高二化学水的电离平衡
水的电离和溶液的酸碱性典型例题及习题
高二化学《水的电离和溶液的酸碱性》典型例题及习题（一）典型例题【例1】常温下，纯水中存在电离平衡：H+-，请填空：改变条件水的电离平衡移动K w c(H+)总c(OH-)总水电离出的c(H+) 升温到100℃通氯化氢10-2 mol/L加氢氧化钠固体10-4 mol/L加氯化钠固体10-7 mol/L【例2】室温下，在pH=12的某溶液中，由水电离生成的c(OH－)为（）双选A.1.0×10－7 mol·Ｌ－1B.1.0×10－6 mol·Ｌ－1C.1.0×10－2 mol·Ｌ－1D.1.0×10－12 mol·Ｌ－1【例3】室温下，把1mL0.1mol/L的H2SO4加水稀释成2L溶液，在此溶液中由水电离产生的H+，其浓度接近于（）A. 1×10-4 mol/LB. 1×10-8 mol/LC. 1×10-11 mol/LD. 1×10-10 mol/L【分析】温度不变时，水溶液中氢离子的浓度和氢氧根离子的浓度乘积是一个常数。
在酸溶液中氢氧根离子完全由水电离产生，而氢离子则由酸和水共同电离产生。
当酸的浓度不是极小的情况下，由酸电离产生的氢离子总是远大于由水电离产生的(常常忽略水电离的部分)，而水电离产生的氢离子和氢氧根离子始终一样多。
所以，酸溶液中的水电离的氢离子的求算通常采用求算氢氧根离子。
稀释后c(H+)=（1×10-3L×0.1mol/L）/2L = 1×10-4mol/Lc(OH-) = 1×10-14/1×10-4 = 1×10-10 mol/L【答案】D【例4】将pH为5的硫酸溶液稀释500倍，稀释后溶液中c (SO42－）：c (H+)约为（）A、1：1B、1：2C、1：10D、10：1【分析】根据定量计算，稀释后c(H+)=2×10-8mol·L-1，c(SO42-)=10-8mol·L-1，有同学受到思维定势，很快得到答案为B。
水的电离与溶液pH关系
学生专用7月25日高二化学一、水的电离1、H2O + H2O H3O＋ + OH- 简写： H2O H＋+ OH-2、 H2O的电离常数K电离＝＝O)C(H)C(OH)C(H2-•+3、水的离子积25℃K W= c（H＋）· c（OH－）= = 1.0×10－14。
4、影响因素：温度越高，Kw越大，水的电离度越大。
对于中性水，尽管温度升高Kw,增大，但仍是中性水，5、KW不仅适用于纯水，还适用于酸性或碱性的稀溶液，不管是哪种溶液均有：C(H＋)H2O == C(OH―)H2OKW== C(H＋)溶液·C(OH―)溶液6. K w揭示了在任何水溶液中均存在H＋和OH－，只要温度不变，K w不变，H＋和OH－浓度大小是一种“此消彼涨”的动态关系。
二、影响水的电离平衡的因素条件K w平衡移动水的电离程度c(H＋)c(OH－)c(H＋)c(OH－)相对大小溶液的酸碱性升温↑→↗↗↗相等中性通HCl（g）—←↘↗↘c(H＋)较大酸性加NaOH（s)—←↘↘↗c(OH－)较大碱性加NaCl（s)—————相等中性(1) K w不仅适用于水，还适用于酸性或碱性的稀溶液。
不管哪种溶液均有c(H＋)H2O＝c(OH－)H2O。
(2) 水溶液的酸碱性取决于溶液中c(H＋)和c(OH－)的相对大小。
练习1 纯水在10℃和50℃的H+浓度，前者与后者的关系是（）A.前者大B.后者C.相等大D.不能确定练习2 .水的电离过程为H2O H+ + OH-，在不同温度下其离子积为KW25℃=1×10-14， KW35℃ =2.1 ×10-14。
