Kw =C（H+）· C（OH-）
说明：1.常温（25℃ ）Kw = 1× 10-14 2.稀溶液 3.温度升高, Kw变大 温度 0℃
1.14×10-15
20℃
6.81×10-15
25℃
1×10-14
50℃
5.47×10-14
90℃
3.8×10-13
100℃
1×10-12
Kw
问题与讨论 1、在水中加入强酸(HCl)后，水的离子积是否发生改变？ 2、在水中加入强碱(NaOH)后，水的离子积是否发生改变？ 升温呢？ 3、在酸碱溶液中，水电离出来的C(H+)和C(OH-)是否相等？
H2O 升高温度：
H+ + OH平衡正向移动
（正反应吸热）
C（H+）和C（OH-）都增大
Kw增大
二、影响水的电离平衡的因素 1、酸 2、碱 3、温度 抑制水的电离，Kw保持不变
升高温度促进水的电离，Kw增大
注意：Kw是一个温度函数，只随温度的升高而 增大.
三、溶液的酸、碱性跟C(H+)、C(OH-)的关 系 1.重要规律：
(1)1×10-3mol/LHCl溶液 解：C(H+)= C(HCl)=1×10-3 mol/L
-14 1 × 10 Kw 由Kw = C(H+)· C(OH-)，得 C(OH-)= = + C(H ) 1×10-3 mol/l (2)0.05mol/LBa(OH)2溶液 = 1×10-11 mol/l
（正反应吸热）
实验测定：25℃ C(H+)=C(OH-)=1×10-7mol/L 100℃ C(H+) = C(OH-) = 1×10-6mol/L
思考： 既然一定温度下纯水中C(H+)和C(OH-)浓度是 定值，那么乘积呢？
2、水的离子积(常数)： 定义：在一定温度下，水（稀溶液）中H+与OH-浓 度的乘积，用Kw表示。
化学 · 必修4
3-2-1 水的电离
复习巩固
1、溶液导电性强弱是由 溶液中自由移动离子浓度 ________________________决定的。 2、水是不是电解质？
思考与交流
水是极弱的电解质
研究电解质溶液时往往涉及溶液的酸碱性，而 酸碱性与水的电离有密切的关系。那么水是如何电 离的呢?
一、水的电离 1、水的电离 H 2O H+ + OH-
经科学实验进一步证明
+ 在一定温度时,稀电解质溶液里C(H )与C(OH )
的乘积是一个常数。 C(稀) ≤1mol/L 例：25℃时，Kw=1×10-14 100℃时，Kw=1×10-12
三、溶液的酸、碱性跟C(H+)、C(OH-)的 关系 2.关系(25℃)： 中性溶液： 酸性溶液： 碱性溶液： C(H+)=C(OH-)=1×10-7mol/L C(H+)>C(OH-) C(H+)>1×10-7mol/L C(H+)<C(OH-) C(H+)<1×10-7mol/L
（2）常温下，浓度为 1×10-5mol/l的NaOH溶液 中，由水电离产生的 C(OH-)是多少？
(1)解：C水（H+）=C水（OH-） (2)解：C水（OH-）= C水（H+）
Kw
= C(H+)
=
Kw C(OH-)
1×10-14
= = =
1×10-14
1×10-5 mol/l 1×10-9 mol/l
解：C(0H-)= 2C[Ba(OH)2 1 × 10 Kw 由Kw = C(H )· C(OH-)，得 C(H+)= = C(OH ) 0.1mol/l = 1×10-13 mol/l
例2：10mL10-4mol/LHCl,加水至100mL,此时溶液中 C(H+)= 10-5 mol/L；若加水至105mL,此时溶液中 C(H+)又是 接近10-7mol/L,略大于10-7mol/L
A、NaOH C、NaHSO4 B、NaCl D、NH4Cl
【课堂练习】
1、纯水在10℃和50℃的H+浓度，前 B 者与后者的关系是（ ）
A、前者大 C、相等
B、后者大 D、不能确定
2、下列微粒中不能破坏水的电 D 离平衡的是（ ） A、H+ B、OHC、S2D、Na+
3、下列物质溶解于水时，电离出 的阴离子能使水的电离平衡向右移动 A 的是（ ） A、CH3COONa C、NH4Cl B、Na2SO4 D、CH3COOH
1×10-5 mol/l
1×10-9 mol/l =
思考题：在常温下，由水电离产生的C（H+） =1×10-9 mol/L的溶液，则该溶液的酸碱性如何？
答：可能是酸性也可能是碱性
2.（1）常温下，某溶液中由水电离产生的 C（H+）=10-6 mol/l，则此溶液有可能是（ D ）
（2）常温下，某溶液中由水电离产生的C（H+） =10-9 mol/l，则此溶液有可能是（ AC ）
说明
①酸的溶液中C(H+)，以酸所电离出的H+浓度为 准，若酸过度稀释，C(H+)接近10-7mol/L,但略 大于10-7mol/L ②碱的溶液中C(OH )，以碱所电离出的OH 浓度 为准，若碱过度稀释，(OH-)接近10-7mol/L,但 略大于10-7mol/L
练习1.（1）常温下，浓 度为1×10-5mol/l的盐酸溶 液中，由水电离产生的C （H+）是多少？
4、100℃时，水的离子积为10-12，求C(H+)为多少？
5、在酸溶液中水电离出来的C(H+)和酸电离出来的C(H+) 什么关系？
H 2O
H+
+
OH-
C(H+)
加入酸： 增大
C(OH-)
平衡逆向移动
减少
但Kw保持不变
H2O
H+ C(H+)
+
OHC(OH-) 增大
加入碱：
减小
平衡逆向移动
但Kw保持不变
注 意
①水溶液中H+与OH-始终共存
②酸性溶液：C(H+)>C(OH-) ;C(H+)越大酸性越强
③碱性溶液：C(H+)<C(OH-) ;C(OH-)越大碱性越强
三、溶液的酸、碱性跟C(H+)、C(OH-)的关系
3.溶液中C(H+)、C(OH-)的计算 例1：计算下列溶液中C(H+)与C(OH-)
4、某温度下纯水中C(H+) = 2×10-7 mol/L，则此 2×10-7 mol/L 时溶液中的C(OH-) = ___________ 。 若温度不变，滴入稀盐酸使C(H+) = 5×10-6 mol/L -9 mol/L 8×10 ，则此时溶液中的C(OH-) = ___________ 。