高中化学《水的电离》教案1 新人教版选修4

第二节水的电离和溶液的酸碱性(一) 授课班级

课时 1

教学目的

知识

与

技能

1、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。

知识结构与板书设计

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＝＝

C(H

)

C(OH

)

C(H

3、水的离子积(ion-product contstant for 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、K W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 K W== 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－）=1×10－7mol/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 c（OH－）>1×10－7mol/L

教学过程

教学步骤、内容

教学方法、手

段、师生活动[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]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－）=1×10－7mol/L

100℃ c（H＋）= c（OH－）= 1×10－6mol/L

[板书] 1、H2O + H2O H3O＋ + OH-

简写： H2O H＋+ OH-

［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。

[板书]2、 H2O的电离常数K电离＝＝

C(H

)

C(OH

)

C(H

[讲]在25℃时，实验测得1L纯水(即550.6 mol)只有1×10－7mol H2O电

离，因此纯水中c（H＋）＝c（OH－）＝1×10－7mol/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－）=1×10－7mol/L

［讲］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K W，即K W= c（H＋）· c（OH－）

[板书] 3、水的离子积(ion-product contstant for 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]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，

［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，K W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］K W与温度有关，随温度的升高而逐渐增大。25℃时K W==1*10-14，100℃ K W=1*10-12。K W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。K W==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、K W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

K W== 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 mol，此时发生电离后，发生典礼的水是否仍为纯水时的1×10－7mol/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－）=1×10－7mol/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 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，K W==1*10-14，100℃ K W=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、K W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 mol/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

教案

［过］除了试纸外，我们在实验室最常用的是酸碱指示剂。

[板书](2) 酸碱指示剂

［讲］酸碱指示剂一般是弱有机酸或弱有机碱，它们的颜色变化在一定的pH 范围内发生的，因此，可以用这些弱酸、弱碱来测定溶液的pH。但只能测出pH 的范围，一般不能准确测定pH。

［投影］

指示剂甲基橙石蕊酚酞

变色范围pH 3.1-4.4 5-8 8-10

溶液颜色红-橙-黄红-紫-蓝无色-浅红-红

［讲］上述两种测定方法，都不是很精确，要想准确测定溶液的pH应该使用pH计

[板书](3) pH计

［讲］测试和调控溶液的pH，对工农业生产、科学研究、以及日常生活和医疗保健都具有重要意义。在医疗上，当体内的酸碱平衡失调时，血液的pH是诊断疾病的一个重要参数，而利用药物调控pH则是辅助治疗的重要手段之一。在生活中，人们洗发时用的护发素，其主要功能也是调节头发的pH使之达到适宜的酸碱度。在环保领域中，酸性或碱性废水处理常常利用中和反应，在中和处理的过程中可用pH自动测定仪进行监测和控制。在农业生产中，因土壤pH影响植物对不同形态养分的吸收及养分的有效性，各种作物生长都对土壤土壤的pH 范围有一定的要求。在科学实验和工业生产中，溶液的pH的控制常常是影响实验结果或产品质量、产量的一个关键因素。

[板书]4、pH的应用

[投影]

[过渡]用pH来表示溶液的酸碱性，是十分方便，掌握有关的pH计算是十分重要的。

[板书]四、pH的有关计算

1、单一溶液的pH计算

(1) 求强酸溶液的pH

［点击试题］例1：求1×10-3mol/LHCl溶液的PH

解：PH=-lg10-3=3

［随堂练习］求1×10-3mol/LH2SO4溶液的PH

[板书](2).求强碱溶液的pH

［点击试题］例2、求0.1mol/LNaOH溶液的PH 解:C(H+)=1×10-13mol/L PH=-lg10-13=13 ［随堂练习］求0.1mol/LBa(OH)2溶液的PH

