是水电离出 的，故c（H+）水=c（H+）溶液
• 3、盐溶液中
• （1）呈酸性时，H+是由H2O电离的 • c（H+）水= c（H+）溶液 • （2）呈碱性时，OH-是由水电离出来的
5、无限稀释“7”为限
（1）强酸每稀释10n倍c ( H ) 减为原来的1 1 0 n
PH稀PH原n
（2）强酸每稀释10n倍c(O H )减为原来的 1 1 0 n PH稀PH原n
（3） 强酸、强碱无限稀释时，不能忽略水 的电离，故PH接近7
（4）弱酸稀释时 c ( H ) 减小的程度比强酸小， 每稀释 1 0 n 倍 PH稀PH原n
• （1）酸、碱：
在纯水中加入酸或碱，均抑制水的电离
• （2、温度：
水电离吸热，升温将促进水的电离，故平衡右移 • （3）易水解的盐： 加入能水解的盐，不论水解后溶液显什么性， 均促进水的电离
• （4）其它因素： 如向水中加入活泼金属，由于与水电离出的H+ 直接作用，因而促进了水的电离。
注意：关于水电离出H+浓度和 溶液中c（H+）的判断
• 4、下列溶液一定是碱性的是 • A．溶液中c(OH－)＞c(H＋). • B．滴加甲基橙后溶液显红色. • C．溶液中含有OH－. • D．滴加甲基橙后溶液显黄色.
（A ）
考点2溶液的酸碱性和PH值
注意：
• 1、并非PH=7溶液一定呈中性，只有在常 温的条件下，才呈中性
• 2、常温下，PH=0时，并不表示溶液中没 有H+，只是此时H+浓度是1mol/L；同样， PH=14时OH-的浓度为1mol/L
电离平衡
水的电离和溶液的酸碱性 （第一课时）
复习与回顾
• 1、pH和体积都相同的醋酸和硫酸，分别与 足量的Na2CO3溶液反应，在相同条件下
• 放出二氧化碳气体的体积是 （B ）
• A．一样多
B．醋酸比硫酸多.
• C．硫酸比醋酸多 D．无法比较
考点1 水的电离及水的离子积常数
2、影响水电离的因素
关，只与 温度有关。
• 升高温度，水的电离度增大，Kw 增大
• 如：25℃ Kw = c（H+）.c(OH-)
•
=1×10-7 ×1×10-7 =10-14
• 100℃ Kw = c（H+）.c(OH-)
•
=1×10-6 ×1×10-6 =10-12
填表：
影响 水的电 n（H+） C（H+） 导电 酸碱 Kw