高中化學(xué)第三章物質(zhì)在水溶液中的行為第1節(jié)水溶液（第1課時(shí)）教學(xué)

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第三章物質(zhì)在水溶液中的行為第1節(jié)水溶液第1課時(shí)

知識(shí)與技能

1.知道水分子能電離，存在電離平衡，其平衡常數(shù)成為水的離子積常數(shù)；

2.了解強(qiáng)、弱電解質(zhì)的特點(diǎn)，知道弱電解質(zhì)的電離存在電離平衡，并能結(jié)合實(shí)例進(jìn)行描述；3.能夠書(shū)寫(xiě)常見(jiàn)弱電解質(zhì)的電離方程式。

過(guò)程與方法

1.學(xué)會(huì)運(yùn)用觀測(cè)、試驗(yàn)、查閱資料等多種手段獲取所需要的信息；

2.學(xué)習(xí)水的電離及強(qiáng)、弱電解質(zhì)的判斷，學(xué)習(xí)科學(xué)探究的基本方法，提高科學(xué)探究能力；

3.培養(yǎng)團(tuán)隊(duì)合作精神，在活動(dòng)中學(xué)會(huì)與人相處。

情感態(tài)度與價(jià)值觀

通過(guò)小組協(xié)作，發(fā)揮團(tuán)隊(duì)精神，發(fā)揚(yáng)獻(xiàn)身科研的品質(zhì)

本節(jié)內(nèi)容是這一章的引領(lǐng)，在認(rèn)識(shí)水的電離之后，才能深入繼續(xù)學(xué)習(xí)其它物質(zhì)或體系在水溶液中的行為，故正確理解、運(yùn)用本節(jié)的知識(shí)點(diǎn)，認(rèn)識(shí)其地位有著重要的意義。本節(jié)的關(guān)鍵點(diǎn)有以下幾點(diǎn)：水的電離平衡及定量表示（水的離子積Kw）；水的平衡影響因素；兩個(gè)定量關(guān)系，即：[H]·[OH]=Kw，[H]水電離的=[OH]水電離的；強(qiáng)、弱電解質(zhì)的判斷及電離方程式的書(shū)寫(xiě)。通過(guò)學(xué)習(xí)，讓學(xué)生了解水的電離平衡特點(diǎn)及外界對(duì)其的影響，深化對(duì)水溶液體系的認(rèn)識(shí)。

一、水的電離

1．純水具有導(dǎo)電性，是由于純水中存在能夠自由移動(dòng)的離子：H、OH。水的電離方程式為H2OH＋＋OH－。

2．25℃時(shí)，純水中[H]＝[OH]＝1.0×10mol·L。[H]·[OH]

3．水的電離平衡常數(shù)表達(dá)式為K＝。[H2O]教材整理2水的離子積常數(shù)1．表達(dá)式：KW＝[H＋][OH－]。2．影響因素：

(1)25℃時(shí)，KW＝1.0×10－14_mol2·L－2。

＋

－

＋

－

－7

－1

＋

－

+

—

+

—

(2)水的電離是吸熱的可逆過(guò)程，故溫度升高，KW增大。

(3)水的離子積常數(shù)只受溫度的影響，與[H]、[OH]的變化無(wú)關(guān)。

[探究·升華]

[思考探究]

(1)某溫度下，測(cè)得純水中的[H＋]＝2.5×10－7mol·L－1，則[OH－]為多少？

只要是純水，水電離出來(lái)的氫離子濃度就等于水電離出來(lái)的氫氧根離子濃度，故[OH]＝2.5×10mol·L。

(2)25℃時(shí)，0.01mol/L的HCl溶液中H和OH的來(lái)源是什么？溶液中[H]和[OH]為多少？水電離出的[H]水和[OH]水是多少？

H來(lái)源于鹽酸電離和H2O電離，OH只來(lái)源于水電離。[H]＝0.01mol/L＋[H＋]水≈0.01mol/L，

[OH]＝[H＋]＝1×10－12mol/L，[OH]水＝[H]水＝1×10

－

＋

－12

－

＋

－

＋

＋

－

＋

－

＋

－

－

－7

－1

＋

－

KW

mol/L。

＋

－

＋

－

(3)25℃時(shí)，0.01mol/L的NaOH溶液中H和OH來(lái)源是什么？溶液中[H]、[OH]為多少？水電離出的[H＋]水和[OH－]水為多少？

