水的電離和溶液的酸堿性（教案）

水的電離和溶液的酸堿性（教案） 第一課時(shí) 課程目標(biāo)： 1、  了解水的離子積的含義 2、  掌握影響水電離平衡的因素 3、  判斷溶液酸堿性的依據(jù) 4、  pH值與溶液酸堿性的關(guān)系 一、水的電離 1、水是一種極弱的電解質(zhì)，能微弱的電離: H2O+H2O  H3O+ ＋ OH – 簡寫為 H2O  H+ ＋ OH – 根據(jù)水的電離平衡，寫出相應(yīng)的平衡常數(shù)表達(dá)式＿＿＿＿＿＿＿＿＿   c (H+)·c (OH-) c (H2O) K電離＝    1L H2O的物質(zhì)的量為55.6moL,即H2O的濃度為55.6moL/L ,可視為常數(shù)  c (H+)·c (OH –)＝K電離·c (H2O)  K電離與常數(shù)c (H2O)的積叫做水的離子積常數(shù)，用KW 表示 KW ＝c (H+)·c (OH –) 討論： 25℃時(shí)，水電離出來的[H+]=[OH—]=10—7mol/L　，說明水的電離程度如何？ 水是一種極弱的電解質(zhì)（通常的電流表無法檢驗(yàn)其中離子） 問題思考 1、 水的電離是吸熱反應(yīng)還是放熱反應(yīng)？KW與什么因素有關(guān)？ 2、 水的離子積為多少？ 3、 條件改變對水的電離平衡及Kw的影響（1.T;2.加入酸或堿；3.加入NaHSO4）   T升高 加入少量鹽酸 加入少量NaOH 加入NaHSO4 c (H+)         c (OH –)         平衡移動方向         KW變化情況         H2O的電離程度           歸納： ①電離常數(shù)是表示弱電解質(zhì)電離趨勢的物理量。K值越大，電離趨勢越大。 ②一種弱電解質(zhì)的電離常數(shù)只與溫度有關(guān)，而與該弱電解質(zhì)的濃度無關(guān)。 ③任何溶液中由水電離的c (H+)與c (OH –)總是相等的 ④H2O中加酸或加堿均能抑制H2O的電離，但水的離子積不變 二、溶液的酸堿性 水的離子積不僅適用于純水，也適用于酸、堿、鹽稀溶液 KW ＝c (H+)總·c (OH –) 總＝1×10-14（常溫） 問題思考 1、水中加入酸或者堿之后溶液中c (H+)與c (OH –)是否相等？ 2、酸性溶液中是否存在H+，堿性溶液中是否存在OH –？  3、由上表分析在酸性溶液中c (H+)與c (OH –)大�。簤A性溶液中c (H+)與c (OH –)大小。 4、如何判斷某溶液是酸性溶液還是堿性溶液？ 判斷溶液酸堿性的標(biāo)準(zhǔn)：c (H+)與c (OH –)相對大小   討論：KW=10-12（100℃） 在100 ℃ 時(shí)，純水中[H+] 為多少？————[H+] =10-6mol/L [H+] ＞1×10—7mol/L是否說明100 ℃ 時(shí)純水溶液呈酸性？ 不是，此時(shí)的純水仍然呈中性！  100℃ 時(shí)，[H+] = 1×10—7mol/L溶液呈酸性還是堿性？ [H+]  = 1×10—7mol/L、 [OH-] = 1×10—5mol/L， [OH-] ＞[H+]  故呈堿性！ 總結(jié)：不能用[H+]等于多少來判斷溶液酸堿性，只能通過[H+]  、[OH－]兩者相對大小比較 課堂訓(xùn)練 1、判斷正誤： 任何水溶液中都存在水的電離平衡。  任何水溶液中（不論酸、堿或中性） ，都存在Kw=10-14 。  某溫度下，某液體[H+]= 10-7mol/L，則該溶液一定是純水 2、水的電離過程為H2O H+ + OH-，在不同溫度下其離子積為KW25℃=1×10-14， KW35℃ =2.1 ×10-14。則下列敘述正確的是： A、[H+] 隨著溫度的升高而降低 B、在35℃時(shí)，純水中 [H+] ＞[OH-] C、水的電離常數(shù)K25 ＞K35 D、水的電離是一個(gè)吸熱過程 作業(yè):

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