高中化學(xué)蘇教版 (2019)選擇性必修1第一單元弱電解質(zhì)的電離平衡第三課時導(dǎo)學(xué)案-學(xué)案下載-教習(xí)網(wǎng)

實驗表明，水是一種極弱的電解質(zhì)。水分子之間相互作用，按下圖方式發(fā)生電離：
[問題探討]
1．水的電離方程式可簡寫為什么？并寫出水的電離平衡常數(shù)表達(dá)式。
提示：H2OH＋＋OH－；
K＝ eq \f(c（H＋）·c（OH－）,c（H2O）) 。
2．水的離子積常數(shù)是如何推導(dǎo)的？
提示：在一定溫度下，純水和稀溶液中c(H2O)可視為一定值，則有Kw＝K·c(H2O)＝c(H＋)·c(OH－)。
3．已知在25 ℃，水的離子積常數(shù)Kw＝1.0×10－14，0.1 ml·L－1鹽酸中水電離出的c(H＋)是多少？將鹽酸換為NaOH溶液，又該如何計算？
提示：稀的強酸中，H＋主要來源于強酸的電離，而OH－則全部來自于水的電離；稀的強堿中，OH－主要來源于強堿的電離，而H＋則全部來自于水的電離。0.1 ml·L－1鹽酸中，水電離出的c(H＋)＝1×10－13 ml·L－1。換為NaOH溶液，則水電離出的c(H＋)＝1×10－13 ml·L－1。
4．溫度越高，水的離子積常數(shù)越大，為什么？
提示：水的電離是吸熱過程，升高溫度，有利于平衡正向移動，故Kw增大。
1．水的離子積常數(shù)
(1)含義：在一定溫度下，純水和稀溶液中的c(H2O)可視為一定值，因此有：Kw＝K·c(H2O)＝c(H＋)·c(OH－)，Kw稱為水的離子積常數(shù)，簡稱水的離子積。
(2)表達(dá)式與數(shù)值：表達(dá)式Kw＝c(H＋)·c(OH－)，
室溫時，Kw＝1.0×10－14。
(3)影響因素：Kw只受溫度影響，由于水的電離是吸熱過程，故溫度升高，Kw增大。
2．水電離出的c(H＋)和c(OH－)的計算(25 ℃時)
(1)中性溶液：c(H＋)＝c(OH－)＝1.0×10－7 ml·L－1。
(2)溶質(zhì)為酸的溶液：H＋來源于酸的電離和水的電離，而OH－只來源于水的電離。如計算0.01 ml·L－1鹽酸中由水電離出的c(H＋)，方法是先求出溶液中的c(OH－)＝10－12 ml·L－1，則由水電離出的c(H＋)＝c(OH－)＝10－12 ml·L－1。即：c(OH－)H2O＝c(H＋)H2O＝c(OH－)＝ eq \f(Kw,c（H＋）) 。
(3)溶質(zhì)為堿的溶液：OH－來源于堿的電離和水的電離，而H＋只來源于水的電離。如計算0.01 ml·L－1 NaOH溶液中由水電離出的c(OH－)，方法是先求出溶液中c(H＋)＝10－12 ml·L－1，則由水電離出的c(OH－)＝c(H＋)＝10－12 ml·L－1。即：c(H＋)H2O＝c(OH－)H2O＝c(H＋)＝ eq \f(Kw,c（OH－）) 。
[名師點撥]
(1)Kw揭示了任何溶液中均存在水的電離平衡，H＋與OH－共存，只是相對含量不同。
(2)Kw＝c(H＋)·c(OH－)不僅適用于純水(或其他中性溶液)，也適用于一切酸、堿、鹽的稀溶液。Kw不隨溶液中c(H＋)和c(OH－)的改變而改變。
(3)在Kw＝c(H＋)·c(OH－)表達(dá)式中，c(H＋)、c(OH－)均分別表示整個溶液中H＋、OH－的物質(zhì)的量濃度。在不同溶液中，c(H＋)、c(OH－)可能不同，但任何溶液中由水電離產(chǎn)生的c(H＋)、c(OH－)總是相等的。
1．下列說法正確的是( )
A．水的電離方程式為H2O===H＋＋OH－
B．升高溫度，水的電離程度增大
C．NaOH溶液中不存在H＋
D．HCl溶液中不存在OH－
解析：選B 水是弱電解質(zhì)，只有少部分電離，應(yīng)用“”表示，故A項錯誤；水的電離是吸熱過程，所以升高溫度，水的電離程度增大，故B項正確；在NaOH溶液中，c(OH－)>c(H＋)，在HCl溶液中，c(OH－)”“1×10－14，因此該溫度大于25 ℃。
