負(fù)責(zé)人：黃劍鵬《化學(xué)》電子教案
 
課題 | 第二章 溶液 第一節(jié) 解離平衡 第二節(jié) 水的離子積和溶液的pH |
教學(xué)目標(biāo) | 1.了解電解質(zhì)的解離過程，明確強電解質(zhì),、弱電解質(zhì)的概念和區(qū)別 2.了解弱電解質(zhì)的解離平衡 3.掌握水的離子積概念和表達(dá) 4.會用pH表示溶液酸堿度的方法 |
教學(xué)重點 | 弱電解質(zhì)的解離平衡和水的離子積,，pH表示溶液酸堿度的方法 |
教學(xué)難點 | 弱電解質(zhì)的解離平衡和水的離子積概念 |
課時安排 | 2學(xué)時 |
教學(xué)方法 | 啟發(fā)式教學(xué)與講練結(jié)合法 |
教學(xué)手段 | 多媒體輔助 |
教學(xué)用具 | 投影儀 |
 
【教學(xué)進(jìn)程】
引入
在日常生活中，作為調(diào)味用的醋,，腌蛋用的鹽水,，供人飲用的茶水、汽水,、多種清涼飲料和各種酒等都是溶液,。在農(nóng)業(yè)上，許多農(nóng)藥和化肥都需要配成溶液后使用,。對于生命過程來說,，溶液更是起著舉足輕重的作用，動物攝取食物里的養(yǎng)料,，植物吸取土壤里的肥分,，氧氣通過血液在身體里的循環(huán)等動植物的生理活動，都離不開溶液,。本章我們就來學(xué)習(xí)有關(guān)溶液的知識,。
板書
第二章 溶液
第一節(jié) 解離平衡
一、強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)
設(shè)問
什么叫做電解質(zhì),？
講解
在水溶液中或熔融狀態(tài)下能導(dǎo)電的化合物稱為電解質(zhì),；在水溶液中或熔融狀態(tài)下不能導(dǎo)電的化合物稱為非電解質(zhì)。酸,、堿,、鹽在水溶液中或熔融狀態(tài)下能導(dǎo)電，屬于電解質(zhì),，蔗糖,、酒精等屬于非電解質(zhì)。
板書
1．電解質(zhì)：在水溶液中或熔融狀態(tài)下能導(dǎo)電的化合物,。
設(shè)問
酸,、堿、鹽的水溶液為什么能導(dǎo)電呢,？
指出
這是因為它們在水溶液里解離出能自由移動的離子,。
設(shè)疑
對于不同的電解質(zhì)，它們在水溶液中解離的情況及導(dǎo)電的能力是否相同呢,？
演示實驗
將濃度均是0.5 mol/L等體積的鹽酸,、醋酸、氯化鈉,、純水及氨水五種溶液,，按由左至右的順序，分別倒入燒杯后,，連接好線路,，接通電源。注意觀察每個燈泡發(fā)光的明亮程度,。
現(xiàn)象
連接插入在鹽酸溶液和氯化鈉溶液里的電極上的燈泡比較亮,，連接在醋酸和氨水溶液的燈泡亮度較低，連接純水的燈泡不亮,。
說明
鹽酸和氯化鈉的水溶液導(dǎo)電性比醋酸溶液和氨水強,。溶液導(dǎo)電性的強弱和溶液中能自由移動離子濃度的大小有關(guān)，溶液中的離子濃度大,，溶液的導(dǎo)電性就強,；反之，溶液的導(dǎo)電性就弱,。因此,，對于相同體積、相同濃度的電解質(zhì)溶液,，導(dǎo)電性強的,，溶液中能自由移動的離子濃度就大；導(dǎo)電性弱的,，溶液中能自由移動的離子濃度就小,。由此可知，不同的電解質(zhì)在溶液里的解離程度是不同的,。
結(jié)論
不同的電解質(zhì)在溶液里的解離程度是不同的,。
講解
不同的電解質(zhì)在溶液里解離程度的不同是由其自身的結(jié)構(gòu)所決定的,。
在鹽酸中，氯化氫分子在水分子的作用下,，能夠全部解離成能自由移動的氫離子和氯離子,。
在氯化鈉溶液里,，鈉離子和氯離子在水分子作用下，全部解離成能自由移動的氯離子和鈉離子。上述解離過程中,，可用解離方程式表示如下：
HCl H+＋Cl-
NaCl Na+＋Cl-
離子化合物（如NaCl,、NaOH等）和含有強極性共價鍵的共價化合物在水溶液里能全部解離成為陰離子和陽離子,，溶液中沒有分子存在,。這種在水溶液中能夠全部解離成離子的電解質(zhì)，叫做強電解質(zhì),，如強酸,、強堿和大部分鹽類都屬于強電解質(zhì)。
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2．強電解質(zhì)：水溶液中能夠全部解離成離子的電解質(zhì)：
HCl H+＋Cl-
NaCl Na+＋Cl-
講解
像CH3COOH和NH3·H2O一類共價化合物溶解于水時,，雖然也一樣受水分子的作用,，卻只有一部分分子解離成離子，還有未解離的分子存在,。它們的解離方程式為：
CH3COOH H+＋CH3COO-
+
NH3·H2O NH4 ＋OH-
這種在水溶液中只有部分解離成離子的電解質(zhì),，叫做弱電解質(zhì)，如弱酸,、弱堿和水都是弱電解質(zhì),。
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3．弱電解質(zhì)：在水溶液中只有部分解離成離子的電解質(zhì)。
CH3COOH H+＋CH3COO-
+
NH3·H2O NH4 ＋OH-
讓學(xué)生思考
