人教版高中化学选修4《化学反应原理》教案：3.2水的电离和溶液的pH分析.doc

第二节 水的电离和溶液的pH 第一课时 教学目的：1、使学生了解水的电离和水的离子积 2、生了解溶液的酸碱性与pH的关系 3、通过水的离子积和溶液酸碱性等内容的教学，对学生进行矛盾的对立统一、事物间的相互关系和相互制约等辨证唯物主义观点的教育 教学重点：水的离子积，溶液酸碱性和溶液pH值的关系 教学难点：水的离子积 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H3O+ 和OH—： 板书：一、水的电离 1、水的电离 H2O + H2O H3O+ + OH— 简写为：H2O H+ + OH— 实验测定：25℃ [H+]=[OH-]=1mol/L 100℃ [H+] = [OH-] = 1mol/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250C时，发生电离的水只有1×10-7mol，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Kw表示，即为水的离子积常数，简称水的离子积。 板书2、水的离子积 Kw = c（H+）·c（OH—） 由于250C时，c（H+）= c（OH—）= 1×10-7mol/L 所以250C时，Kw = c（H+）·c（OH—）=1×10-14（定值）（省去单位）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Kw增大，所以说Kw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？ 板书：二、溶液的酸碱性和pH（常温下）： 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 10-7 c（H+） c（OH—） 10-14 酸性 氢氧化钠 加NaOH，c（OH—）增大，平衡左移 10-7 10-7 c（H+） c（OH—） 10-14 碱性 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 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Kw = 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+）=1×10-7 mol/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，pH14。对于C(H