第1课时水的电离、溶液的酸碱性与pH[目标导航]1.了解水的电离平衡及影响因素。2.了解水的离子积并能进行简单计算。3.了解溶液的酸碱性与pH的关系。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＋H2OH3O＋＋OH－，简写为H2OH＋＋OH－，水的电离常数K电离＝。2．水的离子积常数(1)Kw的推导水的电离平衡常数K电离＝，则c(H＋)·c(OH－)＝K电离·c(H2O)。从实验可知，在室温时55.6mol纯水中只有1×10－7molH2O电离，电离前后H2O的物质的量几乎不变，因此c(H2O)可视为常数，K电离也为一常数，所以K电离·c(H2O)必然也为常数，用Kw表示，因此有c(H＋)·c(OH－)＝Kw。(2)Kw的影响因素水的离子积Kw，只受温度的影响，温度升高，Kw增大。(3)Kw的适用范围Kw不仅适用于纯水，还可适用于稀的电解质水溶液。3．外界条件对水的电离平衡的影响c(H＋)/mol·L－1c(OH－)/mol·L－1水的电离程度平衡移动Kw纯水1.0×10－71.0×10－7————1.0×10－14升温＞1.0×10－7＞1.0×10－7增大向右增大加酸＞1.0×10－7＜1.0×10－7减小向左不变加碱＜1.0×10－7＞1.0×10－7减小向左不变加活泼金属＜1.0×10－7＞1.0×10－7增大向右不变【合作探究】1．在pH＝2的盐酸溶液中由水电离出来的c(H＋)与c(OH－)之间的关系是什么？答案外界条件改变，水的电离平衡发生移动，但任何时候由水电离出的c(H＋)和c(OH－)总是相等的。2．常温下，0.01mol·L－1的HCl溶液中，c(H＋)水＝________；0.01mol·L－1的NaOH溶液中，c(OH－)水＝________。答案1.0×10－12mol·L－11.0×10－12mol·L－13．在100℃，纯水中c(H＋)＝1.0×10－6mol·L－1，此时Kw＝________，在该温度下，0.1mol·L－1NaOH溶液中，c(OH－)水＝________。答案1.0×10－121.0×10－11mol·L－1二、溶液的酸碱性和pH1．溶液的酸碱性(1)常温下溶液的酸碱性与pH的关系①pH＜7，溶液呈酸性；②pH＝7，溶液呈中性；③pH＞7，溶液呈碱性。(2)溶液的酸碱性与c(H＋)、c(OH－)的关系溶液的酸碱性取决于溶液中c(H＋)和c(OH－)的相对大小。①c(H＋)＞c(OH－)溶液呈酸性；②c(H＋)＝c(OH－)溶液呈中性；③c(H＋)＜c(OH－)溶液呈碱性。2．pH(1)表达式：pH＝－lg__c(H＋)。(2)意义：pH越大，溶液碱性越强；pH越小，溶液酸性越强。(3)适用范围：1×10－14mol·L－1≤c(H＋)≤1mol·L－1的溶液。3．溶液酸、碱性的测定方法(1)指示剂法该法只能测其pH的大致范围，常见指示剂变色范围为指示剂变色范围石蕊pH＜5红色5～8紫色＞8蓝色酚酞pH＜8.2无色8.2～10浅红色＞10红色甲基橙pH＜3.1红色3.1～4.4橙色＞4.4黄色(2)pH试纸法把小片试纸放在表面皿或玻璃片上，用干燥洁净的玻璃棒蘸取待测液滴在干燥的pH试纸上，试纸变色后，与标准比色卡对比，即可确定溶液的pH。(3)pH计测量法【合作探究】1．判断溶液酸、碱性的标准是什么？pH＝7的溶液是否一定为中性溶液？答案判断溶液酸、碱性的标准是比较c(H＋)、c(OH－)的相对大小，pH＝7的溶液不一定为中性溶液，只有在常温下pH＝7的溶液才为中性溶液，因为Kw只与温度有关，如在100℃时，Kw＝1.0×10－12，pH＝6为中性，pH＝7应为碱性。2．使用pH试纸应注意什么？答案测定溶液的pH时，pH试纸不能润湿，否则，非中性溶液的pH测定值将比实际pH大或小，用广范pH试纸测溶液的pH时，只能读整数。一、影响水电离平衡的因素【例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不变答案B解析A项，向水中加入稀氨水，c(OH－)增大；B项，向水中加入NaHSO4，c(H＋)增大，由于温度不变，Kw应不变；C项，c(H＋)应增大；D项，加热，Kw增大，pH减小。【规律总结】水的电离影响因素分析(1)水的电离是吸热过程，温度升高促进水的电离，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，抑制水的电离，水的电离程度减小，Kw不变。(3)活泼金属与水电离产生的H＋直接发生置换反应产生氢气...
