高二化学选修4水溶液[学习目标]1、了解水的电离过程及水的离子积常数的含义,并能应用水的离子积常数进行相关计算。2、认识溶液的的酸、碱性与H+OH-浓度，以及与pH的关系。3、知道pH的含义并进行有关pH的简单计算。（第一课时）[知识回顾]对于任意反应aA+Bb==cC+dD(A,B,C,D均为气态)，写出其化学平衡常数表达式（用浓度表示）：[知识梳理]一、水的电离1、水的电离思考1：水是不是电解质？它能电离吗？（1）实验发现水仍具有导电性，这说明纯水中存在的离子，它们是和，是由水分子电离产生的。水的电离方程式为：（2）水的电离是个（填可逆或不可逆）过程，在一定条件下可以达到电离平衡，其平衡常数的表达式为。思考2：计算水中H+和OH-的浓度:实验测得，在室温下1LH2O（即mol）中只有1×10-7molH2O电离，则室温下C(H+)和C(OH-)分别为多少?2、水的离子积常数在一定温度下，K与[H2O]都是常数，其乘积也必然是常数，因此[H+][OH-]也是，Kw=,式中Kw称为，简称水的。Kw反映了水中和的关系。且室温下Kw=mol2•L-2说明：（1）、水的电离是个吸热过程，故温度升高，水的Kw。所以说Kw时要强调温度25℃时Kw=1.0×10-14mol-2•L-2;100℃时Kw=1.0×10-12mol-2•L-2.(2)、对于中性水，尽管Kw增大，但仍是中性水，[H+]=[OH-].（3）、水的离子积是水电离平衡时的性质，它不仅适用于纯水，也适用于任何酸、碱、盐稀溶液。即溶液中[H+][OH-]=1.0×10-14mol-2•L-2。(4)、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。(5)、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。(6)、任何水溶液中，由水所电离而生成的C(H+)C(OH-)。3、影响水的电离平衡的因素：温度：水的电离是的过程（填吸热或放热），温度升高会使水的电离平衡向移动（填左、右或不）。浓度：加酸，水的电离平衡向移动（填左、右或不）；加碱，水的电离平衡向移动（填左、右或不）。可见，加酸、加碱都会水的电离，但水的离子积常数不变。（填“促进”“抑制”或“不影响”）[巩固练习]1、下列说法中,正确的是()Ａ．在任何条件下，纯水的ｐＨ＝７Ｂ．在任何条件下，纯水都呈中性Ｃ．在95℃时,纯水的pH<7Ｄ在95℃时,纯水中的Ｈ＋物质的量浓度c（Ｈ＋）＜10-7mol.L-12、25℃时Kw=10-14mol2/L2,100℃时Kw=10-12mil2/L2,,这说明（）A.100℃时水的电离常数较大B.前者[H+]较后者大C.水的电离过程是一个吸热过程D.Kw和K无直接关系3、纯水在25℃和80℃时的氢离子浓度，前者和后者的关系是（）A、前者大B、相等C、前者小D、不能肯定4、下列说法正确的是：（）A.HCl溶液中无OH-B.NaOH溶液中无H+C.NaCl溶液中既无OH-也无H+D.常温下，任何物质的水溶液中都由H+和OH-，且Kw=[H+][OH-]=10-14mol-2•L-2（第二课时）二、溶液的酸碱性和pH值结合下表，利用平衡移动原理分析酸或碱对水的电离有何影响？在纯水中溶入下列物质后，分析各项变化情况：溶质水电离平衡移动方向[H+]与[OH-]大小关系Kw溶液酸碱性由水电离出的[H+]与[OH-]通HCl气体加NaOH固体加NaCl固体交流研讨：下表给出了室温下一些水溶液的[H+]或[OH-],请填上空缺的数据。化合物C/mol/L[H+]/mol/L[OH-]/mol/LHCl1.0×10-21.0×10-2HNO31.0×10-31.0×10-3NaOH1.0×10-21.0×10-2KOH1.0×10-31.0×10-31、溶液的酸碱性在酸性溶液中也存在OH-，只是H+的浓度比OH-的浓度；在碱性溶液中也存在H+，只是OH-的浓度比H+的浓度。水溶液的酸碱性与[H+]与[OH-]的相对大小的关系：常温（25℃）中性溶液：[H+][OH-][H+]1×10-7mol/L酸性溶液：[H+][OH-][H+]1×10-7mol/L碱性溶液：[H+][OH-][H+]1×10-7mol/L2、溶液的pH：人们常用来表示溶液的酸碱性。pH=范围：广泛pH的范围为。注意：①当溶液中[H+]或[OH-]大于1mol/L时，不用pH表示溶液的酸碱性。3、归纳：pH与溶液酸碱性的关系(25℃时)pH溶液的酸碱性pH<7溶液呈性，pH越小，溶液的酸性pH=7溶液呈性pH>7溶液呈性，pH越大，溶液的碱性4、溶液pH的测定方法（1）酸碱指示剂法说明：常用的酸碱指示剂有石蕊、甲基橙、酚酞试液。常用酸碱指示剂的ｐＨ变色范围指示剂变色范围的ｐＨ石蕊<５红色5－8紫色>8...
