水的電離和溶液的pH+高二上學期化學人教版（2019）選擇性必修1+

第二節(jié)水的電離和溶液的PH《選擇性必修一》第三章水溶液中的離子反應與平衡第1課時教學目標教學重難點環(huán)節(jié)一運用弱電解質電離模型分析水的電離想一想引入：在水溶液中，酸、堿、鹽會部分或全部電離成離子，以離子形式存在，那么，當中的溶劑H2O是以離子還是分子形式存在的呢？環(huán)節(jié)一運用弱電解質電離模型分析水的電離想一想思考與討論：1、水可以電離出哪些離子？寫出水的電離方程式。2、向水中加入酸，水的電離平衡向哪個方向移動？水電離出的c(H+)和c(OH-)及溶液中的c(H+)如何改變？為什么？3、向水中加入堿，水的電離平衡向哪個方向移動？水電離出的c(H+)和c(OH-)及溶液中的c(OH-)如何改變？為什么？可以電離出H+、OH-，電離方程式：H2OH++OH-

平衡向逆方向移動，水電離的c(H+)和c(OH-)均減小，溶液的c(H+)增大平衡向逆方向移動，水電離的c(H+)和c(OH-)均減小，溶液的c(OH-)增大環(huán)節(jié)一運用弱電解質電離模型分析水的電離記一記小結：一、水的電離1、水的電離：H2OH++OH-2、加酸或加堿都會使水的電離平衡向逆方向移動。環(huán)節(jié)一運用弱電解質電離模型分析水的電離想一想思考與討論：1、一定溫度下純水中c(H+)×c(OH-)是定值嗎？為什么？2、向水中加入酸或堿后，水電離出的c(H+)和c(OH-)的乘積如何變化？為什么？溶液中的c(H+)與c(OH-)的乘積又如何改變？為什么？加入酸或堿后，水電離的c(H+)和c(OH-)均減小，兩者乘積變??；加酸后溶液的c(H+)增大，而加堿后溶液的c(OH-)增大，溶液中的c(H+)與c(OH-)的乘積不變。一定溫度下純水中c(H+)×c(OH-)是定值。環(huán)節(jié)一運用弱電解質電離模型分析水的電離記一記小結：4、表達式：Kw=c(H+)×c(OH-)注意，c(H+)和c(OH-)都是指體系中的H+、、OH-的總濃度，且只受溫度影響，適用于純水及稀的電解質溶液。3、水的離子積常數(shù)：當水的電離達到平衡時，電離產物H+和OH-濃度之積是一個常數(shù)，簡稱水的離子積，符號Kw。環(huán)節(jié)一運用弱電解質電離模型分析水的電離想一想閱讀P63頁表3-1，思考與討論下列問題1、溫度的變化對Kw產生什么影響？2、依據表中的數(shù)據分析水的電離是吸熱還是放熱？說出理由。3、計算在25℃和100℃時純水中的c(H+)、c(OH-)分別是多少？隨著溫度升高，Kw增大水的電離是吸熱的過程，因為溫度升高，平衡向電離方向移動。25℃時純水中：c(H+)=c(OH-)=1×10-7100℃時純水中：c(H+)=c(OH-)=7.38×10-7環(huán)節(jié)一運用弱電解質電離模型分析水的電離記一記小結：5、水的離子積隨著溫度升高而增大，在常溫下，可以認為Kw=1×10-14，即Kw=c(H+)×c(OH-)=1×10-14。適用于純水及稀的電解質水溶液。6、影響水的電離平衡的因素：水的電離平衡H2OH++OH—△H>0條件變化移動方向c(H+)c(OH—)Kw升高溫度加酸加堿加活潑金屬向正方向移動向正逆向移動向正逆向移動向正方向移動增大增大增大增大減小不變減小增大不變減小增大不變環(huán)節(jié)二利用認知沖突，重新建構溶液酸堿性與PH的關系想一想我們知道純水的PH=7，是中性，也習慣了用PH與7比較大小的方法判斷溶液的酸堿性，請你依據表3-1數(shù)據會別計算25℃和100℃時純水的PH。二、溶液的酸堿性與PH1、PH的計算：PH=-lgC(H+)25℃時純水中：c(H+)=c(OH-)=1×10-7mol/L100℃時純水中：c(H+)=c(OH-)=7.38×10-7mol/L25℃時PH=-lg1×10-7=7100℃時PH=-lg7.38×10-7=-(lg7.38+lg10-7)=-0.868+7≈6.1322、不同溫度下，純水的PH不同，但均為中性。環(huán)節(jié)二利用認知沖突，重新建構溶液酸堿性與PH的關系想一想思考與討論P64，根據常溫時水的電離平衡，運用平衡移動原理分析下列問題：(1)、酸性溶液中是否存在OH-？堿性溶液中是否存在H+？試解釋原因。酸性溶液中存在OH-，堿性溶液中也存在H+，因為水溶液中存在水的電離平衡，加入酸或堿只是抑制水的電離，但并不能消除。