物質在水溶液中的行為-----水溶液複習學案
【考綱點選】了解水的電離、離子積常數、影響水電離平衡的因素；了解溶液的ph的定義；了解溶液酸鹼性與ph的關係；了解測定溶液ph的方法，能進行ph簡單計算。
【學習目標】知道kw的表示式、影響因素，會進行相關計算；了解溶液呈現一定酸鹼性的實質，會運用ph判斷常溫下溶液的酸鹼性；學會進行ph的簡單計算。
一、水的電離
1．電離方程式
水是一種________（填「強」或「弱」）電解質，
水的電離方程式為：h2o或h 0。
[規律總結]水的電離的特點：
水的電離是由水分子與水分子之間的相互作用引起的；極難電離，通常只有極少數水分子發生電離；由水分子電離出和o數目相等；水的電離過程是可逆的、吸熱的。
2．水的離子積常數
水的電離是乙個可逆過程，在一定條件下可以達到電離平衡，離子積常數表示式為：
式中的kw稱為水的離子積常數，簡稱水的離子積。kw反映了水中和的關係。
[規律總結]⑴常溫（25℃）時，水電離出的＝＝mol/l，水的離子積kw＝＝。
⑵任何水溶液中均存在著水的電離平衡，即任何水溶液中均存在著和。水的離子積是水電離平衡時具有的性質，不僅適用於純水，也適用於其它稀的水溶液。如酸、鹼、鹽溶液中都有kw＝＝（常溫）。
其中、均表示整個溶液中的和。如酸的溶液中：[c(h＋)酸＋c(h＋)水]·c(oh－) 水＝kw；鹼的溶液中：
[c(oh－)鹼＋c(oh－) 水]·c(h＋) 水＝kw；忽略酸的溶液中的c(h＋)水鹼的溶液中的c(oh－) 水
⑶kw是溫度函式，溫度公升高，kw增大；溫度降低，kw減小。
⑷一定溫度下，在不同的溶液中都有kw＝，故和成反比，但在任何溶液中，由水電離的和的濃度一定相等。
3．影響水的電離平衡的因素：
[再次提醒](1)水的離子積常數kw＝c(h＋)·c(oh－)，其實質是水溶液中的h＋和oh－濃度的乘積，不一定是水電離出的h＋和oh－濃度的乘積，所以與其說kw是水的離子積常數，不如說是水溶液中的h＋和oh－的離子積常數。即kw不僅適用於水，還適用於酸性或鹼性的稀溶液。但不管哪種溶液均有c(h＋)水＝c(oh－)水。
(2)水的離子積常數指出了在任何水溶液中均存在水的電離平衡，都有h＋和oh－共存，只是相對含量不同而已。
(3)溶液中由h2o電離產生的c(h＋)的大小比較
一般可先對物質進行分類，酸鹼一類抑制水的電離;正鹽鹽分為能促進水電離的鹽和強酸強鹼鹽，酸式鹽分nahso4、nahso3抑制及nahco3等促進水電離兩類然後解題。
二、溶液的酸鹼性與ph
1．溶液的酸鹼性---溶液的酸鹼性是由溶液中c(h＋)與c(oh－)的相對大小決定的：
2．溶液的ph
⑴ph值的定義：phph的大小可表示溶液的酸鹼性的強弱。
⑵ph值的範圍
由於當（或）的濃度小於或等於1mol/l時，應用不方便，即引入ph值是為了方便應用的，故ph值的範圍是 。
[誤區警示]判斷溶液的酸鹼性關鍵是看溶液中與的相對大小；而ph與7的關係僅適用於常溫25℃時的判斷。
（3）**ph值的測定方法
①利用酸鹼指示劑粗略的測定。
②用ph試紙粗略地測定
其使用方法是：取一小塊試紙放在玻璃片或點滴板上，用潔淨的玻璃棒蘸取溶液點在試紙的**，等顏色變化後與標準比色卡對比來判斷溶液的ph值的大小。
③ph計法。可通過ph計精確的測定。
3．常溫下（25℃），溶液的酸鹼性與c(h＋)、c(oh－)和ph的關係
【再次提醒】(1)溶液呈現酸、鹼性的實質是c(h＋)與c(oh－)的相對大小，不能只看ph，一定溫度下ph＝6的溶液也可能顯中性，也可能顯酸性，應注意溫度。
(2)ph試紙使用前不能用蒸餾水潤濕，否則待測液因被稀釋可能產生誤差(相當於對測定溶液的稀釋，測得結果對於酸性溶液ph偏大，對於中性溶液，不影響測定結果，對於鹼性溶液ph偏小)；用ph試紙讀出的ph只能是整數。
(3)25 ℃時，ph＝12的溶液不一定為鹼溶液，ph＝2時溶液也不一定為酸溶液，還可能為能水解的鹽溶液。
(4)不可以用ph試紙測定氯水的ph，因為氯水呈酸性的同時呈現強氧化性(漂白性)。
例1某溫度下，純水的＝2×mol/l，其中為mol/l；若溫度不變，滴入鹽酸使＝5×mol/l，溶液中為mol/l。
〖點撥〗依據水的電離的性質知，由水電離出的和o濃度始終相等，由純水中的與先求出kw，而kw只是溫度的函式，溫度不變，依據kw進行計算即可。
例2、下圖表示水中c(h＋)和 c(oh－)的關係，下列判斷錯誤的是( )
a．兩條曲線間任意點均有c(h＋)×c(oh－)＝kw
