第二節水的電離和溶液的酸鹼性
第1課時水的電離溶液的酸鹼性
1.掌握水的離子積kw和ph的概念。 2.掌握酸、鹼對水的電離的影響。
3．掌握溶液酸鹼性的特徵與ph的關係。
知識點一水的電離
閱讀教材p45～p46，思考並填空。
1．水的電離
水是一種極弱的電解質，電離方程式為h2o＋h2oh3o＋＋oh－，簡寫為h2oh＋＋oh－，水的電離常數k電離＝。
2．水的離子積常數
(1)推導
由精確的實驗可知，25 ℃時1 l純水(55.6 mol)只有1×10－7 mol h2o電離，則c(h2o)幾乎不變，可視為常數，又因為k電離為常數，所以c(h＋)·c(oh－)＝k電離·c(h2o)為一常數，記為kw。
(2)表示式
kw＝c(h＋)·c(oh－)。25 ℃時，kw＝1.0×10－14。
(3)影響因素
水的離子積kw只受溫度的影響，溫度公升高，kw增大。
(4)適用範圍
kw不僅適用於純水，還適用於稀的電解質水溶液。
1．判斷正誤
(1)水是電解質，所以純水能導電。( )
(2)鹽酸中無oh－，只有h＋和cl－以及水分子。( )
(3)加熱，水的電離程度增大，但kw不變。( )
答案：(1)× (2)× (3)×
2．某溫度下，測得純水中的c(h＋)＝2×10－7 mol/l，則c(oh－)為( )
a．2×10－7 mol/l
b．0.1×10－7 mol/l
c．0.5×10－7 mol/l
d．無法確定
解析：選a。只要是純水，由水電離出來的氫離子濃度就等於由水電離出來的氫氧根離子濃度。
本題易錯用常溫下水的離子積常數來計算，從而得出錯誤結論，所以在用水的離子積常數解題時要特別注意溫度。
1．影響水的電離平衡的因素
向水中加入酸時，不是中和oh－促進水的電離，而是增大了h＋的濃度抑制水的電離，原因是水中的oh－的濃度非常小；同樣，加入鹼時，是增大了oh－的濃度而抑制水的電離。
2．水的離子積常數及應用時的注意事項
(1)水的離子積kw與溫度有關，溫度越高，kw越大，所以，使用水的離子積時，必須指明溫度，如不指明，則認為是25 ℃。
(2)水既可以看作一元弱酸，也可看作一元弱鹼。當向水中加入酸時，由於c(h＋)增大，水的電離平衡逆向移動，c(h＋)>1×10－7 mol/l>c(oh－)；當向水中加入鹼時，c(oh－)增大，水的電離平衡逆向移動，c(h＋)<1×10－7 mol/l(3)kw＝c(h＋)·c(oh－)不僅適用於中性溶液，也同樣適用於稀的酸溶液和稀的鹼溶液。在任何時候、在任何溶液中，都同時存在h＋、oh－，其乘積也為一常數。
在不同的溶液中，c(h＋)和c(oh－)雖然不一定相等，但是由水電離出的c(h＋)和c(oh－)卻總是相等的。
(4)kw＝c(h＋)·c(oh－)中的c(h＋)和c(oh－)分別指的是溶液中的h＋和oh－的總濃度，要弄清溶液中的c(h＋)和水電離出的c(h＋)，溶液中的c(oh－)和水電離出的c(oh－)。一般來說，當溶液中的c(h＋)或c(oh－)大於由水電離出的c(h＋)或c(oh－)的1 000倍，水電離產生的h＋或oh－的濃度即可忽略。
關於水的離子積常數，下列說法不正確的是( )
a．蒸餾水中，c(h＋)·c(oh－)＝1×10－14
b．純水中，25 ℃時，c(h＋)·c(oh－)＝1×10－14
c．25 ℃時，任何以水為溶劑的稀溶液中c(h＋)·c(oh－)＝1×10－14
d．kw值隨溫度公升高而增大
[解析] a項未指明溫度，故錯誤。
