电离平衡常数（ K）对于一元弱酸 HA H++A- ，平衡时

Ka=c ( H+) .c( A-)

c(HA)

对于一元弱碱 MOH M++OH- ，平衡时

Kb=c ( M+).c( OH- )

c(MOH)意义： K 值越大，电离程度越大，相应酸

( 或碱 ) 的酸 ( 或碱 ) 性越强。 K 值只随温度变化。

1 ）在公式中的浓度均是平衡浓度；2 ） K 只与温度有关。3 ） K 反映弱电解质的相对强弱。4 ）多元弱酸是分步电离，而且 K1 ＞＞ K2 ＞＞ K3 。

注意：

湖南广益卫星远程学校 高二年级第一学期

第三章 水溶液中的离子平衡

第二节 水的电离和溶液的酸碱性

探究实验 精确的纯水导电实验

GG现象： 指针摆动 不亮

HH22OO ＋ ＋ HH22O HO H33OO ＋＋ ＋＋ OHOH－－

HH22OO ＋ ＋ HH22O HO H33OO ＋＋ ＋＋ OHOH－－

HH22O HO H ＋＋ ＋＋ OHOH －－HH22O HO H ＋＋ ＋＋ OHOH －－

灵敏电流计 灯泡

结论： 水是 电解质 极弱

能发生 电离 微弱

一、水的电离

HH22O HO H ＋＋ ＋＋ OHOH －－HH22O HO H ＋＋ ＋＋ OHOH －－

K 电离 = c(H+) · c(OH-) c(H2O)

c(H+) · c(OH-) c(H2O) ·K 电离 =Kw 水的离子积

△△HH ＞＞ 00△△HH ＞＞ 00

1 、水的离子积

问题：根据前面所学知识，水的离子积会受什么外界条件影响？

在一定温度时：Kw =C(H+)×C(OH-) ，叫水的离子积25℃ 时， Kw=1×10-14

分析表格中的数据，有何规律，并解释之。

t/℃ 0 20 25 40 50 100Kw/10-

140.134 0.68

11.01 2.92 5.47 55.0

结论

温度越高， Kw 越大。

水的电离是一个吸热过程，升高温度，促进水的电离。

2 、影响水的离子积的因素

③ 根据 Kw=C(H ＋ )×C(OH － ) ,C(H ＋ ) 和 C(OH － ) 可以互求 .

② 常温下 , 任何稀的水溶液中 C(H+)×C(OH － )=1×10 － 14

注意 :① 任何水溶液中 H+ 和 OH －总是同时存在 .

HH22O HO H ＋＋ ＋＋ OHOH －－HH22O HO H ＋＋ ＋＋ OHOH －－

问题： 25℃ 时，在 10 mL 蒸馏水中 c(H+) 和 c(OH-) 各是多少？向其中加入10 mL0.2 mol/L 盐酸， c(H+) 和 c(OH-) 如何变化？对水的电离平衡有何影响？

3 、影响水的电离平衡的因素

HH22O HO H ＋＋ ＋＋ OHOH －－HH22O HO H ＋＋ ＋＋ OHOH －－

c(H+) c(OH-) c(H+) 和 c(OH-)

大小比较

酸碱性 平衡移动

蒸馏水

加酸后

10-7 10-7

10-1 10-13

c(H+) = c(OH-) 中性

c(H+) ＞ c(OH-) 酸性

Kw =加酸后 1×10-14

不变c(H+) 水 =c(OH-) 水 = 1×10-13 mol/L

HH22O HO H ＋＋ ＋＋ OHOH －－HH22O HO H ＋＋ ＋＋ OHOH －－

问题： 25℃ 时，在 10 mL 蒸馏水中 c(H+) 和 c(OH-) 各是多少？向其中加入10 mL0.2 mol/L 氢氧化钠， c(H+) 和 c(OH-) 如何变化？对水的电离平衡有何影响？

HH22O HO H ＋＋ ＋＋ OHOH －－HH22O HO H ＋＋ ＋＋ OHOH －－

c(H+) c(OH-)

c(H+) 和 c(OH-)

