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1、高二化學2006年秋學期水的電離和溶液的酸堿性教案 競力學校 王建(第1課時) 【課標要求】⒈了解水的電離平衡及其“離子積” ⒉了解溶液的酸堿性和pH的關系 【學習重點】⒈水的離子積 　　 ⒉溶液的酸堿性和pH的關系 【學習難點】水的離子積 【學習過程】 【情景創(chuàng)設】 一、水的電離 [思考]水是不是電解質？它能電離嗎？寫出水的電離方程式. 1．水的電離：水是 電解質，發(fā)生 電離，電離過程 水的電離平衡常數的表達式為 　　

2、思考：實驗測得，在室溫下1L H2O（即 mol）中只有1×10-7 mol H2O電離，則室溫下C(H+)和C(OH-)分別為多少? 純水中水的電離度α(H2O)= 。 2．水的離子積 水的離子積：KW= 。 注：(1)一定溫度時，KW是個常數，KW只與 有關， 越高KW越 。 25℃時，KW= ，100℃時，KW=10-12。 (2)KW不僅適用于純水，也適用于酸、堿、鹽的稀溶液。 任何水

3、溶液中，由水所電離而生成的C(H+) C(OH-)。 二、溶液的酸堿性和pH 1．影響水的電離平衡的因素 ?。?）溫度：溫度升高，水的電離度 ，水的電離平衡向 方向移動，C(H+)和C(OH-) ，KW 。 ?。?）溶液的酸、堿度：改變溶液的酸、堿度均可使水的電離平衡發(fā)生移動。 討論：改變下列條件水的電離平衡是否移動？向哪個方向移動？水的離子積常數是否改變？是增大還是減??？ ①升高溫度 ②加入NaCl ③加入NaOH ④加入HCl

4、練習：①在0.01mol/LHCl溶液中, C(OH-)= ， C(H+)= ， 由水電離出的H+濃度= ，由水電離出的OH-濃度= 。, ②在0.01mol/LNaOH溶液中，C(OH-)= ，C(H+)= ， 由水電離出的H+濃度= ，由水電離出的OH-濃度= 。 ③在0.01mol/LNaCl溶液中， C(OH-)= ，C(H+)=

5、 ， 由水電離出的H+濃度= ，由水電離出的OH-濃度= 。 小結：（1）升高溫度，促進水的電離KW增大 　 （2）酸、堿抑制水的電離 2．溶液的酸堿性 溶液的酸堿性 常溫（25℃） 中性溶液：C(H+) C(OH-) C(H+) 1×10- 7mol/L 酸性溶液：C(H+) C(

6、OH-) C(H+) 1×10-7mol/L 堿性溶液：C(H+) C(OH-) C(H+) 1×10- 7mol/L 3．溶液的pH： pH=－lgc(H+) 輕松做答： （1）C(H+)＝1×10-6mol/L pH=______；C(H+)＝1×10-3mol/L pH=__ ___ C(H+)＝1×10-mmol/L pH=______ ；C(OH-)＝1×10-6mol/L pH=__

7、____ C(OH-)＝1×10-10mol/L pH=______ ；C(OH-)＝1×10- nmol/L pH=___ ___ （2）pH=2 C(H+)＝________ ；pH=8 c(H+)＝________ （3）c(H+)＝1mol/L pH= ______ ；c(H+)＝10mol/L pH= ______ 歸納：pH與溶液酸堿性的關系(25℃時) pH 溶液的酸堿性 pH<7 溶液呈 性，pH越小，溶液的酸性 pH=7 溶液呈 性 pH>7 溶液呈 性，pH越大，溶液的堿性

8、 【反饋練習】　　 1．pH=2的強酸溶液，加水稀釋，若溶液體積擴大10倍，則C(H+)或C(OH-)的變化（　 ） A、C(H+)和C(OH-)都減少　　B、C(H+)增大 C、C(OH-)增大　　　D、C(H+)減小 2．向純水中加入少量的KHSO4固體（溫度不變），則溶液的 （　 ） A、pH值升高　　B、C(H+)和C(OH-)的乘積增大 C、酸性增強　D、OH-離子濃度減小 3．100℃時，KW=1×10-12，對純水的敘述正確的是 （　 ）