電解質(zhì)與非電解質(zhì)在結(jié)構(gòu)上有什么本質(zhì)區(qū)別,？
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二,、弱電解質(zhì)的解離平衡
講解
弱電解質(zhì)在水溶液中不能全部解離成離子，溶液中還有未解離的分子存在,，這是由弱電解質(zhì)的結(jié)構(gòu)所決定的,。
弱電解質(zhì)在水溶液里受水分子的作用解離成離子，這些離子在溶液中經(jīng)互相碰撞和互相吸引,，一部分離子又重新結(jié)合成弱電解質(zhì)分子,。這種解離過程是可逆過程，在一定條件（如溫度,、濃度）下,，當(dāng)弱電解質(zhì)分子在水溶液里解離成離子的速率與離子重新結(jié)合成弱電解質(zhì)分子的速率相等時，這時溶液里的離子濃度和分子濃度都保持不變,，形成動態(tài)平衡,，稱為解離平衡。
板書
1．概念：一定條件下,，當(dāng)弱電解質(zhì)分子在水溶液里解離成離子的速率與離子重新結(jié)合成弱電解質(zhì)分子的速率相等時,，這時溶液里的離子濃度和分子濃度都保持不變,，形成動態(tài)平衡，稱為解離平衡,。
舉例說明
在CH3COOH溶液里,，只有一部分CH3COOH分子發(fā)生解離，這時在溶液里既有解離出的CH3COO-和H+ ,，又有CH3COOH分子存在，在離子和分子之間存在著解離平衡,。NH3·H2O溶液與此類似,。
指出
根據(jù)平衡移動原理可知，解離平衡也是一種平衡體系,，同樣也服從化學(xué)平衡移動原理,。
影響解離平衡的因素有多種，而溫度和濃度對解離平衡的影響是最重要的,。
多數(shù)電解質(zhì)分子在水溶液里解離時,，需要吸收熱量，升高溫度,，一般有利于解離,，使解離平衡向解離的方向移動。
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2．影響因素
（1）溫度：升高溫度,，一般有利于解離,。
講解
增大電解質(zhì)分子的濃度或減少相應(yīng)離子的濃度，都會有利于弱電解質(zhì)分子在溶液中的解離,；減少電解質(zhì)分子的濃度或增大相應(yīng)離子的濃度,，都會有利于離子結(jié)合成弱電解質(zhì)分子。
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（2）濃度：增大電解質(zhì)分子的濃度或減少相應(yīng)離子的濃度,，有利于解離,。
課堂練習(xí)
在下列物質(zhì)中哪些能夠?qū)щ姡繛槭裁?？寫出解離方程式,。哪些不能導(dǎo)電？為什么,？
（1）NaOH的水溶液 （2）KCl晶體
（3）HAc的水溶液 （4）液氯
過渡
在農(nóng)業(yè)生產(chǎn)中,，農(nóng)作物一般適宜在pH等于7或接近7的土壤里生長，在pH小于4的酸性土壤或在pH大于8的堿性土壤里,，農(nóng)作物一般都難于生長,。魚類能夠安全生活的pH范圍大致是6～9，pH超出一定范圍,，會直接造成魚的死亡,。那么,，什么是溶液的pH？如何測定pH,？pH在農(nóng)業(yè)生產(chǎn)中有何作用,？我們來學(xué)習(xí)水的離子積和溶液的pH的有關(guān)知識。
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第二節(jié) 水的離子積和溶液的pH
一,、水的解離和水的離子積
講解
由于純水的導(dǎo)電能力極其微弱,，不足以使白熾燈泡發(fā)光；但如果用精密的電流計測定,，發(fā)現(xiàn)電流計的指針發(fā)生偏轉(zhuǎn),，這就說明純水具有微弱的導(dǎo)電能力。這一事實也證實了水是一種極弱的電解質(zhì),，有解離平衡存在,。
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H2O H+＋OH-
講解
實驗測得，在25 ℃時,，每升水中只有10-7 mol的水分子解離,。1個水分子解離產(chǎn)生1個H+和1個OH-，所以,，純水中 H+和OH-的物質(zhì)的量濃度為：
[H+]＝[OH-]＝10-7 mol/L
指出
由于水的解離程度極小,，1 L水為55.6 mol（1000 g÷18 g/mol＝55.6 mol），其中僅有10-7 mol的水分子解離,，相對55.6 mol的水來說,，已解離部分可以忽略不計。由于解離前后水分子的物質(zhì)的量幾乎不變,，可以看作是一個定值,，則[H+]與[OH-]的乘積也是一個常數(shù)，常用Kw表示,，通常把Kw叫做水的離子積常數(shù),，簡稱水的離子積。
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1．水的離子積：[H+]與[OH-]的乘積,。
指出
Kw數(shù)值隨溫度的升高而增加,。
投影
不同溫度下的Kw
溫度/℃ | Kw |
25 | 1.00×10-14 |
30 | 1.48×10-14 |
50 | 5.50×10-14 |
80 | 25.1×10-14 |
100 | 55.0×10-14 |
 
