[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了解溶液的酸堿性和pH的關(guān)系。2.過程與方法：①通過對(duì)水的離子積的計(jì)算，提高學(xué)生對(duì)相關(guān)問題的計(jì)算能力，加深對(duì)水的電離平衡的認(rèn)識(shí)；②通過對(duì)水的電離平衡的分析，提高學(xué)生運(yùn)用電離平衡基本規(guī)律分析問題和解決問題的能力。[重點(diǎn)]：水的離子積。[難點(diǎn)]：溶液的酸堿性和pH的關(guān)系。第二節(jié) 水的電離和溶液的酸堿性第1課時(shí) 水的電離和溶液的酸堿性
一.水的電離平衡1.1水的電離1.2水的離子積常數(shù)1.3溫度對(duì)離子積常數(shù)的影響1.4不同條件對(duì)水平衡的影響1.5影響水的電離平衡的因素二.溶液的酸堿性與pH值2.1中性溶液中的Kw2.2酸性溶液中的Kw2.3堿性溶液中的Kw2.4不同溶液中的Kw總結(jié)2.5溶液的酸、堿性跟c(H+)、c(OH-)的關(guān)系2.6溶液的pH水的電離和溶液的酸堿性
1．電解質(zhì)的結(jié)構(gòu)與電離條件之間存在什么關(guān)系？提示離子化合物型的電解質(zhì)(強(qiáng)堿和多數(shù)鹽)溶于水或熔融時(shí)，都能電離，能導(dǎo)電；而極性共價(jià)化合物型的電解質(zhì)(酸)，只有溶于水時(shí)才能電離，才能導(dǎo)電，在熔融狀態(tài)下不能電離，不能導(dǎo)電。2．電離常數(shù)有什么意義或應(yīng)用？提示根據(jù)電離常數(shù)數(shù)值的大小，可以估算弱電解質(zhì)電離的程度，K值越大，電離程度越大，弱酸酸性越強(qiáng)。如相同條件下常見弱酸的酸性強(qiáng)弱：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO。新課導(dǎo)入1
物質(zhì)的酸堿性是通過水溶液表現(xiàn)出來的，水作為溶劑扮演著怎樣一種角色呢？新課導(dǎo)入2
第一部分水的電離平衡1.1水的電離1.2水的離子積常數(shù)1.3溫度對(duì)離子積常數(shù)的影響1.4不同條件下水的電離平衡1.5影響水的電離平衡的因素
如何用實(shí)驗(yàn)證明水是一種極弱的電解質(zhì)？純水中有沒有電離平衡？水是一種極弱的電解質(zhì)水的電離方程式及電離常數(shù)表達(dá)式1.水的電離平衡①設(shè)問：②探討：③實(shí)驗(yàn):④現(xiàn)象：⑤結(jié)論:⑥延伸拓展：精確的導(dǎo)電性實(shí)驗(yàn)高精度微電流計(jì)指針擺動(dòng)，燈泡不亮
H2O+H2OH3O++OH－簡(jiǎn)寫：H2OH++OH－水合氫離子1.1水的電離
c(H+)×c(OH-)水的離子積：Kw=c（H＋）×c（OH－）K電離＝c(H+)×c(OH-）c(H2O）常數(shù)常數(shù)即溫度不變時(shí)，c(H+)與c(OH-)的乘積是個(gè)常數(shù)水的離子積不僅適用于純水，也適用于稀的電解質(zhì)溶液×=常數(shù)→水的離子積Kw1.2水的離子積常數(shù)K電離×c(H2O)=H2OH++OH－
t(℃)0254090100Kw/10-140.1341.012.9238.055.0分析下表數(shù)據(jù)有何規(guī)律？并解釋Kw只與溫度有關(guān)；溫度越高，Kw越大Kw(25℃)=c(H＋)×c(OH－)=1.0×10-14水的離子積Kw1.3溫度對(duì)離子積常數(shù)的影響
酸堿性平衡移動(dòng)方向c(H+)c(OH-)c(H+)與c(OH-)關(guān)系KW變化中性→酸性←堿性←↑↑=↑↑↓＞不變↓↑＜不變加熱通HClNaOH金屬NaNaAcNH4Cl堿性→↓↑＜不變堿性→↓↑＜不變酸性→↑↓＞不變討論：對(duì)常溫下的純水進(jìn)行下列操作，完成下表：1.4不同條件下水的電離平衡
