3.2《水的電離和溶液的酸堿性》導(dǎo)學(xué)案（第1課時(shí)）
學(xué)習(xí)目標(biāo):
1、知道水是一種極弱的電解質(zhì)，在一定溫度下，水的離子積是常數(shù)。
2、了解溶液的酸堿 性和pH的關(guān)系。
3、掌握水的電離平衡/
學(xué)習(xí)過(guò)程
一、知識(shí)鏈接
1．水的電離：水是 電解質(zhì)，發(fā)生 電離，電離過(guò)程
水的電 離平衡常數(shù)的表達(dá)式為
思考：實(shí)驗(yàn)測(cè)得，在室溫下1L H2O（即 mol）中只有1×10-7 mol H2O電離，則室溫下C(H+)和C( OH-)分別為多少? 純水中水的電離度α(H2O)= 。
2．水的離子積
水的離子積：KW= 。
注：(1)一定溫度時(shí)，KW是個(gè)常數(shù)，KW只與 有關(guān)， 越高KW越 。
25℃時(shí)，KW= ，100℃時(shí)，KW=10-12。
(2)KW不僅適用于純水，也適用于酸、堿、鹽的稀溶液。 任何水溶液中，由水所電離而生成的C(H+) C(OH-)。
二、自主探究
溶液的酸堿性和pH
1．影響水的電離平衡的因素
（1）溫度： 溫度升高，水的電離度 ，水的電 離平衡向 方向移動(dòng)，
C(H+)和C(OH-) ，KW 。
（2）溶液的酸、堿度：改變?nèi)芤旱乃�、堿度均可使水的電離平衡發(fā)生移動(dòng)。
三：合作探究
討論：改變下列條件水的電離平衡是否移動(dòng)？向哪個(gè)方向移動(dòng)？水的離子積常數(shù)是否改變？是增大還是減��？
①升高溫度 ②加入NaCl ③加入NaOH ④加入HCl
練習(xí)：①在0.01mol/LHCl溶液中, C(OH-)= ， C(H+)= ，
由水電離出的H+濃度= ，由水電離出的OH-濃度= 。,
②在0.01mol/LNaOH溶液中，C(OH-)= ，C(H+)= ，
由水電離出的H+濃度= ，由水電離出的OH-濃度= 。
③在0.01mol/LNaCl溶液中， C(OH-)= ，C(H+)= ，
由水電離出的H+濃度= ，由水電離出的OH-濃度= 。
小結(jié)：（1）升高溫度，促進(jìn)水的電離KW增大
（2）酸、堿抑制水的電離
2．溶液的酸堿性
溶液的酸堿性 常溫（ 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
堿性溶液：C(H+) C(OH-) C(H+) 1×10- 7mol/L
3．溶液的pH： pH=－lgc(H+)
輕松做答：
（1）C(H+)＝1×10-6mol/L pH=______；C(H+)＝1×10-3mol/L pH=__ ___
C(H+)＝1×10-mmol/L pH=______ ；C(OH-)＝1×10-6mol/L pH=______
C(OH-)＝1×10-10mol/L pH=______ ；C(OH-)＝1×10- nmol/L pH=___ ___
（2）pH=2 C(H+)＝________ ；pH=8 c(H+)＝________
（3）c(H+)＝1mol/L pH= ______ ；c(H+)＝10mol/L pH= _____
歸納：pH與溶液酸堿性的關(guān)系(25℃時(shí))
pH 溶液的酸堿性
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，溶液的堿性
四：學(xué)習(xí)評(píng)價(jià)
1．pH=2的強(qiáng)酸溶液，加水稀釋，若溶液體積擴(kuò)大10倍，則C(H+)或C(OH-)的變化 （ ）
A、C(H+)和C(OH-)都減少 B、C(H+)增大
C、C(OH-)增大 D、C(H+)減小
2．向純水中加入少量的KHSO4固體（溫度不變），則溶液的 （ ）
A、pH值升高 B、C(H+)和C(OH-)的乘積增大
C、酸性增強(qiáng) D、OH-離子濃度減小
3．100℃時(shí)，KW=1×10-12，對(duì)純水的敘述正確的是 （ ）
A、pH=6顯弱酸性 B、C(H+ )=10-6mol/L，溶液為中性
C、KW是常溫時(shí)的10-2倍 D、溫度不變沖稀10倍pH=7 五：總結(jié)與反思
