水的离子积常数,PH,POH的理解和应用

何为水的离子积、溶液的pH值
（1）水的离子积：
纯水是一种很弱的电解质，其电离式如下：
H2O H+ + OH—
在一定温度下，当电离达到平衡时，水中的H+离子和OH—离子浓度的乘积是一个常数，这个常数叫做水的离子积，用Kw表示：
K w = [H+][OH—]
（2）溶液中酸碱性与[H+]和[OH—]的关系：
当溶液中[H+] > [OH—]时，则溶液为酸性；
当溶液中[H+] = [OH—]时，则溶液为中性；
当溶液中[H+] < [OH—]时，则溶液为碱性。

（3）溶液的pH值：
溶液中的酸碱性主要决定于[H+]和[OH—]的相对变化，这种变化可以统一用[H+]来表示。

但是，用[H+]来表示溶液的酸碱度，由于数值太小，运用不便，因此，在化学中通常用pH 值来表示溶液的酸碱度。

pH值就是溶液中氢离子浓度的负对数，即
pH = - lg[H+]
例如，[H+]=10-2mol／L，则pH = - lg-2 = 2。

同理，溶液中的OH—离子的浓度也可以用pOH表示，即，
pOH = - lg[OH—]
在22℃时，纯水中[H+] = [OH—] = 10-7mol/L，因此，pH + pOH = - lgl0-7 + (-lg-7) = 14 pH = 14—pOH。

例如，溶液中[OH—] = 10-2mol/L，则该溶液中：
pOH = -lg[OH—] = - lgl0-2 = 2
p0H = 14—pOH = 14—2 = 12。

《水的离子积和溶液的pH》教学设计方案（第一课时）一、教学目标1. 知识与技能：理解水的离子积和溶液pH的观点，掌握pH 的测定方法。

2. 过程与方法：通过实验操作和观察，培养学生的观察力和分析能力。

3. 情感态度与价值观：理解酸碱平衡的重要性，树立环保认识。

二、教学重难点1. 教学重点：水的离子积和溶液pH的观点，pH的测定方法。

2. 教学难点：理解水的离子积的意义，辨析溶液酸碱性的微观本质。

三、教学准备1. 实验器械：滴定管、烧杯、试纸、pH计等。

2. 实验试剂：蒸馏水、氢氧化钠、盐酸、酚酞指示剂等。

3. 教学PPT、相关视频、图片资料。

4. 安置学生预习课实情关章节，了解基础知识。

四、教学过程：1. 引入课题(1)回顾初中化学知识，引入离子和酸碱性的观点。

(2)通过生活实例，如水的净化、盐类水解等，引出水离子的平衡和变化。

(3)展示实验仪器和试剂，介绍实验操作和观察要点。

2. 实验探究(1)实验一：水的pH测定。

介绍试纸的应用方法和注意事项，让学生自己动手测定自来水的pH，并记录结果。

(2)实验二：水的酸碱度变化。

通过改变溶液中的氢离子浓度，观察溶液的pH变化，引导学生理解水的离子积观点。

(3)实验三：盐类水解。

通过实验观察盐类水解的规律和现象，加深对离子积和pH的理解。

3. 知识拓展(1)介绍水的离子积的应用，如污水处理、酸碱废水处理等。

(2)讨论酸雨的形成和风险，以及如何防治酸雨。

4. 教室小结(1)回顾本节课的主要内容，包括水的离子积、pH、溶液酸碱性等观点。

(2)强调离子积和pH在生活中的应用和意义。

5. 作业安置(1)要求学生自己设计实验，测定不同条件（如温度、浓度等）下水的离子积和pH。

(2)查阅资料，了解离子积在化工生产中的应用。

6. 课后反思(1)反思本节课的教学效果，总结优点和不足。

(2)征求学生意见，不息改进教学方法和内容。

教学设计方案（第二课时）一、教学目标1. 知识与技能：学生能理解水的离子积和pH的含义，能掌握水的离子积常数的计算方法，了解影响水的离子积的因素。

溶液的酸碱性跟[H+]、[OH-]、pH及pOH的相互关系H+是表示酸的特性，OH-是表示碱的特性。

由于水的电离平衡而得到的水的离子积公式：K w=[H+][OH-]=1×10-14表明了一个重要规律：任何物质的水溶液中[H+]和[OH-]的乘积在一定温度下总是一个常数。