1、酸2、堿3、溫度抑制水的電離，Kw保持不變升高溫度促進(jìn)水的電離，Kw增大注意：Kw是一個(gè)溫度函數(shù)，只隨溫度的升高而增大.4、易水解的鹽：在純水中加入能水解的鹽，促進(jìn)水的電離，但只要溫度不變，Kw不變。5、其他因素：如：向水中加入活潑金屬1.5影響水的電離平衡的因素
第二部分溶液的酸堿性與pH值2.1中性溶液中的Kw2.2酸性溶液中的Kw2.3堿性溶液中的Kw2.4不同溶液中的Kw總結(jié)2.5溶液的酸、堿性跟c(H+)、c(OH-)的關(guān)系2.6溶液的pH
H2OH++OH－加入0.1molNaCl:1×10-71×10-71L水中：1×10-71×10-7在25℃在0.1mol/LNaCl溶液中:c(H+)·c(OH－)=10－14c(H+)c(OH－)c(H+)水c(OH－)水0.1mol/LHCl溶液0.1mol/LNaOH溶液0.1mol/LNaCl溶液10－710－710－710－7=Kw2.溶液的酸堿性與pH值
在25℃時(shí),1L純水(55.6mol)中只有1×10－7molH2O電離。1L水：H2OH++OH－平衡(mol)：轉(zhuǎn)化(mol)：可以看出，水已電離部分較小可以忽略不計(jì)。所以電離前后，H2O的物質(zhì)的量幾乎不變。c（H2O）為一常數(shù)水是極弱的電解質(zhì)c(H+)·c(OH－)=K·c(H2O)=KwKw叫做水的離子積常數(shù)，簡(jiǎn)稱水的離子積。Kw(25℃)=1×10－7×1×10－7=10－142.1中性溶液中的Kw55.61×10-71×10-70001×10-71×10-755.6-1×10-755.6加入0.1molNaCl:1×10-71×10-7K電離＝c(H+)·c(OH－)c(H2O)
H2OH++OH－通入0.1molHCl氣體:轉(zhuǎn)化(mol)：平衡(mol)：平衡時(shí):c(H+)=c(OH－)=Kw=1L水中：在25℃對(duì)于c(H+)水比c(HCl)小很多,可以忽略Kw=c(HCl)=0.1mol/Lc(OH－)水=c(H+)水=2.2酸性溶液中的Kw1×10-71×10-70.1+1×10-71×10-7xx0.1+1×10-7-x1×10-7-xc(HCl)+c(H+)水c(OH－)水[c(HCl)+c(H+)水]·c(OH－)水=10－14c(HCl)·c(OH－)水=10－1410－13mol/L10－13mol/L
H2OH++OH－加入0.1molNaOH:0.1+1×10-7轉(zhuǎn)化(mol)：平衡(mol)：平衡時(shí):c(H+)=c(OH－)=Kw=1L水中：在25℃對(duì)于c(OH－)水比c(NaOH)小很多,可以忽略Kw=c(H+)水·c(OH－)=10－14c(NaOH)=0.1mol/Lc(H+)水=c(OH－)水=2.3堿性溶液中的Kw1×10-71×10-71×10-7xx1×10-7-x0.1+1×10-7-xc(H+)水c(OH－)水+c(NaOH)c(H+)水·[c(NaOH)+c(OH－)水]=10－1410－13mol/L10－13mol/L
c(H+)c(OH－)c(H+)水c(OH－)水0.1mol/LHCl溶液0.1mol/LNaOH溶液0.1mol/LNaCl溶液10－110－1310－1310－1310－1310－1310－110－1310－710－710－710－7經(jīng)驗(yàn)結(jié)論:在任何酸、堿、鹽的稀溶液中，均存在水的電離平衡，也就是任何水溶液中都是H+、OH－共存的。稀的電解質(zhì)溶液中都存在Kw=c(H+).c(OH－)(Kw25℃=10－14)如不指明溫度，一律按常溫考慮而且：由水電離出來的c(H+)水=c(OH－)水在平衡常數(shù)表達(dá)式中，各種微粒的濃度都是指平衡體系中該微粒的總濃度，與該微粒的來源無關(guān)2.4不同溶液中的Kw
關(guān)系(25℃)：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+)越大酸性越強(qiáng)③堿性溶液：c(H+)
