水的电离和溶液的PH（第1课时）【学习目标】1.了解水的电离平衡以及影响因素。2.了解水的离子积并能运用其进行简单计算。3.了解溶液的酸碱性与pH的关系和溶液酸碱性的判断依据与方法。【学习过程】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2H2OH3O＋＋OH－，也可简写为H2OH＋＋OH－。水的电离过程是一个吸热过程。温度升高，水的电离程度增大，c（H+）和c（OH－）也随之增大；温度降低，水的电离程度减小，c（H+）和c（OH－）也随之减小。2．水的离子积常数：KW＝c(H＋)·c(OH－),随着温度的升高，水的离子积增大。在室温下，纯水中的c(H＋)＝c(OH－)＝10－7mol·L－1，KW＝1.0×10－14。(1)无论是纯水，还是酸性、碱性或中性溶液中，由水电离出的c(H＋)＝c(OH－)。(2)25℃，任何稀的电解质水溶液中c(H＋)·c(OH－)＝KW这一关系不变，当条件改变使c(H＋)增大时，c(OH－)必然降低，反之亦然。(3)纯水c(H＋)＝c(OH－)＝；酸溶液中OH－是水电离产生的，水电离的c(H＋)等于溶液中c(OH－)，即水电离产生的c(H＋)＝c(OH－)＝Kw/c(H＋)≤c(H＋)；碱溶液中H＋是水电离产生的，故水电离的c(OH－)等于溶液中c(H＋)，即水电离产生的c(OH－)＝c(H＋)＝Kw/c(OH－)≤c(OH－)。3.影响水的电离平衡的因素：影响因素条件改变平衡移动溶液中的c(H+)溶液中的c(OH-)Kw温度升高温度向右增大增大变大降低温度向左减小减小变小酸碱性加入酸向左增大减小不变加入碱向左减小增大不变二、溶液的酸碱性与溶液的pH1．溶液的酸碱性：在水溶液中，无论是酸性，中性，还是碱性溶液，H+和OH－始终同时存在，二者相互依存，缺一不可，共同组成水的电离平衡体系，同时二者又相互矛盾，此消彼涨，一个增大时，另一个必然减小，使得二者的乘积始终不变，恒等于Kw。c(H＋)与c(OH－)的关系c(H＋)的范围(25℃)pH范围(25℃)中性溶液c(OH－)＝c(H＋)c(H＋)＝1.0×10－7＝7酸性溶液c(OH－)1.0×10－7<7碱性溶液c(OH－)>c(H＋)c(H＋)<1.0×10－7>7(1)溶液的酸碱性指的是溶液中c(H＋)、c(OH－)的相对大小；而酸和碱的酸碱性是指其潜在的电离出H＋或OH－的能力。(2)酸、碱的强弱是以电解质的电离程度来区分的。强酸、强碱在溶液中完全电离，弱酸、弱碱在溶液中部分电离。2.溶液的pH：(1)计算公式：pH＝－lgc(H＋)(2)表示意义：表示溶液酸碱性的强弱。溶液pH越小，溶液酸性越强；溶液pH越大，溶液碱性越强。pH每改变1，溶液中c(H+)改变10倍，即pH增大1，溶液中c(H+)就减小为原来的，pH减小1，溶液中c(H+)就增大为原来的10倍。(3)常温下，溶液的酸碱性跟pH的关系：①中性溶液：c(H+)=10－7pH=7②酸性溶液：c(H+)＞10－7pH＜7（溶液酸性越强，溶液的PH值越小）③碱性溶液：c(H+)＜10－7pH＞7（溶液碱性越强，溶液的PH值越大）（4）测定方法：①酸碱指示剂这种方法只能测出pH的范围，一般不能准确测定pH。常用指示剂的变色范围和颜色变化如下表：②pH试纸法：可以粗略测定溶液的pH。其使用方法如下：测量时，将pH试纸放在表面皿或玻璃片上，用干燥洁净的玻璃棒蘸取溶液滴在干燥的pH试纸上，在半分钟内将试纸与标准比色卡进行对照得pH。测定溶液的pH时，pH试纸不能湿润，否则，非中性溶液的pH测定值将比实际pH大(酸)或小(碱)。用广泛pH试纸测溶液的pH时，pH只能读整数。③pH计：精确测定溶液的pH时使用pH计(也叫酸度计)，测量时可以从仪器上直接读出溶液的pH。【当堂检测】1.25℃时，水的电离达到平衡：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2.常温下，0.1mol·L－1的NaOH溶液中由水电离出的OH－的物质的量浓度为()A．0.1mol·L－1B．1.0×10－13mol·L－1C．1.0×10－7mol·L－1D．无法确定3.25℃的下列溶液中，碱性最强的是()A．pH＝11的溶液B．c(OH－)＝0.12mol·L－1C．1L中含有4gNaOH的溶液D．c(H＋)＝1×10－10mol·L－1的溶液4.常温下，下列各组离子在指定溶液中能大量共存的是()A．pH＝1的溶液中：Fe2＋...
