1、第三章 物质在水溶液中的行为第一节 水溶液【课标三维定向】. 知识与技能 掌握水的离子积KW和PH的概念及电解质在水中的存在形态。掌握酸碱性溶液的特征与PH的关系。了解电解质在水溶液中的存在形式。. 过程与方法 依据可逆反应的共性，运用严密的逻辑推理方法，将化学平衡常数运用到水的电离过程，推导出水的离子积常数。利用对比的方法，依据水的离子积常数，推断出溶液的酸碱性与和O浓度的相对大小的关系。在学习强电解质和弱电解质时，要采用对比的方法，从两者的定义出发，总结归纳出两者的共性、本质区别和所属类别。.情感态度与价值观 通过研究弱电解质及水，熟悉PH的用途，感受到物质在水中的行为，充分体会到科学给我
2、们带来的优越性，培养学习化学的兴趣。【教学策略指导】授课时数：3课时教学重点： 水的离子积KW、PH与溶液的酸碱性的关系。教学难点：水的离子积KW，有关PH的简单计算。方法措施：学习本节时，由水是极弱的电解质，在纯水中会有极少量的水发生电离，结合化学平衡的原理以及平衡常数的含义，理解水的电离及其电离方程式、水的离子积常数。对于溶液酸碱性的学习，可结合平衡移动原理来理解，只要是水溶液就存在和O，因其浓度大小不一样，从而显示不同的酸碱性。进一步为了方便计算，可引入溶液的PH值，要从理解PH值意义上，强化有关PH值的计算及其有关规律。在学习强电解质和弱电解质时，要采用对比的方法，从两者的定义出发，总
3、结归纳出两者的共性、本质区别和所属类别，强化其电离方程式的书写。知识块一、水的电离及溶液的酸碱性【问题情境设疑】 酸(或碱)水溶液中，除了溶质酸(或碱)外，还有溶剂水。在溶液中，酸或碱全部或部分以离子形式存在，那么水是全以水分子形式存在，还是也有部分电离成为和O呢？ 有人测量了经过28次蒸馏的水的电导值，结果不为零。这证明纯水中存在能自由移动的离子，经分析知道它们是和O，是由水电离产生的。【核心内容整合】问题一、水的电离 1探究水的电离及其电离方程式 有人测量了经过28次蒸馏的水的电导值，结果不为零。这证明水是极弱的电解质，它能发生微弱的电离，纯水中存在能自由移动的离子，经分析知道它们是和O。
4、其电离方程式为：H2O O，或H2OH2O O。规律总结水的电离的特点：水的电离是由水分子与水分子之间的相互作用引起的。极难电离，通常只有极少数水分子发生电离。由水分子电离出和O数目相等。从水的电离方程式可以看出，水既可以看成一元弱酸，又可以看成一元弱碱。水的电离过程是可逆的、吸热的。2探究水的离子积 水的电离是一个可逆过程，在一定条件下可以达到电离平衡，平衡常数为： K 由上式可得：KO。在一定温度下，K与H2O都是常数，其乘积也必然是常数，因此也是常数，即： KW式中的KW称为水的离子积常数，简称水的离子积。KW反映了水中和的关系。规律总结常温（25）时，水电离出的mol/L，水的离子积K
5、W。任何水溶液中均存在着水的电离平衡，即任何水溶液中均存在着和。水的离子积是水电离平衡时具有的性质，不仅适用于纯水，也适用于其它稀的水溶液。如酸、碱、盐溶液中都有KW（常温）。其中均、表示整个溶液中的和。KW是温度函数，与、的变化无关。温度升高，KW增大；温度降低，KW减小。从电离平衡的角度来看，水的电离是吸热的，故升温，水的电离平衡向电离的方向移动，和都增大，KW也增大；反之，则减小。如100时，KW5.5。若未注明温度，一般认为是常温。一定温度下，在不同的溶液中都有KW，故和成反比，但在任何溶液中，由水电离的和的浓度一定相等。 3探究水的离子积的影响因素温度：因水的电离是吸热的，故升高温度
