课题：【第二节】水的电离和溶液的酸碱性第1课时【高考说明】1、了解水的电离和水的离子积常数2、了解溶液的pH值的定义，能进行pH的简单计算3、初步掌握酸碱滴定管的使用方法；初步掌握中和滴定的原理和方法4、能通过化学实验收集有关数据和事实，并科学地加以处理【学习目标】⒈了解水的电离平衡及其“离子积”。⒉了解溶液的酸碱性和pH的关系【学习重点】⒈水的离子积。⒉溶液的酸碱性和pH的关系一、预学部分【自主学习】[思考]①我们通常会说纯水不导电，那么水是不是电解质？它能电离吗？如能请写出水的电离方程式。②纯水中有哪些微粒？根据所学的弱电解质的电离平衡，请列举出可能会影响水的电离的因素二、导学模块【合作探究】1、实验测得，在室温下1LH2O（即mol）中只有1×10-7molH2O电离，则室温下C(H+)和C(OH-)分别为多少?水的电离平衡常数为？2、一定温度时，KW是个常数，KW只与有关，越高KW越水的电离度，水的电离平衡向方向移动。25℃时，KW=，100℃时，KW=10-12。[思考]：pH=7的溶液一定是中性吗？【溶液的pH：pH=－lgc(H+)】3、例题：①在0.01mol/LHCl溶液中,C(H+)=，C(OH-)=，由水电离出的H+浓度=，由水电离出的OH-浓度=。,②在0.01mol/LNaOH溶液中，C(OH-)=，C(H+)=，由水电离出的H+浓度=，由水电离出的OH-浓度=。③在0.01mol/LNaCl溶液中，C(OH-)=，C(H+)=，由水电离出的H+浓度=，由水电离出的OH-浓度=。[小结]根据上面的计算，（1）填写下表（影响水的电离平衡的因素）条件变化平衡移动方向c（H+）/（mol/L）c（OH－）/（mol/L）水的电离程度KW升高温度H2OH＋＋OH－加入NaCl加入HCl加入NaOH（2）KW不仅适用于纯水，也适用于酸、碱、盐的稀溶液。任何水溶液中，由水所电离而生成的c(H+)c(OH-)。4、①在酸性溶液中是否有OH-，在碱性溶液中是否存在H+，试说明原因。②决定溶液酸碱性的因素是什么？溶液的酸碱性：常温（25℃）中性溶液：C(H+)C(OH-)C(H+)1×10-7mol/L酸性溶液：C(H+)C(OH-)C(H+)1×10-7mol/L碱性溶液：C(H+)C(OH-)C(H+)1×10-7mol/L归纳：pH与溶液酸碱性的关系(25℃时)pH溶液的酸碱性pH<7溶液呈性，pH越小，溶液的酸性pH=7溶液呈性pH>7溶液呈性，pH越大，溶液的碱性注意：当溶液中[H+]或[OH-]大于1mol/L时，不用pH表示溶液的酸碱性。小结：（2）酸、碱抑制水的电离。提供H+离子浓度/OH-离子的浓度越大对水的抑制越强。（3）25℃时，任何水溶液中，H+离子浓度和OH-离子的浓度乘积都为1×10-14三、固学提高【课堂检测】【知识拓展】1、溶液的pOH=________________2、证明：在25℃时，pH+pOH=14说明：如果题目中没有指明温度，则默认为常温（25℃）【轻松做答】（1）C(H+)＝1×10-6mol/LpH=______；C(H+)＝1×10-3mol/LpH=_____C(H+)＝1×10-mmol/LpH=______；C(OH-)＝1×10-6mol/LpH=______C(OH-)＝1×10-10mol/LpH=______；C(OH-)＝1×10-nmol/LpH=______（2）pH=2C(H+)＝________；pH=8c(H+)＝________（3）c(H+)＝1mol/LpH=______；c(H+)＝10mol/LpH=______课后反思
