第章第節(jié)水的電離和溶液的酸堿性（第課時）教案

學必求其心得，業(yè)必貴于專精學必求其心得，業(yè)必貴于專精學必求其心得，業(yè)必貴于專精第二節(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(guān)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(guān)系的分析，理解矛盾的對立統(tǒng)一的辯證關(guān)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(jié)構(gòu)與板書設(shè)計第二節(jié)水的電離和溶液酸堿性一、水的電離1、H2O+H2OH3O＋+OH-簡寫:H2OH＋+OH-2、H2O的電離常數(shù)K電離＝＝3、水的離子積(ion—productcontstantforwater):25℃KW=c（H＋）·c（OH－)==1。0×10－144、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―)H2OKW==c（H＋）溶液·c(OH―）溶液二、溶液的酸堿性與pH1、溶液的酸堿性稀溶液中25℃:Kw=c（H＋）·c（OH－）=1×10常溫下: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堿性溶液:c（H＋）<c（OH－）,c（H＋）〈1×10－7mol/Lc(OH－）〉1×10－7mol/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(zhuǎn)。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(jié)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(zhì)，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(zhì),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－）=1×10－7100℃c（H＋）=c（OH－）=1×10－6[板書]1、H2O+H2OH3O＋+OH-簡寫：H2OH＋+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。6mol)只有1×10－7molH2O電離，因此純水中c（H＋）＝c（OH－）＝1×10－7mol/L.電離前后，H2O的物質(zhì)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－）=1×10[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KW=c(H＋）·c（OH－）[板書]3、水的離子積（ion—productcontstantforwater):25℃KW=c（H＋）·c(OH－）==1.0×10－14[投影］表3—2總結(jié)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(jié)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(guān),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[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―）H2OKW==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(guān)c（H＋）、c（OH－)的簡單計算。[板書］二、溶液的酸堿性與pH1、溶液的酸堿性[思考與交流］1、1L酸或堿稀溶液中水的物質(zhì)的量為55。6mol，此時發(fā)生電離后，發(fā)生典禮的水是否仍為純水時的1×10－7mol/L？2、比較純水、酸、堿溶液中的c（OH－）、c（H＋）的相對大小關(guān)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：H2OH＋+OH－NaOH==Na＋+OH－，c(OH－）升高,c（H＋)下降,水的電離程度降低。酸溶液中：H2OH＋+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=1×10［板書］稀溶液中25℃：Kw=c（H＋）·c（OH－)=1×10常溫下：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堿性溶液：c(H＋）<c（OH－），c（H＋）<1×10－7mol/Lc(OH－）〉1×10－7mol/L[小結(jié)］最后，我們需要格外注意的是，酸的強弱是以電解質(zhì)的電離來區(qū)分的:強電解質(zhì)即能完全電離的酸是強酸,弱電解質(zhì)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(zhì)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＊10A、100℃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(guān)系2、已知NaHSO4在水中的電離方程式為：NaHSO4==Na＋+H＋+SO42―