则下列叙述正确的是：（）A、c(H+)随着温度的升高而降低B、在35℃时，纯水中 c(H+) ＞c(OH-)C、水的电离常数K25 ℃＞K35 ℃D、水的电离是一个吸热过程练习3 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？练习4 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？练习5、判断正误：1)任何水溶液中都存在水的电离平衡。
312电离平衡常数-2023学年高二化学上学期同步精品课件(人教版2019选择性必修1)
第一节 电离平衡第二课时电离平衡常数第三章 水溶液中的离子反应与平衡1、构建电离平衡常数模型。
2、能应用模型解释弱电解质在水溶液中发生的变化。
在一定条件下，弱电解质的电离达到平衡时，溶液中弱电解质电离所生成的各种离子浓度的乘积，与溶液中未电离分子的浓度之比是个常数，这个常数称为电离平衡常数，简称电离常数。
一、电离平衡常数阅读课本P57，总结电离平衡常数的概念1、概念2、表达式本质上也是平衡常数，所以表示方法一样电离方程式电离常数表达式CH3COOH NH3·H2O CH3COOH ⇌ CH3COO- + H+Ka＝ c(H+)·c(CH3COO−)c(CH3COOH) NH3·H2O ⇌ NH4++ OH-K b = c(NH4+)·c(OH－)c(NH3·H2O)（1）一元弱酸、弱碱通常用K a、K b分别表示弱酸、弱碱的电离常数。
电离方程式电离常数表达式H2CO3 Cu(OH)2H2CO3 ⇌ H+ +HCO3−HCO3- ⇌ H+ +CO32−Ka1＝ c(H+)·c(HCO3−)c(H2CO3)Ka2＝ c(H+)·c(CO32−)c(HCO3−)Cu(OH)2 ⇌ Cu2+ + 2OH- Kb＝c(Cu2+ )·c2(OH−)c[Cu(OH)2]（2）多元弱酸、弱碱3、影响弱电解质电离常数的因素：内因：弱电解质的性质：电解质越弱，Ka（或Kb）越小,越难电离，酸 (碱)的酸(碱)性越弱。
外因：只与温度有关。
T越大， Ka（Kb）越大。
CH3COOH 25℃0℃电离平衡常数Ka=1.75×10-5Ka=1.65×10-525℃CH 3COOH HCN 电离平衡常数Ka=1.75×10-5Ka=4.9×10-10CH 3COOH 比HCN 酸性强4、电离平衡常数的意义H 3PO 4H + + H 2PO 4- Ka1=7.1H 2PO 4-H ++ HPO 42- Ka 2=6.2HPO 42-H + + PO 43- Ka 3=4.5多元弱酸的分步电离一步比一步难。
高二化学选修4 电离平衡
正向
移动。
问题引导下的再学习 CH3COOH
平衡 电离 改变条件 移动 程度 升高温度 正向 增大 加浓盐酸 逆向 减小
CH3COO- + H+ △H>0
C(CH3COOH) C(CH3
COO--)
+ C(H )
溶液 酸性
减小 增大 增大 减小
增大
减小 增大 增大 减小 增大
增大 增强 增大 增强
5. H+浓度相等的HCl和CH3COOH加水稀释 c(H+)
a b
V(H2O)
a CH3COOH
b HCl
问题引导下的再学习
6. 等体积c(H+)相等的HCl和CH3COOH中加入足量颗粒 大小相同的Zn粒
强酸 HCl① c(酸) 开始速率 反应过程中速 率下降快慢 过程中速率 生成V(H2)
CH弱酸 3COOH②
第一节
弱电解质的电离
电离平衡
第二课时
预习检测
1.化学平衡状态的特征？ 逆、动、等、定、变 2.密闭容器中加入1mol N2、3mol H2，开始发生反应： N2+3H2 2NH3，画出建立化学平衡的v-t图。
3.勒夏特列原理的内容？适用范围？
4.Cl2+H2O=H++Cl－+HClO，加水稀释，平衡如何移动？
加 逆向 减小 CH3COONa
加NaOH 正向 增大
减小 减弱
减小 减弱
加水
正向 增大
减小
增大
减小 减弱
增大 增强