[板书]2.混合溶液的pH计算

解：PH=-lg2×10-3=3- lg2=2.6

教案

(2) 终点判断不当。

(3)标准溶液配制不当

教学过程

教学步骤、内容

教学方法、手

段、师生活动[引入]计算用0.1mol／L的氢氧化钠溶液与20mL0.1mol／L的盐酸溶液反应

时，当分别滴入NaOH；（1）5mL，（2）8mL，（3）10mL，（4）15mL，（5）18mL，

（6）19mL，（7）19.5mL，（8）19.8mL，（9）20mL，（10）21mL，（11）23mL，

（12）25mL时溶液的pH，并画出反应过程中溶液pH变化的曲线图（以pH

变化为纵坐标，以烧碱溶液的体积为横坐标）。

[投影]展示所画的滴定曲线图：

[讲]从未滴定前到滴入10mL,pH由 1增到 1.48 （用 10mL）；从 10 mL到

19.5mL，pH 由1.48到 2.9（用 9.5 mL）；从19.5mL到 20mL pH由2.9到

7.0 （用0.5mL）；从 20mL到 21mL，pH由 7 到11.4 （用1mL）；从 21mL

到 25mL ，pH由11.4到 12（用 4mL）。

[讲]从未滴定前到滴入10mL，pH由1增到1.48（用10mL）；从10mL到19.5mL，

pH由1.48到2.9（用9.5mL）；从19.5mL到20mL，pH由2.9到7.0（用0.5mL）；

从20mL到21mL，pH由7到11.4（用1mL）；从21mL到25mL，pH由11.4到

12（用4mL）。

[小结]接近终点（pH≈7）时，很少量的酸和碱会引起pH突变，酸碱反应终

点附近pH突变情况是定量测定酸或碱浓度时选择指示剂的重要依据。

［讲］在酸碱反应过程中，溶液的pH会发生变化，对于强酸强碱的反应，

开始时由于被中和的酸或碱浓度较大，加入少量的碱或酸对其pH的影响不

大。当反应接近反应终点(pH≈7时)，很少量(一滴，约0.05 mL)的碱或酸

就会引起溶液的pH突变，酸、碱的浓度不同，pH突变范围不同。

酸碱反应曲线是以酸碱混合过程中滴加酸或碱的量为横坐标，以溶液pH

为纵坐标给出一条溶液pH随酸的滴加量而变化的曲线。它描述了酸碱混合

过程中溶液的pH的变化情况，其中酸碱反应终点附近的pH突变情况，对于

［讲］酸式滴定管有一玻璃活塞，因碱溶液与玻璃反应生成硅酸盐，是一种矿物胶，具有粘性，故不能把碱溶液装入酸式滴定管。而碱式滴定管有一段橡皮胶管，因此，不能装酸液，酸会腐蚀橡皮管；碱式滴定管也不能装有氧化性的溶液，氧化剂会把橡皮管氧化。

［问］在使用滴定管前要进行一些准备工作，其中最重要的是检查是否漏水。［板书］2、滴定管的使用

(1) 检漏（2）润洗仪器。

［讲］从滴定管上口倒入3～5mL盛装的溶液，倾斜着转动滴定管，使液体湿润全部滴定管内壁，然后用手控制活塞，将液体放入预置的烧杯中。在加入酸、碱反应液之前，洁净的酸式滴定管和碱式滴定管还要分别用所要盛装的酸、碱溶液润洗2-3次。

［板书］(3) 装液

［讲］在滴定管下放一烧杯，调节活塞，是滴定管尖嘴部分充满溶液，并使液面处于0或0以下某一位置，准确读数，并记录。

［投影］

［过］下面以标准盐酸滴定待测NaOH溶液为例来讲述一下实验过程。

［板书］3、中和滴定操作

[投影]实验步聚：

［讲］（1）量取待测盐酸溶液20。00mL 于锥形瓶中，滴入2-3滴酚酞，振荡。

（2）把锥形瓶放在碱式滴定管的下面，并在瓶子底垫一块白瓷砖，小心滴入碱液，边滴边摇动锥形瓶，直到因加入一滴碱液后，溶液由元色变成红色，并在半分钟内不褪去为止，滴定结束。

（3）参考实验记录表，每隔一定体积，记录并测pH：

（4）根据实验数据，以氢氧化钠体积为横坐标，以所测的pH为纵坐标绘制中和反应曲线：

[思考与交流]强酸与强碱完全中和时，溶液的pH就为7，但指示剂变色时，溶液的pH不等于7，为什么可将滴定终点当成完全中和的点？

根据滴定曲线图进行分析（结合滴定曲线说明）强酸强碱完全中和时溶液的pH就为7，而滴定的终点则是通过指示剂颜色的变化来观察，此时溶液的pH往往不是7，但由滴定曲线可知：在滴定过程中开始一段时间溶液的pH变化不大，处于量变过程中，而在接近完全中和时，滴入0.02的碱溶液时，溶液的pH变化很大，溶液由酸性变中性再变成碱性发生了突变，往事后再滴入碱溶液，溶液的pH变化又比较缓慢，说明滴定过程中，溶液的酸碱性变化经过了由量变引起质变的过程，有一段发生了pH突变的过程，完全中和和酚酞或甲基橙指示剂变色的pH虽不同，但只相差半滴，即只有0.02左右，这种误差是在许可的范围之内。

［小结］中和滴定前，必须用滴定液多次润洗滴定管，以确保溶液的浓度不被剩余在滴定管中的水稀释变小；加入指示剂的量控制在2滴～3滴，以避免指示剂消耗酸或碱；临近终点时，滴液要慢，至指示剂变色“不立即”褪去或变为原色即为终点，避免过量。重视测定结果的复核。即重复实验测定2次以上，取实验平均值。根据计算公式，求出计算值。