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2019-2020年人教版高中化學選修4《水的電離和溶液的酸堿性》第一課時教學設計 一、教學目標 知識與技能：１．理解水的電離、水的電離平衡，了解水的離子積Kw的含義 ２．掌握c(H+)和c(OH-)與溶液酸堿性的關系；初步學會有關水的離子積的簡單計算。 過程與方法：1．能運用化學平衡的理論處理水溶液中的問題，進一步樹立平衡觀和離子觀的思想。 2．通過水的電離平衡分析，提高運用電離平衡基本規(guī)律分析問題的解決問題的能力。 3．通過指導學生閱讀課本有關內(nèi)容，培養(yǎng)學生自學能力；通過質疑和問題討論，培養(yǎng)學生分析問題的能力和歸納、總結、概括知識的能力。 情感態(tài)度與價值觀：1．通過對水的電離平衡的規(guī)律的總結體會事物變化的豐富多彩的內(nèi)在美、自然界統(tǒng)一的和諧美以及“此消彼長”的動態(tài)美。 2．通過水的電離平衡的學習，理解外因和內(nèi)因對事物影響的辯證關系，建立矛盾的統(tǒng)一和轉化的對立統(tǒng)一的自然辯證觀。 二、教材分析 水的電離及水的離子積知識的教學，是學生理解溶液的酸堿性、溶液的pH、鹽類的水解以及電解食鹽水等知識的基礎，搞好這部分內(nèi)容的教學，是本節(jié)教學的關鍵之一。 水的電離平衡移動及溶液的離子積的教學，可使學生理解溶液酸堿性的本質，這是本節(jié)教學的另一個關鍵，也是滲透辯證唯物主義觀點的好素材。 有關水的離子積的簡單計算可以培養(yǎng)學生應用知識的能力。 教學重點：水的離子積，c(H+)、c(OH-)與溶液酸堿性的關系。 教學難點：水的離子積 三、教學過程設計 【復習提問】醋酸是弱酸，在溶液中存在如下電離平衡；CH3COOH CH3COO-+H+，當改變以下外界條件：①加少量鹽酸；②加適量水；③適當加熱，對醋酸的電離平衡有什么影響？ 【引入】水是一種最普通而又具有許多特性的物質，也是應用最廣泛的溶劑。在水分子的作用下，各種電解質都會發(fā)生不同程度的電離，這表明，在水分子與各種電解質的結構粒子之間存在著較強的相互作用。并且，在相對分子質量接近的化合物中，水是熔、沸點較高的物質，這表明水分子間也存在著較強的相互作用。那么，水分子彼此間的作用是否可能導致水分子也發(fā)生電離呢？ 【提問】閱讀課本P45第5行至第7行，你能得出哪些結論？ 【回答】①水分子能夠發(fā)生電離； ②水分子發(fā)生電離后產(chǎn)生的離子分別是H3O+和OH-； ③發(fā)生電離的水分子所占比例很小。 【板書】一、水的電離 【講解】根據(jù)無數(shù)精確的實驗證明：水是極弱的電解質，它微弱地電離出H3O+和OH-。H3O+叫做水合氫離子。水的電離是由于水分子的相互作用引起的，所以它的電離方程式可表示為H2O+H2OH3O++OH-，或簡寫成H2OH++OH-。 【提問】純水中H+和OH-的物質的量及濃度之間有什么關系？ 【回答】水電離生成的n(H+)≡n(OH-)、c(H+)≡c(OH-)。 【討論】水的電離與其它弱電解質的電離有何異同？ 【回答】不同點：水是“自身”作用下發(fā)生的極微弱的電離。 相同點：均是部分電離，存在電離平衡 【講解】實驗證明，在25℃（室溫）時，純水中c(H+)＝c(OH-)＝110-7mol/L，而一升水約為55.6 mol。從以上實驗數(shù)據(jù)更能體會為什么要把水看作極弱的電解質。 【板書】1．水是極弱的電解質 H2O＋H2O H3O+＋OH- 或H2O H+＋OH- 【學生活動】寫出水的電離常數(shù)表達式。 【講述】弱電解質水也會建立電離平衡。在一定溫度下，水的電離達到平衡時，存在，由于水的電離極其微弱，電離前后H2O的物質的量幾乎不變，K電離c（H2O)也可組成一個新的常數(shù)叫做水的離子積常數(shù)，簡稱水的離子積。 【板書】2．水的離子積常數(shù) t℃　Kw＝c(H+) c(OH-) 【提問】觀察下表數(shù)據(jù) t(℃) 0 10 20 25 40 50 90 100 Kw/10-14 0.134 0.292 0.681 1.01 2.92 5.47 38.0 55.0 (1)從以上數(shù)據(jù)中發(fā)現(xiàn)什么遞變規(guī)律？ (2)以上數(shù)據(jù)說明溫度與水的電離程度之間存在什么關系？ 【回答】溫度升高，Kw增大。 分析：水的電離是吸熱反應，升高溫度，有利于平衡向電離方向移動，使c(H+)、c(OH-)增大，所以Kw增大。 