(2)該溫度下該溶液中c(OH－)＝ eq \f(1×10－12,1×10－7) ml·L－1＝1×10－5 ml·L－1，因為c(OH－)>c(H＋)，所以溶液呈堿性；NaOH溶液中由水電離出來的c(OH－)等于溶液中的c(H＋)，即為1×10－7 ml·L－1。
答案：(1)> 升溫促進(jìn)水電離，Kw增大
(2)堿性 1×10－7
eq \a\vs4\al(水的電離平衡的影響因素)
在水的電離平衡中，c(H＋)和c(OH－)的關(guān)系如圖所示：H2OH＋＋OH－
[問題探討]
1．水由25 ℃升到100 ℃，水中c(H＋)、c(OH－)均增大，為什么？
提示：水的電離是吸熱過程，溫度升高，平衡正向移動。
2．25 ℃時，若向溶液中滴加鹽酸，水的電離平衡如何移動，在圖像上怎樣體現(xiàn)？
提示：外加酸(或堿)會抑制水的電離，平衡逆向移動，圖像過A點沿曲線向下(或向上)移動。
1．外界條件對水的電離平衡的影響
2.水的電離平衡規(guī)律
(1)不同的溶液中，c(H＋)與c(OH－)不一定相等，但由水電離產(chǎn)生的c水(H＋)與c水(OH－)一定相等，判斷溶液中水的電離程度時，看H＋或OH－哪一個完全來源于水的電離：酸溶液中的c(OH－)或堿溶液中的c(H＋)完全來源于水的電離。
(2)若水電離產(chǎn)生c水(H＋)＝10－a ml·L－1(常溫下，a>7)，說明水的電離受到了抑制，溶液可顯酸性，也可顯堿性。
1．水是最寶貴的資源之一。下列表述正確的是( )
A．4 ℃時，純水中c(H＋)＝10－7 ml·L－1
B．升高溫度，純水中的c(H＋)增大，c(OH－)減小
C．水的電離程度很小，純水中主要存在形態(tài)是水分子
D．向水中加入酸或堿，可抑制水的電離，使水的離子積減小
解析：選C 水的電離是吸熱過程，常溫下純水中c(H＋)＝10－7 ml·L－1，A錯誤；升高溫度促進(jìn)水的電離，氫離子和氫氧根離子濃度均增大，B錯誤；水在常溫下電離出氫離子和氫氧根離子的濃度為10－7 ml·L－1，純水中主要以水分子形式存在，C正確；向水中加入酸或堿，可抑制水的電離，但水的離子積只隨溫度的變化而變化，D錯誤。
2．下列措施能影響水的電離平衡，并使溶液中的c(H＋)>c(OH－)的是( )
A．向純水中投入少量Na2O2
B．將水加熱煮沸
C．向水中通入CO2
D．向水中加入NaCl
解析：選C 生成NaOH，溶液中c(OH－)>c(H＋)；加熱可促進(jìn)水的電離，但c(H＋)＝c(OH－)；CO2可與水反應(yīng)生成H2CO3，H2CO3可抑制水的電離，但H2CO3電離產(chǎn)生氫離子使溶液中c(H＋)>c(OH－)；NaCl對水的電離無影響。
eq \a\vs4\al(歸納與論證能力)
一定溫度下，水溶液中H＋和OH－的濃度變化曲線如圖，下列說法正確的是( )
A．升高溫度，可能引起由c向b的變化
B．該溫度下，水的離子積常數(shù)為1.0×10－13
C．該溫度下，加入稀鹽酸可能引起由b向a的變化
D．該溫度下，稀釋溶液可能引起由c向d的變化
提示：升高溫度促進(jìn)水的電離，c(H＋)和c(OH－)都增大，A錯誤；該溫度下Kw＝c(OH－)·c(H＋)＝1×10－14，B錯誤；加入HCl，溶液中c(H＋)增大，c(OH－)減小，C正確；稀釋時，若c(OH－)減小，則c(H＋)應(yīng)變大，不可能由c向d變化，D錯誤。
1．如圖表示水中c(H＋)和c(OH－)的關(guān)系，下列判斷錯誤的是( )
A．兩條曲線上任意點均有c(H＋)·c(OH－)＝Kw
B．M區(qū)域內(nèi)任意點均有c(H＋)
c(OH－)
加堿
左移
增大
c(OH－)
不變
減小
增大
c(H＋)