大小比较

酸碱性 平衡移动

蒸馏水

加碱后

10-7 10-7

10-110-

13

c(H+) = c(OH-) 中性

c(H+) ＜ c(OH-) 碱性

Kw =加碱后 1×10-14

不变

c(H+) 水 =c(OH-) 水 =1×10-13 mol/L

小结影响水的电离平衡的因素

（ 1 ）温度（ 2 ）酸（ 3 ）碱

（ 4 ）盐

升高温度促进水的电离， Kw 增大升高温度促进水的电离， Kw 增大

抑制水的电离， Kw 保持不变抑制水的电离， Kw 保持不变

（第三节详细介绍）

c(H+) 水 =c(OH-) 水 ＜ 1×10-7 mol/Lc(H+) 水 =c(OH-) 水 ＜ 1×10-7 mol/L

巩固练习11 、常温下，浓度为、常温下，浓度为 1×101×10-5 -5 mol/Lmol/L 的的盐酸溶液中，由水电离产生的盐酸溶液中，由水电离产生的 c(H+)是多少？是多少？

1×101×10-9-9 mol/L mol/L 1×101×10-9-9 mol/L mol/L

22 、常温下，浓度为、常温下，浓度为 1×101×10-5 -5 mol/Lmol/L 的的NaOHNaOH 溶液中，由水电离产生的溶液中，由水电离产生的 c(OH-) 是多少？是多少？

1×101×10-9-9 mol/L mol/L 1×101×10-9-9 mol/L mol/L

33 、在常温下，由水电离产生的、在常温下，由水电离产生的 c(H+) ==1×101×10-9-9 mol/L mol/L 的溶液，则该溶液的酸碱的溶液，则该溶液的酸碱性如何？性如何？

学 与 问

答：可能是酸性也可能答：可能是酸性也可能是碱性是碱性

4. 室温下，某溶液中由水电离生成的 c(OH-) 为 1.0×10-12mol/L ，则溶液 中的 c(H+) 可能为（ ） A.1.0×10-7mol/L B. 1.0×10-6mol/L C. 1.0×10-2mol/L D. 1.0×10-12mol/L

CD

5. 下列说法正确的是（ ）A.H2SO4 溶液中存在 H+ 不存在 OH-

B.NaOH 溶液中水电离的 c(OH-) 等于水 电离的 c(H+)C.80oC 时 KCl 溶液中 OH- 和 H+ 的浓度一定 都等于 1.0×10-7mol/LD. 常温下，任何物质的水溶液中都有 OH- 和 H+ ，且 KW=1.0×10-14

BD

6 、已知 25℃ 时， Kw=1.0×10-14 ， 100 ℃ 时， Kw=55×10-14 ，这说明

（ ） A.25℃ 时纯水的 c(H+)=1.0×10-7 ， 100 ℃ 时纯水的 c(H+)>1.0×10-7

B.100 ℃ 时水的电离程度更小 C. 水的电离过程是一个吸热过程 D. 温度越高 Kw 越小

AC

二、溶液酸碱性与 pH１、溶液酸碱性的表示法

（ 1 ） c(H+) 和 c(OH-)

（ 2 ） c(H+) 和 c(OH-) 都较小的稀溶液（＜ 1mol/L ） 用pH 表示。pH = - lgc(H+)

例： c(H+) = 1×10-7mol/LpH = - lg10-7 = 7

2 、 c(H+) 和 c(OH-) 与溶液酸碱性、 pH 的关系

溶液的酸碱性 c(H+) 和 c(OH-) 的关系 pH酸性中性碱性

常温下

c(H+) ＞ c(OH-)c(H+) = c(OH-)

c(H+) ＜ c(OH-)

＞ 7

= 7

＜ 7

pH=7 的溶液一定是中性溶液吗？答：不一定，只有在常温下才显中性。

3 、 pH 的测定方法pH=-lg c(H+) 测定方法： pH试纸 pH 计

用法：用玻璃棒蘸溶液，点在 pH试纸中央，半分钟后与比色卡比色

注意：①不能用水润湿②要放在玻璃片（或表面皿）上③不是将试纸伸到溶液中④广泛pH试纸只能读出整数

(2004 年全国 ) 若 1体积硫酸恰好与 10体积 pH=11 的

氢氧化钠溶液完全反应，则二者物质的量浓度之

比应为 ( )

A ． 10:1 B ． 5:1

C ． 1:1 D ． 1:10

高考链接

B

高考链接

A

（ 08 上海卷）常温下，某溶液中由水电离出来的c(H ＋ ) ＝ 1.0×10-13 mol/Lmol/L ，该溶液可能是 ( ) ①二氧化硫 　　②氯化铵水溶液 ③硝酸钠水溶液 ④氢氧化钠水溶液 A ．①④ B ．①② C ．②③ D ．③④

