第1節(jié)水與水溶液（第1課時）第3章物質在水溶液中的行為一、導入新課海底的水亮麗生輝，山間的水清澈見底。水乃生命之源，但是你真的了解水嗎？從電離的角度如何認識水？二、水的電離1.水的電離水分子結構示意圖水和氫離子結構示意圖氫氧根離子結構示意圖二、水的電離H2O+H2OH3O++OH-H2OH++OH-1.水的電離實驗測得在25℃純水中:c(H+)=c(OH-)=1.0×10-7mol/L水是一種極弱的電解質（通常的電流表無法檢驗其中離子）二、水的電離不同點：水是在“自身”作用下發(fā)生的極微弱的電離。相同點：均是部分電離，存在電離平衡和電離常數(shù)。(1)試分析水的電離與其它弱電解質的電離有何異同？H2OH++OH-H2O+H2OH3O++OH-交流·研討二、水的電離(2)寫出水的電離常數(shù)的表達式：(3)計算室溫下1L水的物質的量。K電離=(4)計算室溫下水的物質的量濃度。c(H+)·c(OH-)c(H2O)n(H2O)

=1L×1000g/L18g/mol=55.6molc(H2O)

=55.6mol1L=55.6mol/Ln(H2O)V(H2O)==常數(shù)m(H2O)M(H2O)=交流·研討二、水的電離(5)通過以上計算，你認為在一定溫度下，C(H+)與C(OH-)之間有何關系？交流·研討由K電離=c(H+)·C(OH-)c(H2O)c(H2O)=常數(shù)得c(H+)·c(OH-)=K電離·c(H2O)=

常數(shù)=KW水的離子積常數(shù)二、水的電離1.水的電離2.水的離子積KW=c(H+)·c(OH-)①常溫下，純水中：

c(H+)=c(OH-)=1.0×10-7mol/L

KW=c(H+)·c(OH-)=1.0×10-14

②水的離子積不僅適用于純水，也適用于稀的電解質水溶液。H2OH++OH-二、水的電離交流·研討

水的電離是吸熱過程，升高溫度，促進水的電離。因此，隨著溫度的升高，水的離子積增大。(1)分析下表中的數(shù)據(jù)有何規(guī)律，并解釋。t/℃0102025405090100KW/10-140.1140.2920.6811.012.925.4738.055.0100℃純水中：c(H+)

c(OH-)

1.0×10-7mol/L25℃純水中：c(H+)

c(OH-)

1.0×10-7mol/L（2）用“=”“>”或“<”填空：===>二、水的電離(3)試討論還有哪些因素可以影響水的電離？這些因素對KW有無影響？KW=c(H+)·c(OH-)H2OH++OH-交流·研討二、水的電離1.水的電離2.水的離子積3.影響因素①溫度越高，水的電離程度越大，KW越大。②酸或堿抑制水的電離，對KW無影響。③能結合H+或OH-的物質促進水的電離，對KW無影響。KW=c(H+)·c(OH-)H2OH++OH-KW只與溫度有關二、水的電離影響因素電離平衡移動H2OH＋＋OH－影響結果方向原因Kw[H＋]變化[OH－]變化[H＋]與[OH－]的關系溫度升溫右移水的電離過程吸熱增大增大增大[H＋]＝[OH－]降溫左移減小減小減小[H＋]＝[OH－]外加酸堿加酸左移增大[H＋]不變增大減小[H＋]＞[OH－]加堿左移增大[OH－]不變減小增大[H＋]＜[OH－]外加活潑金屬右移金屬消耗水電離出的H＋不變減小增大[H＋]＜[OH－]二、水的電離1.給蒸餾水中滴加少量鹽酸后，下列說法中錯誤的是（）

A.c(H+)·c(OH-)乘積不變

B.pH增大了

C.c(OH-)降低了

D.水電離的c(H+)增加了BD當堂檢測二、水的電離2.室溫下，把1mL0.1mol/L的H2SO4溶液加水稀釋成2L，在此溶液中由水電離產(chǎn)生的H+，其濃度接近于（）

A.1.0×10-4mol/LB.1.0×10-8mol/LC.1.0×10-11mol/LD.1.0×10-10mol/LD當堂檢測二、水的電離思考·交流根據(jù)室溫時水的電離平衡，運用平衡移動原理分析下列問題。⑴酸或堿的稀溶液的密度與純水相近，1L酸或堿的稀溶液約為1000g，其中水的物質的量近似為1000g÷18.0g/mol=55.6mol。此時，發(fā)生電離的水是否仍為純水狀態(tài)時的1.0×10-7mol？

