教學(xué)目的：1、使學(xué)生了解水的電離和水的離子積
2、生了解溶液的酸堿性與pH的關(guān)系
3、通過水的離子積和溶液酸堿性等內(nèi)容的教學(xué)，對(duì)學(xué)生進(jìn)行矛盾的對(duì)立統(tǒng)一、事物間的相互關(guān)系和相互制約等辨證唯物主義觀點(diǎn)的教育
教學(xué)重點(diǎn)：水的離子積，溶液酸堿性和溶液pH值的關(guān)系
教學(xué)難點(diǎn)：水的離子積
教學(xué)過程：
引入：水是不是電解質(zhì)？研究電解質(zhì)溶液時(shí)往往涉及溶液的酸堿性，而酸堿性與水的電離有密切的關(guān)系。那么水是如何電離的呢？精確的實(shí)驗(yàn)證明，水是一種極弱的電解質(zhì)，它能微弱地電離，生成H3O+ 和OH—：
板書：一、水的電離
1、水的電離
H2O + H2O H3O+ + OH— 簡(jiǎn)寫為：H2O H+ + OH—
實(shí)驗(yàn)測(cè)定：25℃ [H+]=[OH-]=1ml/L 100℃ [H+] = [OH-] = 1ml/L
水的電離與其它弱電解質(zhì)的電離有何異同？
不同點(diǎn)：水是“自身”作用下發(fā)生的極微弱的電離。
相同點(diǎn)：均是部分電離，存在電離平衡
提問：請(qǐng)學(xué)生計(jì)算水的濃度，1L純水的物質(zhì)的量是55·6ml，經(jīng)實(shí)驗(yàn)測(cè)得250C時(shí)，發(fā)生電離的水只有1×10-7ml，二者相比，水的電離部分太小，可以忽略不計(jì)。因此電離前后水的物質(zhì)的量幾乎不變，可以視為常數(shù)，常數(shù)乘以常數(shù)必然為一個(gè)新的常數(shù)，用Kw表示，即為水的離子積常數(shù)，簡(jiǎn)稱水的離子積。
板書2、水的離子積
Kw = c（H+）·c（OH—）
由于250C時(shí)，c（H+）= c（OH—）= 1×10-7ml/L
所以250C時(shí)，Kw = c（H+）·c（OH—）=1×10-14（定值）（省去單位）
提問：當(dāng)溫度升高時(shí)，Kw如何變化？影響Kw的因素是什么？（電離過程是吸熱過程）
1000C時(shí)，Kw = c（H+）·c（OH—）=1×10-12
影響因素：溫度越高，Kw越大，水的電離度越大。對(duì)于中性水，盡管Kw,電離度增大，但仍是中性水，[H+]=[OH-].