指出
在常溫時，Kw值通?？烧J(rèn)為是1×10-14,。
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2．常溫下，Kw＝[H+][OH-]＝1.0×10-1,。
強調(diào)
利用Kw,，可以計算酸或堿稀溶液中H+、OH-的濃度。
投影
求0.1 mol/L鹽酸溶液中的[OH-],。
解：鹽酸是強電解質(zhì),，在溶液中完全解離，所以[H+]＝0.1 mol/L,，又因為[H+][OH-]＝1.0×10-14,，[OH-]＝1.0×10-13mol/L。
答：略,。
說明
在常溫時,，由于水的解離平衡的存在，不僅是純水,，就是在酸性或堿性的稀溶液里,，[H+]和[OH-]的乘積也總是一個常數(shù)，即1×10-14,。在酸性溶液里不是沒有OH-，而是其中的[H+]比[OH-]大,，同樣在堿性溶液里的[OH-]比[H+]大,。[H+]越大，溶液的酸性越強,，[H+]越小,，溶液的酸性越弱，在中性溶液里[H+]等于[OH-],?？梢姡魏我环N水溶液,，無論是中性,、酸性、堿性,，都含有H+和OH-,，只是[H+]和[OH-]不同而已。
過渡
在實際生產(chǎn)中,，經(jīng)常要用到[H+]很小的溶液,，表示溶液的酸堿性很不方便。為此,，化學(xué)上常采用[H+]的負(fù)對數(shù)來表示溶液酸堿性的強弱,，這種表示方法叫做溶液的pH。
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二,、溶液的pH
1．概念：[H+]的負(fù)對數(shù)叫做溶液的pH,。
pH＝―lg[H+]
指出
pH常用于表示稀溶液酸堿性的強弱。
舉例說明
純水的[H+]＝1×10-7 mol/L，其pH＝―lg(1×10-7)＝7,；對于[H+]＝1×10-3 mol/L的酸性溶液,，則該溶液的pH＝―lg(1×10-3)＝3；對于[H+]＝1×10-10 mol/L（[OH-]＝1×10-4 mol/L）的堿性溶液,，則該溶液的pH＝―lg(1×10-10)＝10,。
投影
[H+]和pH與溶液酸堿性之間的關(guān)系
 