9、 　A、pH=6顯弱酸性　　　　　　　B、C(H+)=10-6mol/L，溶液為中性 　C、KW是常溫時的10-2倍　　　　D、溫度不變沖稀10倍pH=7 教學反思：1、注重學生活動，讓學生自己動手。 2、實記要落實。 元素周期律 競力學校 王建 教學目標： 知識目標： 1． 了解元素原子核外電子排布、原子半徑、主要化合價與元素金屬性、非金屬性的周期性變化。 2． 了解兩性氧化物和兩氫氧化物的概念。 3． 認識元素性質的周期性變化是元素原子核外電子排布周期性變化的必然結果，從而理解元素周期律的實質。 能

10、力目標： 通過自學、思考、對比、實驗等方法培養(yǎng)觀察、分析、推理、歸納等探究式學習能力。 教學重點：原子的核外電子慨排布和元素金屬性、非金屬性變化的規(guī)律。 教學難點：元素金屬性、非金屬性變化的規(guī)律。 (第一課時) 教學過程： [引入]我們在學習堿金屬和鹵素時，已經知道一些元素的原子結構相似其性質也相似，人類已經了現(xiàn)了一百多種元素，這些元素的原子結構與元素性質之間都有些什么聯(lián)系？這就是本節(jié)要討論的問題。 [板書]第二節(jié)元素周期律 一個星期由星期一到星期日為一周，種表記時，從零點到24點為一天。這種周而復始、循環(huán)往復的現(xiàn)象，我們稱之為周期性。我們學過的堿金屬元素、鹵族元素，隨原子核外

11、電子數的增加，原子核外電子層數增加，但最外層電子依然是1個和7個，這也是周期性的一種表現(xiàn)，元素以什么為序排列表現(xiàn)周期性呢？ [設問]什么叫原子序數？根據原子序數的規(guī)定方法，該序數與原子組成的哪種粒子有關？有什么關系？ [板書]原子序數=核電荷數=質子數=原子核外電子數 我們把核電荷數從1～18的元素按課本P97頁表5-5排列。 1．根據表5-5，你認為隨著原子序數的遞增，原子的核外電子層排布呈什么規(guī)律性的變化？將討論的結果填在下表中。 原子序數 電子層數 最外層電子數 達到穩(wěn)定結構時的最外層電子數 1～2 1 1 2 2

12、3～10 11～18 結論：隨著原子序數的遞增，元素原子的最外層電子排布呈現(xiàn)變化 [板書]：一。隨著原子序數的遞增，元素原子的最外層電子排布呈現(xiàn)周期性變化。 2．根據表5-5，你認為隨著原子序數的遞增，元素原子半徑呈現(xiàn)什么規(guī)律性的變化（稀有氣體元素暫不考慮）？將討論的結果填在下表中，并與P99圖5-5對照。 原子序數 原子半徑的變化 3～9 0．152nm 0。071nm 大小 11～17 結論：隨著原子序數的遞增，元素原子半徑呈現(xiàn)的變化。 [板書]二。隨著原子序數的遞增，元素原子半徑呈

13、現(xiàn)周期性的變化。 注意：原子半徑最小的是氫原子。 [建議介紹]原子半徑似乎應該是原子核到最外電子層的距離，但事實上，單個原子的半徑是無法測定的，原子總是以單質或化合物的形式存在，而在單質和化合物中，原子間總是以化學鍵結合的，一般：r（原）=r（共），共價半徑為2個以共價鍵結合時，它們核間距離的一半。 3． 根據表5-5，你認為隨著元素原子序數的遞增，元素的化合價呈現(xiàn)什么規(guī)律性的變化？將討論的結果填入下表中。 原子序數 化合價的變化 1～2 +1 0 3～10 +1 +5 -4 -1 0 11～18 結論：隨著元素原子序數的遞增，元素的化合價呈現(xiàn)的變化。 [板書]三。隨著元素原子序數的遞增，元素的化合價呈現(xiàn)周期性的變化。 注意：①金屬無負價，O、F無正價； ②一般，最高正價=最外層電子數，最高正價+∣最低負價∣=8 ③一般，最高正價存在于氧化物及酸根，最低負價通常存在于氫化物中。 作業(yè)：P103 一 教學反思：1、元素周期律是重點要牢記。 2、注意探究教學。