[答案] a
kw表示式中，c(h＋)、c(oh－)均表示整個溶液中總物質的量濃度。相同溫度下，純水或任何稀水溶液中c(h＋)·c(oh－)相等。
外界因素對水的電離平衡的影響
1．25 ℃時，水的電離達到平衡：h2oh＋＋oh－ δh>0，下列敘述正確的是( )
a．向水中加入稀氨水，平衡逆向移動，c(oh－)降低
b．向水中加入少量固體硫酸氫鈉，c(h＋)增大，kw不變
c．向水中加入少量ch3cooh，平衡逆向移動，c(h＋)降低
d．將水加熱，kw增大，c(h＋)不變
解析：選b。向水中加入稀氨水，c(oh－)增大，平衡逆向移動，c(h＋)減小，a項不正確；向水中加入少量固體nahso4：
nahso4===na＋＋h＋＋so，c(h＋)增大，但kw不變，b項正確；向水中加入少量ch3cooh後，使水的電離平衡逆向移動，c(oh－)減小，c(h＋)增大，c項不正確；將水加熱，水的電離平衡正向移動，c(h＋)、c(oh－)均增大，kw增大，d項不正確。
2．(2016·蘇州質檢)下列操作會促進h2o的電離，且使溶液ph>7的是( )
a．將純水加熱到90 ℃
b．向水中加少量naoh溶液
c．向水中加少量na2co3溶液
d．向水中加少量fecl3溶液
解析：選c。將純水加熱到90 ℃，水的電離程度增大，c(h＋)＝c(oh－)>10－7 mol·l－1，ph<7，a錯；向水中加少量naoh溶液，水中c(oh－)增大，ph>7，但水的電離平衡向逆方向移動，即水的電離受到抑制，b錯；向水中加少量na2co3溶液，co與h＋結合，水中c(h＋)減小，水的電離平衡向正方向移動，水中c(oh－)增大，c(oh－)>c(h＋)，ph>7，c對；向水中加少量fecl3溶液，fe3＋與oh－結合為弱電解質fe(oh)3，水中c(oh－)減小，水的電離平衡向正方向移動，c(h＋)增大，c(h＋)>c(oh－)，ph<7，d錯。
水電離出c(h＋)和c(oh－)的計算
3．常溫下，0.1 mol/l的naoh溶液中由水電離的oh－的物質的量濃度為( )
a．0.1 mol/l b．1.0×10－13 mol/l
c．1.0×10－7 mol/l d．無法確定
解析：選b。naoh為強鹼，在水溶液中完全電離為na＋和oh－，水電離出的oh－很少，可以忽略不計，所以0.
1 mol/l的naoh溶液中c(oh－)＝0.1 mol/l，則由水電離出的oh－的物質的量濃度＝c(h＋)＝＝＝1.0×10－13(mol/l)。
4．常溫下，下列三種溶液中，由水電離出的氫離子濃度之比為( )
①1 mol/l的鹽酸 ②0.1 mol/l的鹽酸 ③0.01 mol/l的naoh
a．1∶10∶100 b．0∶1∶12
c．14∶13∶12 d．14∶13∶2
解析：選a。①1 mol/l鹽酸中，c(h＋)＝1 mol/l，
由水電離出的c水(h＋)＝10－14 mol/l，
②0.1 mol/l鹽酸中，c(h＋)＝0.1 mol/l，
由水電離出的c水(h＋)＝10－13 mol/l，
③0.01 mol/l naoh溶液中，c(oh－)＝0.01 mol/l，
由水電離出的c水(h＋)＝10－12 mol/l，
則三者由水電離出的氫離子濃度之比為10－14∶10－13∶10－12＝1∶10∶100。
知識點二溶液的酸鹼性與ph
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