《2018-2019年高中化學(xué) 第03章 水溶液中的離子平衡 專(zhuān)題3.2.1 水的電離與溶液的酸堿性導(dǎo)學(xué)案 新人教版選修4.doc》由會(huì)員分享，可在線閱讀，更多相關(guān)《2018-2019年高中化學(xué) 第03章 水溶液中的離子平衡 專(zhuān)題3.2.1 水的電離與溶液的酸堿性導(dǎo)學(xué)案 新人教版選修4.doc（8頁(yè)珍藏版）》請(qǐng)?jiān)谘b配圖網(wǎng)上搜索。

3-2-1 水的電離與溶液的酸堿性（第一課時(shí)） 【學(xué)習(xí)目標(biāo)】 1．熟悉水的電離，會(huì)正確書(shū)寫(xiě)水的電離方程式，能正確書(shū)寫(xiě)水的離子積常數(shù)表達(dá)式。 2．會(huì)分析外界因素對(duì)水的電離平衡的影響。 3．知道溶液酸堿性與pH的關(guān)系。 【學(xué)習(xí)重難點(diǎn)】 學(xué)習(xí)重點(diǎn)：水的離子積， pH的相關(guān)概念，pH與溶液酸堿性的關(guān)系。 學(xué)習(xí)難點(diǎn)：水的離子積， pH的相關(guān)概念，pH與溶液酸堿性的關(guān)系。 【自主預(yù)習(xí)】 一、溶液的pH 1．定義 pH= -lg c(H+)，廣泛pH的范圍為0～14。 注意：當(dāng)溶液中c(H+)或c(OH-)大于1mol時(shí)，不用pH表示溶液的酸堿性。 我們先來(lái)回憶一下溶液的pH與酸堿性有什么關(guān)系 2、25℃時(shí)溶液的酸堿性，任何情況下 酸性:c(H+) ＞c(OH－) c(H+)＞10－7； 中性:c(H+) ＝c(OH－)c(H+)＝10－7；堿性:c(H+) ＜c(OH－) c(H+)＜10－7 3．pH值（一種表達(dá)溶液酸堿度的方法） pH定義：pH是c（H+）的負(fù)對(duì)數(shù)，即pH=－lg c（H+）。 如：c（H+） = 110—7mol/L， pH=－lg10—7 ＝7.0 c（H+） = 110—5mol/L， pH=－lg10—5 ＝5.0 c（H+） = 110—9mol/L， pH=－lg10—9 ＝9.0 4．（1）pH與溶液酸堿性的關(guān)系（25℃時(shí)） pH與溶液的酸堿性比較以及變化趨勢(shì) pH 溶液的酸堿性 pH<7 溶液呈 ，pH越小， pH=7 溶液呈中性 pH>7 溶液呈 pH越大， （2）改變?nèi)芤簆H的常用方法 改變?nèi)芤簆H的方法 pH變化 采取的措施 若pH增大 若pH減小 （當(dāng)溶液中氫離子濃度很小時(shí)，為了更方便表示酸堿性，通常用pH來(lái)表示，當(dāng)c（H+）>1mol/L或小于10-14時(shí)，使用pH值更不方便。所以用物質(zhì)的量濃度表示更好。 pH一般表示1mol/L以下c（H+） 的濃度） 5． pH的測(cè)定方法 ：pH試紙：測(cè)定溶液的pH廣泛試紙識(shí)別差值為1；試紙的使用方法：用干燥潔凈的玻璃棒蘸取溶液點(diǎn)在試紙中央，與標(biāo)準(zhǔn)比色卡進(jìn)行對(duì)照得pH 。 pH計(jì)：精確測(cè)定溶液的pH 讀數(shù)到 0.01，參看教材P47 二、水的離子積 1．水的電離，水是一種弱電解質(zhì)，水的電離可以表示為 H2O + H2O H3O+ + OH— 簡(jiǎn)寫(xiě)為H2O H+ + OH— 水的電離有以下哪幾個(gè)特點(diǎn)： 能完全電離；②電離過(guò)程可逆，存在電離平衡；③條件改變時(shí)，電離平衡發(fā)生移動(dòng)。 2．求水的電離平衡常數(shù)。 1L水的濃度為： 1000 gL—1 18 gmol—1 = 55．56 molL—1 實(shí)驗(yàn)證明，25℃時(shí)，1L水中只有110—7mol的水分子發(fā)生電離，由于水的濃度是一個(gè)定值，那么K電離與C(H2O)的乘積也是一個(gè)常數(shù)，稱(chēng)為KW。 水的離子積常數(shù) ，在25℃時(shí)， Kw = c(H+) c(OH—) =110—14 Kw叫水的離子積常數(shù)，簡(jiǎn)稱(chēng)水的離子積。Kw = 110—14 (說(shuō)明)在沒(méi)有特別說(shuō)明的情況下，水的離子積均指25℃時(shí)的數(shù)值。 （雖然c(H+) 與 c(OH—)都有單位，但水的離子積常數(shù)是沒(méi)有單位的．在計(jì)算時(shí)，注意別畫(huà)蛇添足。） Kw 適用于稀的酸溶液，稀的堿溶液，鹽溶液 【預(yù)習(xí)檢測(cè)】 1．下列說(shuō)法正確的是( ) A．水的電離方程式：H2O===H＋＋OH－ B．升高溫度，水的電離程度增大 C．在NaOH溶液中沒(méi)有H＋ D．在HCl溶液中沒(méi)有OH－ 2．現(xiàn)有如下各化合物：①酒精 ②氯化銨 ③氫氧化鋇 ④氨水 ⑤H2SO4 ⑥銅 ⑦H3PO4 ⑧二氧化碳請(qǐng)用物質(zhì)序號(hào)填空： （1）屬于電解質(zhì)的有______________。 （2）屬于非電解質(zhì)的有______________。 （3）屬于強(qiáng)電解質(zhì)的有__________。 （4）屬于弱電解質(zhì)的有__________。 合作探究 探究活動(dòng)一： 水的電離 1．水是一種極弱的電解質(zhì)，能夠微弱的電離產(chǎn)生H＋和OH－，其過(guò)程是可逆過(guò)程。請(qǐng)你據(jù)此寫(xiě)出水的電離方程式 ，當(dāng)水電離產(chǎn)生H＋和OH－的速率與H＋和OH－結(jié)合成水分子的速率 時(shí)，水的電離達(dá)到了 狀態(tài)。 （1）水的電離平衡常數(shù)表達(dá)式是K電離＝ 。 （2）請(qǐng)你根據(jù)水的電離平衡常數(shù)表達(dá)式，推導(dǎo)并寫(xiě)出水的離子積常數(shù)的表達(dá)式 。 （3）常溫下，水的離子積常數(shù)Kw＝1.010－14 mol2L－2，則純水中[H＋]是 _ ；若某酸溶液中[H＋]＝1.010－4 molL－1，則溶液中[OH－]為 _ 。 2．分析下列條件的改變對(duì)水的電離平衡H2OH＋＋OH－的影響，并填寫(xiě)下表： 改變條件 電離平衡 溶液中[H＋] 溶液中[OH－] pH 溶液的酸堿性 Kw 升高溫度 加入酸 加入堿 加入鈉 [歸納總結(jié)] 1．水的離子積常數(shù)Kw＝ （1）Kw只與溫度有關(guān)，溫度升高，Kw 。 （2）常溫時(shí)，Kw＝1.010－14 mol2L－2，不僅適用于純水，還適用于 。 （3）不同溶液中，[H＋]、[OH－]可能不同，但任何溶液中由水電離出的[H＋]與[OH－]總是 的。 2．外界條件對(duì)水的電離平衡的影響 （1）因水的電離是 過(guò)程，故溫度升高，會(huì) 水的電離，[H＋]、[OH－]都 ，水仍呈 。 （2）外加酸(或堿)，水中[H＋]或[OH－] ，會(huì) 水的電離，水的電離程度 ，Kw 。 【學(xué)以致用】 1．下列關(guān)于水的離子積常數(shù)的敘述中，正確的是( ) A．因?yàn)樗碾x子積常數(shù)的表達(dá)式是Kw＝[H＋][OH－]，所以Kw隨溶液中[H＋]和[OH－]的變化而變化 B．水的離子積Kw與水的電離平衡常數(shù)K電離是同一個(gè)物理量 C．水的離子積常數(shù)僅僅是溫度的函數(shù)，隨著溫度的變化而變化 D．水的離子積常數(shù)Kw與水的電離平衡常數(shù)K電離是兩個(gè)沒(méi)有任何關(guān)系的物理量 2.常溫下,在0.1 molL-1HCl溶液中,水的離子積常數(shù)數(shù)值是 ( ) A.1.010-14 B.1.010-13 C.1.3210-14 D.1.3210-15 探究活動(dòng)二：影響水的電離因素分析 （1）溫度：升高溫度，水的電離平衡 ，Kw 升高溫度， 水的電離，水的電離平衡 移動(dòng)，使c(H+) 與 c(OH—) ， 例如在100℃時(shí)，Kw = 110—12，溶液呈中性時(shí)c(H+) = c(OH—) 110—6 molL—1 （2）改變下列條件水的電離平衡是否移動(dòng)?向哪個(gè)方向移動(dòng)?水的離子積常數(shù)是否改變?是增大還是減小?①升高溫度 ②加入NaCI ③加NaOH ④加HCI 水中加入酸后，就成了酸溶液，此時(shí)溶液中還有OH—嗎? （3）溶液的酸堿性與c(H+) 、c(OH—)的關(guān)系 在水中加酸時(shí)，水的電離平衡移動(dòng)后， 減小，溶液中 增大；在水中加堿時(shí)， 增大， 減小。