[教学目标]
1．知识目标
（1）理解水的电离、水的电离平衡和水的离子积。 （2）使学生了解溶液的酸碱性和pH的关系。 2．能力和方法目标
（1）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。 （2）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。 3．情感和价值观目标
+-（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。
+
[教学重点和难点]水的离子积。c（H）、pH与溶液的酸碱性的关系。 [教学过程]
[引入]过渡研究电解质溶液时往往涉及溶液的酸碱性，而酸碱性与水的电离有密切的关系。那么水是如何电离的呢？
+—
精确的实验证明，水是一种极弱的电解质，它能微弱地电离，生成H3O 和OH： 一、水的电离 1．水的电离
+— +—
H2O + H2O H3O + OH 简写为：H2O H + OH [讨论]水的电离与其它弱电解质的电离有何异同？ 不同点：水是“自身”作用下发生的极微弱的电离。 相同点：均是部分电离，存在电离平衡和电离常数。 写出水的电离常数的表达式。
c(H)c(OH)+—K= 变形得：c（H）·c（OH）=K·c（H2O）
c(H2O)[分析]1L纯水的物质的量是55·6mol，经实验测得25C时，发生电离的水只有1×10mol，二者相比，水的电离部分太小，可以忽略不计。因此电离前后水的物质的量几乎不变，可以视为常数，常数乘以常数必然为一个新的常数，用Kw表示，即为水的离子积常数，简称水的离子积。 2·水的离子积
+—
Kw = c（H）·c（OH）
0+—-7
由于25C时，c（H）= c（OH）= 1×10mol/L
0+—-14
所以25C时，Kw = c（H）·c（OH）=1×10
当温度升高时，Kw如何变化？（电离过程是吸热过程）
0+—-12
100C时，Kw = c（H）·c（OH）=1×10
注：温度升高时Kw增大，所以说Kw时要强调温度。
[思考]在常温时，由于水的电离平衡的存在，不仅是纯水，就是在酸性或碱 性 的稀溶液
+ — -14
里，H浓度和OH浓 度的乘积总是一个常数——1×10，请考虑一下，当纯水中加入盐酸
+—
或氢氧化钠时，c（H）和c（OH）如何变化？ 二、溶液的酸碱性和pH（常温下）：
1． 溶液的酸碱性与c（H+）和c（OH—）的关系： 电解对水电 溶 液 中 溶 液 中 1 / 6
c（H）与 c（H）· 溶液++0
-7
质 溶液 离平衡 c（H） 的影响 （mol/L） =10>10-7 +c（OH） c（OH） c（OH） 酸碱（mol/L） 比 较 性 =10 -7 ———纯水 加HCl， +盐酸 c（H）增大，平衡左移 加NaOH， —氢氧c（OH）化钠 增大，平衡左移 相 等 10 -14中性 酸性 -7 <10 -7 +-14c（H）> 10 —c（OH） +-14c（H）< 10 —c（OH） <10-7 >10 -7 碱性 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
注：①水中加酸或碱均 抑 制水的电离，但由水电离出的c（H+）与c（OH—）总是相等。 ②任何电解质溶液中，H+与OH—总是共存，c（H+）与c（OH—）此增彼长，且Kw = c（H+）·c（OH—）不变。
酸性溶液中c（H+）越大，酸性越强，碱性溶液中c（OH—）越大，碱性越强。 我们经常用到一些c（H+）很小的溶液，如c（H+）=1×10-7 mol/L的溶液，用这样的量来表示溶液的酸碱性的强弱很不方便。为此，化学上常采用pH来表示溶液酸碱性的强弱。 2． 溶液的pH：
（1）定义：pH =-lg{c（H+）}
看课本P63 图3-7，计算四种溶液的pH，总结溶液的酸碱性与pH的关系。 （2）溶液的酸碱性与pH的关系：
中性溶液c（H+）= 1×10-7mol/L pH=7 酸性溶液c（H+）> 1×10-7mol/L pH<7 碱性溶液c（H+）< 1×10-7mol/L pH>7
(3)适应范围：稀溶液，0～14之间。2·溶液的pH： 作业
课本P65 一、二、1，3
第二节 水的电离和溶液的pH（第2课时）
教学目标]
