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    人教版高中化学选修4教案:3.2水的电离和溶液的酸碱性(一)
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    人教版 (新课标)选修4 化学反应原理第二节 水的电离和溶液的酸碱性教案

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    这是一份人教版 (新课标)选修4 化学反应原理第二节 水的电离和溶液的酸碱性教案,共4页。教案主要包含了水的电离,溶液的酸碱性与pH等内容,欢迎下载使用。

    课题:第二节 水的电离和溶液的酸碱性(一)
    授课班级
    课 时
    1




    知识与技能
    知道水的离子积常数,
    过程与方法
    1、通过水的电离平衡分析,提高运用电离平衡基本规律分析问题的解决问题的能力。
    2、通过水的离子积的计算,提高有关的计算能力,加深对水的电离平衡的认识
    情感态度价值观
    1、通过水的电离平衡过程中H+、OH-关系的分析,理解矛盾的对立统一的辩证关系。
    2、由水的电离体会自然界统一的和谐美以及“此消彼长”的动态美。
    重 点
    水的离子积。
    难 点
    水的离子积。









    第二节 水的电离和溶液酸碱性
    一、水的电离
    1、H2O + H2O H3O+ + OH- 简写: H2O H++ OH-
    2、 H2O的电离常数K电离==
    3、水的离子积(in-prduct cntstant fr water ):
    25℃ K W= c(H+)· c(OH-)= = 1.0×10-14。
    4、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,
    5、KW不仅适用于纯水,还适用于酸性或碱性的稀溶液,不管是哪种溶液均有:C(H+)H2O == C(OH―)H2O KW== C(H+)溶液·C(OH―)溶液
    二、溶液的酸碱性与pH
    1、溶液的酸碱性
    稀溶液中25℃: Kw = c(H+)·c(OH-)=1×10-14
    常温下:
    中性溶液:c(H+)=c(OH-)=1×10-7ml/L
    酸性溶液:c(H+)> c(OH-), c(H+)>1×10-7ml/L
    碱性溶液:c(H+)< c(OH-), c(H+)<1×10-7ml/L c(OH-)>1×10-7ml/L
    教学过程
    教学步骤、内容
    教学方法
    【实验导课】用灵敏电流计测定纯水的导电性。
    现象:灵敏电流计指针有微弱的偏转。
    说明:能导电,但极微弱。
    分析原因:纯水中导电的原因是什么?
    结论:水分子能够发生电离,水分子发生电离后产生的离子分别是H3O+和OH― ,发生电离的水分子所占比例很小。水是一种极弱电解质,存在有电离平衡:
    【板书】 第二节 水的电离和溶液酸碱性
    一、水的电离
    【讲解】水是极弱的电解质,发生微弱的(自偶)电离。
    【投影】水分子电离示意图:
    实验测定:25℃ c(H+)= c(OH-)=1×10-7ml/L
    100℃ c(H+)= c(OH-)= 1×10-6ml/L
    【板书]】1、H2O + H2O H3O+ + OH-
    简写: H2O H++ OH-
    【讲解】与化学平衡一样,当电离达到平衡时,电离产物H+和OH―浓度之积与未电离的H2O的浓度之比也是一个常数。
    【板书】2、 H2O的电离常数K电离==
    【讲解】在25℃时,实验测得1L纯水(即550.6 ml)只有1×10-7ml H2O电离,因此纯水中c(H+)=c(OH-)= 1×10-7ml/L。电离前后, H2O的物质的量几乎不变,c( H2O)可以看做是个常数,实验测定:25℃ c(H+)= c(OH-)=1×10-7ml/L
    【讲解】因为水的电离极其微弱,在室温下电离前后n(H2O)几乎不变,因此,C(H2O)可视 为常数,则C(H+)·C(OH―)==K电离·C(H2O)。常数K电离与常数C(H2O)的积作为一新的常数,叫做水的离子积常数,简称水的离子积常数,简称水的离子积,记作KW,即K W= c(H+)· c(OH-)
    【板书]】3、水的离子积(in-prduct cntstant fr water ):
    25℃ K W= c(H+)· c(OH-)= = 1.0×10-14。