不論在酸或堿的稀溶液中， 的乘積始終等于水的離子積，在25℃時(shí)，為 。在稀溶液中，KW只受 影響，而與溶液的酸堿性和濃度大小無(wú)關(guān)。 在其它條件一定的情況下，溫度升高，KW ，溫度降低，KW ，。 （4）在0.01mol/LHCl溶液中 c(H+)= ，c (OH-)= ， c(H＋ )水= ， c(OH－)水= 。 結(jié)論：c(H＋ )水 c(OH－)水 （5）在0.01mol/LNaOH溶液中 c (OH-)= ， c(H+)= ， 由水電離出的c(H＋ )水和c(OH－)水, c(H＋ )水= ， c(OH－)水= 。 結(jié)論：c(H＋ )水 c(OH－)水 。 【學(xué)習(xí)小結(jié)】 【鞏固練習(xí)】 1．25℃時(shí),水中存在電離平衡:H2OH++OH-,下列關(guān)于水的說(shuō)法不正確的是 ( ) A.水的電離是吸熱過(guò)程 B.向水中加入少量稀硫酸,[H+]增大,KW不變 C.含H+的溶液顯酸性,含OH-的溶液顯堿性 D.水是極弱的電解質(zhì),在50℃時(shí)[H+]>10-7molL-1 2．下列溶液一定顯酸性的是( ) A．溶液中[OH－]>[H＋] B．滴加紫色石蕊試液后變紅色的溶液 C．溶液中[H＋]＝10－6 molL－1 D．pH<7的溶液 3．某溫度下純水中[H＋]＝210－7 molL－1，則此時(shí)[OH－]＝____________；該溫度下向純水中加鹽酸使[H＋]＝510－6 molL－1，則此時(shí)[OH－]＝______________。 4． （1）25℃時(shí),在0.01 molL-1HCl溶液中,[H+]= ,[OH-]= ,該溶液中由水電離產(chǎn)生的[H+]= 。 （2）80℃時(shí)(Kw=2.510-13mol2L-2),在0.01 molL-1的NaOH溶液中,[OH-]= ,[H+]= 。 【總結(jié)與反思】 通過(guò)自評(píng)、互評(píng)、師評(píng)相結(jié)合對(duì)本節(jié)學(xué)習(xí)過(guò)程進(jìn)行反思感悟。 【參考答案】 二、水的離子積 1.水的電離，離有以下哪幾個(gè)特點(diǎn)： ②③ 【預(yù)習(xí)檢測(cè)】1．B 2．（1）②③⑤⑦ （2）①⑧ （3）②③⑤ （4）⑦ 【合作探究】 探究活動(dòng)一： 1．H2OH＋＋OH－ （1） ； （2） Kw＝[H＋][OH－]。（3）1.010－7_molL－1；1.010－10molL－1。 2． 改變條件 電離平衡 溶液中[H＋] 溶液中[OH－] pH 溶液的酸堿性 Kw 升高溫度 右移 增大 增大 減小 中性 增大 加入酸 左移 增大 減小 減小 酸性 不變 加入堿 左移 減小 增大 增大 堿性 不變 加入鈉 右移 減小 增大 增大 堿性 不變 [歸納總結(jié)]1．[H＋][OH－]；（1）增大；（2）酸、堿的稀溶液；（3）相等；2．（1）吸熱，促進(jìn)，增大，中性；（2）增大，抑制，減小，不變 【學(xué)以致用】1．C 2.A 探究活動(dòng)二 （1）正向移動(dòng)，增大，促進(jìn)，正向，均增大 （2） 答案：①平衡正向移動(dòng)，離子積增大；②平衡不移動(dòng)，離子積不變；③平衡逆向移動(dòng)，離子積不變：④平衡逆向移動(dòng)，離子積不變。結(jié)論：加入酸或堿，抑制水的電離，K w不變。 水中加入酸后，就成了酸溶液，此時(shí)溶液中還有OH-嗎? 有 （3） OH-濃度， H+濃度； OH—濃度，H+濃度；H+濃度和OH—濃度；110—14；溫度，增大，減小。 （4）0.01mol/L，110—12mol/L 由水電離出的c(H＋ )水和c(OH－)水, 均為110—12mol/L 結(jié)論：c(H＋ )水= c(OH－)水 。（5）0.01mol/L，110—12mol/L 由水電離出的c(H＋ )水和c(OH－)水, 均為110—12mol/L結(jié)論：c(H＋ )水= c(OH－)水 。 【鞏固練習(xí)】 1．C 2． B 3． 210－7 molL－1 810－9 molL－1 4．（1）0.01 molL-1，10-12molL-1 10-12molL-1；（2）0.01 molL-1，2.510-11molL-1