物质在水溶液中的行为(第一讲)

c(H+) H2O= c(OH-) H2O =1×10-12mol/L
归纳总结： 纯水中： Kw= c(H+)
酸溶液中: 碱溶液中:
-) · c(OH H2O
H2O
Kw = c(H+) Kw = c(H+)
c(OH-) 总≈ 总·
-) · c(OH 总
c(H+)
c(OH 酸·
-)
H2O
+) ≈ c(H 总
25℃
KW=10-14
思考讨论：条件改变对水的电离平衡及Kw的影响
1. 升高温度，Kw增大。已知KW100℃=10-12，则在100 ℃时纯水中
的[H+]等于多少？ [H+]＝ 10-6 2. 温度不变，加入溶质对水的电离平衡及KW的影响。 加入酸（如：HCl）或碱（如：NaOH）对水的电离有什么影 响？（促进还是抑制？）Kw呢？ 酸碱由于电离产生H+或OH-，能抑制水的电离，使水的电离 程度减小，但KW不变 加入NaAc或NH4Cl对水的电离平衡又有什么影响？ Ac-、NH4+等“弱离子”因结合水电离出的H+或OH-能促进水 的电离平衡，使水的电离程度增大，但KW不变 加入NaCl呢？ 对水的电离无影响， KW不变
作业:资料149页第4题
The end
3.影响水的电离平衡的因素
1、温度 升高温度促进水的电离，Kw增大 2、酸 3、碱 4、盐 抑制水的电离，Kw保持不变 有些盐会促进水的电离，Kw保持不变
利用Kw的定量计算——求溶液中的[H+]或[OH-]
1、0.01mol/L盐酸溶液中,c(H+)、 c(OH-)分别为多少？由水电离 出的 c(H+) H2O 、 c(OH-) H2O分别是多少？
不能用 [H+] 等于多少来判断溶液酸、碱性，只 能[H+] 、[OH-] 通过两者相对大小比较
2、溶液的酸碱性的表示方法 C(H+) ﹥ 1mol/L或C(OH-) ﹥ 1mol/L时，可直接 用C(H+) 或C(OH-)表示溶液的酸碱性。一定温度下 C(H+)越大,溶液酸性越强。 C(OH-)越大，溶液碱性 越强。 C(H+) ﹤ 1mol/L时，常用PH表示溶液的酸碱性。 溶液的pH (1)pH的定义： C(H+)的负对数
pH计（酸度计）
1.水的电离
水的离子积： KW = c[OH -]·c[H+] ( 25℃时，KW = 1.0 ×10 -14 )
温度： T ↑， KW ↑ 酸： 碱： 盐： 抑制水的电离， KW不变 抑制水的电离， KW 不变 促进水的电离，KW 不变
影响因素
2.溶液酸碱性与c(H+)、pH的关系：
第8章
物质在水溶液中的行为
水的电离和溶液酸碱性
第1讲
探究实验 ``
纯水导电实验
现象： G 指针摆动 不亮
灵敏电流计 灯泡
G
H2O＋ H2O H2O
H3O＋ ＋OH－ H＋ ＋OH－
结论：水是 极弱 电解质 能发生 微弱 电离
一、水的电离 1、水是一种极弱的电解质，能微弱的电离: H2O 定量讨论：
[H+]＜[OH-]
[H+] ＜1×10—7mol/L [OH-] >1×10—7mol/L
讨论：KW100℃=10-12 在100 ℃ 时，纯水中[H+] 为多少？ [H+] =10-6mol/L [H+] ＞1×10—7mol/L是否说明100 ℃ 时纯水溶液呈酸性？ 不是，此时的纯水仍然呈中性！ 100℃ 时，[H+] = 1×10—7mol/L溶液呈酸性还是碱性？ 呈酸性！ 碱性！ [H+] = 1×10—7mol/L、 [OH-] = 1×10—5mol/L， [OH-] ＞ [H+]
2.水的离子积
(1)定义：在一定温度下，纯水（稀溶液）中H+与OH浓度的乘积，用Kw表示。
Kw =C[H+]·C[OH-] 温度
0℃ 20℃
