《水的电离和溶液的酸碱性》第1课时教案.doc

第二节 水的电离和溶液的酸碱性(一)
授课班级

课 时
1
教学
目的
知识与
技能
1、 知道水的离子积常数，
过程与
方法
1、通过水的电离平衡分析，提高运用电离平衡基本规律分析问题的解决问题的能力。
2、通过水的离子积的计算，提高有关的计算能力，加深对水的电离平衡的认识
情感态度价值观
1、通过水的电离平衡过程中H+、OH-关系的分析，理解矛盾的对立统一的辩证关系。
2、由水的电离体会自然界统一的和谐美以及“此消彼长”的动态美。
重点
水的离子积。
难点
水的离子积。
知识
结构
与板
书设
计
第二节 水的电离和溶液酸碱性
一、水的电离
1、H2O + H2O H3O＋ + OH- 简写： H2O H＋+ OH-
2、 H2O的电离常数K电离＝＝
3、水的离子积(ion-product contstant for water )：
25℃ K W= c（H＋）· c（OH－）= = 1.0×10－14。
4、影响因素：温度越高，Kw越大，水的电离度越大。
对于中性水，尽管Kw,电离度增大，但仍是中性水，
5、KW不仅适用于纯水，还适用于酸性或碱性的稀溶液，不管是哪种溶液均有：C(H＋)H2O == C(OH―)H2O KW== C(H＋)溶液·C(OH―)溶液
二、溶液的酸碱性与pH
1、溶液的酸碱性
稀溶液中25℃： Kw = c（H＋）·c（OH－）=1×10-14
常温下：
中性溶液：c（H＋）=c（OH－）=1×10－7mol/L
酸性溶液：c（H＋）> c（OH－）, c（H＋）>1×10－7mol/L
碱性溶液：c（H＋）< c（OH－）, c（H＋）<1×10－7mol/L c（OH－）>1×10－7mol/L
教学过程
教学步骤、内容
教学方法、手段、师生活动
[实验导课］用灵敏电流计测定纯水的导电性。
现象：灵敏电流计指针有微弱的偏转。
说明：能导电，但极微弱。
分析原因：纯水中导电的原因是什么？
结论：水分子能够发生电离，水分子发生电离后产生的离子分别是H3O+和OH― ，发生电离的水分子所占比例很小。水是一种极弱电解质，存在有电离平衡：
[板书] 第二节 水的电离和溶液酸碱性
一、水的电离
[讲]水是极弱的电解质，发生微弱的（自偶）电离。
[投影]水分子电离示意图：

实验测定：25℃ c（H＋）= c（OH－）=1×10－7mol/L
100℃ c（H＋）= c（OH－）= 1×10－6mol/L
[板书] 1、H2O + H2O H3O＋ + OH-
简写： H2O H＋+ OH-
［讲］与化学平衡一样，当电离达到平衡时，电离产物H＋和OH―浓度之积与未电离的H2O的浓度之比也是一个常数。
[板书]2、 H2O的电离常数K电离＝＝
[讲]在25℃时，实验测得1L纯水(即550.6 mol)只有1×10－7mol H2O电离，因此纯水中c（H＋）＝c（OH－）＝ 1×10－7mol/L。电离前后， H2O的物质的量几乎不变，c（ H2O）可以看做是个常数，实验测定：25℃ c（H＋）= c（OH－）=1×10－7mol/L
［讲］因为水的电离极其微弱，在室温下电离前后n(H2O)几乎不变，因此，C(H2O)可视 为常数，则C(H＋)·C(OH―)==K电离·C(H2O)。常数K电离与常数C(H2O)的积作为一新的常数，叫做水的离子积常数，简称水的离子积常数，简称水的离子积，记作KW，即K W= c（H＋）· c（OH－）
[板书] 3、水的离子积(ion-product contstant for water )：
25℃ K W= c（H＋）· c（OH－）= = 1.0×10－14。
[投影] 表3-2 总结水的电离的影响因素。

