第二节 水的电离和溶液的酸碱性
第一课时
教学目的：1、使学生了解水的电离和水的离子积
2、生了解溶液的酸碱性与pH的关系
3、通过水的离子积和溶液酸碱性等内容的教学，对学生进行矛盾的对立统一、事物间的相互关系和相互制约等辨证唯物主义观点的教育
教学重点：水的离子积，溶液酸碱性和溶液pH值的关系
教学难点：水的离子积
教学过程：
引入：水是不是电解质？研究电解质溶液时往往涉及溶液的酸碱性，而酸碱性与水的电离有密切的关系。那么水是如何电离的呢？精确的实验证明，水是一种极弱的电解质，它能微弱地电离，生成H3O+ 和OH—：
板书：一、水的电离
1、水的电离
H2O + H2O H3O+ + OH— 简写为：H2O H+ + OH—
实验测定：25℃ [H+]=[OH-]=1mol/L 100℃ [H+] = [OH-] = 1mol/L
水的电离与其它弱电解质的电离有何异同？
不同点：水是“自身”作用下发生的极微弱的电离。
相同点：均是部分电离，存在电离平衡
提问：请学生计算水的浓度，1L纯水的物质的量是55·6mol，经实验测得250C时，发生电离的水只有1×10-7mol，二者相比，水的电离部分太小，可以忽略不计。因此电离前后水的物质的量几乎不变，可以视为常数，常数乘以常数必然为一个新的常数，用Kw表示，即为水的离子积常数，简称水的离子积。
板书2、水的离子积
Kw = c（H+）·c（OH—）
由于250C时，c（H+）= c（OH—）= 1×10-7mol/L
所以250C时，Kw = c（H+）·c（OH—）=1×10-14（定值）（省去单位）
提问：当温度升高时，Kw如何变化？影响Kw的因素是什么？（电离过程是吸热过程）
1000C时，Kw = c（H+）·c（OH—）=1×10-12
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，[H+]=[OH-].
注：温度升高时Kw增大，所以说Kw时要强调温度。
练习：
影响因素 | 条件改变 | 平衡移动 | 溶液中的c(H+) | 溶液中的c(OH-) | Kw |
温度 | 升高温度 | 向右 | 增大 | 增大 | 变大 |
降低温度 | 向左 | 减小 | 减小 | 变小 | |
酸碱性 | 加入酸 | 向左 | 增大 | 减小 | 不变 |
加入碱 | 向左 | 减小 | 增大 | 不变 | |
过渡：在常温时，由于水的电离平衡的存在，不仅是纯水，就是在酸性或碱性的稀溶液里，H+ 浓度和OH—浓度的乘积总是一个常数——1×10-14，请考虑一下，当纯水中加入盐酸或氢氧化钠时，c（H+）和c（OH—）如何变化？
板书：二、溶液的酸碱性和pH（常温下）：
强酸和弱酸的区别1、 溶液的酸碱性与c（H+）和c（OH—）的关系：
投影显示空表，教师引导填写，然后推出结论。
电解质 溶液 | 对水电离平衡的影响 | 溶 液 中 c（H+） （mol/L） | 溶 液 中c（OH—）（mol/L） | c（H+）与 c（OH—）比较 | c（H+）· c（OH—） | 溶液酸碱性 |
纯水 | =10-7 | =10-7 | 相 等 | 10-14 | 中性 | |
盐酸 | 加HCl，c（H+）增大，平衡左移 | >10-7 | <10-7 | c（H+）> c（OH—） | 10-14 | 酸性 |
氢氧化钠 | 加NaOH，c（OH—）增大，平衡左移 | <10-7 | >10-7 | c（H+）< c（OH—） | 10-14 | 碱性 |
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
注：水中加酸或碱均 抑 制水的电离，但由水电离出的c（H+）与c（OH—）总是相等。
任何电解质溶液中，H+与OH—总是共存，但不能大量共存。溶液的酸、碱性主要在于c（H+）与c（OH—）的相对大小。c（H+）与c（OH—）此增彼长，且Kw = c（H+）·c（OH—）不变。
讲述：酸性溶液中c（H+）越大，酸性越强，碱性溶液中c（OH—）越大，碱性越强。我们经常用到一些c（H+）很小的溶液，如c（H+）=1×10-7 mol/L的溶液，用这样的量来表示溶液的酸碱性的强弱很不方便。为此，化学上常采用pH来表示溶液酸碱性的强弱。
2、溶液的pH：
（1）定义：pH =-lg{c（H+）}
(2)适应范围：稀溶液，0～14之间。
有关溶液的pH值的几个注意问题：
①pH值是溶液酸碱性的量度。常温下，pH=7溶液呈中性；pH值减小，溶液的酸性增强；pH值增大，溶液的碱性增强。
②pH值范围在0-14之间。pH=0的溶液并非没有H+，而是C(H+)=1mol/L；pH=14的溶液并非没有OH-，而是C(OH-)=1mol/L。pH改变一个单位，C(H+)就改变10倍，即pH每增大一个单位，C(H+)就减小到原来的1/10；pH每减小一个单位，C(H+)就增大到原来的10倍。
③当C(H+)>1mol/L时，pH值为负数，当C(OH-)>1mol/L时，pH>14。对于C(H+)或C(OH-)大于1mol/L的溶液，用pH值表示反而不方便，所以pH值仅适用于C(H+)或C(OH‑)小于等于1mol/L的稀溶液。