15
25℃
1×10-14
50℃
5.47×1014
90℃
100℃
Kw
1.14×10-15 6.81×10-
3.8×10-13 1×10-12
（2）影响KW的因素 KW只是温度的函数（与浓度无关），温度升高，KW值增大
1、25℃时，水电离出来的[H+]=[OH—]=10—
7mol/L
H＋+OH－
(水电离出的H＋、OH－浓度相等)
，那么多少个水分子才有1个电离？
1L（55.6mol）的水里只 有10-7molH2O分子发生电 离
55.6×107个
2、
已知
Hபைடு நூலகம்2O
H+ + OH－
c [H+]×c[OH-]
K 电离＝
c(H+)= 0.01mol/L c(OH-) =1×10-12mol/L
c(H+) H2O= c(OH-) H2O =1×10-12mol/L 2、0.01mol/L NaOH溶液中, c(H+) 、 c(OH-)分别为多少？由水电 离出的c(H+) H2O、 c(OH-) H2O分别是多少？ c(H+)= 1×10-12mol/L c(OH-)=0.01mol/L
pH lg c(H )

(2)使用范围： C(H+)<1mol/L
pH=-lg c (H+)
例：c(H+)=0.001 mol /L
pH=-lg 10-3 = 3
例：c(OH-) = 0.01mol /L
c(H+)=1×10-14 / 10-2 = 1×10-12 mol /L
pH=-lg 1×10-12 = 12
-) · c(OH H2O
碱
二、溶液的酸碱性与pH
思考与交流
1.溶液的酸碱性跟H+ 和OH-浓度的关系
常温下 中性溶液 酸性溶液 碱性溶液 [H+] = [OH-] [H+]＞[OH-] [H+] = 1×10—7mol/L [OH-] = 1×10—7mol/L [H+] ＞1×10—7mol/L [OH-] ＜1×10—7mol/L
K
. c(H = c[H 2 2O)
c[H2O]
c [ H+] .c[ OH-]
O]
室温下55.6mol H2O中有1×107mol H O电离， 2 因此c[H2O]可视 为常数。
Kw
+] .c[OH-] c [ H Kw =
其中常数K与常数c[H2O]的积记为Kw,称为水 的离子积常数,简称为水的离子积
c(H+)减小，pH增大 碱性增强
c(OH-)增大
了解
甲基橙 3.1~4.4 粗略测定： （1）酸碱指示剂 石蕊 5.0~8.0 只能判断溶液的酸碱性 酚酞 8.2~10.0
pH的测定：
变色范围(pH) 酸色 碱色
红 红 无 黄 蓝 红
（2）pH试纸 用法：用洁净的玻 注意：①不能用水润湿 璃棒蘸溶液，点在 ②要放在玻璃片（或表面皿）上 pH试纸中央，半分 ③不是将试纸伸到溶液中 钟内与比色卡比色 ④广泛pH试纸只能读出整数 精确测定：
＜7
＞7
c(H+)与pH、溶液酸碱性的关系：
常温下
c(H+) 10-1 10-2 10-3 10-4 10-5 10-6 10-7 10-8 10-9 10-10 10-11 10-12 10-13 10-14 pH 1
2 3 4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
c(H+)增大，pH减小 酸性增强
c(OH-)减小
3、溶液的酸、碱性跟pH的关系 溶液的酸 碱性 中性溶液 c(H+)和c(OH-) 的关系
常温下：c(H+)
1×10-7mol/L
[H+] ＞1×10-7mol/L [H+] ＜1×10-7mol/L
常温下： pH =7
[H+]=[OH-] [H+]＞[OH-] [H+]＜[OH-]
酸性溶液
碱性溶液