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第一课时
环节一：冲突设疑，提出问题
纯水pH为什么会随着温度的升高而降低？请同学们分析思考
可能是什么原因造成的？难道是随着温度升高，变成了酸？
纯水pH随温度升高变化趋势 水温 25℃ 30℃ 50℃ 60℃ 100℃
pH 7 6.86 6.63 6.5 6
环节一：冲突设疑，提出问题
纯水pH随温度升高变化趋势 水温 25℃ 30℃ 50℃ 60℃ 100℃
pH 7 6.86 6.63 6.5 6
纯水就是中性，进改变温度，纯水还是中性，那为什么水的pH减小了呢？
环节一：冲突设疑，提出问题
纯水pH随温度升高变化趋势 水温 25℃ 30℃ 50℃ 60℃ 100℃
pH 7 6.86 6.63 6.5 6
结论：1.水的电离与温度有关。
2.判断溶液的酸碱性的方法仅比较pH与7的关系不全面。
环节二：分析证据，建立理论
海水 饮用水 新制蒸馏水
电导率/mS·m-1 约3000 5—150 0.05—0.2
对比海水、饮用水、新制蒸馏水的电导率数据，
分析水是否能导电？为什么禁止湿手拔插插座？
电导率是表示溶液导电能力的一种量度，电导率越大，
溶液导电能力越强。
环节二：分析证据，建立理论
海水 饮用水 新制蒸馏水
电导率/mS·m-1 约3000 5—150 0.05—0.2
1.新制蒸馏水的电导率不为0，为什么？
2.新制蒸馏水中的离子从哪里来？
3.水电离产生什么离子？
4.新制蒸馏水的电导率很小，为什么？
纯水是可以电离的，但电离程度很小，导电能力极弱。
环节三：多角度理解水的电离
分析水电离的微观示意图，思考谁是如何电离的。
请同学们写出水的电离方程式。
水的电离表示为：
简写为：
结论：水存在电离平衡
任务1：水的电离平衡的表达
环节三：多角度理解水的电离
任务2：认识水的电离平衡常数
请同学们写出水的电离平衡常数表达式：
水的电离：
由于电离前后n(H2O)几乎不变，体积几乎不变，c(H2O)可视为常数，
因此c(H+)·c(OH-)=K(电离)·c(H2O)=KW，KW称作水的离子积。
环节三：多角度理解水的电离
任务2：认识水的电离平衡常数
不同温度下水的离子积常数 t/℃ 0 10 20 25 40 50 90 100
KW/10-14 0.115 0.296 0.678 1.01 2.87 5.31 37.1 54.5
1.KW与温度有怎样的关系？
2.常温（25℃）下，纯水中c(H+)c和(OH-)为多少？
pH的定义：pH是c(H+)的负对数，即
环节三：多角度理解水的电离
任务2：认识水的电离平衡常数
不同温度下水的离子积常数 t/℃ 0 10 20 25 40 50 90 100
KW/10-14 0.115 0.296 0.678 1.01 2.87 5.31 37.1 54.5
pH的定义：pH是c(H+)的负对数，即
常温下，纯水的pH为多少？
常温下，纯水中存在KW=c(H+)·c(OH-)=10-14,则c(H+)=10-7mol/L，
pH=-lgc(H+)=7.