注：溫度升高時(shí)Kw增大，所以說Kw時(shí)要強(qiáng)調(diào)溫度。
練習(xí)：
過渡：在常溫時(shí)，由于水的電離平衡的存在，不僅是純水，就是在酸性或堿性的稀溶液里，H+ 濃度和OH—濃度的乘積總是一個(gè)常數(shù)——1×10-14，請(qǐng)考慮一下，當(dāng)純水中加入鹽酸或氫氧化鈉時(shí)，c（H+）和c（OH—）如何變化？
板書：二、溶液的酸堿性和pH（常溫下）：
溶液的酸堿性與c（H+）和c（OH—）的關(guān)系：
投影顯示空表，教師引導(dǎo)填寫，然后推出結(jié)論。
中性溶液c（H+）= c（OH—）= 1×10-7ml/L
酸性溶液c（H+）> c（OH—），c（H+）> 1×10-7ml/L
堿性溶液c（H+）< c（OH—），c（H+）< 1×10-7ml/L
注： = 1 \* GB3 ①水中加酸或堿均 抑 制水的電離，但由水電離出的c（H+）與c（OH—）總是相等。
= 2 \* GB3 ②任何電解質(zhì)溶液中，H+與OH—總是共存，但不能大量共存。溶液的酸、堿性主要在于c（H+）與c（OH—）的相對(duì)大小。c（H+）與c（OH—）此增彼長(zhǎng)，且Kw = c（H+）·c（OH—）不變。
講述：酸性溶液中c（H+）越大，酸性越強(qiáng)，堿性溶液中c（OH—）越大，堿性越強(qiáng)。我們經(jīng)常用到一些c（H+）很小的溶液，如c（H+）=1×10-7 ml/L的溶液，用這樣的量來表示溶液的酸堿性的強(qiáng)弱很不方便。為此，化學(xué)上常采用pH來表示溶液酸堿性的強(qiáng)弱。
2、溶液的pH：
（1）定義：pH =-lg{c（H+）}
(2)適應(yīng)范圍：稀溶液，0～14之間。
有關(guān)溶液的pH值的幾個(gè)注意問題：
①pH值是溶液酸堿性的量度。常溫下，pH=7溶液呈中性；pH值減小，溶液的酸性增強(qiáng)；pH值增大，溶液的堿性增強(qiáng)。
②pH值范圍在0-14之間。pH=0的溶液并非沒有H+，而是C(H+)=1ml/L；pH=14的溶液并非沒有OH-，而是C(OH-)=1ml/L。pH改變一個(gè)單位，C(H+)就改變10倍，即pH每增大一個(gè)單位，C(H+)就減小到原來的1/10；pH每減小一個(gè)單位，C(H+)就增大到原來的10倍。
③當(dāng)C(H+)>1ml/L時(shí)，pH值為負(fù)數(shù)，當(dāng)C(OH-)>1ml/L時(shí)，pH>14。對(duì)于C(H+)或C(OH-)大于1ml/L的溶液，用pH值表示反而不方便，所以pH值僅適用于C(H+)或C(OH)小于等于1ml/L的稀溶液。
④也可用pOH來表示溶液的酸堿性，pOH=-lgC(OH--)，因?yàn)镃(H+)·C(OH-)=10-14，若兩邊均取負(fù)對(duì)數(shù)，得pH+pOH=14。
⑤可用 pH試紙來測(cè)定溶液的pH值。方法：用潔凈的干玻璃棒直接蘸取少許待測(cè)液，滴在pH試紙上（注意不能將pH試紙先用水沾濕或用濕的玻璃棒，因?yàn)檫@樣做，實(shí)際上已將溶液稀釋，導(dǎo)致所測(cè)定的pH不準(zhǔn)確）將pH試紙顯示的顏色隨即（半分鐘內(nèi)）與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對(duì)照，確定溶液的pH值（因?yàn)闀r(shí)間長(zhǎng)了，試紙所顯示的顏色會(huì)改變，致使測(cè)得的pH不準(zhǔn)。）
第二課時(shí)
教學(xué)目的：1、了解指示劑的變色范圍，學(xué)會(huì)用pH試紙測(cè)定溶液的pH值
2、初步學(xué)會(huì)計(jì)算酸堿的pH值以及氫離子濃度和pH值的互算