1．掌握pH相同的强酸与弱酸的几个规律。
2 / 6
2．熟练掌握有关pH的计算。 [教学重点和难点] pH的计算 [教学过程]
+—
[复习]溶液的酸碱性与c（H）、c（OH）及pH的关系？ [新授]学生思考、填空、总结规律。 3． 关于pH相同的酸（含强酸和弱酸）
+
（1）溶液中c（H）相等 （填“相等”或“不等”）。
（2）溶液中溶质的物质的量的浓度：强酸 < 弱酸（填“>”或“<”）。
（3）耗碱规律：pH和溶液体积均相同的HCl、H2SO4、CH3COOH与碱完全反应时，消耗碱物质的量最多的是 CH3COOH 。
（4）稀释规律：分别加水稀释m倍时，溶液的物质的量的浓度均变为原来的 1/m , 强酸
++
中c（H）变为原来的1/m ,但弱酸中c（H）减小 小于（填“大于”或“小于”）m倍，故稀释后弱酸酸性强于强酸。
4． pH的有关计算： 计算方法： （1）求酸或碱溶液的pH a·先判断溶液的酸碱性
+
（2）求强酸或强碱稀释后的pH b·若为酸性，先求出c（H）后
+
（3）求混合溶液的pH 由pH =-lg{c（H）}求pH
—
①两种强酸（碱）混合 若为碱性，先求c（OH）后
+—
②强酸与强碱混合 由Kw = c（H）·c（OH）
+
（4）pH+pOH=14 求c（H），再求pH
例1．求下列溶液的pH：
（1）某H2SO4溶液的浓度是0·005mol/L ①求此溶液的pH
②用水稀释到原来体积的100倍
4
③再继续稀释至10倍
（2）pH=3的盐酸与pH=5的硫酸等体积混合
（3）pH=10和pH=12的两种NaOH溶液等体积混合 （4）pH=12的NaOH和pH =4的HCl等体积混合 解析：
+-2
（1）① c（H）=0·005mol/L×2=0·01 mol/L ， pH=-lg10=2
+-4-4
② c（H）=0·01mol/L÷100=10 mol/L ， pH=-lg10=4 ③ pH=7（强调酸稀释后不会变成碱！）
1031052（2）c（H+）==5×10-4, pH=-lg(5×10-4)=4-lg5=3·3
(强调10-3是10-5的100倍，所以10-5可以忽略不计)
（3）因为溶液呈碱性
1041022c（OH—）==5×10-3 1014 c（H+）=5103=2×10-12
3 / 6
pH=-lg(2×10-12)=12-lg2=11·7
（4）NaOH中c（OH—）=10-2 mol/L HCl中c（H+）=10-4 mol/L二者等体积反应，碱过量，反应后溶液呈碱性。
1021042所以反应后c（OH—）==5×10-3 1014 c（H+）=5103=2×10-12 pH=-lg(2×10-12)=12-lg2=11·7
溶液呈碱性时，稀释过程中，溶液中OH—的物质的量不变（因溶液中OH—主要来自碱，水电离OH—的量可以忽略不计，而H+只来自水的电离），故c（OH—）减小，所以c（H+）增大，因此计算时，必须抓住OH—去计算，切莫用H+去计算。
作业：1．课本P65 二、2 2．练习册
练习:
0+-13
1．在25C某稀溶液中，由水电离产生的c（H）=10mol/L，下列有关溶液的叙述正确的是 （ ）
A．该溶液一定呈酸性 B．该溶液一定呈碱性
C．该溶液的pH可能约为1 D．该溶液的pH可能约为13
0
2．25C时，10体积的某强酸溶液与1体积的某强碱溶液混合后溶液呈中性，则混合之前，该强酸的pH与强碱的pH之间应满足的关系是什么？
0
3·在80C时，纯水的pH小于7，为什么？
第二节 水的电离和溶液的pH（第3课时）
[教学目标]掌握水的电离的概念和电离平衡的移动规律，培养学生应用水的电离平衡进行计算的能力。
[教学重点]水的电离平衡及影响平衡的因素；有关电离度、水的离子积常数的计算。 [教学难点]水的离子积，有关PH计算。 [教学过程] 复习］：1.水分子的空间构型为______型，H—O键的键角为________水是＿＿＿＿
4 / 6
分子（填“极性”或“非极性”）。
2、水的主要物理性质：＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿。 一：水的电离
1水是一种极弱的电解质，存在电离平衡：______________________，简写成：____________________。