環(huán)節(jié)二利用認知沖突，重新建構溶液酸堿性與PH的關系想一想思考與討論P64，根據常溫時水的電離平衡，運用平衡移動原理分析下列問題：(2)、比較下列情況中，c(H+)和c(OH-)的值或變化趨勢體系純水純水+少量鹽酸純水+少量NaOH溶液酸堿性c(H+)c(OH-)c(H+)和c(OH-)的大小比較1×10-7mol/Lc(H+)=c(OH-)1×10-7mol/L增大減小c(H+)>c(OH-)減小增大c(H+)<c(OH-)中性酸性堿性環(huán)節(jié)二利用認知沖突，重新建構溶液酸堿性與PH的關系記一記小結：3、溶液酸堿性可用c(H+)和c(OH-)的相對大小表示：酸性溶液：c(H+)>c(OH-),常溫下c(H+)>1×10-7mol/L中性溶液：c(H+)=c(OH-),常溫下c(H+)=1×10-7mol/L堿性溶液：c(H+)<c(OH-),常溫下c(H+)<1×10-7mol/L環(huán)節(jié)二利用認知沖突，重新建構溶液酸堿性與PH的關系想一想1、初中化學用PH表示溶液酸堿性，那么PH與c(H+)又有什么關系呢？思考與討論：2、是否可以比較PH與7的大小來判斷溶液的酸堿性？請解釋原因。酸性溶液：c(H+)>c(OH-),常溫下c(H+)>1×10-7mol/L，PH<7中性溶液：c(H+)=c(OH-),常溫下c(H+)=1×10-7mol/L，PH=7堿性溶液：c(H+)<c(OH-),常溫下c(H+)<1×10-7mol/L，PH>7不可以，溫度不同Kw不相同，中性溶液中c(H+)=c(OH-)≠1×10-7mol/L，例如：某溫度下Kw=1×10-12，中性溶液中c(H+)=c(OH-)=1×10-6mol/L，此時PH=6的溶液是中性，PH=7的溶液是堿性。環(huán)節(jié)二利用認知沖突，重新建構溶液酸堿性與PH的關系想一想1、常溫下0.1mol/L的鹽酸溶液中，c(H+)和c(OH-)分別是多少？水電離的c(H+)和c(OH-)分別是多少？思考與討論：2、常溫下0.1mol/L的NaOH溶液中，c(H+)和c(OH-)分別是多少？水電離的c(H+)和c(OH-)分別是多少？HCl=H++Cl-,H2OH++OH-。溶液的c(H+)≈c酸(H+)=0.1mol/L，溶液的c(OH-)=Kw÷c(H+)=1×10-13mol/L=c水(OH-)，并且始終有c水(H+)=c水(OH-)=1×10-13mol/L。NaOH=Na++OH-,H2OH++OH-。溶液的c(OH-)≈c堿(OH-)=0.1mol/L，溶液的c(H+)=Kw÷(OH-)=1×10-13mol/L=c水(H+)，并且始終有c水(H+)=c水(OH-)=1×10-13mol/L。環(huán)節(jié)二利用認知沖突，重新建構溶液酸堿性與PH的關系記一記小結：4、酸、堿溶液中水電離的c(H+)和c(OH-)的計算：不管哪種溶液都有：c水(H+)=c水(OH-)酸性溶液：c(H+)=c酸(H+),c(OH-)=c水(OH-)=Kw÷c酸(H+)堿性溶液：c(OH-)=c堿(OH-),c(H+)=c水(H+)=Kw÷c堿(OH-)環(huán)節(jié)二利用認知沖突，重新建構溶液酸堿性與PH的關系想一想1、閱讀P65頁資料卡片，歸納PH的測量方法。思考與交流：2、閱讀P66頁，歸納測試和調控PH，對工農業(yè)生產、科學研究，以及日常生活和醫(yī)療保健的重要意義。PH試紙、PH計課堂小結記一記課堂練習練一練1.100℃時,水的離子積為5.45×10-13,該溫度下若某溶液中的H+濃度為1×10-7mol·L-1,則該溶液()。A.呈堿性B.呈酸性C.呈中性D.c(OH-)=10c(H+)A課堂練習練一練2.已知常溫下0.01mol·L-1的CH3COOH溶液中,c(H+)=4.32×10-4mol·L-1,則該CH3COOH溶液中水的離子積常數(shù)()。A.小于1×10-14B.大于1×10-14C.等于1×10-14D.無法確定C課堂練習練一練3.水的電離方程式為H2OH++OH-,在不同溫度下其離子積為KW(25℃)=1.0×10-14,KW(35℃)=2.1×10-14,則下列敘述正確的是()。A.c(H+)隨溫度的升高而降低B.35℃時,c(H+)>c(OH-)C.水的pH:pH(35℃)>pH(25℃)D.35℃時已電離的水的濃度約為1.45×10-7mol·L-1D課堂練習練一練4.常溫下,在0.01mol·L-1硫酸中,水電離出的H+的濃度是()。A.5×10-13mol·L-1B.0.02mol·L-1C.1×10-7mol·L-1D.1×10-12mol·L-1A課堂練習練一練5.能影響水的電離平衡,并使溶液中的c(H+)>c(OH-)的操作是()。A.向水中投入一小塊金屬鈉B.將水加熱煮沸C.向水中通入CO2氣體D.向水中加食鹽晶體C課堂練習練一練6.在水的電離平衡中,c(H+)和c(OH-)的關系如下圖所示:(1)A點水的離子積為1×10-14,B點水的離子積為,造成水的離子積變化的原因是