[目标]：1.知识与技能:①理解水的电离、水的电离平衡和水的离子积；②了解溶液的酸碱性和pH的关系。2.过程与方法：①通过对水的离子积的计算，提高学生对相关问题的计算能力，加深对水的电离平衡的认识；②通过对水的电离平衡的分析，提高学生运用电离平衡基本规律分析问题和解决问题的能力。[重点]：水的离子积。[难点]：溶液的酸碱性和pH的关系。第二节 水的电离和溶液的酸碱性第1课时 水的电离和溶液的酸碱性
一.水的电离平衡1.1水的电离1.2水的离子积常数1.3温度对离子积常数的影响1.4不同条件对水平衡的影响1.5影响水的电离平衡的因素二.溶液的酸碱性与pH值2.1中性溶液中的Kw2.2酸性溶液中的Kw2.3碱性溶液中的Kw2.4不同溶液中的Kw总结2.5溶液的酸、碱性跟c(H+)、c(OH-)的关系2.6溶液的pH水的电离和溶液的酸碱性
1．电解质的结构与电离条件之间存在什么关系？提示离子化合物型的电解质(强碱和多数盐)溶于水或熔融时，都能电离，能导电；而极性共价化合物型的电解质(酸)，只有溶于水时才能电离，才能导电，在熔融状态下不能电离，不能导电。2．电离常数有什么意义或应用？提示根据电离常数数值的大小，可以估算弱电解质电离的程度，K值越大，电离程度越大，弱酸酸性越强。如相同条件下常见弱酸的酸性强弱：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO。新课导入1
物质的酸碱性是通过水溶液表现出来的，水作为溶剂扮演着怎样一种角色呢？新课导入2
第一部分水的电离平衡1.1水的电离1.2水的离子积常数1.3温度对离子积常数的影响1.4不同条件下水的电离平衡1.5影响水的电离平衡的因素
如何用实验证明水是一种极弱的电解质？纯水中有没有电离平衡？水是一种极弱的电解质水的电离方程式及电离常数表达式1.水的电离平衡①设问：②探讨：③实验:④现象：⑤结论:⑥延伸拓展：精确的导电性实验高精度微电流计指针摆动，灯泡不亮
H2O+H2OH3O++OH－简写：H2OH++OH－水合氢离子1.1水的电离
c(H+)×c(OH-)水的离子积：Kw=c（H＋）×c（OH－）K电离＝c(H+)×c(OH-）c(H2O）常数常数即温度不变时，c(H+)与c(OH-)的乘积是个常数水的离子积不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质溶液×=常数→水的离子积Kw1.2水的离子积常数K电离×c(H2O)=H2OH++OH－
t(℃)0254090100Kw/10-140.1341.012.9238.055.0分析下表数据有何规律？并解释Kw只与温度有关；温度越高，Kw越大Kw(25℃)=c(H＋)×c(OH－)=1.0×10-14水的离子积Kw1.3温度对离子积常数的影响
酸碱性平衡移动方向c(H+)c(OH-)c(H+)与c(OH-)关系KW变化中性→酸性←碱性←↑↑=↑↑↓＞不变↓↑＜不变加热通HClNaOH金属NaNaAcNH4Cl碱性→↓↑＜不变碱性→↓↑＜不变酸性→↑↓＞不变讨论：对常温下的纯水进行下列操作，完成下表：1.4不同条件下水的电离平衡
1、酸2、碱3、温度抑制水的电离，Kw保持不变升高温度促进水的电离，Kw增大注意：Kw是一个温度函数，只随温度的升高而增大.4、易水解的盐：在纯水中加入能水解的盐，促进水的电离，但只要温度不变，Kw不变。5、其他因素：如：向水中加入活泼金属1.5影响水的电离平衡的因素
第二部分溶液的酸碱性与pH值2.1中性溶液中的Kw2.2酸性溶液中的Kw2.3碱性溶液中的Kw2.4不同溶液中的Kw总结2.5溶液的酸、碱性跟c(H+)、c(OH-)的关系2.6溶液的pH
H2OH++OH－加入0.1molNaCl:1×10-71×10-71L水中：1×10-71×10-7在25℃在0.1mol/LNaCl溶液中:c(H+)·c(OH－)=10－14c(H+)c(OH－)c(H+)水c(OH－)水0.1mol/LHCl溶液0.1mol/LNaOH溶液0.1mol/LNaCl溶液10－710－710－710－7=Kw2.溶液的酸碱性与pH值
在25℃时,1L纯水(55.6mol)中只有1×10－7molH2O电离。1L水：H2OH++OH－平衡(mol)：转化(mol)：可以看出，水已电离部分较小可以忽略不计。所以电离前后，H2O的物质的量几乎不变。c（H2O）为一常数水是极弱的电解质c(H+)·c(OH－)=K·c(H2O)=KwKw叫做水的离子积常数，简称水的离子积。Kw(25℃)=1×10－7×1×10－7=10－142.1中性溶液中的Kw55.61×10-71×10-70001×10-71×10-755.6-1×10-755.6加入0.1molNaCl:1×10-71×10-7K电离＝c(H+)·c(OH－)c(H2O)