    【投影】表3-2 总结水的电离的影响因素。
    【板书]】、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,
    【投影】知识拓展---影响水电离平衡的因素
    1、温度:
    水的电离是吸热过程,升高温度,水的电离平衡右移,电离程度增大,C(H+)和C(OH―)同时增大,KW增大,但由于C(H+)和C(OH―)始终保持相等,故仍呈中性。
    2、酸、碱
    向纯水中加入酸或碱,由于酸(碱)电离产生的H+(OH―),使溶液中的C(H+)或C(OH―)增大,使水的电离平衡左移,水的电离程度减小。
    3、含有弱酸根离子或弱碱阳离子的盐
    在纯水中加入含有弱酸根离子或弱碱阳离子的盐,由于它们能跟水电离出的H+和OH―结合生成难电离物,使水的电离平衡右移,水的电离程度增大。
    4、强酸的酸式盐
    向纯水中加入强酸的酸式盐,如加入NaHSO4,由于电离产生H+,增大C(H+),使水的电离平衡左移,抑制了水的电离
    5、加入活泼金属
    向纯水中加入活泼金属,如金属钠,由于活泼金属能与水电离的H+直接作用,产生氢气,促进水的电离。
    【讲解】KW与温度有关,随温度的升高而逐渐增大。25℃时KW==1*10-14,100℃ KW=1*10-12。KW不仅适用于纯水(或其他中性溶液),也适用于酸、碱、盐的稀水溶液。在不同溶液中,C(H+)、C(OH―)可能不同,但任何溶液中由水电离的C(H+)与C(OH―)总是相等的。KW==C(H+)·C(OH―)式中,C(H+)、C(OH―)均表示整个溶液中总物质的量浓度。
    【板书】5、KW不仅适用于纯水,还适用于酸性或碱性的稀溶液,不管是哪种溶液均有:C(H+)H2O == C(OH―)H2O
    KW== C(H+)溶液·C(OH―)溶液
    【过渡】由水的离子积可知,在水溶液中,H+和OH-离子共同存在,无论溶液呈酸性或碱性。由此我们可以进行有关c(H+)、 c(OH-)的简单计算。
    【板书】二、溶液的酸碱性与pH
    1、溶液的酸碱性
    【思考与交流】
    1、1L酸或碱稀溶液中水的物质的量为55.6 ml,此时发生电离后,发生典礼的水是否仍为纯水时的1×10-7ml/L?
    2、比较纯水、酸、碱溶液中的c(OH-)、c(H+)的相对大小关系。
    3、酸溶液中是否存在OH-?碱溶液中是否存在H+?解释原因。
    [讲]碱溶液中:H2O H+ + OH- NaOH == Na+ + OH-, c(OH-)升高, c(H+)下降,水的电离程度降低。酸溶液中:H2O H+ + OH- HCl == H+ + Cl- , c(H+)升高,c(OH-)下降,水的电离程度降低。
    实验证明:在稀溶液中:Kw = c(H+)·c(OH-) 25℃ Kw=1×10-14
    【板书】稀溶液中25℃: Kw = c(H+)·c(OH-)=1×10-14
    常温下:
    中性溶液:c(H+)=c(OH-)=1×10-7ml/L
    酸性溶液:c(H+)> c(OH-), c(H+)>1×10-7ml/L
    碱性溶液:c(H+)< c(OH-), c(H+)<1×10-7ml/L c(OH-)>1×10-7ml/L
    【小结】最后,我们需要格外注意的是,酸的强弱是以电解质的电离来区分的:强电解质即能完全电离的酸是强酸,弱电解质即只有部分电离的酸是弱酸。溶液的酸性则决定于溶液中C(H+)。C(H+)越大,溶液的酸性越强;C(H+)越小,溶液的酸性越弱。强酸溶液的酸性不一定比弱酸溶液的酸性强;酸性强的溶液不一定是强酸溶液;酸性相同的溶液,弱酸浓度大、中和能力强;中和能力相同的酸,提供H+的物质的量相同,但强酸溶液的酸性强。
    【随堂练习】
    1、如果25℃时,KW==1*10-14,100℃ KW=1*10-12。这说明( AC )
    A、100℃水的电离常数较大 B、前者的C(H+)较后者大
    C、水的电离过程是一个吸热过程 D、KW和K无直接关系
    2、已知NaHSO4在水中的电离方程式为:NaHSO4==Na++H++SO42― 。某温度下,向pH==6的蒸馏水中加入NaHSO4晶体,保持温度不变,测得溶液的pH为2。下列对该溶液的叙述中,不正确的是( )
    A、该温度高于25℃
    B、由水电离出来的C(H+)==1*10-10 ml/L
    C、NaHSO4晶体的加入抑制了水的电离
    D、该温度下加入等体积pH为12的NaOH溶液,可使反应后的溶液恰好呈中性
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