3、掌握pH相同的強(qiáng)酸與弱酸的幾個(gè)規(guī)律
教學(xué)重點(diǎn)：有關(guān)pH的簡(jiǎn)單計(jì)算
教學(xué)難點(diǎn)：熟練掌握有關(guān)pH的計(jì)算
教學(xué)過程：
復(fù)習(xí)提問：
①什么叫水的離子積？影響水的離子積因素？溶液的酸堿性與c（H+）、c（OH—）及pH的關(guān)系？溶液pH的計(jì)算？求0.1ml/L鹽酸溶液中的[OH-]？（25℃）求0.1ml/LnaOH溶液中[H+]？
②關(guān)于pH相同的酸（含強(qiáng)酸和弱酸）
（1）溶液中c（H+）相等 （填“相等”或“不等”）。
（2）溶液中溶質(zhì)的物質(zhì)的量的濃度：強(qiáng)酸 < 弱酸（填“>”或“10—7 ml/L，所以pH小于7）
4.pH = 4的鹽酸用水稀釋100倍、1000倍、10000倍，pH值各為多少？
5.在0.01ml/LHCl中，由水電離出來的[H+]為多少？
6.某溶液中由水電離產(chǎn)生的[H+]= 1╳10—10ml/L,則該溶液的pH值可能是？
7.某鹽酸中1╳10—xml/L，某氨水的pH為y,已知：x+y = 14,且y>11,將上述兩溶液分別取等體積，充分混合后，所的溶液中各離子濃度由大到小的順序是？
8.pH = 5的強(qiáng)酸與pH = 11的強(qiáng)堿溶液混合至pH=7,求酸堿的體積比？
課堂練習(xí)1：
1．室溫下，在pH=12的某溶液中，由水電離出來的c(OH-)為（ ）。
（A）1.0×10-7 ml·L-1 （B）1.0×10-6 ml·L-1 （C）1.0×10-2 ml·L-1 （D）1.0×10-12 ml·L-1
2．25℃時(shí)，某溶液中，由水電離出的c(H+)=1×10-12 ml·L-1，則該溶液的pH可能是（ ）。
（A）12 （B）7 （C）6 （D）2
3．純水在25℃和80℃時(shí)的氫離子濃度，前者和后者的關(guān)系是（ ）。
（A）前者大 （B）相等 （C）前者小 （D）不能肯定
4．某溫度下，重水(D2O)的離子積常數(shù)為1.6×10-15 若用定義pH一樣來規(guī)定pD=-lg[D+ ]，則在該溫度下，下列敘述正確的是（ ）。
（A）純凈的重水中，pD=7 （B）1 L溶解有0.01 ml DC1的重水溶液，其pD=2
（C）1 L溶解有0.01 ml NaOD的重水溶液，其pD=12
（D）純凈的重水中， [D+ ][OD- ]>1.0×10-1 4
5．給蒸餾水中滴入少量鹽酸后，下列說法中錯(cuò)誤的是（ ）。
（A）[H+ ][OH- ]乘積不變 （B）pH增大了 （C）[OH- ]降低了 （D）水電離出的[H+ ]增加了
6．常溫下，下列溶液中酸性最弱的是（ ）。
A）pH=4 （B）[H+ ]=1×10-3 ml·L-1 （C）[OH- ]=1×10-11 ml·L-1 （D）[H+ ] ·[OH- ]= 1×10-14
7．某酸溶液的pH=3，則該酸溶液的物質(zhì)的量濃度為（ ）。
（A）一定大于0.001 ml·L-1 （B）一定等于0.001 ml·L-1
（C）一定小于0.001 ml·L-1 （D）以上說法均欠妥
8．常溫下, 某溶液中水的電離度a=10-10/55.5(%), 該溶液的pH可能是（ ）。
（A）12 （B）10 （C）4 （D）3
9．在室溫下，等體積的酸和堿的溶液混合后，pH一定少于7的是（ ）。
（A）pH=3的HNO3跟pH=11的KOH溶液 （B）pH=3的鹽酸跟pH=11的氨水
（C）pH=3硫酸跟pH=11的氫氧化鈉溶液 （D）pH=3的醋酸跟pH=11的氫氧化鋇溶液
10．下列敘述中，正確的是（ ）。
（A）中和10 mL 0.1ml·L-1 醋酸與中和100 mL 0.01ml·L-1 的醋酸所需同種堿溶液的量不同
（B）等體積pH=3的酸溶液pH=11的堿溶液相混合后，溶液的pH=7
