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第三章第二節　水的電離和溶液的PH第1課時猜一猜檸檬汁、可樂、蘇打水的PH7~8.52~2.52.5~4.2檸檬汁可樂蘇打水第三章第二節　水的電離和溶液的PH第1課時學習目標核心素養1.認識水的電離平衡，會書寫水的電離方程式2.了解水的離子積常數。知道其與溫度的關系。3能運用弱電解質的電離模型分析水的電離，發展應用模型解決問題的能力。1.宏觀辨識與微觀探析：能從宏觀現象和微觀本質上理解溶液呈酸堿性的原理。2.變化觀念與平衡思想：會運用化學平衡原理,從平衡移動的角度了解水的電離平衡,能多角度、動態地分析外界條件對水的電離平衡的影響。3.科學態度與社會責任：通過對生活中常見飲品的酸堿性的測定，體會他們和人體健康的關系，學會運用化學知識解決問題，增加社會責任感。教學重點：外界條件對水的電離平衡的影響，教學難點：酸或堿溶液中水的電離程度的判斷.教學重點、難點判斷溶液的酸堿性；宏觀上從定性角度研究水的電離微觀上從定性角度展示水的電離的動畫學習任務一：認識水的電離一、水的電離1.圖示水是一種極弱的電解質，能發生微弱的電離2.電離方程式：簡寫為：H2O H＋＋OH－H2O +H2O H3O＋＋OH－H2O H++ OH-起始（mol/L)：變化（mol/L)：平衡（mol/L)：≈55.6K電離=c(H+)·c(OH-)c(H2O)在常溫下，1L水（55.6mol）中有1×10-7mol水分子電離學習任務一：定量計算水的電離c(H+)·c(OH-)c(H2O)·K電離=55.6 0 01×10-71×10-71×10-755.6-10-71×10-71×10-7常數常數水的離子積常數電離平衡常數表達式：二、水的離子積常數1．表達式：Kw= c(H+)· c(OH-)2．影響因素（1）Kw只受溫度影響。溫度升高，水的離子積增大。（2）常溫下，Kw= 1.0×10-14學習任務二：水的離子積T/℃01020254050100Kw/10-140.1150.2960.6871.012.875.3154.5H2O H++ OH-學習任務二：水的離子積以CH3COOH為例來研究水的電離，向CH3COOH的電離平衡中加入CH3COONa固體，平衡怎么移動？CH3COO-和H+濃度怎么變？Ka怎么變？C(CH3COO-) .C(H+)C(CH3COOH)Ka=復習回顧CH3COOH CH3COO-+H+溶常溫下，向水中加入少量鹽酸溶液，水的電離平衡如何變化，水電離出來的c(H+)、c(OH-)如何變化，此時的KW是多少？H2O H++ OH-KW=c(H+)溶·c(OH-)溶= 1.0×10-14學習任務二：水的離子積類比探究C(H+)溶≈C(H+)酸=C(H+)酸+ C(H+)水=C(OH-)溶C(OH-)水KW=c(H+)酸·c(OH-)水常溫下，向水中加入少量NaOH溶液，水的電離平衡如何變化，水電離出來的c(H+)、c(OH-)如何變化，此時的KW是多少？H2O H++ OH-KW=c(H+)溶·c(OH-)溶= 1.0×10-14學習任務二：水的離子積類比探究C(OH-)溶≈C(OH-)堿=C(OH-)堿+C(OH-)水=C(H+)溶C(H+)水KW=c(H+)水·c(OH-)堿對點練習在25℃0.01mol/L鹽酸溶液中：c(H+)=，c(OH-)=；c(H+)水=，c(OH-)水=。