2019-2020年高中化學 水的電離和溶液的酸堿性(第一課時) 新人教版選修4.doc
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2019-2020年高中化學 水的電離和溶液的酸堿性(第一課時) 新人教版選修4 課題:第二節(jié) 水的電離和溶液的酸堿性(一) 授課班級 課 時 1 教 學 目 的 知識 與 技能 1、 知道水的離子積常數(shù), 過程 與 方法 1、通過水的電離平衡分析,提高運用電離平衡基本規(guī)律分析問題的解決問題的能力。 2、通過水的離子積的計算,提高有關的計算能力,加深對水的電離平衡的認識 情感 態(tài)度 價值觀 1、通過水的電離平衡過程中H+、OH-關系的分析,理解矛盾的對立統(tǒng)一的辯證關系。 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。 重 點 水的離子積。 難 點 水的離子積。 知 識 結 構 與 板 書 設 計 第二節(jié) 水的電離和溶液酸堿性 一、水的電離 1、H2O + H2O H3O+ + OH- 簡寫: H2O H++ OH- 2、 H2O的電離常數(shù)K電離== 3、水的離子積(ion-product contstant for water ): 25℃ K W= c(H+) c(OH-)= = 1.010-14。 4、影響因素:溫度越高,Kw越大,水的電離度越大。 對于中性水,盡管Kw,電離度增大,但仍是中性水, 5、KW不僅適用于純水,還適用于酸性或堿性的稀溶液,不管是哪種溶液均有:C(H+)H2O == C(OH―)H2O KW== C(H+)溶液C(OH―)溶液 二、溶液的酸堿性與pH 1、溶液的酸堿性 稀溶液中25℃: Kw = c(H+)c(OH-)=110-14 常溫下: 中性溶液:c(H+)=c(OH-)=110-7mol/L 酸性溶液:c(H+)> c(OH-), c(H+)>110-7mol/L 堿性溶液:c(H+)< c(OH-), c(H+)<110-7mol/L c(OH-)>110-7mol/L 教學過程 教學步驟、內(nèi)容 教學方法、手段、師生活動 [實驗導課]用靈敏電流計測定純水的導電性。 現(xiàn)象:靈敏電流計指針有微弱的偏轉。 說明:能導電,但極微弱。 分析原因:純水中導電的原因是什么? 結論:水分子能夠發(fā)生電離,水分子發(fā)生電離后產(chǎn)生的離子分別是H3O+和OH― ,發(fā)生電離的水分子所占比例很小。水是一種極弱電解質,存在有電離平衡: [板書] 第二節(jié) 水的電離和溶液酸堿性 一、水的電離 [講]水是極弱的電解質,發(fā)生微弱的(自偶)電離。 [投影]水分子電離示意圖: 實驗測定:25℃ c(H+)= c(OH-)=110-7mol/L 100℃ c(H+)= c(OH-)= 110-6mol/L [板書] 1、H2O + H2O H3O+ + OH- 簡寫: H2O H++ OH- [講]與化學平衡一樣,當電離達到平衡時,電離產(chǎn)物H+和OH―濃度之積與未電離的H2O的濃度之比也是一個常數(shù)。 [板書]2、 H2O的電離常數(shù)K電離== [講]在25℃時,實驗測得1L純水(即550.6 mol)只有110-7mol H2O電離,因此純水中c(H+)=c(OH-)= 110-7mol/L。電離前后, H2O的物質的量幾乎不變,c( H2O)可以看做是個常數(shù),實驗測定:25℃ c(H+)= c(OH-)=110-7mol/L [講]因為水的電離極其微弱,在室溫下電離前后n(H2O)幾乎不變,因此,C(H2O)可視 為常數(shù),則C(H+)C(OH―)==K電離C(H2O)。常數(shù)K電離與常數(shù)C(H2O)的積作為一新的常數(shù),叫做水的離子積常數(shù),簡稱水的離子積常數(shù),簡稱水的離子積,記作KW,即K W= c(H+) c(OH-) [板書] 3、水的離子積(ion-product contstant for water ): 25℃ K W= c(H+) c(OH-)= = 1.010-14。 [投影] 表3-2 總結水的電離的影響因素。 [板書]4、影響因素:溫度越高,Kw越大,水的電離度越大。 對于中性水,盡管Kw,電離度增大,但仍是中性水, [投影]知識拓展---影響水電離平衡的因素 1、溫度: 水的電離是吸熱過程,升高溫度,水的電離平衡右移,電離程度增大,C(H+)和C(OH―)同時增大,KW增大,但由于C(H+)和C(OH―)始終保持相等,故仍呈中性。 2、酸、堿 向純水中加入酸或堿,由于酸(堿)電離產(chǎn)生的H+(OH―),使溶液中的C(H+)或C(OH―)增大,使水的電離平衡左移,水的電離程度減小。 3、含有弱酸根離子或弱堿陽離子的鹽 在純水中加入含有弱酸根離子或弱堿陽離子的鹽,由于它們能跟水電離出的H+和OH―結合生成難電離物,使水的電離平衡右移,水的電離程度增大。 4、強酸的酸式鹽 向純水中加入強酸的酸式鹽,如加入NaHSO4,由于電離產(chǎn)生H+,增大C(H+),使水的電離平衡左移,抑制了水的電離 5、加入活潑金屬 向純水中加入活潑金屬,如金屬鈉,由于活潑金屬能與水電離的H+直接作用,產(chǎn)生氫氣,促進水的電離。 [講]KW與溫度有關,隨溫度的升高而逐漸增大。25℃時KW==1*10-14,100℃ KW=1*10-12。KW不僅適用于純水(或其他中性溶液),也適用于酸、堿、鹽的稀水溶液。在不同溶液中,C(H+)、C(OH―)可能不同,但任何溶液中由水電離的C(H+)與C(OH―)總是相等的。KW==C(H+)C(OH―)式中,C(H+)、C(OH―)均表示整個溶液中總物質的量濃度。 [板書]5、KW不僅適用于純水,還適用于酸性或堿性的稀溶液,不管是哪種溶液均有:C(H+)H2O == C(OH―)H2O KW== C(H+)溶液C(OH―)溶液 [過渡]由水的離子積可知,在水溶液中,H+和OH-離子共同存在,無論溶液呈酸性或堿性。由此我們可以進行有關c(H+)、 c(OH-)的簡單計算。 [板書]二、溶液的酸堿性與pH 1、溶液的酸堿性 [思考與交流] 1、1L酸或堿稀溶液中水的物質的量為55.6 mol,此時發(fā)生電離后,發(fā)生典禮的水是否仍為純水時的110-7mol/L? 2、比較純水、酸、堿溶液中的c(OH-)、c(H+)的相對大小關系。 3、酸溶液中是否存在OH-?堿溶液中是否存在H+?解釋原因。 [講]堿溶液中:H2O H+ + OH- NaOH == Na+ + OH-, c(OH-)升高, c(H+)下降,水的電離程度降低。酸溶液中:H2O H+ + OH- HCl == H+ + Cl- , c(H+)升高,c(OH-)下降,水的電離程度降低。 實驗證明:在稀溶液中:Kw = c(H+)c(OH-) 25℃ Kw=110-14 [板書]稀溶液中25℃: Kw = c(H+)c(OH-)=110-14 常溫下: 中性溶液:c(H+)=c(OH-)=110-7mol/L 酸性溶液:c(H+)> c(OH-), c(H+)>110-7mol/L 堿性溶液:c(H+)< c(OH-), c(H+)<110-7mol/L c(OH-)>110-7mol/L [小結]最后,我們需要格外注意的是,酸的強弱是以電解質的電離來區(qū)分的:強電解質即能完全電離的酸是強酸,弱電解質即只有部分電離的酸是弱酸。溶液的酸性則決定于溶液中C(H+)。C(H+)越大,溶液的酸性越強;C(H+)越小,溶液的酸性越弱。強酸溶液的酸性不一定比弱酸溶液的酸性強;酸性強的溶液不一定是強酸溶液;酸性相同的溶液,弱酸濃度大、中和能力強;中和能力相同的酸,提供H+的物質的量相同,但強酸溶液的酸性強。 [隨堂練習] 1、如果25℃時,KW==1*10-14,100℃ KW=1*10-12。這說明( AC ) A、100℃水的電離常數(shù)較大 B、前者的C(H+)較后者大 C、水的電離過程是一個吸熱過程 D、KW和K無直接關系 教學回顧:- 配套講稿:
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