（C）體積相等, pH相等的鹽酸和硫酸溶液中, H+離子的物質(zhì)的量相等
（D）pH=3的甲酸溶液的[H+]與pH=11的氨水溶液的[OH- ]相等
11．今有a·鹽酸 b·硫酸 c·醋酸三種酸：
（1）在同體積，同pH的三種酸中，分別加入足量的碳酸鈉粉末， 在相同條件下產(chǎn)生CO2的體積由大到小的順序是_________________。
（2）在同體積、同濃度的三種酸中，分別加入足量的碳酸鈉粉末，在相同條件下產(chǎn)生CO2的體積由大到小的順序是_________________。
（3）物質(zhì)的量濃度為0.1 ml·L-1的三種酸溶液的pH由大到小的順序是___________；如果取等體積的0.1 ml·L-1的三種酸溶液，用0.1 ml·L-1的NaOH溶液中和，當(dāng)恰好完全反應(yīng)時(shí)，消耗NaOH溶液的體積由大到小的順序是______________（以上均用酸的序號(hào)填寫）。
12．在25℃時(shí), 有pH=a的鹽酸和pH=b的苛性鈉溶液，現(xiàn)取VamL鹽酸用該苛性鈉溶液中和，需VbmL苛性鈉溶液。若a+b=13，則Va/Vb=____________。
13．將pH=3的弱酸溶液稀釋100倍，該溶液的pH范圍為：__________________。
課堂練習(xí)1答案：1CD，2AD，3C，4B，5BD，6D，7D，8AC，9D，10CD。11．（1）c>b=a 。（2）b>a=c。（3）c>a>b 。 b>c=a 。12．1:10。13．3、。
1、 常溫下，將pH的NaOH與pH=10的NaOH溶液等體積混合后，溶液中氫離子濃度最接近
A. B.
C. D.
2、pH = 5的強(qiáng)酸與pH = 11的強(qiáng)堿溶液混合至pH=7,求酸堿的體積比？
3、pH=13的強(qiáng)堿溶液與pH=2的強(qiáng)酸溶液混合，所得溶液的pH=11，則強(qiáng)堿與強(qiáng)酸的體積比是A、11:1B、9:1C、1:11D、1:9
4、下列敘述中，正確的是（ ）。
A、中和10 mL 0.1ml·L-1 醋酸與中和100 mL 0.01ml·L-1 的醋酸所需同種堿溶液的量相同
B、中和10 mL Ph=1 醋酸與中和100 mLpH=2的醋酸所需同種堿溶液的量相同
5、在25℃時(shí)，有pH為a的鹽酸和pH為b的NaOH溶液等體積混合。
（1）若a+b=14，則溶液呈 性（2）若a+b=13，則溶液呈 性
（3）若a+b>14，則溶液呈 性
6、250C時(shí)，10體積的某強(qiáng)酸溶液與1體積的某強(qiáng)堿溶液混合后溶液呈中性，則混合之前，該強(qiáng)酸的pH與強(qiáng)堿的pH之間應(yīng)滿足的關(guān)系是什么？
影響因素
條件改變
平衡移動(dòng)
溶液中的c(H+)
溶液中的c(OH-)
Kw
溫度
升高溫度
向右
增大
增大
變大
降低溫度
向左
減小
減小
變小
酸堿性
加入酸
向左
增大
減小
不變
加入堿
向左
減小
增大
不變
電解質(zhì)
溶液
對(duì)水電離平衡的影響
溶 液 中
c（H+）
（ml/L）
溶 液 中c（OH—）（ml/L）
c（H+）與
c（OH—）比較
c（H+）·
c（OH—）
溶液酸堿性
純水
=10-7
=10-7
相 等
10-14
中性
鹽酸
加HCl，c（H+）增大，平衡左移
>10-7

c（OH—）
10-14
酸性
氫氧化鈉
加NaOH，c（OH—）增大，平衡左移
10-7
c（H+）

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第二節(jié) 水的電離和溶液的酸堿性

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