第二节水的电离和溶液的酸碱性第1课时溶液的酸碱性与pH[学习目标定位]1.了解水的电离平衡及其影响因素，知道水的离子积常数的表达式及其应用。2.了解溶液的酸碱性与pH的关系。一水的电离1.醋酸是一种弱酸，请回答下列问题：醋酸的电离方程式是CH3COOHH＋＋CH3COO－，其电离常数表达式是Ka＝。2.水是一种极弱的电解质，极难电离。(1)水的电离方程式是H2O＋H2OH3O＋＋OH－或简写为H2OH＋＋OH－。(2)水的电离常数表达式是K电离＝。(3)请根据水的电离常数表达式，推导写出水的离子积常数的表达式Kw＝c(H＋)·c(OH－)。(4)常温下，水的离子积常数Kw＝1.0×10－14，则纯水中c(H＋)＝1.0×10－7mol·L－1；若某酸溶液中c(H＋)＝1.0×10－4mol·L－1，则该溶液中c(OH－)＝1.0×10－10mol·L－1。3.分析下列条件的改变对水的电离平衡H2OH＋＋OH－的影响，并填写下表：改变条件平衡移动方向溶液中c(H＋)溶液中c(OH－)pH溶液的酸碱性Kw升高温度右移增大增大减小中性增大加入酸左移增大减小减小酸性不变加入碱左移减小增大增大碱性不变加入活泼金属(如Na)右移减小增大增大碱性不变归纳总结1.水的离子积常数Kw＝c(H＋)·c(OH－)(1)Kw只与温度有关，温度升高，Kw增大。(2)常温时，Kw＝1.0×10－14，不仅适用于纯水，还适用于酸、碱的稀溶液。(3)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－)总是相等的。2.外界条件对水的电离平衡的影响(1)因水的电离是吸热过程，故温度升高，会促进水的电离，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，会抑制水的电离，水的电离程度减小，Kw不变。(3)加入了活泼金属，可与水电离产生的H＋直接发生置换反应，产生H2，使水的电离平衡向右移动。1.25℃时，水的电离平衡H2OH＋＋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NaHSO4，c(H＋)增大，Kw不变C.向水中加入少量盐酸，平衡逆向移动，c(H＋)降低D.将水加热，Kw增大，c(H＋)不变答案B解析A项，NH3·H2O电离出OH－，使水的电离平衡逆向移动，但c(OH－)增大；B项，NaHSO4电离出H＋，使水的电离平衡逆向移动，c(H＋)增大，但Kw不变；C项，加入盐酸，H2O的电离平衡逆向移动，但c(H＋)增大；D项，加热促进H2O的电离，Kw和c(H＋)都增大。2.某温度下纯水的c(H＋)＝2×10－7mol·L－1，则此时c(OH－)为；若温度不变，滴入稀盐酸使c(H＋)＝5×10－4mol·L－1，则溶液中c(OH－)为，由水电离产生的c(H＋)为，此时温度(填“高于”、“低于”或“等于”)25℃。答案2×10－7mol·L－18×10－11mol·L－18×10－11mol·L－1高于解析纯水电离出的c(H＋)＝c(OH－)＝2×10－7mol·L－1，故Kw＝4×10－14>1×10－14，故此时温度高于25℃。温度不变，滴入稀盐酸使c(H＋)＝5×10－4mol·L－1，则溶液中c(OH－)为＝4×10－14/(5×10－4)＝8×10－11mol·L－1＝c(OH－)水。二溶液的酸碱性与pH1.溶液的酸碱性是由溶液中c(H＋)与c(OH－)的相对大小决定的。请填写下表：c(H＋)与c(OH－)相对大小c(H＋)/mol·L－1的范围(25℃)中性溶液c(OH－)＝c(H＋)c(H＋)＝1.0×10－7酸性溶液c(OH－)1.0×10－7碱性溶液c(OH－)>c(H＋)c(H＋)<1.0×10－72.溶液的pH(1)定义：pH是c(H＋)的负对数，其表达式是pH＝－lgc(H＋)。(2)pH与溶液酸碱性的关系：(3)溶液酸碱性的测定方法①酸碱指示剂法(只能测定溶液的pH范围)。常见酸碱指示剂的变色范围：指示剂变色范围(颜色与pH的关系)石蕊<5.0红色5.0～8.0紫色>8.0蓝色酚酞<8.2无色8.2～10.0粉红色>10.0红色甲基橙<3.1红色3.1～4.4橙色>4.4黄色②利用pH试纸测定。使用pH试纸的正确操作为取一小块pH试纸于干燥洁净的玻璃片或表面皿上，用干燥洁净的玻璃棒蘸取试液点在试纸上，当试纸颜色变化稳定后迅速与标准比色卡对照，读出pH。③利用pH计测定。仪器pH计可精确测定试液的pH(读至小数点后2位)。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－)＝1.0×1...