加冰醋酸 正向 减小
问题引导下的再学习 三、电离平衡移动的应用
1.比较1mol/L HCl①和1mol/L CH3COOH②中H+浓度 c(H+)= 1mol/L c(H+) < 1mol/L ① > ② 2.比较1mol/L HCl①和0.1mol/L HCl ②中H+浓度 ① > ② ① = 10×②
第三章 水溶液中的离子平衡 章末归纳与整理-高二化学(人教版选修4)
＜7
c(H＋)＜c(OH－)
c(H＋)＜10－7mol·L－1
＞7
pH＝－lgc(H＋) 常温下：①pH相同的酸(或碱)，酸(或碱)越弱，其物质的量 浓度越大。②pH相同的强酸和弱酸溶液，加水稀释相同的 倍数时，强酸溶液的pH变化大。
2．酸碱中和滴定过程中的溶液的pH变化规律：在中和反应中，溶液
pH发生很大的变化，在滴定过程中会因pH突变而使指示剂发生颜色变
中和滴定
1．溶液的酸碱性规律：取决于溶液中c(H＋)和c(OH－)的相对大小：
溶液 类别
中性 溶液 酸性 溶液 碱性 溶液 定义
规律
c(H＋)与c(OH－)的 关系
室温(25 ℃)
数值
pH
c(H＋)＝c(OH－) c(H＋)＝c(OH－)＝10－7mol·L－1 ＝7
c(H＋)＞c(OH－)
c(H＋)＞10－7mol·L－1
2．电离平衡的移动与电离平衡常数K、离子浓度的关系
实例 改变条件 加水稀释
CH3COOH CH3COO－＋H＋ ΔH＞0
NH3·H2O
NH4+＋OH－ H＋)
c(OH－)
移动方 向
平衡常 数
c(OH－)
c(H＋)
向右 不变 减小 增大 向右 不变 减小 增大
加HCl 加NaOH
盐的类别 溶液的酸碱性
原因
强酸 弱碱盐
强碱 弱酸盐
呈酸性， pH＜7
呈碱性， pH＞7
弱碱阳离子与H2O电离出的OH－结 水解实质：盐电
合，使c(H＋)＞c(OH－)
离出的阴离子、
弱酸根阴离子与H2O电离出的H＋
阳离子与H2O电离 出的H＋或OH－结
结合，使c(OH－)＞c(H＋)
鲁科版化学反应原理第三章《物质在水溶液中的行为》寒假复习学案及答案
《第三章物质在水溶液中的行为》寒假统考复习学案编辑人：高二化学组 2013.12.23一、水的电离：精确实验表明，水是一种极弱电解质，存在有电离平衡：在25℃时纯水中 ,[H+]=[OH-] = ，Kw = [H+][OH-] = mol-2·L-2［结论］ 1、水的电离是个过程，故温度升高，水的Kw。
2、水的离子积是水电离平衡时的性质，它不仅适用于纯水，也适用于任何稀溶液。
即25℃时溶液中[H+][OH-] = 1.0× 10-14mol-2•L-23、在酸溶液中，[H+]近似看成是酸电离出来的H+浓度，[OH-]则来自于水的电离。
4、在碱溶液中，[OH-]近似看成是碱电离出来的OH-浓度，而[H+]则是来自于水的电离。
【练习】1．常温下，某溶液中由水电离出来的c(H＋)＝1.0×10-13mol·L－1，该溶液可能是( )①二氧化硫②氯化铵水溶液③硝酸钠水溶液④氢氧化钠水溶液A．①④B．①②C．②③D．③④2. 某溶液中水电离产生的C(H+)=10-3mol/L，,该溶液中溶质可能是（）①Al2(SO4)3②NaOH ③NH4Cl ④NaHSO4 A、①②B、①③C、②③D、①④3. 25℃时，水的电离达到平衡：H 2O H＋＋OH－；ΔH＞0，下列叙述正确的是（）A．将水加热，K W增大，溶液的pH增大B．向水中加入稀氨水，平衡正向移动，c(OH－)增加C．向水中加入少量固体硫酸氢钠，c(H＋)降低，K W不变D．向水中加入少量固体CH3COONa，平衡正向移动，c(OH－)增加4. 能促进水的电离，并使溶液中C(H+)>C(OH—)的操作是（）（1）将水加热煮沸（2）向水中投入一小块金属钠（3）向水中通CO2 （4）向水中通NH3（5）向水中加入明矾晶体（6）向水中加入NaHCO3固体（7）向水中加NaHSO4固体A、（1）（3）（6）（7）B、（1）（3）（6）C、（5）（7）D、（5）二、溶液的酸碱性和pH值1.溶液酸性、中性或碱性的判断依据是：看和的相对大小.在任意温度的溶液中：若c（H+）>c（OH-） c（H+）=c（OH-）c（OH-）>c（H+）溶液的pH值:氢离子浓度的负对数。