这一规律同时表明了这两种离子的依存关系以及它们之间的数量关系。

既然H+是表示酸的特性，OH-是表示碱的特性，则这个公式也就表明了酸碱这对矛盾特殊性的对立统一规律。

在任何物质的水溶液中，中性是指[H+]=[OH-]，酸性是指[H+]＞[OH-]，碱性是指[H+]＜[OH-]。

所以在常温下溶液的酸碱性跟[H+]和[OH-]的关系是：酸性溶液[H+]＞[OH-]即[H+]＞1×10-7mol·L-1中性溶液[H+]=[OH-]即[H+]=1×10-7mol·L-1碱性溶液[H+]＜[OH-]即[H+]＜1×10-7mol·L-1然而，绝对不能认为在碱性溶液中无H+，在酸性溶液中无OH-。

水溶液的酸性、中性和碱性，均可以用[H+]或[OH-]表示。

不过，在强酸、强碱的稀溶液，弱酸、弱碱的溶液或其它酸碱性很弱的溶液中，[H+]或[OH-]很小时（即1mol·L-1以下的稀溶液），直接用[H+]或[OH-]表示溶液酸碱性的强弱是很不方便的。

为此化学上采用[H+]的负对数来表示溶液酸碱性的强弱，叫溶液的pH。

亦可用[OH-]的负对数表示溶液酸碱性的强弱，叫溶液的pOH，（不过通常是用pH表示的）。

pH= -lg[H+]同样pOH=-lg[OH-]因[H+][OH-]=1×10-14两边各取负对数，这样就得到另一个关系式：pH+pOH=14在教学中为了使学生系统的掌握溶液的酸碱性跟[H+]、[OH-]、pH与pOH的相互关系，可引用奥林教授曾作的相互关系图进行概括。

第九节：PH值的计算一：讲义1、水的离子积1．定义H2O H++OH--Q，K W=c(H+)·c(OH-)2．性质（1）在稀溶液中，K W只受温度影响，而与溶液的酸碱性和浓度大小无关。

（2）在其它条件一定的情况下，温度升高，K W增大，反之则减小。

常温下水的离子积常数为K W=1×10－14 要带单位。

(高考要求)2．pH＝－lg[H＋]，pOH＝－lg[OH－]，常温下，pH＋pOH＝14（为什么要强调温度？）3．pH值的适用范围是溶液的[H＋]小于或等于1mol/L。

（为什么？）4．[H＋]是电解质已电离出的H＋离子的物质的量浓度。

5．25℃时类别条件近似计算强酸与强酸pH值相差2或2以上,pH A＜pH B(等体积混合) pH A＋0.3（为什么？）强酸与强酸(一元) 不等体积混合[H＋]混＝(C1V1＋C2V2)/V1＋V2强碱与强碱pH值相差2或2以上，pH A＜pH B(等体积混合) pH B－0.3强碱与强碱不等体积混合[OH－]混＝(C1V1＋C2V2)/V1＋V2强酸与强碱(常温下) pH酸＋pH碱＝14(等体积混合) pH＝7 pH酸＋pH碱＞14(等体积混合) pH碱－0.3 pH酸＋pH碱＜14(等体积混合) pH酸＋0.36．不同体积不同pH值溶液混合，若二者为强酸，则求出混合溶液的[H＋]，求pH值；若二者为强碱，则必须求出混合后溶液的[OH－]值再化为pH值。

（为什么？解释）。

若一强酸与一强碱,则求出H＋离子或OH－离子后,求得[H＋]化为pH值或求[OH－]再化为pH值。

二、例题解析[例1]稀释下列溶液时，pH值怎样变化？(1)10mLpH＝4的盐酸，稀释10倍到100mL时，pH＝？(2)pH＝6的稀盐酸稀释至1000倍，pH＝？小结：强酸每稀释10倍，pH值增大1，强碱每稀释10倍，pH值减小1。

