内容发布更新时间 : 2024/12/29 23:04:14星期一 下面是文章的全部内容请认真阅读。
第二节 水的电离和溶液的酸碱性(一)
教学目的:
1、 知道水的离子积常数，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。
2、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和解决问题的能力。 3、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。
教学重点：水的离子积常数 教学难点：水的离子积常数 教学过程：
新课引入：在上节课我们学习了强电解质和弱电解质，知道水也是一种弱电解质。怎样证明水也是一种弱电解质呢？精确实验表明：当我们用灵敏电流计测定纯水的导电性的时候发现纯水也能够微弱的导电。我们知道物体要导电要么具有能够自由移动的电子，要么有自由移动的阴、阳离子。而纯水是一种非金属化合物，不可能存在自由移动的电子，所以只能说明纯水中存在着少量的阴阳离子。
那纯水中的阴阳离子到底是什么离子呢？实际上纯水中的水分子能够部分发生电离，水分子发生电离后产生的离子分别是H3O+和OH 。
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虽然水分子能够发生电离，但是发生电离的的水分子所占比例很小，所以水是一种极弱电解质，存在有电离平衡：
1、H2O + H2O H3O＋ + OH- 简写： H2O
＋
H＋+ OH-
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［讲］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。
?-2、 H2O的电离常数K电离＝＝ C(H)?C(OH)
C(H2O)[讲]实验测得在25℃时，1L纯水(即55.6 mol)只有1×10mol H2O电离，因此纯水中c（H
＋
－7
）＝c（OH）＝ 1×10mol/L。由于水的电离极其微弱，所以电离前后H2O的物质的量几
＋
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电离
－－7
乎不变，c（ H2O）可以看做是个常数，则有C(H)·C(OH)==K·C(H2O)。同样，温度
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－
不变的时候K电离也是个常数，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）
3、水的离子积： 25℃ K W= c（H＋）·c（OH－）==1.0×10－14。
我们知道弱电解质的电离会受很多外界因素的影响，那到底有哪些因素呢？电解质的电离过程是一个吸热的过程，所以温度对水的电离肯定会产生影响。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。
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＋
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［讲］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，但是由水电离出的氢离子和氢氧根离子的浓度始终相同。在任何溶液中的C(H)与C(OH)的乘积始终是一个常数。
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＋
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4、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 5、影响因素：
（1）温度：KW与温度有关，温度越高，Kw越大，水的电离度越大。 （2）外加离子： ①同离子效应：抑制电离
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。
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＋
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＋―＋―
②反应离子：促进电离
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。
＋
―
（3）加入活泼金属：促进电离
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。
＋
第二节 水的电离和溶液的酸碱性(二)
教学目的:
1、理解溶液的pH跟溶液中c(H+)之间的关系，能进行溶液的pH的简单计算
2、初步掌握测定溶液的pH的方法，知道溶液pH在工农业生产和科学研究中的重要应用 3、通过不同溶液混合后pH的计算，掌握具体情况具体分析的思考方法，提高分析问题解决问题能力。
教学重点：pH与溶液酸碱性的关系，有关溶液的pH的简单计算 教学难点：各类溶液混合后的c(H+)、pH的计算 教学过程：
新课引入： 由水的离子积可知，在水溶液中，无论溶液呈酸性或碱性，H和OH离子都可
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以共同存在。那H和OH离子的浓度与溶液的酸碱性到底有什么关系呢？
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二、溶液的酸碱性与pH 1、溶液的酸碱性
思考：酸溶液中是否存在OH？碱溶液中是否存在H？ [讲]碱溶液中：H2O
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－
＋
H + OH NaOH == Na + OH，c（OH）升高，水的电离程度降
＋
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＋－＋－－
低c（H）下降，这时c（H）< c（OH）；酸溶液中：H2O H+ OH HCl == H+ Cl，
＋－＋－
c（H＋）升高，水的电离程度降低，c（OH－）下降，这时c（H＋）> c（OH－）。
通过上面的两个实例说明，在酸溶液中可存在OH，同样在碱溶液中可以存在H。溶液的酸碱性是由H 和OH浓度的相对大小决定的。
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－
＋
c（H＋）=c（OH－） 溶液呈中性， c（H＋）= c（OH－）=1×10－7mol/L
c（H＋）> c（OH－） 溶液呈酸性，c（H＋）>1×10－7mol/L，c（OH－）>1×10－7mol/L c（H＋）< c（OH－） 溶液呈碱性, c（H＋）<1×10－7mol/L，c（OH－）>1×10－7mol/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。溶液的酸性强弱则取决于溶液中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。 例1、求25℃0.01mol/L盐酸的C(OH)
[分析]1、在该溶液中存在哪几种电离2、c(H)×c(OH)中的c(H)应等于两者之和 3、HCl = H
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＋
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＋
＋
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＋
－
＋ Cl H2O＝H＋OH
－＋－
0.01 0.01 0.01 x x 所以，(0.01+x)x=10
－14
一般地，x 与0.01相比，可以忽略不计
＋
随堂练习：1、求25℃0.05mol/LBa(OH)2溶液C(H) 2、求25℃0.05mol/L硫酸溶液由水电离出来的［H］
[过渡]从上述数据，上述c(H)、c(OH)的数据都比较小，用c(H)、c(OH)浓度来表示溶液的酸碱性强弱使用起来非常不方便，因此，化学上常采用pH来表示溶液的酸碱性的强弱。
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