H＋只來(lái)自水電離，OH－來(lái)源于NaOH和H2O電離。[OH－]＝0.01mol/L＋[OH－]

水

≈0.01mol/L，[H]＝[OH－]＝1×10

＋

KW

－12

mol/L，

[H＋]水＝[OH－]水＝1×10－12mol/L。[認(rèn)知升華]

1．水的離子積是水達(dá)到電離平衡時(shí)具有的性質(zhì)，不僅適用于純水，也適用于其他物質(zhì)稀的水溶液，如酸、堿、鹽稀溶液中都有KW＝[H]·[OH]，在常溫時(shí)KW＝1.0×10

－2

＋

－

－14

mol·L

2

。

2．KW＝[H＋][OH－]式中[H＋]、[OH－]指的是溶液中總的[H＋]和[OH－]，包括水電離的和溶

質(zhì)電離的，假使酸、堿濃度大，水電離出來(lái)的[H＋]水或[OH－]水在計(jì)算時(shí)可忽略不計(jì)。

3．外界條件對(duì)水的電離平衡的影響

電離平衡移動(dòng)H2OH影響因素方向升溫降溫右移左移＋OH原因水的電離過(guò)程吸熱－＋影響結(jié)果[H＋]變化增大減小[OH－]變化增大減小Kw增大減小[H＋]與[OH－]的關(guān)系[H＋]＝[OH－][H＋]＝[OH－]溫度

外加酸堿加酸加堿左移左移右移增大[H]增大[OH]金屬消耗水電離出的H＋－＋不變不變不變?cè)龃鬁p小減小減小增大增大[H]＞[OH][H]＜[OH][H＋]＜[OH－]＋－＋－外加活潑金屬

二、電解質(zhì)在水溶液中的存在形態(tài)

1．強(qiáng)、弱電解質(zhì)

(1)在稀的水溶液中完全電離的電解質(zhì)稱為強(qiáng)電解質(zhì)，包括強(qiáng)酸、強(qiáng)堿和大多數(shù)鹽類；在水溶液中部分電離的電解質(zhì)稱為弱電解質(zhì)，其溶液中存在著電離平衡。如弱酸、弱堿和水是弱電解質(zhì)。

(2)強(qiáng)電解質(zhì)在水溶液中全部以離子的形態(tài)存在，弱電解質(zhì)在水溶液中主要以分子的形態(tài)存在。

2．電解質(zhì)電離方程式的書(shū)寫(xiě)

(1)強(qiáng)電解質(zhì)，用符號(hào)“===〞，如氯化氫、氯化鈉的電離方程式分別為HCl===H＋Cl、NaCl===Na＋＋Cl－。

(2)弱電解質(zhì)，用符號(hào)“〞，如醋酸、一水合氨的電離方程式分別為CH3COOHCH3COO－＋H

＋

＋

－

、NH3·H2ONH4＋OH。3．溶劑化作用

溶質(zhì)分子或離子與溶劑相互吸引的作用叫做溶劑化作用。電解質(zhì)溶于水后形成的離子或

＋－

分子實(shí)際是以水合離子或水合分子的形態(tài)存在。

[思考探究]

