第二节水的电离和溶液的酸碱性(一) 授课班级
课时 1
教学目的知识与
技能
1、知道水的离子积常数，
过程与
方法
1、通过水的电离平衡分析，提高运用电离平衡基本规律分
析问题的解决问题的能力。
2、通过水的离子积的计算，提高有关的计算能力，加深对
水的电离平衡的认识
情感态度
价值观
1、通过水的电离平衡过程中H+、OH-关系的分析，理解
矛盾的对立统一的辩证关系。
2、由水的电离体会自然界统一的和谐美以及“此消彼长”的
动态美。
重点水的离子积。
难点水的离子积。
知识结构与板书设计第二节水的电离和溶液酸碱性
一、水的电离
1、H2O + H2O H3O＋+ OH- 简写：H2O H＋+ OH-
2、H2O的电离常数K电离＝＝
O)
C(H
)
C(OH
)
C(H
2
-
•
+
3、水的离子积(ion-product contstant for water )：
25℃K W= c（H＋）· c（OH－）= = 1.0×10－14。
4、影响因素：温度越高，Kw越大，水的电离度越大。
对于中性水，尽管Kw,电离度增大，但仍是中性水，5、K W不仅适用于纯水，还适用于酸性或碱性的稀溶液，不管是哪种溶
液均有：C(H＋)H2O == C(OH―)H2O K W== C(H＋)溶液·C(OH―)溶液
二、溶液的酸碱性与pH
1、溶液的酸碱性
稀溶液中25℃：Kw = c（H＋）·c（OH－）=1×10-14
常温下：
中性溶液：c（H＋）=c（OH－）=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 c（OH－）>1×10－7mol/L
教学过程
教学步骤、内容教学方法、手段、师生活动
[实验导课］用灵敏电流计测定纯水的导电性。
现象：灵敏电流计指针有微弱的偏转。
说明：能导电，但极微弱。
分析原因：纯水中导电的原因是什么？
结论：水分子能够发生电离，水分子发生电离后产生的离子分别是H3O+和OH―，发生电离的水分子所占比例很小。
水是一种极弱电解质，存在有电离平衡：
[板书] 第二节水的电离和溶液酸碱性
一、水的电离
[讲]水是极弱的电解质，发生微弱的（自偶）电离。
[投影]水分子电离示意图：
实验测定：25℃c（H＋）= c（OH－）=1×10－7mol/L
100℃c（H＋）= c（OH－）= 1×10－6mol/L
[板书] 1、H2O + H2O H3O＋+ OH-
简写：H2O H＋+ OH-
［讲］与化学平衡一样，当电离达到平衡时，电离产物H＋和OH―浓度之积与未电离的H2O的浓度之比也是一个常数。
[板书]2、H2O的电离常数K电离＝＝
O)
C(H )
C(OH
)
C(H
2-
•
+
[讲]在25℃时，实验测得1L纯水(即550.6 mol)只有1×10－7mol H2O
电离，因此纯水中c（H＋）＝c（OH－）＝1×10－7mol/L。
电离前后，H2O的物质的量几乎不变，c（H2O）可以看做是个常数，实验测定：25℃c（H＋）= c（OH－）=1×10－7mol/L
［讲］因为水的电离极其微弱，在室温下电离前后n(H2O)几乎不变，因此，C(H2O)可视为常数，则C(H＋)·C(OH―)==K电离·C(H2O)。
常数K
电离
与常数C(H2O)的积作为一新的常数，叫做水的离子积常数，简称水的离子积常数，简称水的离子积，记作K W，即K W= c （H＋）· c（OH－）
[板书] 3、水的离子积(ion-product contstant for water )：
25℃K W= c（H＋）· c（OH－）= = 1.0×10－14。
[投影]表3-2 总结水的电离的影响因素。
[板书]4、影响因素：温度越高，Kw越大，水的电离度越大。
对于中性水，尽管Kw,电离度增大，但仍是中性水，
［投影］知识拓展---影响水电离平衡的因素
1、温度：
水的电离是吸热过程，升高温度，水的电离平衡右移，电离程度增大，C(H＋)和C(OH―)同时增大，K W增大，但由于C(H＋)和C(OH―)始终保持相等，故仍呈中性。
2、酸、碱
向纯水中加入酸或碱，由于酸(碱)电离产生的H＋(OH―)，使溶液中的C(H＋)或C(OH―)增大，使水的电离平衡左移，水的电离程度减小。
3、含有弱酸根离子或弱碱阳离子的盐
[讲]碱溶液中：H2O H＋+ OH－NaOH == Na＋+ OH－，c （OH－）升高，c（H＋）下降，水的电离程度降低。
酸溶液中：H2O H＋+ OH－HCl == H＋+ Cl－，c（H＋）升高，c（OH －）下降，水的电离程度降低。
实验证明：在稀溶液中：Kw = c（H＋）·c（OH－）25℃ Kw=1×10－14
[板书]稀溶液中25℃：Kw = c（H＋）·c（OH－）=1×10-14
常温下：
中性溶液：c（H＋）=c（OH－）=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 c（OH－）>1×10－7mol/L
［小结］最后，我们需要格外注意的是，酸的强弱是以电解质的电离来区分的：强电解质即能完全电离的酸是强酸，弱电解质即只有部分电离的酸是弱酸。
溶液的酸性则决定于溶液中C(H＋)。
C(H ＋)越大，溶液的酸性越强；C(H＋)越小，溶液的酸性越弱。
强酸溶液的酸性不一定比弱酸溶液的酸性强；酸性强的溶液不一定是强酸溶液；酸性相同的溶液，弱酸浓度大、中和能力强；中和能力相同的酸，提供H＋的物质的量相同，但强酸溶液的酸性强。
［随堂练习］
1、如果25℃时，K W==1*10-14，100℃ K W=1*10-12。
这说明( AC )
A、100℃水的电离常数较大
B、前者的C(H＋)较后者大
C、水的电离过程是一个吸热过程
D、K W和K无直接关系
2、已知NaHSO4在水中的电离方程式为：NaHSO4==Na＋+H＋
+SO42―。
某温度下，向pH==6的蒸馏水中加入NaHSO4晶体，保持温度不变，测得溶液的pH为2。
下列对该溶液的叙述中，不正确的是( )。