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1、2022年高中化學(xué)《水的電離和溶液的酸堿性》教案3 新人教選修4
教學(xué)目標(biāo)
1．知識與技能
（1）理解水的電離、水的電離平衡和水的離子積。
（2）使學(xué)生了解溶液的酸堿性和pH的關(guān)系。
2．過程和方法
（1）通過水的離子積的計(jì)算，提高有關(guān)的計(jì)算能力，加深對水的電離平衡的認(rèn)識。
（2）通過水的電離平衡分析，提高運(yùn)用電離平衡基本規(guī)律分析問題的解決問題的能力。
3．情感和價(jià)值
（1）通過水的電離平衡過程中H+、OH-關(guān)系的分析，理解矛盾的對立統(tǒng)一的辯證關(guān)系。
（2）由水的電離體會自然界統(tǒng)一的和諧美以及“此消彼長”的動態(tài)美。
教學(xué)重點(diǎn)和難點(diǎn)：水的離子積，c（H+）、pH與溶液的酸堿
2、性的關(guān)系。
教學(xué)過程
[引入]研究電解質(zhì)溶液時(shí)往往涉及溶液的酸堿性，而酸堿性與水的電離有密切的關(guān)系。那么水是如何電離的呢？
精確的實(shí)驗(yàn)證明，水是一種極弱的電解質(zhì)，它能微弱地電離，生成H3O+ 和OH—：
一、水的電離
1．水的電離
H2O + H2O H3O+ + OH— 簡寫為：H2O H+ + OH—
[討論]水的電離與其它弱電解質(zhì)的電離有何異同？
不同點(diǎn)：水是“自身”作用下發(fā)生的極微弱的電離。
相同點(diǎn)：均是部分電離，存在電離平衡和電離常數(shù)。
寫出水的電離常數(shù)的表達(dá)式。
K= 變形得：c（H+）·c（OH—）=K·c（H2O）
[分析]1L純水的物質(zhì)的
3、量是55·6mol，經(jīng)實(shí)驗(yàn)測得250C時(shí)，發(fā)生電離的水只有1×10-7mol，二者相比，水的電離部分太小，可以忽略不計(jì)。因此電離前后水的物質(zhì)的量幾乎不變，可以視為常數(shù)，常數(shù)乘以常數(shù)必然為一個(gè)新的常數(shù)，用Kw表示，即為水的離子積常數(shù)，簡稱水的離子積。
2·水的離子積
Kw = c（H+）·c（OH—）
由于250C時(shí)，c（H+）= c（OH—）= 1×10-7mol/L
所以250C時(shí)，Kw = c（H+）·c（OH—）=1×10-14
當(dāng)溫度升高時(shí)，Kw如何變化？（電離過程是吸熱過程）
1000C時(shí)，Kw = c（H+）·c（OH—）=1×10-12
注：溫度升高時(shí)K
4、w增大，所以說Kw時(shí)要強(qiáng)調(diào)溫度。
[思考]在常溫時(shí)，由于水的電離平衡的存在，不僅是純水，就是在酸性或堿 性 的稀溶液里，H+ 濃度和OH— 濃 度的乘積總是一個(gè)常數(shù)——1×10-14，請考慮一下，當(dāng)純水中加入鹽酸或氫氧化鈉時(shí)，c（H+）和c（OH—）如何變化？
3.條件改變對水的電離平衡及Kw的影響
1) 升高溫度，Kw增大
2）酸堿由于電離產(chǎn)生H+或OH-，能抑制水的電離，使水的電離程度減小，但KW不變
3）Ac-、NH4+等“弱離子”因結(jié)合水電離出的H+或OH-能促進(jìn)水的電離平衡，使水的電離程度增大，但KW不變
4）加入NaCl無影響
二、溶液的酸堿性和pH（常溫下）：
1
5、． 溶液的酸堿性與c（H+）和c（OH—）的關(guān)系：
電解質(zhì)
溶液
對水電
離平衡
的影響
溶 液 中
c（H+）
（mol/L）
溶 液 中
c（OH—）
（mol/L）
c（H+）與
c（OH—）
比 較
c（H+）·
c（OH—）
溶液酸堿性
純水
=10-7
=10-7
相 等
10-14
中性
鹽酸
加HCl，
c（H+）增大，平衡左移
>10-7
<10-7
c（H+）>
c（OH—）
10-14
酸性
氫氧化鈉
加NaOH，
c（OH—）增大，平衡左移
<10-7
6、
>10-7
c（H+）<
c（OH—）
10-14
堿性
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
堿性溶液c（H+）< c（OH—），c（H+）< 1×10-7mol/L
注：①水中加酸或堿均 抑 制水的電離，但由水電離出的c（H+）與c（OH—）總是相等。
②任何電解質(zhì)溶液中，H+與OH—總是共存，c（H+）與c（OH—）此增彼長，且Kw = c（H+）·c（OH—）不變。
酸性溶液中c（H+）越大，酸性越強(qiáng)，堿性溶液中c（OH—）越大，堿性越強(qiáng)。
我們經(jīng)常用到
7、一些c（H+）很小的溶液，如c（H+）=1×10-7 mol/L的溶液，用這樣的量來表示溶液的酸堿性的強(qiáng)弱很不方便。為此，化學(xué)上常采用pH來表示溶液酸堿性的強(qiáng)弱。
2． 溶液的pH：
（1）定義：pH =-lg{c（H+）}
看課本P63 圖3-7，計(jì)算四種溶液的pH，總結(jié)溶液的酸堿性與pH的關(guān)系。
（2）溶液的酸堿性與pH的關(guān)系：
中性溶液c（H+）= 1×10-7mol/L pH=7
酸性溶液c（H+）> 1×10-7mol/L pH<7
堿性溶液c（H+）< 1×10-7mol/L pH>7
(3)適應(yīng)范圍：稀溶液，0～14之間
注：（未給明條件時(shí)）不能用pH值等于多少或c（H+）與1×10-7mol/L的關(guān)系來判斷溶液酸、堿性。一般未注明條件都是指常溫。
三、pH值測定方法
1.定性測定：酸堿指示劑法（書P51閱讀）
2.定量測定：pH試紙法（書P49閱讀） 、pH計(jì)法
討論： pH試紙的使用
直接把待測液滴在干燥的pH試紙上，試紙上顯出顏色后馬上跟標(biāo)準(zhǔn)比色卡相對比
小結(jié)：
作業(yè)：
課本P65 一、二、1，3
2022年高中化學(xué)《水的電離和溶液的酸堿性》教案3 新人教選修4
