高中化学《水的电离和溶液的酸碱性》教案3 新人教选修4.doc

第二节水的电离和溶液的pH第1课时
教学目标
1．知识与技能
（1）理解水的电离、水的电离平衡和水的离子积。
（2）使学生了解溶液的酸碱性和pH的关系。
2．过程和方法
（1）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。
（2）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。
3．情感和价值
（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。
教学重点和难点：水的离子积，c（H+）、pH与溶液的酸碱性的关系。
教学过程
[引入]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—：
一、水的电离
1．水的电离
H2O+H2OH3O++OH—简写为：H2OH++OH—
[讨论]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，存在电离平衡和电离常数。
写出水的电离常数的表达式。
K=变形得：c（H+）·c（OH—）=K·c（H2O）
[分析]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。

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
当温度升高时，Kw如何变化？（电离过程是吸热过程）
1000C时，Kw=c（H+）·c（OH—）=1×10-12
注：温度升高时Kw增大，所以说Kw时要强调温度。
[思考]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？
3.条件改变对水的电离平衡及Kw的影响
1)升高温度，Kw增大
2）酸碱由于电离产生H+或OH-，能抑制水的电离，使水的电离程度减小，但KW不变
3）Ac-、NH4+等“弱离子”因结合水电离出的H+或OH-能促进水的电离平衡，使水的电离程度增大，但KW不变
4）加入NaCl无影响
二、溶液的酸碱性和pH（常温下）：
溶液的酸碱性与c（H+）和c（OH—）的关系：
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
<10-7
c（H+）>
c（OH—）
10-14
酸性
氢氧化钠加NaOH，
c（OH—）增大，平衡左移
<10-7
>10-7
c（H+）<
c（OH—）
10-14
碱性中性溶液c（H+）=c（OH—）=1×10-7mol/L
酸性溶液c（H+）>c（OH—），c（H+）>1×10-7mol/L
碱性溶液c（H+）<c（OH—），c（H+）<1×10-7mol/L
注：①水中加酸或碱均抑制水的电离，但由水电离出的c（H+）与c（OH—）总是相等。
②任何电解质溶液中，H+与OH—总是共存，c（H+）与c（OH—）此增彼长，且Kw=c（H+）·c（OH—）不变。
酸性溶液中c（H+）越大，酸性越强，碱性溶液中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。
溶液的pH：
（1）定义：pH=-lg{c（H+）}
看课本P63图3-7，计算四种溶液的pH，总结溶液的酸碱性与pH的关系。
（2）溶液的酸碱性与pH的关系：
中性溶液c（H+）=1×10-7mol/LpH=7
酸性溶液c（H+）>1×10-7mol/LpH<7
碱性溶液c（H+）<1×10-7mol/LpH>7
(3)适应范围：稀溶液，0～14之间
注：（未给明条件时）不能用pH值等于多少或c（H+）与1×10-7mol/L的关系来判断溶液酸、碱性。一般未注明条件都是指常温。
三、pH值测定方法
1.定性测定：酸碱指示剂法（书P51阅读）
2.定量测定：pH试纸法（书P49阅读）、pH计法
讨论：pH试纸的使用
直接把待