④也可用pOH来表示溶液的酸碱性，pOH=-lgC(OH--)，因为C(H+)·C(OH-)=10-14，若两边均取负对数，得pH+pOH=14。
⑤可用 pH试纸来测定溶液的pH值。方法：用洁净的干玻璃棒直接蘸取少许待测液，滴在pH试纸上（注意不能将pH试纸先用水沾湿或用湿的玻璃棒，因为这样做，实际上已将溶液稀释，导致所测定的pH不准确）将pH试纸显示的颜随即（半分钟内）与标准比卡对照，确定溶液的pH值（因为时间长了，试纸所显示的颜会改变，致使测得的pH不准。）
第二课时
教学目的：1、了解指示剂的变范围，学会用pH试纸测定溶液的pH值
2、初步学会计算酸碱的pH值以及氢离子浓度和pH值的互算
3、掌握pH相同的强酸与弱酸的几个规律
教学重点：有关pH的简单计算
教学难点：熟练掌握有关pH的计算
教学过程：
复习提问：
①什么叫水的离子积？影响水的离子积因素？溶液的酸碱性与c（H+）、c（OH—）及pH的关系？溶液pH的计算？求0.1mol/L盐酸溶液中的[OH-]？（25℃）求0.1mol/LnaOH溶液中[H+]？
②关于pH相同的酸（含强酸和弱酸）
（1）溶液中c（H+）相等 （填“相等”或“不等”）。
（2）溶液中溶质的物质的量的浓度：强酸 < 弱酸（填“>”或“<”）。
（3）耗碱规律：pH和溶液体积均相同的HCl、H2SO4、CH3COOH与碱完全反应时，消耗碱物质的量最多的是 CH3COOH 。
（4）稀释规律：分别加水稀释m倍时，溶液的物质的量的浓度均变为原来的 1/m , 强酸中c（H+）变为原来的1/m ,但弱酸中c（H+）减小 小于（填“大于”或“小于”）m倍，故稀释后弱酸酸性强于强酸。
③pH的有关计算：
（1）求酸或碱溶液的pH a·先判断溶液的酸碱性
（2）求强酸或强碱稀释后的pH b·若为酸性，先求出c（H+）后
（3）求混合溶液的pH 由pH =-lg{c（H+）}求pH
两种强酸（碱）混合 若为碱性，先求c（OH—）后
强酸与强碱混合 由Kw = c（H+）·c（OH—）
（4）pH+pOH=14 求c（H+），再求pH
板书：三、有关溶液pH的计算
（一）强酸、强碱自相或互相混合（体积变化忽略不计）
（1）酸I+酸II [H+] =
(2)碱I+碱II [OH-] =
（3）酸I+碱II
完全中和：[H+] = [OH-] = 1mol/L
酸过量： [H+]=
碱过量：[OH-] =
(二)溶液酸碱性pH计算经验规律
（1）两强酸等体积混合 混合后的pH=小的+0.3
(2)两强碱等体积混合 混合后的pH=大的—0.3
(3)当按所给反应物质的量之比计算时，酸碱不论强弱，谁大谁过剩，溶液呈谁性。
（4）酸碱等体积混合①pH = 2 某酸与pH = 12 某碱混合pH难定②pH = 4 某酸与pH = 10 NaOH混合 pH≤7③pH = 4 H2SO4与pH = 10 某碱混合pH≥7④0.01mol/L pH = 2 一元酸与0.1mol/L pH = 12一元碱混合pH = 7
(5) pH 减小一个单位，[H+]扩大为原来的10倍。 PH增大2个单位，[H+]减为原来的1/100
（6）稀释规律：分别加水稀释m倍时，溶液的物质的量的浓度均变为原来的 1/m , 强酸中c（H+）变为原来的1/m ,但弱酸中c（H+）减小 小于m倍，故稀释后弱酸酸性强于强酸。
例1、求下列溶液的pH：
（1）某H2SO4溶液的浓度是0·005mol/L求此溶液的pH用水稀释到原来体积的100倍
再继续稀释至104倍
（2）pH=3的盐酸与pH=5的硫酸等体积混合
（3）pH=10和pH=12的两种NaOH溶液等体积混合
（4）pH=12的NaOH和pH =4的HCl等体积混合
解析：（1）c（H+）=0·005mol/L×2=0·01 mol/L ， pH=-lg10-2=2
c（H+）=0·01mol/L÷100=10-4 mol/L ， pH=-lg10-4=4
pH=7（强调酸稀释后不会变成碱！）
（2）c（H+）==5×10-4, pH=-lg(5×10-4)=4-lg5=3·3
(强调10-3是10-5的100倍，所以10-5可以忽略不计)
（3）因为溶液呈碱性c（OH—）==5×10-3 c（H+）==2×10-12
pH=-lg(2×10-12)=12-lg2=11·7
（4）NaOH中c（OH—）=10-2 mol/L HCl中c（H+）=10-4 mol/L二者等体积反应，碱过量，反应后溶液呈碱性。所以反应后c（OH—）==5×10-3 c（H+）==2×10-12 pH=-lg(2×10-12)=12-lg2=11·7
例2、某温度下纯水的C(H+)=2.0╳10—7mol/L，则此时C(OH‑)为多少？若温度不变，滴入稀H2SO4，使C(H+)=5.0╳10—4mol/L，则由水电离产生的C(H+)为多少？
答案：；。
例3、 常温下，将pH的NaOH与pH=10的NaOH溶液等体积混合后，溶液中氢离子浓度最接近（D）A. B.
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