b．m區域內任意點均有c(h＋)＜c(oh－)
c．圖中t1＜t2d．xz線上任意點均有ph＝7
任何水溶液中水電離產生的c(h＋)和c(oh－)總是相等的，有關計算有以下5種型別(以常溫時的溶液為例)。
(1)中性溶液：c(oh－)＝c(h＋)＝10－7 mol/l。
(2)酸的溶液——oh－全部來自水的電離。
例項：ph＝2的鹽酸中c(h＋)＝10－2 mol/l，則c(oh－)＝kw/10－2＝1×10－12(mol/l)，即水電離出的c(h＋)＝c(oh－)＝10－12mol/l。
(3)鹼的溶液——h＋全部來自水的電離。
例項：ph＝12的naoh溶液中c(oh－)＝10－2 mol/l，則c(h＋)＝kw/10－2＝1×10－12(mol/l)，即水電離出的c(oh－)＝c(h＋)＝10－12 mol/l。
(4)水解呈酸性的正鹽溶液——h＋全部來自水的電離。(nahso4、nahso3酸式鹽電離大於水解)例項：ph＝5的nh4cl溶液中，由水電離出的c(h＋)＝10－5 mol/l，因部分oh－與部分nh結合使c(oh－)＝10－9 mol/l。
ph均等於5的鹽酸和nh4cl溶液水電離出c(h＋)比為1：104
(5)水解呈鹼性的鹽溶液——oh－全部來自水的電離。
例項：ph＝12的na2co3溶液中，由水電離出的c(oh－)＝10－2 mol/l，因部分h＋與部分co結合使c(h＋)＝10－12 mol/l。
例3.有一學生在實驗室測某溶液的ph。實驗時，他先用蒸餾水潤濕ph試紙，然後用潔淨乾燥的玻璃棒蘸取試樣進行檢測。
（1）該學生的操作是________（填「正確的」或「錯誤的」），其理由是同時請分析是否一定有誤差？答:____
（2）（3）若用此法分別測定c(h+)相等的鹽酸和醋酸溶液的ph，誤差較大的是原因是
例4.水的電離達到平衡：h2o h＋＋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．向水中加入少量固體ch3coona，平衡逆向移動，c(h＋)降低
d．加入cao固體時kw不變
特別提示：
(1)水中加入不水解的正鹽，水的電離不移動，與純水相似。
(2)溫度不同，水的電離程度不同。
(3)溫度相同時：①相同ph的溶液，水的電離程度也可能不同(如ph＝4的鹽酸和ph＝4的alcl3溶液，二者水電離出的h+濃度比為
②ph不同的溶液，水的電離程度可能相同(如ph＝10的naac溶液和ph＝4alcl3溶液)。
三、溶液的ph求算和酸鹼性判斷
1．基本思路
強酸溶液ph值的計算 c（酸）c（h+）ph。
強鹼溶液ph值的計算c（鹼）c（）c（h+）ph。
2．型別及方法(室溫下)
(1)強酸溶液
如濃度為c mol·l－1的hna溶液，c(h＋)＝nc mol·l－1，所以ph＝－lg(nc)。
(2)強鹼溶液
如濃度為c mol·l－1的b(oh)n溶液，c(oh－)＝nc mol·l－1，c(h＋)＝mol·l－1，所以ph＝14＋lg(nc)。
(3)酸鹼混合ph的計算
先計算混合溶液的c(h＋)或c(oh－)，然後再計算ph。
①兩強酸混合：混合溶液中c(h＋)＝
②兩強鹼混合：混合溶液中c(oh－)＝
技巧：③強酸、強鹼混合(一者過量)
酸過量：c(h＋)＝
鹼過量：c(oh－)＝
(4)常溫下酸或鹼加水稀釋後ph的計算：
①強酸ph＝a，稀釋10n倍，則ph＝a＋n<7,例：ph=4的鹽酸稀釋104倍ph≈ ；
②弱酸ph＝a，稀釋10n倍，則ph＜a＋n
③強鹼ph＝b，稀釋10n倍，則ph＝b－n>7 例：ph=10的燒鹼溶液稀釋104倍ph≈ 。
水的電離教案
kc h2o c h c oh 由很少見的c h2o 學生討論 簡化水的電離常數表示式。二 水的離子積 定義 kw c h c oh kw叫做水的離子積常數或水的離子積。設問 寫出水在25 時，水的離子積常數 水的離子積 完成kw c h c oh 1x10 71x10 7 1x10 14 設問 對...
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水的電離和溶液的酸鹼性複習 不帶答案
一 水的電離 1 水的電離方程式或 實驗測定 25 c h c oh 1 10 7mol l 100 c h c oh 1 10 6mol l 2 h2o的電離常數表示式 3 水的離子積 1 表示式 k w25 時純水kw 2 影響因素 3 k w不僅適用於純水，還適用於溶液。1 溫度 25 kw ...