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2019-2020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(shí)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(guò)程和方法 （1）通過(guò)水的離子積的計(jì)算，提高有關(guān)的計(jì)算能力，加深對(duì)水的電離平衡的認(rèn)識(shí)。 （2）通過(guò)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(wèn)題的解決問(wèn)題的能力。 3．情感和價(jià)值 （1）通過(guò)水的電離平衡過(guò)程中H+、OH-關(guān)系的分析，理解矛盾的對(duì)立統(tǒng)一的辯證關(guān)系。 （2）由水的電離體會(huì)自然界統(tǒng)一的和諧美以及“此消彼長(zhǎng)”的動(dòng)態(tài)美。 教學(xué)重點(diǎn)和難點(diǎn)：水的離子積，c（H+）、pH與溶液的酸堿性的關(guān)系。 教學(xué)過(guò)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(jiǎn)寫(xiě)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(xiě)出水的電離常數(shù)的表達(dá)式。 K= 變形得：c（H+）c（OH—）=Kc（H2O） [分析]1L純水的物質(zhì)的量是556mol，經(jīng)實(shí)驗(yàn)測(cè)得250C時(shí)，發(fā)生電離的水只有110-7mol，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(jiǎn)稱(chēng)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—）= 110-7mol/L 所以250C時(shí)，Kw = c（H+）c（OH—）=110-14 當(dāng)溫度升高時(shí)，Kw如何變化？（電離過(guò)程是吸熱過(guò)程） 1000C時(shí)，Kw = c（H+）c（OH—）=110-12 注：溫度升高時(shí)Kw增大，所以說(shuō)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)——110-14，請(qǐng)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(duì)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(wú)影響 二、溶液的酸堿性和pH（常溫下）： 1． 溶液的酸堿性與c（H+）和c（OH—）的關(guān)系： 電解質(zhì) 溶液 對(duì)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 >10-7 c（H+）< c（OH—） 10-14 堿性 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 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(zhǎng)，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)常用到一些c（H+）很小的溶液，如c（H+）=110-7 mol/L的溶液，用這樣的量來(lái)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(lái)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+）= 110-7mol/L pH=7 酸性溶液c（H+）> 110-7mol/L pH<7 堿性溶液c（H+）< 110-7mol/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110-7mol/L的關(guān)系來(lái)判斷溶液酸、堿性。一般未注明條件都是指常溫。 三、pH值測(cè)定方法 1.定性測(cè)定：酸堿指示劑法（書(shū)P51閱讀） 2.定量測(cè)定：pH試紙法（書(shū)P49閱讀） 、pH計(jì)法 討論： pH試紙的使用 直接把待測(cè)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(duì)比 小結(jié)： 作業(yè)： 課本P65 一、二、1，3