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课件网) 第3章 物质在水溶液中的行为 第1节 水与水溶液 2.水的离子积常数 (1)表达式：Kw＝c平(H＋)·c平(OH－)。 (2)影响因素：Kw只受温度的影响，不受溶液酸碱性的影响。温度不变，Kw不变，随着温度的升高，Kw增大。如25℃时，水的离子积常数Kw＝1.0×10－14 mol2·L－2；而100 ℃时，Kw＝5.5×10－13 mol2·L－2。 (3)适用范围：Kw适用于纯水及稀的电解质水溶液。 理解水的电离平衡时应注意的几个问题 (1)25 ℃时，水的离子积Kw＝1.0×10－14 mol2·L－2，不仅适用于纯水，也适用于酸、碱、盐的稀溶液。 (2)Kw只与温度有关。因为水的电离是吸热过程，所以温度升高，Kw增大。 (3)在不同溶液中，c(H＋)、c(OH－)可能不同，但由水电离出的c水(H＋)＝c水(OH－)。 (4)室温下，由水电离出的c水(H＋)或c水(OH－)小于10－7 mol·L－1时，可能是因为加酸或加碱或加酸式盐抑制了水的电离。 溶液的酸碱性与pH 1.溶液的酸碱性与c(H＋)、c(OH－)的关系 (1)任何水溶液中都有H＋和OH－。 (2)溶液酸碱性的判断： 体系 本质 室温下，c(H＋)的范围 酸性溶液 c(H＋)＞c(OH－) c(H＋)＞ 10－7 mol·L－1 中性溶液 c(H＋)＝c(OH－) c(H＋)＝10－7 mol·L－1 碱性溶液 c(H＋)＜c(OH－) c(H＋)＜ 10－7 mol·L－1 用c(H＋)、c(OH－)的相对大小来判断溶液的酸碱性，不受温度影响。 (4)测量方法： ①pH试纸：取一小块pH试纸于干燥洁净的玻璃片或表面皿上，用干燥洁净的玻璃棒蘸取待测液点在试纸上，当试纸颜色变化稳定后迅速与标准比色卡对照，读出pH。 ②pH计：也叫酸度计，该仪器可精密测量溶液的pH。 pH的计算 1.溶液pH的计算 (1)单一溶液(常温下) 溶液类型 相关计算 强酸(HnA) 设HnA 的浓度为c mol·L－1， 则c(H＋)＝nc mol·L－1， pH＝－lg c(H＋)＝－lg nc 强碱[B(OH)n]溶液 (2)混合溶液 溶液类型 相关计算 两种强 酸混合 两种强 碱混合 溶液类型 相关计算 强酸强碱 混合 恰好完全反应 pH＝7(25℃) 酸过量 碱过量 (3)等体积的强酸(pH1)与弱碱(pH2)混合(25 ℃)， 若 pH1＋pH2＝14，由于弱碱过量，pH混＞7。 (4)等体积的弱酸(pH1)与强碱(pH2)混合(25 ℃)， 若pH1＋pH2＝14，由于弱酸过量，pH混＜7。 外界条件对水电离平衡的影响 改变条件 平衡移动方向 c(H＋) c(OH－) 水的电离程度 Kw 升高温度 右移 增大 增大 增大 增大 降低温度 左移 减小 减小 减小 减小 加入酸 左移 增大 减小 减小 不变 加入碱 左移 减小 增大 减小 不变 加入 NaHSO4(s) 左移 增大 减小 减小 不变 C 向水中加入酸或碱，抑制水的电离；水的电离是吸热反应，升高温度能促进水的电离，水的离子积常数增大，溶液的pH变小，水仍为中性。 水电离出的c(H＋)或c(OH－)的计算 Kw表达式中c(H＋)、c(OH－)均表示整个溶液中所有H＋、OH－的总物质的量浓度。 (1)酸溶液中OH－全部由水电离产生，Kw＝c酸(H＋)·c水(OH－)(忽略水电离出的H＋的浓度)。 (2)碱溶液中H＋全部由水电离产生，Kw＝c水(H＋)·c碱(OH－)(忽略水电离出的OH－的浓度)。 (3)不同溶液中，c(H＋)、c(OH－)可能不同，但任何溶液中水电离出的c(H＋)与水电离出的c(OH－)一定相等。 (4)室温下，由水电离出的c水(H＋)或c水(OH－)＜10－7 mol·L－1时，可能是加酸或加碱等抑制了水的电离。如常温下，由水电离出的c(H＋)＝1×10－13 mol·L－1的溶液可能呈酸性也可能呈碱性，溶液的pH＝1或13。 已知在T ℃时水的离子积Kw＝1×10－12 mol2·L－2，下列溶液的温度均为T ℃。其中说法正确的是( ) A.0.005 mol·L－1的H2SO4溶液，pH＝2 B.0.001 mol·L－1的NaOH溶液，pH＝11 C.0.005 mol·L－1的H2SO4溶液与0.01 mol·L－1的NaOH溶液等体积混合，混合溶液的pH为6， ... ...