辽宁省建平县第二高级中学高二化学《第二节水的电离和溶液的酸碱性》课件
（3）PH为2 的盐酸和PH为12 的某碱等体积相混合，则混合 液PH_______
（4）PH为12 的NaOH溶液和PH为2的某酸溶液等体积相混 合，则混合液PH _____
（5）盐酸的PH值为X，NaOH溶液的PH为Y，体积相混合， 则混合液PH _____
溶液PH值 1.0
PH
12
10 8
6 4 2
0
10
19.96 20.00 20.04
4.0 7.0 10.0
30.00
12.3
反应终点
突
pH
变 范
围
20 30
40 V(NaOH ) / ml
指示剂选择
PH
酚酞
12
10 8
7
6 4 2
0
10
20 30
颜色突变范围
40 V(NaOH ) / ml
指示剂选择
7.判断下列说法是否正确：
（1）pH=7的溶液是中性溶液。
()
（2）H2S溶液中c(H+)：c(S2-)=2：1 。
()
（3）0.1 mol/L的HAc中c(H+)是0.2 mol/L HAc中c(H+)
的1/2。
()
（4）0.1 mol/L的HAc中c(H+) c(HAc)大于0.01 mol/L
结论：1. pH1+ pH2<14的强酸强碱等体积混合后，pH混= pH酸+0.3
2. pH1+ pH2=14的强酸强碱等体积混合后，pH混= 7
3. pH1+ pH2>14的强酸强碱等体积混合后， pH混= pH碱-0.3
22人教版高中化学新教材选择性必修1--第一节 电离平衡
强电解质，电离平衡将向电离的反方向移动。
（4）化学反应：在弱电解质溶液中加入能与弱电解质电离产生的某种离子
反应的物质，电离平衡将向电离的方向移动。
3. 实例
当外界条件（如浓度、温度等）发生变化时，电离平衡就会发生移动。弱电
解质的电离平衡移动遵循化学平衡移动原理。以 CH3 COOH ⇌ CH3 COO− +
+
−
NH
⋅
H
O
⇌
NH
+
OH
3
2
4
③___________________________。
想一想1 NaHSO4 （溶于水）的电离方程式为 NaHSO4 = Na+ + H + + SO2−
4 ，
有的同学类比 NaHSO4 写出 NaHCO3 的电离方程式 NaHCO3 = Na+ + H + +
部分
2. 强电解质与弱电解质的比较
强电解质
概念
在水溶液中能⑧
全部
________________电离的电
解质
电解质在溶
液中的存在 只有阴、阳离子
形式
弱电解质
在水溶液中只能⑨
部分
________________电离的电解质
既有阴、阳离子，又有电解质分
子
续表
强电解质
弱电解质
a.多数盐（包括难溶性盐）；
未电离分子的浓度
各种离子浓度的乘积
①______________________，与溶液中②___________________之比是一个
常数，这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数。
高二化学第二节 水的电离和溶液的pH教案 人民版
高二化学第二节水的电离和溶液的pH教案人民版【预习导航学案】（走进去，眼前一道美丽的风景）〖目标导入〗一、水的电离1、水是一种极弱的电解质，在水中水的电离形式为：，加入盐酸会水的电离（填“促进”、“抑制”），加入烧碱会水的电离（填“促进”、“抑制”）；加入盐不一定影响水的电离，加入食盐则水的电离平衡移动。