6、，水的电离平衡向右移动。和同时增大，但因为由水电离出的和始终相等，故溶液呈中性。如纯水在温度由25升高到100时，和都从1mol/L增大到7.4mol/L，KW也由增至5.5。加入酸（或碱）：向纯水中加入酸（或碱），由于酸或碱电离产生的或（），致使水中的（或）增大，使水电离向左移动，从而水的电离程度减小，但温度未变，则KW不变。加入活泼的金属：向纯水中加入活泼的金属，如金属钠，由于活泼的金属钠可与水电离产生的直接发生置换反应，产生H2，使水的电离向右移动。问题二、溶液的酸碱性1探究溶液的酸碱性的实质在酸或碱溶液中，水的电离平衡被破坏。当加酸时，使水的电离平衡向左移动，致使溶液中，溶液呈酸性；当
7、加碱时，使水的电离平衡向左移动，致使溶液中，溶液呈碱性。故溶液酸碱性的实质取决于溶液中的与的相对大小。即：酸性：，越大，酸性越强；碱性：，越大，酸性越强；中性：。误区警示溶液的酸碱性与酸和碱的酸碱性含义不同：溶液的酸碱性是指溶液中的与的相对大小；而酸和碱的酸碱性是指酸或碱电离出的或的能力。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。 2探究溶液的酸碱性的表示方法PH值PH值的定义用的负对数来表示溶液的酸碱性的强弱。即：PHlg。规律总结PH的大小可表示溶液的酸碱性的强弱。即溶液的酸性越强，其PH越小；溶液的碱性越强，其PH越大。PH值的范围由于当（或）的浓度小于或等于
8、1mol/L时，应用不方便，即引入PH值是为了方便应用的，故PH值的范围是014。PH值与溶液酸碱性的关系（常温25时）溶液的酸碱性/mol/L/mol/L与的相对大小PH值KW酸性117中性117碱性117误区警示判断溶液的酸碱性关键是看溶液中与的相对大小；而PH与7的关系仅适用于常温25时的判断。探究PH值的测定方法利用酸碱指示剂粗略的测定。这种方法只能测出某一范围的PH，而不能得出具体的数值。下表为常用的酸碱指示剂及其变色范围。指示剂PH值的变色范围及其颜色变化甲基橙红色3.1橙色4.4黄色石蕊红色5.0紫色8.0蓝色酚酞无色8.2粉红色10.0红色用PH试纸粗略地测定其使用方法是：取一
9、小块试纸放在玻璃片或点滴板上，用洁净的玻璃棒蘸取溶液点在试纸的中央，等颜色变化后与标准比色卡对比来判断溶液的PH值的大小。PH计法。可通过PH计精确的测定。误区警示玻璃棒要洁净、干燥。试纸不能用水润湿，否则PH将会偏大或偏小。用PH试纸所测的PH一般是整数，不可能有小数。【问题分析示例】例题1：某温度下，纯水的2mol/L，则此时溶液中为 mol/L；若温度不变，滴入盐酸使5mol/L，则此时溶液中为 mol/L。思路点拨依据水的电离的性质知，由水电离出的和O浓度始终相等，由纯水中的与先求出KW，而KW只是温度的函数，温度不变，依据KW进行计算即可。解析：由纯水纯水的2mol/L，则此时溶液中
10、2mol/L，此温度下KW4。 由于盐酸使5mol/L，则其中的8mol/L。答案：2mol/L 8mol/L。迁移应用：1室温下，在PH2的某碱溶液中，由水电离的C(OH)为（ ）A1.0107 mol/L B1.0106 mol/L C1.0102 mol/ L D1.01012 mol/L解析：在PH2的某碱溶液中，c（H）1.0102 mol/ L，而室温KW1，故C(OH)1mol/L。答案：2在0.1 mol/L的氢氧化钠溶液和0.1 mol/L的盐酸中，水的电离程度 ( )A前者大 B前者小 C一样大 D无法确定解析：在0.1 mol/L的氢氧化钠溶液和0.1 mol/L的盐酸中
11、，两溶液中，对水的电离的抑制作用相同。答案：例题2：在下列的各种叙述中，正确的是 ( )A在任何条件下，纯水的PH=7 B在任何条件下，纯水都呈中性C在100时，纯水的PH7 D在100时，纯水中C(H+)1.0107 mol/L思路点拨判断溶液的酸碱性关键是看溶液中与的相对大小；而PH与7的关系仅适用于常温25时的判断。解析：在任何条件下，纯水都呈中性，但PH7，只有在温度是常温时，纯水的PH=7，温度升高，纯水中的c（H）增大，PH a 2解析：PH = 2的A、B两种酸溶液，分别加水稀释时，PH变化不同，说明A、B两酸的强弱不一样，PH变化大的A酸较强，故在pH = 2时，B酸溶液物质的