小明等同學(xué)為了探究酸、堿、鹽溶液的導(dǎo)電性，設(shè)計(jì)了如下試驗(yàn)：

a．在5只250mL燒杯中分別參與濃度為0.1mol·L的鹽酸、CH3COOH溶液、NaOH溶液、NaCl溶液、氨水各150mL。

b．在5種溶液中分別放入一致規(guī)格的石墨電極，按下圖連接好。

c．接通電源，細(xì)心觀測(cè)現(xiàn)象。問(wèn)題思考：

(1)現(xiàn)象①五個(gè)燈泡都亮起來(lái)，由此可得出什么結(jié)論？

結(jié)論：酸、堿、鹽都是電解質(zhì)，它們?nèi)苡谒畷r(shí)會(huì)發(fā)生電離。

(2)現(xiàn)象②鹽酸、氯化鈉溶液、氫氧化鈉溶液對(duì)應(yīng)的燈泡較亮，醋酸、氨水對(duì)應(yīng)的燈泡較暗，由此可得出什么結(jié)論？

結(jié)論：醋酸、一水合氨的電離程度較小，都是弱電解質(zhì)。HCl、NaCl、NaOH的電離程度較大。

(3)五種溶液的溶質(zhì)在水中的存在形式是怎樣的？

鹽酸、NaCl、NaOH溶液中鹽酸、NaCl、NaOH全部電離，以離子形式存在于溶液中；氨水、CH3COOH溶液中的NH3·H2O、CH3COOH主要以分子的形式存在于溶液中，只有極少量電離為離子。

－1

(4)強(qiáng)電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力一定強(qiáng)，弱電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力一定弱嗎？溶液的導(dǎo)電能力取決于什么？

不一定。溶液的導(dǎo)電能力取決于溶液中自由移動(dòng)離子的濃度和所帶電荷數(shù)，溶液中自由移動(dòng)離子的濃度越大，所帶電荷越多，則導(dǎo)電能力越強(qiáng)。而電解質(zhì)的強(qiáng)弱是指電解質(zhì)在水溶液中的電離狀況，二者無(wú)必然關(guān)系，即強(qiáng)電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力不一定強(qiáng)，弱電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力不一定弱。

三、強(qiáng)、弱電解質(zhì)的判斷和電離方程式的書(shū)寫(xiě)

1．強(qiáng)、弱電解質(zhì)的判斷

強(qiáng)酸：HCl、H2SO4、HNO3、HI、HBr等??

2、強(qiáng)電解質(zhì)?強(qiáng)堿：KOH、NaOH、

??多數(shù)鹽：NaCl、Na2SO4等弱酸：H2S、HF、H2SO3、CH3COOH等??

2、弱電解質(zhì)?弱堿：NH3·H2O、

??少數(shù)鹽：HgCl2、32Pb等2．電離方程式的書(shū)寫(xiě)

(1)電解質(zhì)在熔融狀態(tài)下電離時(shí)，只能破壞離子鍵，如NaHSO4；在水溶液中電離時(shí)，既能破壞離子鍵，也能破壞共價(jià)鍵。

(2)多元弱酸的酸式鹽為離子化合物，屬于強(qiáng)電解質(zhì)，在水溶液中首先完全電離為金屬陽(yáng)離子和酸式酸根離子，弱酸的酸式酸根離子只能微弱電離，故其電離出H＋和酸根離子時(shí)用“〞表示，如NaHCO3溶于水時(shí)，NaHCO3===Na＋HCO3，HCO3H＋CO3。

(3)多元弱酸分步電離，主要進(jìn)行第一步電離，其次步電離較第一步更微弱，如H2CO3H＋

－＋2－

＋HCO－3(主)，HCO3H＋CO3(次)；多元弱堿分步電離，但書(shū)寫(xiě)電離方程式時(shí)一步寫(xiě)出，如

＋

－

－＋

2－

2

等

2

等

Fe(OH)3Fe＋3OH。

四、檢測(cè)題

1.在常溫下，某無(wú)色溶液中，由水電離出的c(H)＝1×10mol/L，則該溶液中，一定能大量共存的離子是()

A．K、Na、MnO4、SO4B．Na、CO3、AlO2、ClC．K、Na、Cl、