【板書】常溫(25℃)時，純水中：c(H+)＝c(OH-)＝110-7mol/L Kw＝110-14 100℃純水中：Kw＝c(H+) c(OH-) ＝110-6110-6＝110-12 【講述】可見水的離子積常數(shù)雖然是定值，但它是相對的，當外界條件改變時，這一數(shù)值要發(fā)生變化。如不指明溫度，一律按常溫考慮（即Kw按110-14計算）。 【講述】大量實驗證明：Kw不僅適用于純水，還適用于稀的電解質水溶液，如稀酸、稀堿溶液。 【提問】比較下列情況下，溶液中c(H+) 和c(OH-)的值或變化趨勢。 純水 加入少量鹽酸 加入少量NaOH c(H+) c(OH-) c(H+) 與c(OH-)大小比較 酸堿性 你能得出什么結論？ 【回答】①純水中存在著電離平衡，H2O H+＋OH-，向水中加酸（或堿），酸（堿）電離出大量H+（OH-），使溶液中c(H+)（c(OH-)）增大，打破了水的電離平衡，使平衡逆向移動，于是溶液中c(OH-) （c(H+)）減小。 ②室溫下溶液的酸堿性與溶液中c(H+)、c(OH-)有如下關系： 中性溶液：c(H+)＝c(OH-) 酸性溶液：c(H+)＞c(OH-) 堿性溶液：c(H+)＜c(OH-) 【板書】二、溶液的酸堿性與溶液中c(H+)、c(OH-)的關系 【提問】酸性溶液中是否有OH-存在？堿性溶液中是否有H+存在？試解釋原因。 【回答】存在，它是由水的電離產(chǎn)生的。 【講述】Kw=c(H+)c(OH-)適用于室溫下的純水和稀的電解質水溶液。純水中，c(H+)、c(OH-)均來自于水的電離，在酸性、堿性溶液中，c(H+)、c(OH-)來自于哪里？ 【回答】酸性溶液中，c(H+)來自于酸的電離和水的電離，c(OH-)來自于水的電離；堿性溶液中，c(H+)來自于水的電離，c(OH-)來自于堿的電離和水的電離。 【提問】比較下列情況下，溶液中c(H+) 和c(OH-)的值。 水電離出的c(H+) 水電離出的c(OH-) 酸電離出的c(H+) 堿電離出的c(OH-) 純水 —— —— 0.1 mol/L鹽酸 —— 0.1 mol/LNaOH —— 你能得出什么結論？ 【回答】鹽酸中，由HCl電離產(chǎn)生的c(H+)遠遠大于純水電離產(chǎn)生的c(H+)，溶液中c(H+)仍以鹽酸為主，而水電離出的H+因為太少而被忽略不計。所以Kw= c(H+)c(OH-)中，c(H+)為鹽酸電離出的c(H+)，c(OH-)為水電離出的c(OH-)。 同理，氫氧化鈉溶液中Kw= c(H+)c(OH-)中，c(OH-)為氫氧化鈉電離出的c(OH-)，c(H+)為水電離出的c(H+)。 且由水電離出的c(H+)≡c(OH-)。 【練習1】在0.1mol/L的鹽酸溶液中，c(OH-)是多少？由水電離產(chǎn)生的c(H+)是多少？ 【回答】根據(jù)常溫下水的離子積常數(shù)，c(OH-)=Kw/c(H+)=（110-14）/（110-1）＝110-13（mol/L）。溶液中的c(OH-)應當是110-13mol/L。由于水電離而產(chǎn)生的c(H+)等于c(OH-)。所以由水電離產(chǎn)生的c(H+)也是110-13mol/L。 【練習2】在純水中c(H+)= c(OH-)＝110-7mol/L（常溫下），為什么在加入酸之后，水電離產(chǎn)生的H+和OH-減少？試從電離平衡的角度分析。 【回答】當水建立電離平衡后，如果加入少量H+，則電離產(chǎn)物的濃度增大，抑制了水的電離，平衡向生成水的方向移動，因而由水電離產(chǎn)生的H+和OH-就會減少。 【練習3】現(xiàn)有一種溶液，其中c(H+)＝110-6mol/L。它一定是酸性溶液嗎？ 【回答】不一定。因為在不同的溫度下，純水中的c(H+)由于平衡的移動而發(fā)生變化。但有一點，在中性溶液中，不管c(H+)有多少，c(H+)始終等于c(OH-)。因此，判斷溶液是不是中性，不應該只根據(jù)某個數(shù)據(jù)，而應該看c(H+)和c(OH-)是否相等。同樣，只要溶液中c(H+)＞c(OH-)，不論在什么溫度下，溶液總是酸性的。 【講述】通過了解水的離子積常數(shù)，我們認識到，在任何水溶液中c(H+)和c(OH-)是永遠共存的，它們既相互依存又相互制約，溶液顯什么性，應取決于H+ 與OH-濃度大小關系：當c(H+)＞c(OH-)時，H+ 占主導地位，溶液顯酸性；當 c(H+)＜c(OH-)時，OH-占主導地位，溶液顯堿性；當c(H+)＝c(OH-)時，溶液顯中性。 【小結】通過剛才的討論，同學們應該建立起水是極弱電解質的觀念。分析水的電離平衡特點，可以幫助我們更好地理解水的離子積常數(shù)，正確判斷溶液的酸堿性。在日常生活中，我們經(jīng)常要用到一些H+濃度很小的溶液，怎樣更簡便地表示它們，我們將在下一節(jié)課繼續(xù)探討。