1、第二节 水的电离和溶液的 pH（第 3 课时）教学目标掌握水的电离的概念和电离平衡的移动规律，培养学生应用水的电离平衡进行计算的能力。教学重点水的电离平衡及影响平衡的因素；有关电离度、水的离子积常数的计算。教学难点水的离子积，有关 PH 计算。教学过程复习：1.水分子的空间构型为_型，HO 键的键角为_水是分子（填“极性”或“非极性” ） 。2、水的主要物理性质：。一：水的电离1 水是一种极弱的电解质，存在电离平衡：_，简写成：_。2：在 25时，纯水中 H+和 OH-的浓度各等于mol/L。则：K w=H+OH-=。此常数不仅适用于纯水，也适用于酸性或碱性的稀溶液。3：水的电离：H 2OH
2、2O H3O OH 简写： H 2O H OH K= c（H ）c（OH ） c（H 2O）已知纯水的物质的量浓度为 55.6mol/L，c（H ）c（OH ）=55.6KwKw= c（H ）c（OH ） 。 （说明水的浓度几乎不变）4：水的离子积通常把 Kw叫做水的离子积常数，简称水的离子积，只与温度有关。已知在 25时，水中的 H 浓度与 OH 浓度均为1107 mol/L，所以在 25时，K w= c（H ）c（OH ）=1107 1107 =11014 。5：影响水的电离的因素加入酸或碱，抑制水的电离，K w不变；加入某些盐，促进水的电离，K w不变；升高温度，电离过程是一个吸热过程，
3、促进水的电离，水的离子积增大，在 100时，K W=11012 。新课的延伸：c（H ）=110 7 mol/L，溶液一定呈中性吗？说明：溶液或纯水呈中性，是因为溶液中 c（H ）=c（OH ） 。纯水中溶液 H 、OH 浓度的计算方法：c（H ）=c（OH ）= 。Kw25时水的离子积常数值；水的离子积常数与温度的关系；往纯水中加入稀盐酸和 NaOH 溶液后，c（OH ） 、c（H ）如何变化？从平衡移动原理加以解释。二：溶液的酸碱性和 PH讲述：常温时，由于水的电离平衡的存在，不仅纯水，而且在酸性或碱性的稀溶液中，均存在 H 、OH ，且 c（H ）c（OH ）=11014 。1、溶液的酸
4、碱性分析：中性溶液中，c（H ）=c（OH ）=110 7 mol/L；酸性溶液中，c（H ）c（OH ） ，c（H ）110 7 mol/L；碱性溶液中，c（H）c（OH） ，c（H）1107mol/L。强调：含水的稀溶液中，H 与 OH 共存，H 与 OH 的相对多少决定溶液的酸碱性，但二者浓度的积必为常数；碱性溶液中的 c（H ）= /c（OH ） ；同理，酸性Kw溶液中的 c（OH ）= / c（H ） 。Kw说明：当我们表示很稀的溶液时，如，c（H ）=1107 mol/L，用 c（H ）或 c（OH ）表示溶液的酸碱性很不方便。2、溶液的 PH化学上常用 c（H ）的负常用对数表示
5、溶液酸碱性的强弱：PH=lgc（H ） 计算：纯水中，c（H ）= 1107 mol/L ， PH=lgc（H ） =lg 1107 =7；1102 mol/LHCl 溶液，PH=lgc（H ） =lg110 2 =2；1102 mol/LNaOH 溶液，c（H ）=11012 mol/L，PH=lgc（H ） =12；3105 mol/LHCl 溶液，PH=lgc（H ） =5lg3。强调：c（H ）=m10 n mol/L，PH=nlgm。溶液酸碱性与 PH 值的关系中性溶液中，c（H ）=110 7 mol/L，PH=7；酸性溶液中， c（H）1107mol/L， ，溶液酸性越强，溶液的
6、 PH 值越小；碱性溶液中， c（H）1107mol/L，PH7，溶液碱性越强，溶液的 PH 值越大。c（H ） 、PH、溶液酸碱性的关系c（H-+ ） 100 10-1 10-2 10-3 10-4 10-5 10-6 10-7 10-8 10-9 10-1010-1110-1210-1310-14PH 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14酸碱性中性 酸性增强 碱性增强为了方便，PH 值的范围：014， c（H ）或 c（OH ）大于1mol/L 的溶液，直接用溶液浓度表示溶液酸碱性。新课的延伸：“P”的含义：负常用对数的意思，引入“POH”：POH=lgc（OH ） ，pH+POH= lgc（H ） lgc（OH ） = PH=lgc（H ） c（OH ） =lg Kw=14
