水的电离和溶液的ph教案

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1、水的电离和溶液的pH[考纲要求] 1.了解水的电离及离子积常数。2.了解溶液pH的定义;认识溶液的酸碱性、溶液中c(H+)和c(OH-),pH三者之间的关系,并能进行简单计算。3.了解测定溶液pH的方法(强酸、强碱)。4.了解中和滴定的原理和方法。考点一 水的电离1.水的电离水是极弱的电解质,水的电离方程式为H2O+H2OH3O++OH-或H2OH++OH-。2.水的离子积常数Kw=c(H+)·c(OH-)。(1)室温下:Kw=1×10-14。(2)影响因素;只与温度有关,升高温度,Kw增大。(3)适用范围:K

2、w不仅适用于纯水,也适用于稀的电解质水溶液。(4)Kw揭示了在任何水溶液中均存在H+和OH-,只要温度不变,Kw不变。3.影响水电离平衡的因素(1)升高温度,水的电离程度增大,Kw增大。(2)加入酸或碱,水的电离程度减小,Kw不变。(3)加入可水解的盐(如FeCl3、Na2CO3),水的电离程度增大,Kw不变。4.外界条件对水的电离平衡的影响体系变化条件   平衡移动方向Kw水的电离程度c(OH-)c(H+)酸逆不变减小减小增大碱逆不变减小增大减小可水解的盐Na2CO3正不变增大增大减小NH4Cl正不变增大减小增大温度

3、升温正增大增大增大增大降温逆减小减小减小减小其他:如加入Na正不变增大增大减小深度思考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.甲同学认为,在水中加入H2SO4,水的电离平衡向左移动,解释是加入H2SO4后c(H+)增大,平衡左移。乙同学认为,加入H2SO4后,水的电离平衡向右移动,解释为加入H2SO4后,c(H+)浓度增大,H+与OH-中和,平衡右移。你认为哪种说法正确?说明

4、原因。水的电离平衡移动后,溶液中c(H+)·c(OH-)增大还是减小?答案 甲正确,温度不变,Kw是常数,加入H2SO4,c(H+)增大,c(H+)·c(OH-)>Kw,平衡左移。不变,因为Kw仅与温度有关,温度不变,则Kw不变,与外加酸、碱、盐无关。反思归纳(1)水的离子积常数Kw=c(H+)·c(OH-),其实质是水溶液中的H+和OH-浓度的乘积,不一定是水电离出的H+和OH-浓度的乘积,所以与其说Kw是水的离子积常数,不如说是水溶液中的H+和OH-的离子积常数。即Kw不仅适用于水,还适用于酸性或碱性的稀溶液。不管

5、哪种溶液均有c(H+)H2O=c(OH-)H2O。(2)水的离子积常数显示了在任何水溶液中均存在水的电离平衡,都有H+和OH-共存,只是相对含量不同而已。题组一 影响水电离平衡的因素及结果判断1.25℃时,相同物质的量浓度的下列溶液:①NaCl ②NaOH③H2SO4 ④(NH4)2SO4,其中水的电离程度按由大到小顺序排列的一组是(  )A.④>③>②>①B.②>③>①>④C.④>①>②>③D.③>②>①>④答案 C解析 分析四种物质可知②NaOH、③H2SO4抑制水的电离,①NaCl不影响水的电离平衡,④(NH4)

6、2SO4促进水的电离(NH水解),在②③中H2SO4为二元强酸,产生的c(H+)大于NaOH产生的c(OH-),抑制程度更大,故顺序为④>①>②>③。2.一定温度下,水存在H2OH++OH- ΔH=Q(Q<0)的平衡,下列叙述一定正确的是(  )A.向水中滴入少量稀盐酸,平衡逆向移动,Kw减小B.将水加热,Kw增大,pH减小C.向水中加入少量固体CH3COONa,平衡逆向移动,c(H+)降低D.向水中加入少量固体硫酸钠,c(H+)=10-7mol·L-1,Kw不变答案 B解析 A项,Kw应不变;C项,平衡应正向移动

7、;D项,由于没有指明温度,c(H+)不一定等于10-7mol·L-1。题组二 水电离的c(H+)或c(OH-)的计算3.求算下列溶液中由H2O电离的c(H+)和c(OH-)。(1)pH=2的H2SO4溶液c(H+)=__________,c(OH-)=__________。(2)pH=10的NaOH溶液c(H+)=__________,c(OH-)=__________。(3)pH=2的NH4Cl溶液 c(H+)=__________。(4)pH=10的Na2CO3溶液 c(OH-)=__________。答案 (1)

8、10-12mol·L-1 10-12mol·L-1 (2)10-10mol·L-1 10-10mol·L-1 (3)10-2mol·L-1 (4)10-4mol·L-1解析 (1)pH=2的H2SO4溶液中H+来源有两个:H2SO4的电离和H2O的电离,而OH-只来源于水。应先求算c(OH-),即为水电离的c(H+)或c(OH-)

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