加入酸或堿時增大了c(H+)或c(OH-)，抑制了水的電離，從而發(fā)生電離的水小于1.0×10-7mol/L。H2OH++OH-二、水的電離純水加少量鹽酸加少量氫氧化鈉c(H+)c(OH-)c(H+)和c(OH-)大小比較KW（室溫）增大減少減少增大c(H+)＞c(OH-)c(H+)＜c(OH-)1.0×10-7mol/L1.0×10-7mol/L1.0×10-141.0×10-14c(H+)=c(OH-)1.0×10-14根據(jù)室溫時水的電離平衡，運用平衡移動原理分析下列問題。⑵根據(jù)比較下列情況下，c(H+)和c(OH-)的值或變化趨勢（增加或減少）：思考·交流二、水的電離堿性溶液：c(H+)

c(OH-)1.溶液的酸堿性與c(H+)、c(OH-)的關系（常溫）中性溶液：c(H+)

c(OH-)=酸性溶液：c(H+)

c(OH-)=1.0×10-7mol/Lc(H+)

1.0×10-7mol/L

c(OH-)

1.0×10-7mol/L＞＜c(H+)

1.0×10-7mol/Lc(OH-)

1.0×10-7mol/L＞＜＜＞二、水的電離思考·交流⑴c(H+)＞1.0×10-7mol/L的溶液一定呈酸性嗎？如何判斷溶液的酸堿性？⑵當c(H+)或c(OH-)很小時，用c(H+)或c(OH-)表示溶液的酸堿性適不適合？⑶你還知道可以用什么方法表示溶液的酸堿性？不一定，利用c(H+)和c(OH-)濃度的相對大小來判斷溶液的酸堿性。不適合。二、水的電離2.pH（常溫）⑴定義：⑵數(shù)值范圍：⑶溶液的酸堿性和pH的關系：中性溶液：c(H+)酸性溶液：c(H+)堿性溶液：c(H+)=1.0×10-7mol/L1.0×10-7mol/L1.0×10-7mol/LpHpHpH=7＜7＞7pH是c(H+)的負對數(shù)，即pH=-lgc(H+)。pH在0～14之間。＞＜當溶液中c(H+)或c(OH-)大于1mol/L時，不用pH表示溶液的酸堿性。三、強電解質與弱電解質純水的導電能力非常弱，但是向其中加入電解質形成溶液后導電能力會增強。請通過實驗檢驗鹽酸、氨水、CH3COOH溶液和NaCl溶液具有的導電能力并比較它們導電能力的強弱。觀察·思考三、強電解質與弱電解質以上水溶液的導電能力相同嗎，為什么？氯化氫、醋酸等電解質在溶于水的過程中發(fā)生了什么變化？它們最終以什么形態(tài)存在？思考·交流三、強電解質與弱電解質(1)分類依據(jù)：根據(jù)電解質在水溶液中是否全部電離，可把電解質分為強電解質和弱電解質。強電解質與弱電解質：(3)弱電解質：是在水溶液中只有部分電離的電解質。(2)強電解質：是在水溶液中能夠全部電離的電解質。常見的強電解質有強酸、強堿和鹽。常見的弱電解質有弱酸、弱堿和水。三、強電解質與弱電解質強電解質弱電解質定義溶液中溶質微粒的形式在水溶液中能夠全部電離的電解質在水溶液中部分電離的電解質物質類別強酸、強堿、大部分鹽弱酸、弱堿、水電離特點完全電離，不可逆，無電離平衡部分電離，可逆，存在電離平衡電離方程式HCl＝Cl－＋H＋CH3COOHCH3COO－＋H＋水合離子分子、水合離子強電解質與弱電解質：三、強電解質與弱電解質溶劑化作用溶質分子或離子與

相互吸引的作用。電解質溶于水后形成的離子或分子實際以“水合離子”或“水合分子”的形態(tài)存在。溶劑三、強電解質與弱電解質3.下列關于強、弱電解質的敘述中正確的是(

)A．強電解質都是離子化合物，弱電解質都是共價化合物B．強電解質都是可溶性化合物，弱電解質都是難溶性化合物C．強電解質熔化時都完全電離，弱電解質在水溶液中部分電離D．強電解質不一定能導電，弱電解質溶液的導電能力不一定比強電解質弱當堂檢測D三、強電解質與弱電解質請將下列物質按要求分類：H2SO4、CO2、NaOH、BaSO4、NH3、SO2、NH3·H2O、C2H5OH。電解質：非電解質：強電解質：弱電解質：當堂檢測H2SO4、NaOH、BaSO4、NH3·H2OCO、NH3、SO2、C2H5OHH2SO4、NaOH、BaSO4NH3·H2O四、課堂小結一、水的電離水的電離：H2O?H++OH-

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