《3-2 水的电离和溶液的酸碱性第一课时》 教案1

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1、第二节水的电离和溶液的pH第一课时教学目的：1、使学生了解水的电离和水的离子积2、生了解溶液的酸碱性与pH的关系3、通过水的离子积和溶液酸碱性等内容的教学，对学生进行矛盾的对立统一、事物间的相互关系和相互制约等辨证唯物主义观点的教育教学重点：水的离子积，溶液酸碱性和溶液pH值的关系教学难点：水的离子积教学过程：引入：水是不是电解质？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？精确的实验证明，水是一种极弱的电解质，它能微弱地电离，生成H3O+和OH—：

2、板书：一、水的电离1、水的电离H2O+H2OH3O++OH—简写为：H2OH++OH—实验测定：25℃[H+]=[OH-]=1mol/L100℃[H+]=[OH-]=1mol/L水的电离与其它弱电解质的电离有何异同？不同点：水是“自身”作用下发生的极微弱的电离。相同点：均是部分电离，存在电离平衡提问：请学生计算水的浓度，1L纯水的物质的量是55·6mol，经实验测得250C时，发生电离的水只有1×10-7mol，二者相比，水的电离部分太小，可以忽略不计。因此电离前后水的物质的量几乎不变，可以视为常

3、数，常数乘以常数必然为一个新的常数，用Kw表示，即为水的离子积常数，简称水的离子积。板书2、水的离子积Kw=c(H+)·c(OH—)由于250C时，c(H+)=c(OH—)=1×10-7mol/L所以250C时，Kw=c(H+)·c(OH—)=1×10-14(定值)(省去单位)提问：当温度升高时，Kw如何变化？影响Kw的因素是什么？(电离过程是吸热过程)1000C时，Kw=c(H+)·c(OH—)=1×10-12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

4、中性水，[H+]=[OH-].注：温度升高时Kw增大，所以说Kw时要强调温度。练习：影响因素条件改变平衡移动溶液中的c(H+)溶液中的c(OH-)Kw温度升高温度向右增大增大变大降低温度向左减小减小变小酸碱性加入酸向左增大减小不变加入碱向左减小增大不变过渡：在常温时，由于水的电离平衡的存在，不仅是纯水，就是在酸性或碱性的稀溶液里，H+浓度和OH—浓度的乘积总是一个常数——1×10-14，请考虑一下，当纯水中加入盐酸或氢氧化钠时，c(H+)和c(OH—)如何变化？板书：二、溶液的酸碱性和pH(常温下

5、)：1、溶液的酸碱性与c(H+)和c(OH—)的关系：投影显示空表，教师引导填写，然后推出结论。电解质溶液对水电离平衡的影响溶液中c(H+)(mol/L)溶液中c(OH—)(mol/L)c(H+)与c(OH—)比较c(H+)·c(OH—)溶液酸碱性纯水=10-7=10-7相等10-14中性盐酸加HCl，c(H+)增大，平衡左移>10-7<10-7c(H+)>c(OH—)10-14酸性氢氧化钠加NaOH，c(OH—)增大，平衡左移<10-7>10-7c(H+)

6、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+)

7、c(OH—)越大，碱性越强。我们经常用到一些c(H+)很小的溶液，如c(H+)=1×10-7mol/L的溶液，用这样的量来表示溶液的酸碱性的强弱很不方便。为此，化学上常采用pH来表示溶液酸碱性的强弱。2、溶液的pH：(1)定义：pH=-lg{c(H+)}(2)适应范围：稀溶液，0～14之间。有关溶液的pH值的几个注意问题：①pH值是溶液酸碱性的量度。常温下，pH=7溶液呈中性；pH值减小，溶液的酸性增强；pH值增大，溶液的碱性增强。②pH值范围在0-14之间。pH=0的溶液并非没有H+，而是C(H

8、+)=1mol/L；pH=14的溶液并非没有OH-，而是C(OH-)=1mol/L。pH改变一个单位，C(H+)就改变10倍，即pH每增大一个单位，C(H+)就减小到原来的1/10；pH每减小一个单位，C(H+)就增大到原来的10倍。③当C(H+)>1mol/L时，pH值为负数，当C(OH-)>1mol/L时，pH>14。对于C(H+)或C(OH-)大于1mol/L的溶液，用pH值表示反而不方便，所以pH值仅适用于C(H+)或C(OH)小于等于1mol/L的稀溶液。④也可用pOH