12、量浓度大些，稀释后PH小的B酸较强；当a = 5时, A是强酸, B是弱酸，当A为弱酸，则B一定是弱酸, 且5 a 2。答案：CD8常温下重水(D2O)的离子积为1.61015，可以用PH一样的定义来定义PD=lgC(D+),以下叙述正确的是（ ）A中性溶液的PD=7 B含0.01 mol/ L NaOD的D2O溶液1L，其PD=12.0C溶解0.01 mol DCl的D2O溶液1L，其PD=2.0D在100ml 0.25 mol/ L DCl重水溶液中，加入50 ml 0.2 mol/ L NaOD的重水溶液，其PD=1.0解析：常温下重水(D2O)中C(D+)4108mol/L，故PD=7
13、.4；含0.01 mol/ L NaOD的D2O溶液中C(D+)1.61013mol/L，故PD=12.3；溶解0.01 mol DCl的D2O溶液中，C(D+)1102mol/L，故PD=2；在100ml 0.25 mol/ L DCl重水溶液中，加入50 ml 0.2 mol/ L NaOD的重水溶液中，首先判断DCl过量，则混合后的C(D+)0.1mol/L，故PD=1。答案：CD二、非选择题9在25时，有pH为a的盐酸和pH为b的NaOH溶液，取VaL该盐酸，同该NaOH溶液中和，需Vb L NaOH溶液，填空：若a+b=14，则VaVb=_（填数字）。若a+b=13，则VaVb=_（
14、填数字）。若a+b14，则VaVb=_（填表达式），且Va_ Vb（填：、14，则VaVb= ，且VaVb1。答案：（1）1；（2）0.1；（3）10a+b-14，。1025时，若体积为Va、pH=a的某一元强酸与体积Vb、pH=b的某一元强碱混合，恰好中和，且已知VaVb和a=0.5b，请填写下列空白；a值可否等于3（填“可”或“否”）_，其理由是_a值可否等于5（填“可”或“否”）_，其理由是_a的取值范围是_。解析：若a3，则b6，溶液显酸性，与题意不符，故a3；若a5，则c（H）mol/L，即b10，c（OH）mol/L，VaVb101，与题意不符，故a5；b7，则2a7，即a，又Va
15、Vb1，则3a14，即a，故a。答案：否，若a3，则b6，溶液显酸性，与题意不符，故a3；否，若a5，则c（H）mol/L，即b10，c（OH）mol/L，VaVb101，与题意不符，故a5；a。课外天地 酸碱质子理论酸碱质子理论立论于物质与质子（H）的关系上。该理论认为：凡是给出质子的物质都是酸；凡是结合质子的物质都是碱。例如：HCl、NH4、HSO4、H2PO4等都是酸，因为它们能给出质子；Cl、NH3、HSO4、SO42、NaOH等都是碱，因为它们都能接受质子。由此可见：酸和碱可以是分子，也可以是阳离子和阴离子；有的离子在可以酸，也可以是碱，如HSO4、H2PO4等；质子理论中没有盐的概念，酸碱电离理论中有盐，在质子理论中都是离子酸或离子碱。例如在质子理论中，NH4Cl中的NH4是酸，Cl是碱。质子理论中酸和碱不是彼此孤立的，而是统一在与质子的关系上。这种关系是：酸给出质子后生成碱；碱接受质子后变成酸。即：酸 质子 碱 例如：HCl H ClH2O H OH通常把酸碱之间这种对应的相互关系称为共轭关系。右边的碱是左边酸的共轭碱；左边的酸又是右边碱的共轭酸。酸越强，它的共轭碱越弱；酸越弱，它的共轭碱越强。很显然，共轭酸碱就是相差一个质子的对应酸碱。酸碱的共轭关系可归纳为：酸中有碱，碱可变酸，知酸便知碱，知碱便知酸。