 
 
 
 
結(jié)論
溶液的酸性越強，pH越??；溶液的堿性越強，pH越大,。溶液的pH相差1個單位,，[H+]就相差10倍。
板書
酸性溶液,，pH<7,，pH越小，溶液酸性越強,。
中性溶液,，pH＝7。
堿性溶液,，pH>7,，pH越大，溶液堿性越強,。
過渡
pH常用于表示稀溶液酸堿性的強弱,，測定溶液pH的方法有哪些呢？常見的方法有酸堿指示劑和pH試紙,。
板書
2．測定溶液pH的方法
（1）酸堿指示劑,。
講解
某些有機弱酸或弱堿在不同pH的溶液里，能顯示出不同顏色,，通常用來指示溶液的酸堿性,，稱為酸堿指示劑。
投影
常見的酸堿指示劑及其變色范圍
 
 
 
 
 
板書
（2）pH試紙,。
講解
由多種酸堿指示劑的混合溶液浸制而成的試紙,，稱pH試紙。
pH試紙在不同pH條件下,，顯示出不同的顏色,，與標(biāo)準(zhǔn)比色卡相對照，就可得出被測溶液的近似pH,。
投影
H試紙比色卡示意圖
投影
課堂練習(xí)
1．在純水中加入少量的酸或堿,，水的離子積有無變化？
2．計算下列溶液的pH：
（1）0.1 mol/L NaOH溶液 （2）0.000 1 mol/L HCl溶液
3．酸性水溶液里有沒有OH-？堿性水溶液里有沒有H+,？為什么,？
小結(jié)
1．電解質(zhì)的概念和強、弱電解質(zhì)的解離特點,。
2．弱電解質(zhì)的解離平衡的概念和影響因素,。
3．水的離子積的概念。
4．pH的概念和測定溶液pH的方法,。
作業(yè)
綜合練習(xí)：二,、3；三,。
 
【板書設(shè)計】
第二章 溶液
第一節(jié) 解離平衡
一,、強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)
1．電解質(zhì)：在水溶液中或熔融狀態(tài)下能導(dǎo)電的化合物。
2．強電解質(zhì)：水溶液中能夠全部解離成離子的電解質(zhì),。
HCl H+＋Cl-
NaCl Na+＋Cl-
3．弱電解質(zhì)：在水溶液中只有部分解離成離子的電解質(zhì),。
CH3COOH H+＋CH3COO-
+
NH3·H2O NH4＋OH-
二、弱電解質(zhì)的解離平衡
1．概念：一定條件下,，當(dāng)弱電解質(zhì)分子在水溶液里解離成離子的速率與離子重新結(jié)合成弱電解質(zhì)分子的速率相等時,，這時溶液里離子濃度和分子濃度都保持不變，形成動態(tài)平衡,，稱為解離平衡。
2．影響因素
（1）溫度：升高溫度,，一般有利于解離,。
（2）濃度：增大電解質(zhì)分子的濃度或減少相應(yīng)離子的濃度，有利于解離,。
 
【板書設(shè)計】
第二節(jié) 水的離子積和溶液的pH
一,、水的解離和水的離子積
H2O H+＋OH-
1．水的離子積：[H+]與[OH-]的乘積。
2．常溫下,，Kw＝[H+][OH-]＝1.0×10-1,。
二、溶液的pH
1.概念：[H+]的負(fù)對數(shù)叫做溶液的pH,。
pH ＝－lg[H+],。
酸性溶液，pH<7,，pH越小,，溶液酸性越強。
中性溶液,，pH＝7,。
堿性溶液，pH>7，pH越大,，溶液堿性越強,。
2．測定溶液pH的方法。
（1）酸堿指示劑,。
（2）pH試紙,。
 
 
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