实 践 活 动中和滴定

1 、定义：

2 、原理：

用已知物质的量的浓度的酸（或碱）来测定未知浓度的碱（或酸）的方法。

盐酸与 NaOH 溶液的酸碱中和反应的原理是什么？两者的定量关系是什么？

c（ H+ ） V（酸） = c（ OH- ） V（碱）

( 一元强酸和一元强碱 )

巩固练习

1． 10mL0.100mol/L HCl 溶液与 10mL0.100mol/L NaOH 溶液混合后，溶液的 pH 是多少？

2． 20mL0.100mol/L HCl 溶液与 10mL0.100mol/L NaOH 溶液混合后，溶液的 pH 是多少？

3． 10mL0.100mol/L HCl 溶液与 10mL0.200mol/L NaOH 溶液混合后，溶液的 pH 是多少？

3 、实验的关键：

（ 1 ）准确测量参加反应的两种溶液的体积。（ 2 ）准确判断中和反应是否恰好完全反应。

4 、实验仪器及试剂 :

仪器 : 酸式滴定管、碱式滴定管、锥形瓶、铁架台、 滴定管夹、烧杯、白纸、（ pH 计画曲线用）。试剂：标准液、待测液、指示剂。

甲基橙石 蕊酚 酞

——— 3.1 ——— 4.4 ———

酸色 中间色 碱色红色 橙色

——— 5.0 ——— 8.0 ———

——— 8.2 ——— 10.0 ———

红色 紫色 蓝色粉红色无色 红色

黄色

滴定终点应该是恰好反应的点 , 而常用指示剂没有在 PH 等于 7 时变色的 ?

如果选用指示剂去判断滴定终点误差会不会很大 ?

5 、指示剂的选择： 思考与交流

加入 NaOH

(ml)

0.00 10.00 15.00 18.00 19.00 19.96 20.00 20.04 21.00

溶液 PH 值 1.0 1.2 1.8 2.3 2.6 3.9 7.0 10.0 11.4

问题 1:滴定终点消耗碱多少 ? PH 等于多少 ?

向 20.00mL 0.100mol/L HCl 中滴加 0.100mol/L NaOH溶液过程中，溶液的 pH 变化如下，你发现了什么现象与规律，在实际的中和滴定中，我们需要注意哪些方面？

问题 2:滴定终点时多半滴和少半滴溶液性质发生怎样改变 ?

PH 发生怎样改变 ? 提示： 0.04mL 约 1 滴

PH

12

10

8

6

4

2

10 20 30 40

突变范

围

加入 NaOH(ml)

中和滴定曲线

如果酸碱指示剂的颜色在此 pH突跃范围 发生明显的改变，误差很大吗 ?

0 10 20 30 40 V(NaOH)mL

12 10 8 6 4 2

PH

颜色突变范围

中和滴定曲线

7

酚 酞

0 10 20 30 40 V(NaOH)mL

12 10 8 6 4 2

PH

颜色突变范围

中和滴定曲线

7

4.4

甲基橙

左手

右手

视线与凹液面水平相切

滴加速度先快后慢

眼睛注视瓶内颜色变化半分钟颜色不变

滴定管保持垂直

酸式

碱式

碱式

实 践 活 动中和滴定的步骤

（ 1 ）检漏 （ 2 ）洗涤润洗

（ 3 ）装液 （ 4 ）赶气泡调读数

（ 5 ）取液 （ 6 ）滴定

（ 7 ）记读数 （ 8 ）算

（ 08全国Ⅱ卷）实验室现有 3种酸碱指示剂，其 pH 的变色范围 如下：甲基橙： 3.1～ 4.4 石蕊： 50～ 8.0 酚酞： 8.2～ 10.0 用 0.1000 mol/Lmol/L NaOH 溶液滴定未知浓度的 CH3COOH 溶液，反应恰好完全时，下列叙述正确的是 ( )

高考链接

D

A．溶液呈中性，可选用甲基橙或酚酞作指示剂B．溶液呈中性，只能选用石蕊作指示剂C．溶液呈碱性，可选用甲基橙或酚酞作指示剂D．溶液呈碱性，只能选用酚酞作指示剂

提示： CH3COONa 显碱性