本節(jié)課題我們首先通過導(dǎo)電性實(shí)驗(yàn)激發(fā)興趣引入課題。調(diào)動(dòng)學(xué)生的心理積極性。然后緊跟課題討論水的電離平衡，平衡常數(shù)，影響因素，適用范圍；計(jì)算在水溶液中c(H+)和c(OH-)；根據(jù)學(xué)生的心理發(fā)展特點(diǎn)，層層遞進(jìn)，利于學(xué)生一步一步接受新知識(shí)。最后，指導(dǎo)學(xué)生整理。體會(huì)歸納的學(xué)習(xí)方法。?
1、了解水的離子積的含義2、初步學(xué)會(huì)有關(guān)水的離子積的簡(jiǎn)單計(jì)算3、指導(dǎo)學(xué)生閱讀課本，培養(yǎng)學(xué)生自學(xué)能力，增強(qiáng)其自信4、通過問題討論，培養(yǎng)學(xué)生分析和歸納知識(shí)的能力
如何用實(shí)驗(yàn)證明水是一種極弱的電解質(zhì)?
實(shí)驗(yàn)測(cè)定(25℃時(shí))：C(H+)=C(OH－)=10-7ml/L
C(H+)=C(OH-)=1×10-7ml/L
1、水是一種極弱電解質(zhì)，能微弱電離:
Kw= c(H+) . c(OH-)
KW 叫做水的離子積常數(shù)，簡(jiǎn)稱水的離子積。
在任何水溶液中，均存在水的電離平衡，也就是任何水溶液中都是H+、OH-共存的。任何水溶液中都存在Kw=c(H+) . c(OH-)
提問：根據(jù)前面所學(xué)知識(shí)，水的離子積會(huì)受什么外界條件影響？
分析下表中的數(shù)據(jù)有何規(guī)律，并解釋之
1、水的電離過程為H2O H+ + OH-，在不同溫度下其離子積為KW25℃=1×10-14， KW35℃ =2.1 ×10-14。則下列敘述正確的是（ ）A、[H+] 隨著溫度的升高而降低B、在35℃時(shí)，純水中 [H+] ＞[OH-]C、水的電離常數(shù)K25 ℃ ＞K35 ℃ D、水的電離是一個(gè)吸熱過程
2、判斷正誤：1)任何水溶液中都存在水的電離平衡。2)任何水溶液中（不論酸、堿或中性） 都存在Kw=10-14 。3)某溫度下，某液體c(H+)= 10-7ml/L，則該溶液一定是純。
對(duì)常溫下的純水進(jìn)行下列操作，完成下表：
加入酸或堿都抑制水的電離
（1）加入酸或堿，抑制水的電離，Kw不變；（2）升高溫度，電離過程是一個(gè)吸熱過程，促進(jìn) 水的電離，水的離子積增大，在常溫時(shí)， KW=1×10－14；在100℃時(shí)，KW=1×10－12。
知識(shí)延伸：1、C（H＋）=1×10－7ml/L，溶液一定呈中性嗎？說明：溶液或純水呈中性，是因?yàn)槿芤褐? C（H＋）=C（OH－）2、純水中溶液C(H ＋)、C(OH－)濃度的計(jì)算方法： C（H ＋）=C（OH－）=
3、影響水電離平衡的因素
④根據(jù)Kw=C(H＋)×C(OH－) 在特定溫度下為 定值,C(H＋) 和C(OH-) 可以互求.
③不論是在中性溶液還是在酸堿性溶液，水電離出的 C(H+)＝C(OH－)
②常溫下,任何稀的水溶液中 C(H+)×C(OH－)=1×10－14
①根據(jù)Kw=C(H＋)×C(OH－) 在特定溫度下為 定值,C(H＋) 和C(OH-) 可以互求；
②任何水溶液中由水電離出來的 c(H+) H2O與 c(OH-) H2O相等 ;
③純水中溶液C(H ＋)、C(OH－)濃度的計(jì)算方法： C（H ＋）=C（OH－）
4、利用Kw的定量計(jì)算
⑴﹑0.1ml/L的鹽酸溶液中水電離出的C(H＋ )和C(OH－)是多少?
⑵﹑0.1ml/L的NaOH溶液中水電離出的C(H＋)和C(OH－)是多少?
水電離出的C(OH-)=1×10-14/0.1=1×10-13ml/L= C(H＋ )
水電離出的C(H+)=1×10-14/0.1=1×10-13ml/L= C(OH- )

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第二節(jié) 水的電離和溶液的酸堿性

版本： 人教版 (新課標(biāo))

年級(jí)： 選修4 化學(xué)反應(yīng)原理

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