+-2：在25℃时，纯水中H和OH的浓度各等于＿＿＿＿＿mol/L。
+-则：Kw=[H][OH]=＿＿＿＿。此常数不仅适用于纯水，也适用于酸性或碱性的稀溶液。
＋－
3：水的电离：H2O＋H2O H3O＋OH
＋－
简写： H2O H＋OH
＋－
K= c（H）c（OH） c（H2O）
＋－
已知纯水的物质的量浓度为55.6mol/L，c（H）·c（OH）=55.6×Kw
＋－
Kw= c（H）·c（OH）。（说明水的浓度几乎不变） 4：水的离子积
通常把Kw叫做水的离子积常数，简称水的离子积，只与温度有关。
＋－－7
已知在25℃时，水中的H浓度与OH浓度均为1×10mol/L，所以在25℃时，Kw= c＋－－7－7－14（H）·c（OH）=1×10×1×10=1×10。
5：影响水的电离的因素
加入酸或碱，抑制水的电离，Kw不变； 加入某些盐，促进水的电离，Kw不变；
升高温度，电离过程是一个吸热过程，促进水的电离，水的离子积增大，在100℃时，
－12
KW=1×10。
新课的延伸：
＋－7
c（H）=1×10mol/L，溶液一定呈中性吗？
＋－
说明：溶液或纯水呈中性，是因为溶液中 c（H）=c（OH）。
＋－
纯水中溶液H、OH浓度的计算方法：
＋－
c（H）=c（OH）=Kw。
25℃时水的离子积常数值； 水的离子积常数与温度的关系；
－＋
往纯水中加入稀盐酸和NaOH溶液后，c（OH）、c（H）如何变化？从平衡移动原理加以解释。
二：溶液的酸碱性和PH
讲述：常温时，由于水的电离平衡的存在，不仅纯水，而且在酸性或碱性的稀溶液中，
＋－＋－－14
均存在H、OH，且c（H）·c（OH）=1×10。
1、溶液的酸碱性
＋－－7
分析：中性溶液中，c（H）=c（OH）=1×10mol/L；
＋－＋－7
酸性溶液中，c（H）＞c（OH），c（H）＞1×10mol/L； 碱性溶液中，c（H＋）＜c（OH－），c（H＋）＜1×10－7mol/L。
＋－＋－
强调：①含水的稀溶液中，H与OH共存，H与OH的相对多少决定溶液的酸碱性，但
5 / 6
二者浓度的积必为常数；
②碱性溶液中的c（H）=Kw/c（OH） ；同理，酸性溶液中的c（OH）=Kw/
＋
－
－
c（H）。
＋－7＋－
说明：当我们表示很稀的溶液时，如，c（H）=1×10mol/L，用c（H）或c（OH）表示溶液的酸碱性很不方便。
2、溶液的PH
＋
化学上常用c（H）的负常用对数表示溶液酸碱性的强弱：
＋
PH=lg｛c（H）｝ 计算：
＋－7＋－7
纯水中，c（H）= 1×10mol/L ， PH=lg｛c（H）｝=lg 1×10=7；
－2＋－2
1×10mol/LHCl溶液，PH=lg｛c（H）｝=lg1×10=2；
－2＋－12＋
1×10mol/LNaOH溶液，c（H）=1×10mol/L，PH=lg｛c（H）｝=12；
－5＋
3×10mol/LHCl溶液，PH=lg｛c（H）｝=5－lg3。
＋－n
强调：①c（H）=m×10mol/L，PH=n－lgm。 ②溶液酸碱性与PH值的关系
＋－7
中性溶液中，c（H）=1×10mol/L，PH=7； 酸性溶液中， c（H＋）＞1×10－7mol/L，，溶液酸性越强，溶液的PH值越小； 碱性溶液中， c（H＋）＜1×10－7mol/L，PH＞7，溶液碱性越强，溶液的PH值越大。
＋
③c（H）、PH、溶液酸碱性的关系 c（H+） PH 酸碱性 ＋＋
100 0 101 -1 1010 10 10 10 10 10 10 10 0 -2-3-4-5-6-7-8-9-1101 -1102 -1103 -1104 -12 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 中性 酸性增强 碱性增强 ＋－为了方便，PH值的范围：0～14， c（H）或c（OH）大于1mol/L的溶液，直接用溶液浓度表示溶液酸碱性。
新课的延伸：
“P”的含义：负常用对数的意思，引入“POH”：
－
POH=lg｛c（OH）｝，
＋－
pH+POH= lg｛c（H）｝＋lg｛c（OH）｝
＋－
= PH=lg｛c（H）｝·｛c（OH）｝
=lg Kw =14
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