第3課時(shí)
一、核心素養(yǎng)發(fā)展目標(biāo)
1.認(rèn)識(shí)水的電離，了解水的離子積常數(shù)。
2.能運(yùn)用弱電解質(zhì)的電離模型分析水的電離、分析外界條件對(duì)水的電離平衡的影響。
3.會(huì)計(jì)算酸、堿溶液中水電離出的c(H＋)或c(OH－)，能分析應(yīng)用水的電離平衡曲線。
二、教學(xué)重難點(diǎn)
重點(diǎn)：1.分析外界條件對(duì)水的電離平衡的影響；
2.計(jì)算酸、堿溶液中水電離出的c(H＋)或c(OH－)。
難點(diǎn)：分析外界條件對(duì)水的電離平衡的影響。
三、教學(xué)方法
實(shí)驗(yàn)探究法、總結(jié)歸納法、分組討論法等
四、教學(xué)過(guò)程
【導(dǎo)入】展示純水微觀視頻
【問(wèn)】發(fā)現(xiàn)什么現(xiàn)象？
【生】純水大部分以H2O分子的形式存在，但其中也存在著極少量的離子。
【講解】水中H+和OH-濃度
c(H+)＝c(OH-)＝1×10-7ml/L
請(qǐng)計(jì)算：
（1）1L水的物質(zhì)的量
【生】n(H2O)＝55.6ml
【講解】總的水分子與已電離的水分子之間的比例
55.6mlH2O中，只有1×10-7ml發(fā)生電離
結(jié)論：純水能發(fā)生微弱的電離。
一、水的電離
水是一種極弱的電解質(zhì)，能發(fā)生微弱的電離。
水的電離方程式為H2O＋H2O?H3O＋＋OH－，簡(jiǎn)寫為H2O?H＋＋OH－。
在一定溫度下，純水和稀溶液中c(H2O)可視為一定值
Kw＝K·c(H2O)＝c(H+)·c(OH-)
當(dāng)水的電離達(dá)到平衡時(shí)，電離產(chǎn)物H+和OH-濃度之積是一個(gè)常數(shù)，記作KW：
Kw＝c(H+)·c(OH-)＝1×10-14
KW叫做水的離子積常數(shù)，簡(jiǎn)稱水的離子積。
注意：KW是常數(shù)，無(wú)單位
KW不僅適用于純水，也適用于稀的電解質(zhì)水溶液
c(H+)表示溶液中總的H+濃度,c(OH-)表示溶液中總的OH-濃度
【問(wèn)】水的離子積常數(shù)Kw＝c(H＋)·c(OH－)中H＋和OH－一定是水電離出來(lái)的嗎？
【生】不一定。c(H＋)和c(OH－)均指溶液中H＋或OH－的總濃度，如鹽酸中的H＋包括HCl和H2O電離產(chǎn)生的H＋，即c(H＋)＝c酸(H＋)＋c水(H＋)，而OH－全部來(lái)自于水的電離。
【問(wèn)】影響水電離平衡的因素有哪些？
【生】溫度，越熱越電離。
【問(wèn)】某溫度時(shí)，水溶液中Kw＝4×10－14，那么該溫度比室溫(25℃)高還是低？該溫度下純水中c(H＋)是多少？
【生】因此時(shí)水的離子積大于常溫時(shí)水的離子積，故溫度高于25℃，此時(shí)c(H＋)＝2×10－7ml·L－1。
【展示】加入氫氧化鈉固體后溶液PH變化
【講解】加入NaOH，瞬間溶液中c(OH-)增大，水的電離平衡逆向移動(dòng)，c(H+)減小，pH增大。
結(jié)論：向水中加入堿，c(OH-)增大，水的電離平衡逆向移動(dòng)。
【生】回答升高溫度、加入HCl、氫氧化鈉固體、加入活潑金屬如鈉、加入NaHSO4后溶液各項(xiàng)數(shù)據(jù)變化。
【講解】Kw的應(yīng)用
1．水的電離平衡曲線的理解與識(shí)別
(1)曲線上的任意點(diǎn)(如a，b，c)的Kw都相同，即c(H＋)·c(OH－)相同，溫度相同。
(2)曲線外的任意點(diǎn)(如d)與曲線上任意點(diǎn)的Kw不同，溫度不同。
(3)實(shí)現(xiàn)曲線上點(diǎn)之間的轉(zhuǎn)化需保持溫度不變，改變酸堿性；實(shí)現(xiàn)曲線上點(diǎn)與曲線外點(diǎn)之間的轉(zhuǎn)化一定改變溫度。
2．溶液中水電離出的c(H＋)或c(OH－)的計(jì)算方法
Kw表達(dá)式中c(H＋)、c(OH－)均表示整個(gè)溶液中總物質(zhì)的量濃度，但是一般情況下有：
(1)酸溶液中Kw＝c酸(H＋)·c水(OH－)(忽略水電離出的H＋的濃度)。
(2)堿溶液中Kw＝c水(H＋)·c堿(OH－)(忽略水電離出的OH－的濃度)。
(3)外界條件改變，水的電離平衡發(fā)生移動(dòng)；但由水電離出的c(H＋)與水電離出的c(OH－)一定相等。
(4)室溫下，由水電離出的c(H＋)＝1×10－13ml·L－1的溶液可能呈酸性，也可能呈堿性。
【問(wèn)】在室溫下，0.01ml·L－1的鹽酸中，c(OH－)是多少？水電離出的c(H＋)又是多少？
【生】由于c酸(H＋)＝0.01ml·L－1，溶液中c(OH－)＝eq \f(Kw,c酸?H＋?)＝eq \f(1.0×10－14,0.01)ml·L－1＝1.0×
10－12ml·L－1。由于溶液中的OH－只來(lái)源于水的電離，所以水電離出的c(H＋)＝1.0×10－12ml·L－1。
【問(wèn)】在室溫下，酸或堿的稀溶液中，由水電離出的c(H＋)和c(OH－)還相等嗎？c(H＋)·c(OH－)＝1.0×10－14還成立嗎？
【生】在酸或堿的稀溶液中由水電離出的c(H＋)和c(OH－)一定相等，但溶液中所有的c(H＋)和所有的c(OH－)一定不相等。c(H＋)·c(OH－)＝1.0×10－14仍然成立。
3.如圖表示水中c(H＋)和c(OH－)的關(guān)系，下列判斷錯(cuò)誤的是( )
A．兩條曲線間任意點(diǎn)均有c(H＋)·c(OH－)＝Kw
B．M區(qū)域內(nèi)(不包括邊界)任意點(diǎn)均有c(H＋)

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第一單元 弱電解質(zhì)的電離平衡

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