(2)当强酸、强碱溶液的H＋离子浓度接近水电离出的H＋离浓度(1×10－7mol/L)时，水的H＋离子浓度就不能忽略不计。

第48讲水的电离和溶液的pH【课程标准】 1.认识水的电离，了解水的离子积常数。

2.认识溶液的酸碱性及pH，掌握溶液pH的计算及检测方法。

考点一水的电离与水的离子积常数1．水的电离(1)水的电离方程式为H2O＋H2O H3O＋＋OH－或H2O H＋＋OH－。

(2)25 ℃时，纯水中c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－7mol·L－1。

2．水的离子积常数(1)水的离子积常数：K w＝c(H＋)·c(OH－)。

(2)影响因素：只与温度有关，升高温度，K w增大。

(3)适用范围：K w不仅适用于纯水，也适用于酸、碱、盐的稀溶液。

(4)意义：K w揭示了在任何水溶液中均存在H＋和OH－，只要温度不变，K w不变。

3．影响水电离平衡的因素(1)升高温度，水的电离程度增大，K w增大。

(2)加入酸或碱，水的电离程度均减小，K w不变。

(3)加入可水解的盐(如FeCl3、Na2CO3)，水的电离程度增大，K w不变。

[正误辨析]1．温度一定时，水的电离常数与水的离子积常数相等()2．100 ℃的纯水中c(H＋)＝1×10－6 mol·L－1，此时水呈酸性()3．NaCl溶液和CH3COONH4溶液均显中性，两溶液中水的电离程度相同()4．室温下，0.1 mol·L－1的HCl溶液与0.1 mol·L－1的NaOH溶液中水的电离程度相等()答案：1.× 2.× 3.× 4.√(广东卷)一定温度下，水溶液中H＋和OH－的浓度变化曲线如图。

下列说法正确的是()A．升高温度，可能引起由c向b的变化B．该温度下，水的离子积常数为1.0×10－13C．该温度下，加入FeCl3可能引起由b向a的变化D．该温度下，稀释溶液可能引起由c向d的变化答案：C解析：由题图可知，a、b、c三点对应的平衡常数不变，该曲线上的点温度相等，升高温度，不能引起由c向b的变化，故A项错误；b点c(H＋)＝c(OH－)＝1.0×10－7 mol·L－1，故K w＝1.0×10－14，故B项错误；FeCl3为强酸弱碱盐，Fe3＋结合水电离出的OH－，促进水的电离平衡右移，c(H＋)增大，c(OH－)减小，可能引起由b向a的变化，故C项正确；由c点到d 点，水的离子积常数减小，但温度不变，K w不变，则稀释溶液不能引起由c向d的变化，故D项错误。