H2OH++OH－通入0.1molHCl气体:转化(mol)：平衡(mol)：平衡时:c(H+)=c(OH－)=Kw=1L水中：在25℃对于c(H+)水比c(HCl)小很多,可以忽略Kw=c(HCl)=0.1mol/Lc(OH－)水=c(H+)水=2.2酸性溶液中的Kw1×10-71×10-70.1+1×10-71×10-7xx0.1+1×10-7-x1×10-7-xc(HCl)+c(H+)水c(OH－)水[c(HCl)+c(H+)水]·c(OH－)水=10－14c(HCl)·c(OH－)水=10－1410－13mol/L10－13mol/L
H2OH++OH－加入0.1molNaOH:0.1+1×10-7转化(mol)：平衡(mol)：平衡时:c(H+)=c(OH－)=Kw=1L水中：在25℃对于c(OH－)水比c(NaOH)小很多,可以忽略Kw=c(H+)水·c(OH－)=10－14c(NaOH)=0.1mol/Lc(H+)水=c(OH－)水=2.3碱性溶液中的Kw1×10-71×10-71×10-7xx1×10-7-x0.1+1×10-7-xc(H+)水c(OH－)水+c(NaOH)c(H+)水·[c(NaOH)+c(OH－)水]=10－1410－13mol/L10－13mol/L
c(H+)c(OH－)c(H+)水c(OH－)水0.1mol/LHCl溶液0.1mol/LNaOH溶液0.1mol/LNaCl溶液10－110－1310－1310－1310－1310－1310－110－1310－710－710－710－7经验结论:在任何酸、碱、盐的稀溶液中，均存在水的电离平衡，也就是任何水溶液中都是H+、OH－共存的。稀的电解质溶液中都存在Kw=c(H+).c(OH－)(Kw25℃=10－14)如不指明温度，一律按常温考虑而且：由水电离出来的c(H+)水=c(OH－)水在平衡常数表达式中，各种微粒的浓度都是指平衡体系中该微粒的总浓度，与该微粒的来源无关2.4不同溶液中的Kw
关系(25℃)：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/L①水溶液中H+与OH-始终共存②酸性溶液：c(H+)>c(OH-);c(H+)越大酸性越强③碱性溶液：c(H+)<c(OH-);c(OH-)越大碱性越强注意2.5溶液的酸、碱性跟c(H+)、c(OH-)的关系
1、定义：化学上常采用H+的物质的量浓度的负对数来表示溶液的酸碱性。2.6溶液的pH2、表示方法：pH=-lg[c(H+)]（3）操作：用镊子取一小块pH试纸放在洁净的表面皿或玻璃片上，然后用玻璃棒沾取少量待测液点在试纸中央，试纸显色后再与标准比色卡比较，即知溶液的pH值。3、pH测定（pH试纸）（1）成分：含有多种指示剂（2）本身颜色：淡黄色2.6.1溶液pH的定义、表示、测定
广泛pH试纸精密pH试纸2.6.2pH试纸和pH计pH计法
10-510-410-310-210-110-710-810-910-1010-1110-1210-1310-1410-65432178910111213146c(H+)pHc(H+)增大，pH减小酸性增强c(H+)减小，pH增大碱性增强c(OH-)减小c(OH-)增大注意:pH=0并非无H+，而是c（H+）=1mol/L，pH=14并非无OH-，而是c（OH-）=1mol/L常温下溶液的pH值2.6.3pH值
含有H+的水溶液一定是酸．含OH-的水溶液一定是碱．酸性溶液中只含H+.碱性溶液中只含OH-.结论:在任何水溶液中，均存在水的电离平衡，即任何水溶液中都是H+、OH-共存的。判断下列说法的正误
1.0.01mol/L盐酸溶液中。c(H+)、c(OH-)分别为多少？c(H+)=0.01mol/Lc(OH-)=KW/c(H+)=10-12mol/Lc(OH-)=0.01mol/Lc(H+)=KW/c(OH-)=10-12mol/L2.0.01mol/LNaOH溶液中.c(H+)、c(OH-)分别为多少？练习注:如非特别注明,题目条件均为常温
小结1.水的电离平衡2.水的离子积3.影响水电离平衡的因素4.溶液中水的离子积5.溶液的酸碱性与PH
作业红对勾.讲与练01课前自主学习03随堂基础巩固
