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1、2022年高中化學 水的電離和溶液的酸堿性(第一課時) 新人教版選修4 課題：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 1、 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

2、 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 + H2O H3O＋ + OH- 簡寫： H2O H＋+ OH- 2、 H2O的電離常數(shù)K電離＝＝ 3、水的離子積(ion-product contstant for water )： 25℃ K W= c（H＋）· c（OH－）= = 1.0×10－14。 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， 5、KW不僅適用于純水，還適用

3、于酸性或堿性的稀溶液，不管是哪種溶液均有：C(H＋)H2O == C(OH―)H2O KW== C(H＋)溶液·C(OH―)溶液 二、溶液的酸堿性與pH 1、溶液的酸堿性 稀溶液中25℃： Kw = c（H＋）·c（OH－）=1×10-14 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/L c（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

4、］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－）=1×10－7mol/L 100℃ c（H＋）= c（OH－）= 1×10－6mol/L [板書] 1、H2O +

5、H2O H3O＋ + OH- 簡寫： H2O H＋+ 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550.6 mol)只有1×10－7mol H2O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－）=1×10－7mol/L ［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(

6、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K W= c（H＋）· c（OH－） [板書] 3、水的離子積(ion-product contstant for water )： 25℃ K W= 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

7、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

8、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―)均表示整個溶液中總物質(zhì)的量濃度

9、。 [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―)H2O KW== 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pH 1、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55.6 mol，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。

10、 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：H2O H＋ + OH－ NaOH == Na＋ + OH－， c（OH－）升高， c（H＋）下降，水的電離程度降低。酸溶液中：H2O H＋ + 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=1×10－14 [板書]稀溶液中25℃： Kw = c（H＋）·c（OH－）=1×10-14 常溫下： 中性溶液：c（H＋）=c（OH－）=1×10－7mol/L 酸性溶液

11、：c（H＋）> c（OH－）, c（H＋）>1×10－7mol/L 堿性溶液：c（H＋）< c（OH－）, c（H＋）<1×10－7mol/L c（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。

12、［隨堂練習］ 1、如果25℃時，KW==1*10-14，100℃ KW=1*10-12。這說明( AC ) A、100℃水的電離常數(shù)較大 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 教學回顧：