C(H+)溶= +≈C(H+)酸C(H+)酸C(H+)水0.01mol/L10-12mol/L10-12mol/L10-12mol/L=C(OH-)溶C(OH-)水定量比較酸（堿）溶液中水的電離程度水的電離程度(mol.L-1)溶液10-710-510-9H+H+OH-OH-水PH=5的酸PH=9的堿常溫H+OH-改變條件平衡移動方向電離程度c(H+)與c(OH-)的相對大小KW加熱加酸加堿加能結合H+的物質加能結合OH-的物質向右向左向左向右向右增大增大增大減小減小c(H+)=c(OH-)c(H+)>c(OH-)c(H+)>c(OH-)c(H+)<c(OH-)c(H+)<c(OH-)增大不變不變不變不變學習任務三：探究影響水的電離平衡的因素思考與討論：根據水的電離平衡，運用平衡移動原理，完成下表H2O H++ OH-學習任務四：溶液的酸堿性c(H+)與c(OH-)關系溶液酸堿性25℃ C(H+)/mol·L-1c(H+)=c(OH-)c(H+)>c(OH-)c(H+)<c(OH-)+-適用于任何條件溶液酸堿性的實質：c(H+)和c(OH–)的相對大小中性酸性堿性=1×10-7>1×10-7<1×10-7只適用于常溫三、溶液的酸堿性與PH1.溶液的酸堿性與c(H+)和c(OH–)的關系PH 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14二、溶液的酸堿性2.溶液的酸堿性與PH的關系① PH定義PH = -lgC(H+)PH越小,酸性增強PH增大， 堿性增強中性c(H+)或c(OH-)：≤1mol/L 適用范圍:0~14 物理意義：PH越小，酸性越強，PH越大，堿性越強。C(H+)10-110-210-310-410-510-610-710-810-910-1010-1110-1210-1310-14100課堂小結水的電離溶液的酸堿性水的電離方程式水的離子積水的電離影響因素c(H+)和c(OH–)相對大小PH表示溶液的酸堿性相互制約相互依存實戰演練(1)溫度一定時，水的電離常數與水的離子積常數相等。()(2)100℃的純水中c(H＋)＝1×10－6mol·L－1，此時水呈酸性。()(3)任何溫度下，利用H＋和OH－濃度的相對大小均可判斷溶液的酸堿性。()(4)某溶液的c(H＋)＞10－7mol·L－1，則該溶液呈酸性。()1．判斷正誤(正確的打“√”，錯誤的打“×”)×××√實戰演練2．25℃時,水的電離達到平衡:　ΔH>0。下列敘述正確的是(　　)A.向水中加入稀氨水,平衡逆向移動,c(OH-)減小B.向水中加入少量固體硫酸氫鈉,c(H+)增大,KW不變C.向水中加入少量固體鈉,平衡逆向移動,c(H+)減小D.將水加熱,KW增大,c(H+)不變BH2O H++ OH-實戰演練3．下列敘述正確的是(　　)A.某溫度下,蒸餾水中的c(H+)=2.0×10-7mol·L-1,則該溫度一定高于25℃B.25℃時,某液體中c(H+)和c(OH-)的乘積為1×10-14,該液體一定為純水C.25℃時,向水中加入氫氧化鈉固體,水的電離平衡逆向移動,水的離子積減小D.25℃時,0.1 mol·L-1的鹽酸與0.1 mol·L-1的NaOH溶液中,水的電離程度不同A實戰演練4．下列溶液一定呈中性的是(　　)A.使石蕊溶液呈紫色的溶液B.c(H+)=c(OH-)的溶液C.由強酸、強堿等物質的量反應得到的溶液D.非電解質溶于水得到的溶液B實戰演練5.下列關于水的離子積常數的敘述中,正確的是(　　)A.因為水的離子積常數的表達式是KW=c(H+)·c(OH-),所以KW隨溶液中c(H+)和c(OH-)的變化而變化B.水的離子積常數KW與水的電離平衡常數K電離是同一個物理量C.水的離子積常數僅僅是溫度的函數,隨著溫度的變化而變化D.水的離子積常數KW與水的電離平衡常數K電離是兩個沒有任何關系的物理量C　實戰演練6.常溫時,向水中加入少量NaOH溶液,水的電離平衡的改變和溶液中KW的變化正確的是(　　)A.被促進　不變B.被促進　變小C.被抑制　不變D.被抑制　變小C　實戰演練7.某溫度下,純水中c(H+)=2.0×10-7mol·L-1,則此時c(OH-)=　　　　　　　　;溫度不變,向水中滴入鹽酸使c(H+)=5.0 mol·L-1,則溶液中c(OH-)=　　　　　　　　。 2.0×10-7mol·L-18.0×10-15mol·L-1

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