高中化学 3.2.1水的电离和溶液的酸碱性(第一课时)教案 新人教版选修4

云南省高中化学 3.2.2水的电离和溶液的酸碱性（第二课时）教案

新人教版选修4

一、内容及其解析

1、 内容：水的电离、溶液的酸碱性与溶液的PH 。

2、 解析：学习水的电离以及影响水的电离的因素、水的离子积，，c （H +

）、PH 与溶液酸碱性的关系。

二、目标及其解析 1、目标：（1）、了解水的电离和水的离子积 （2）、了解溶液的酸碱性与pH 的关系 2、解析： （1）、通过学习知道水的电离和水的离子积和离子积常数，知道水的电离受其他因素的影响。

（2）要求懂得溶液的酸碱性与pH 的关系及PH 的测定方法，学会用PH 的理论进行有关溶液PH 的计算。

三、教学问题诊断分析

1、教学重点：水的离子积，溶液酸碱性和溶液pH 值的关系

2、教学难点：水的离子积，有关溶液PH 的简单计算。 四、教学过程： 引入：水是不是电解质？研究电解质溶液时往往涉及溶液的酸碱性，而酸碱性与水的电离有密切的关系。那么水是如何电离的呢？精确的实验证明，水是一种极弱的电解质，它能微弱

地电离，生成H 3O + 和OH —

： 一、水的电离（第一课时） 1、水的电离

H 2O + H 2O H 3O + + OH — 简写为：H 2O H + + OH

—

实验测定：25℃ [H +

]=[OH -]=1710-⨯mol/L 100℃ [H +

] = [OH -

] = 16

10-⨯mol/L

水的电离与其它弱电解质的电离有何异同？

不同点：水是“自身”作用下发生的极微弱的电离。 相同点：均是部分电离，存在电离平衡

提问：请学生计算水的浓度，1L 纯水的物质的量是55·6mol ，经实验测得250

C 时，发生电

离的水只有1×10-7

mol ，二者相比，水的电离部分太小，可以忽略不计。因此电离前后水的物质的量几乎不变，可以视为常数，常数乘以常数必然为一个新的常数，用K w 表示，即为水的离子积常数，简称水的离子积。 2、水的离子积

K w = c （H +）·c （OH —

）

由于250C 时，c （H +）= c （OH —）= 1×10-7

mol/L

所以250C 时，K w = c （H +）·c （OH —）=1×10-14（定值）（省去单位）

提问：当温度升高时，K w 如何变化？影响K w 的因素是什么？（电离过程是吸热过程）

1000C 时，K w = c （H +）·c （OH —）=1×10

-12

影响因素：温度越高，Kw 越大，水的电离度越大。对于中性水，尽管Kw,电离度增大，但仍

是中性水，[H +]=[OH -].

注：温度升高时K w 增大，所以说K w 时要强调温度。

练习：

影响因素条件改变平衡移动溶液中的c(H+) 溶液中的c(OH-) Kw

温度

升高温度向右增大增大变大

降低温度向左减小减小变小

酸碱性加入酸向左增大减小不变加入碱向左减小增大不变

过渡：在常温时，由于水的电离平衡的存在，不仅是纯水，就是在酸性或碱性的稀溶液里，H+ 浓度和OH—浓度的乘积总是一个常数——1×10-14，请考虑一下，当纯水中加入盐酸或氢氧化钠时，c（H+）和c（OH—）如何变化？

二、溶液的酸碱性和pH（常温下）：

1、溶液的酸碱性与c（H+）和c（OH—）的关系：

投影显示空表，教师引导填写，然后推出结论。

电解质溶液对水电离平衡

的影响

溶液中

c（H+）

（mol/L）

溶液中c

（OH—）

（mol/L）

c（H+）与

c（OH—）比较

c（H+）·

c（OH—）

溶液

酸碱

性

纯水=10-7 =10-7 相等10-14中性

盐酸加HCl，c（H+）

增大，平衡左移>10-7 <10-7c（H+）>

c（OH—）

10-14酸性

氢氧化钠加NaOH，c（OH

—）增大，平衡

左移

<10-7 >10-7c（H+）<

c（OH—）

10-14碱性

中性溶液c（H）= c（OH）= 1×10mol/L

酸性溶液c（H+）> c（OH—），c（H+）> 1×10-7mol/L

碱性溶液c（H+）< c（OH—），c（H+）< 1×10-7mol/L

注：①水中加酸或碱均抑制水的电离，但由水电离出的c（H+）与c（OH—）总是相等。

②任何电解质溶液中，H+与OH—总是共存，但不能大量共存。溶液的酸、碱性主要在于c（H+）与c（OH—）的相对大小。c（H+）与c（OH—）此增彼长，且K w = c（H+）·c（OH—）不变。讲述：酸性溶液中c（H+）越大，酸性越强，碱性溶液中c（OH—）越大，碱性越强。我们经常用到一些c（H+）很小的溶液，如c（H+）=1×10-7mol/L的溶液，用这样的量来表示溶液的酸碱性的强弱很不方便。为此，化学上常采用pH来表示溶液酸碱性的强弱。

2、溶液的pH：

（1）定义：pH =-lg{c（H+）}

(2)适应范围：稀溶液，0～14之间。

有关溶液的pH值的几个注意问题：

①pH值是溶液酸碱性的量度。常温下，pH=7溶液呈中性；pH值减小，溶液的酸性增强；pH 值增大，溶液的碱性增强。

②pH值范围在0-14之间。pH=0的溶液并非没有H+，而是C(H+)=1mol/L；pH=14的溶液并非没有OH-，而是C(OH-)=1mol/L。pH改变一个单位，C(H+)就改变10倍，即pH每增大一个单位，C(H+)就减小到原来的1/10；pH每减小一个单位，C(H+)就增大到原来的10倍。

③当C(H+)>1mol/L时，pH值为负数，当C(OH-)>1mol/L时，pH>14。对于C(H+)或C(OH-)大于1mol/L的溶液，用pH值表示反而不方便，所以pH值仅适用于C(H+)或C(OH-)小于等于1mol/L的稀溶液。