水的化学平衡常数全文共四篇示例，供读者参考第一篇示例：水是地球上最重要的溶剂之一，其在自然界中起着至关重要的作用。

在水的化学平衡中，有一个重要的参数叫作水的离子积常数，它标志着水在溶解其他物质时的离子浓度平衡。

水的离子积常数与水的pH值息息相关，是化学平衡反应中的关键参数。

我们来了解一下水的离子积常数。

水的离子积常数(Kw)是指在25摄氏度下，水自离子化产生的氢离子和氢氧根离子的浓度之积所得的一个常数。

其表达式是Kw = [H+][OH-]，其中[H+]代表氢离子浓度，[OH-]代表氢氧根离子浓度。

根据离子积常数的定义，对于纯净水来说，[H+] = [OH-]，因此Kw = [H+]² = [OH-]² = 1.0×10^-14。

水的离子积常数是一个固定的值，不受溶质浓度的影响。

这也意味着，在水溶液中，氢、氢氧根离子的浓度总是满足Kw的值。

在酸碱中，当溶液的[H+]和[OH-]浓度不等时，酸碱反应会发生，使两者浓度重新达到Kw的值，保持化学平衡。

水的离子积常数对于理解水的性质和化学反应至关重要。

根据Kw 的定义可以计算出水的离子浓度。

在25摄氏度下，纯净水的[H+]和[OH-]都是1.0×10^-7mol/L。

这也意味着，水的pH值和pOH值都是7，是中性的。

如果溶液中[H+]和[OH-]的浓度不等，可以根据Kw 的值计算出平衡浓度，从而确定溶液的酸碱性质。

水的离子积常数还可以用于计算溶液中酸碱度的变化。

在酸碱中，当添加酸或碱时，溶液中的[H+]和[OH-]浓度会发生变化，但最终会重新达到Kw的值，保持平衡。

利用Kw的值可以计算出添加酸碱后的溶液pH值和pOH值，帮助我们了解溶液的化学特性。

水的离子积常数是水的化学平衡中的重要参数，它与水的pH值密切相关，反映了水的离子浓度平衡。

通过这一常数，我们可以更好地理解水的性质和化学反应，帮助我们预测和控制溶液中的酸碱度变化。

水的自离解和pOH值水的自离解是指水分子发生自发的离解反应，生成氢离子（H+)和氢氧根离子（OH-）。

这一反应可以用化学方程式表示为：H2O ⇌ H+ + OH-水的自离解常数（Kw）用来描述水分子自离解的平衡状态。

在标准状况下（25摄氏度, 1大气压），水的自离解常数的值约为1.0 × 10^-14。

这意味着在纯净水中，氢离子和氢氧根离子的浓度乘积等于这个常数。

根据上面的方程式，我们可以得出以下结论：1. 在纯净水中，H+和OH-的浓度相等，都等于1.0 × 10^-7 mol/L。

2. 弱酸和弱碱的水溶液中，H+和OH-的浓度不再相等。

弱酸的溶液中H+浓度高于OH-浓度，而弱碱的溶液中OH-浓度高于H+浓度。

由于H+离子浓度过小，通常使用一个相关的指标来表示溶液中酸碱性的强弱程度，即pH值。

pH值的定义公式为-pH=log[H+] pH值的量表范围是从0到14，其中pH小于7表示酸性溶液，pH 大于7表示碱性溶液，pH等于7表示中性溶液。

根据pH值的定义，pH与H+的浓度成反比关系，即溶液中H+浓度越高，pH值越低，溶液越酸性。

类似于pH值，溶液中OH-离子的浓度可以用pOH值来表示。

pOH 的定义为-pOH=log[OH-]。

pOH值与OH-浓度呈反比关系，即OH-浓度越高，pOH值越低，溶液越碱性。

pH值和pOH值之间有一个重要的关系：pH + pOH = 14。

这是因为在水中，H+和OH-浓度乘积等于水的自离解常数Kw，即[H+] × [OH-] = Kw = 1.0 × 10^-14。

取对数并且应用pH和pOH的定义，可以得到这个关系式。

通过pH或pOH值，我们可以更容易地判断溶液的酸碱性。

如果知道pH值，可以通过14减去pH值得到pOH值；反之亦然。

总结一下，水的自离解是指水分子自发地离解为H+和OH-离子，其反应满足[H+] × [OH-] = Kw。

水的离子积和溶液的PH值水的离子积和溶液的PH值溶液中进行的化学反应，特别是生物体内的化学反应，往往需要在一定的PH值条件下才能正常进行。

人的各种体液都有一定的PH值，而且不容易改变，因此能保证人体正常的生理活动。

人的体液之所以具有一定的PH值，是由于它本身就是缓冲溶液，具有抵抗外来少量强酸或强碱的能力，从而能够稳定溶液的PH值。

学习本章的目的有三个：一是掌握PH值及其与溶液酸碱性的关系、酸碱指示剂理论;二是掌握配制缓冲溶液所需要的知识和方法;三是为后续课程学习有关体内酸碱平衡理论提供必要的基础知识。

第一节水的离子积和溶液的PH值一、水的离子积水是一种既能释放质子也能接受质子的两性物质。

水在一定程度上也微弱地离解，质子从一个水分子转移给另一个水分子，形成H3O+和OH-。

达到平衡时，可得水的离解常数Ki或[H2O+][OH-]=K1[H2O]2由于水的离解度极小，[HO]数值可以看作是一个常数，令K1[H2O]2等于另一新常数Kw，则[H3O+][OH-]=KwKw称为水的离子积常数，简称水的离子积。

上式表示在一定温度时，水中氢离子浓度与氢氧离子浓度的乘积为一常数(表3-1)。

25℃时，由实验测出在纯水中[H3O+]和[OH-]各为1.010-?7molL-1。

通常将水合离子H3O+简写为H+，这样，在常温时：表3-1不同湿度时水的离子积温度/℃KWI温度/℃KW1.210-15505.510-14103.010-15609.610-14206.810-15701.610-18251.010-14802.510-13301.510-14903.810-13402.910-141005.510-13K=1.0*10-7*1.0*10-7=1.0*1014[H+][OH-]=1.0*10-14(3-2)水的离子积和溶液的PH值由于水离解时要吸收大量的热，所以温度升高，水的离解度和KW也相应地增大。

水的离子积原理不仅适用于纯水，也适用于一切稀的水溶液。