[板书]4、影响因素：温度越高，Kw越大，水的电离度越大。 对于中性水，尽管Kw,电离度增大，但仍是中性水，
［投影］知识拓展---影响水电离平衡的因素
1、温度：
水的电离是吸热过程，升高温度，水的电离平衡右移，电离程度增大，C(H＋)和C(OH―)同时增大，KW增大，但由于C(H＋)和C(OH―)始终保持相等，故仍呈中性。
2、酸、碱
向纯水中加入酸或碱，由于酸(碱)电离产生的H＋(OH―)，使溶液中的C(H＋)或C(OH―)增大，使水的电离平衡左移，水的电离程度减小。
3、含有弱酸根离子或弱碱阳离子的盐
在纯水中加入含有弱酸根离子或弱碱阳离子的盐，由于它们能跟水电离出的H＋和OH―结合生成难电离物，使水的电离平衡右移，水的电离程度增大。
4、强酸的酸式盐
向纯水中加入强酸的酸式盐，如加入NaHSO4，由于电离产生H＋，增大C(H＋)，使水的电离平衡左移，抑制了水的电离
5、加入活泼金属
向纯水中加入活泼金属，如金属钠，由于活泼金属能与水电离的H＋直接作用，产生氢气，促进水的电离。
［讲］KW与温度有关，随温度的升高而逐渐增大。25℃时KW==1*10-14，100℃ KW=1*10-12。KW不仅适用于纯水(或其他中性溶液)，也适用于酸、碱、盐的稀水溶液。在不同溶液中，C(H＋)、C(OH―)可能不同，但任何溶液中由水电离的C(H＋)与C(OH―)总是相等的。KW==C(H＋)·C(OH―)式中，C(H＋)、C(OH―)均表示整个溶液中总物质的量浓度。
[板书]5、KW不仅适用于纯水，还适用于酸性或碱性的稀溶液，不管是哪种溶液均有：C(H＋)H2O == C(OH―)H2O
KW== C(H＋)溶液·C(OH―)溶液
[过渡]由水的离子积可知，在水溶液中，H＋和OH-离子共同存在，无论溶液呈酸性或碱性。由此我们可以进行有关c（H＋）、 c（OH－）的简单计算。
[板书]二、溶液的酸碱性与pH
1、溶液的酸碱性
[思考与交流]
1、1L酸或碱稀溶液中水的物质的量为55.6 mol，此时发生电离后，发生典礼的水是否仍为纯水时的1×10－7mol/L？
2、比较纯水、酸、碱溶液中的c（OH－）、c（H＋）的相对大小关系。
3、酸溶液中是否存在OH－？碱溶液中是否存在H＋？解释原因。
[讲]碱溶液中：H2O H＋ + OH－ NaOH == Na＋ + OH－， c（OH－）升高， c（H＋）下降，水的电离程度降低。酸溶液中：H2O H＋ + OH－ HCl == H＋ + Cl－ ， c（H＋）升高，c（OH－）下降，水的电离程度降低。
实验证明：在稀溶液中：Kw = c（H＋）·c（OH－） 25℃ Kw=1×10－14
[板书]稀溶液中25℃： Kw = c（H＋）·c（OH－）=1×10-14
常温下：
中性溶液：c（H＋）=c（OH－）=1×10－7mol/L
酸性溶液：c（H＋）> c（OH－）, c（H＋）>1×10－7mol/L
碱性溶液：c（H＋）< c（OH－）, c（H＋）<1×10－7mol/L c（OH－）>1×10－7mol/L
［小结］最后，我们需要格外注意的是，酸的强弱是以电解质的电离来区分的：强电解质即能完全电离的酸是强酸，弱电解质即只有部分电离的酸是弱酸。溶液的酸性则决定于溶液中C(H＋)。C(H＋)越大，溶液的酸性越强；C(H＋)越小，溶液的酸性越弱。强酸溶液的酸性不一定比弱酸溶液的酸性强；酸性强的溶液不一定是强酸溶液；酸性相同的溶液，弱酸浓度大、中和能力强；中和能力相同的酸，提供H＋的物质的量相同，但强酸溶液的酸性强。
［随堂练习］
1、如果25℃时，KW==1*10-14，100℃ KW=1*10-12。这说明( AC )
A、100℃水的电离常数较大
B、前者的C(H＋)较后者大
C、水的电离过程是一个吸热过程
D、KW和K无直接关系
2、已知NaHSO4在水中的电离方程式为：NaHSO4==Na＋+H＋+SO42― 。某温度下，向pH==6的蒸馏水中加入NaHSO4晶体，保持温度不变，测得溶液的pH为2。下列对该溶液的叙述中，不正确的是( )
A、该温度高于25℃
B、由水电离出来的C(H＋)==1*10-10 mol/L
C、NaHSO4晶体的加入抑制了水的电离
D、该温度下加入等体积pH为12的NaOH溶液，可使反应后的溶液恰好呈中性

教学回顾：

6 / 6