2、水的离子积常数记做，其含义可以表示为：，常温下（250C）水所电离出的c(H+)=c(OH-)= ，所以常温下的K W= ，水的离子积常数只和因素有关，比如，已知在1000C时，K W=1×10-12，则此时纯水中c(H+)=c(OH-)= ，3、pH是描述溶液酸碱性强弱的一个数值，其计算式为：。
常温时纯水的pH= ；二、溶液的酸碱性4、由于任何溶液中都同时含有H+和OH-，故而判断溶液的酸碱性关键看H+和OH-的相对大小：在常温下（250C）时：酸性溶液：c(H+) c(OH-)，其pH范围；中性溶液：c(H+) c(OH-)，其pH范围；碱性溶液：c(H+) c(OH-)，其pH范围；5、对于一个溶液，其pH 则酸性越强，其 pH 则碱性越强。
〖轻松鼠标〗一、1．H2O H++OH-抑制抑制不2．Kw Kw =c(H+)×c(OH-) 1×10-7mol/L1×10-14温度1×10-6mol/L3．pH= —lg c(H+)7二、4．> pH<7= pH<=7< pH>75．越小越大【互动研学课堂】（名师点拨，顺利走进互动学习快车道）〖教材串讲〗一、水的电离水是一种极弱的电解质, 它能微弱的电离,成水合氢离子和氢氧根离子，其电离的方程式为：H2O+H2O H3O++OH-或 H2O H++OH-这个过程是一个吸热过程, 升温, 水的电离平衡右移, 其电离程度增大。
1、精确的实验证明测得，在25℃(常温)时, 纯水中 c(H+) 和 c(OH-) 都等于1×10-7mol/L，即25 ℃时，kw=c(H+) · c(OH-) =1×10-14，kw 为水的离子积常数，〖例题解说〗【例1】1、下列物质溶于水时，会使水的电离平衡逆向移动的是（）A. NaClB.NaOHC.HClD.乙醇答案：BC点拨：由水的电离H2O H++OH-，结合勒夏特列原理可以判断，加入NaOH 或HCl 后，相应增加溶液中OH-或 H+的浓度，故而使水的电离向逆向移动；而加入NaCl后，其电离出的Na+ 和Cl- 对水的电离不会产生任何影响；乙醇是非电解质，不会电离，故而对于谁的电离平衡也没有任何影响。
【高中化学电离平衡】电离平衡
高二化学备课组
第一节 弱电解质的电离平衡
▪ 一、强、弱电解质与结构的关系
单质
强电解质
纯净物
电解质
物质
化合物
弱电解质
混合物
非电解质
绝大部分盐
离子化合物 强碱
强电解质
化
某些金属氧化物
合
强极性共价化合
物
物（如强酸）
共价化合物
弱极性共 价化合物
弱酸 弱碱 弱电解质 水 大多有机物
大多非金属 非电解质 氧化物
▪ 4）多元弱碱的电离情况比较复杂，中学阶 段将其简单的认为是一步电离。如：
▪ Fe(OH)3≒Fe3++3OH-
▪ 5）酸式根离子只有HSO4-可以拆写。
▪ 6）注意物质的电离平衡与溶解平衡的区别。 ▪ Ca(OH)2(s)≒ Ca2++2OH▪ Ca(OH)2 = Ca2++2OH-
▪ 三、溶液的浓度与溶液中离子浓度的关系 ▪ 例：0.1mol/L的下列溶液中，所含c（H＋）
▪ 若在纯水滴加冰醋酸，试分析一下所形成 的水溶液中发生哪些变化？
▪ 以醋酸为例，研究弱电解质的电离过程中 实质上包含着哪几个过程？
▪ 弱电解质的电离过程中包含：
▪ （1）分子电离成离子；
▪ （2）离子结合成分子。
二、弱电解质的电离平衡
电离平衡和化
v v电离
电离平衡
学平衡一样， 当外界条件改
v分子化
▪ 电离方程式书写跟离子方程式书写有哪些 差别？
▪ 1、电解质的强弱与其溶解度大小无关。
▪ 2、电解质导电的前提是电离；而电离的条 件是在水分子作用下或熔融状态下。