环节三：多角度理解水的电离
任务3：反应条件对水的电离平衡的影响
条件改变 电离平衡移动方向 c(H+)mol/L c(OH-)mol/L c(H+)与c(OH-)的关系 酸碱性
升高温度 正向移动 增大 增大 c(H+)=c(OH-) 中性
加入盐酸 逆向移动 增大 减小 c(H+)>c(OH-) 酸性
加入氢氧化钠 逆向移动 减小 增大 c(H+)根据所学原理，分析哪些反应条件的改变会影响水的电离平衡？
环节三：多角度理解水的电离
任务3：反应条件对水的电离平衡的影响
2.其他条件不变时，升高温度，促进水的电离。
其他条件不变时，加入酸或碱，抑制水的电离。
1.由于存在水的电离平衡，任何水溶液中H+和OH-都是共存的！
但不能大量共存。
环节四：归纳整合，迁移应用
25℃时，向水中逐渐加入NaOH固体，得到不同浓度的NaOH溶液。
1.NaOH溶液中存在那些离子？
2.这些离子的来源是什么？
不同浓度NaOH溶液中，c(H+)与c(OH-)如下表所示：
编号 1 2 3 4 5 6
c（NaOH）/(mol/L) 1×10-3 5×10-3 1×10-2 2×10-2 5×10-2 1×10-1
c（OH-）/(mol/L) 1×10-3 5×10-3 1×10-2 2×10-2 5×10-2 1×10-1
c（H+）/(mol/L) 1×10-11 2×10-12 1×10-12 5×10-13 2×10-13 1×10-13
通过表中数据，你能得出什么结论？
环节四：归纳整合，迁移应用
25℃时，向水中逐渐加入NaOH固体，得到不同浓度的NaOH溶液。
编号 1 2 3 4 5 6
c（NaOH）/(mol/L) 1×10-3 5×10-3 1×10-2 2×10-2 5×10-2 1×10-1
c（OH-）/(mol/L) 1×10-3 5×10-3 1×10-2 2×10-2 5×10-2 1×10-1
c（H+）/(mol/L) 1×10-11 2×10-12 1×10-12 5×10-13 2×10-13 1×10-13
通过表中数据，你能得出什么结论？
KW不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质溶液。
由水电离的c(H+)=溶液中c(H+)=1.0×10-12mol/L
由水电离的c(OH-)=溶液中c(H+)=1.0×10-12mol/L
环节五：回应设问，总结提升
纯水pH随温度升高变化趋势 水温 25℃ 30℃ 50℃ 60℃ 100℃
pH 7 6.86 6.63 6.5 6
温度升高，促进水的电离，KW变大，pH变小，但仍然为中性。
判断溶液的酸碱性的方法是看溶液中c(H+)与c(OH-)浓度的相对大小。
即c(H+)>c(OH-)，溶液呈酸性
c(H+)=c(OH-)，溶液呈中性
c(H+)环节六：探究溶液pH的计算
任务1：强酸溶液pH的计算
常温下,计算浓度为0.05mol/L的硫酸溶液的pH。
单一强酸:
c mol·L－1的HnA，c(H＋)＝ncmol·L－1
1.单一强酸：
2.强酸混合溶液：
常温下，pH=5和pH=3的两种盐酸，
以等体积混合后，计算溶液的pH。
强酸混合溶液:
c(H＋)=
c1(H+)V1+c2(H+)V2
V1+V2
环节六：探究溶液pH的计算
任务2：强碱溶液pH的计算
单一强碱:
1.单一强碱：
2.强碱混合溶液：
强碱混合溶液:
常温时，计算浓度为0.005mol/L的Ba(OH)2(aq)的pH。
c mol·L－1的B(OH)n溶液,c(OH－)＝ncmol·L－1,
c(H＋)＝Kw/c(OH－)
常温时，将pH=10的NaOH溶液与pH=12的NaOH溶液以1:1体积比混合，混合后的pH为多少？
c(OH－)＝
c1(OH-)V1+c2(OH-)V2
V1+V2
,c(H＋)＝Kw/c(OH－)
环节六：探究溶液pH的计算
任务3：酸碱混合溶液pH的计算
常温时，0.1mol/L的NaOH和0.06mol/L 的H2SO4溶液等体积混合，求混合溶液的pH。
环节七：探究溶液稀释后pH变化规律
任务1：探究酸碱溶液被无限稀释
酸碱溶液无限被稀释，pH只能无限接近于7，不可能
大于或小于7。
环节七：探究溶液稀释后pH变化规律
任务2：探究强酸和弱酸溶液稀释规律
对于pH=a的强酸和弱酸溶液稀释，稀释到体积的10n倍，
强酸的pH就增大n个单位，即pH=a+n(a+n<7);
弱酸的pH范围是：a环节七：探究溶液稀释后pH变化规律
任务2：探究强碱和弱碱溶液稀释规律
对于pH=b的强碱和弱碱溶液稀释，稀释到体积的10n倍，
强碱的pH就减小n个单位，即pH=b-n(b-n>7);
弱碱的pH范围是：b-n7)。

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