教案 (27)

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1、高二化學(xué)2006年秋學(xué)期水的電離和溶液的酸堿性教案 競力學(xué)校 王建(第1課時) 【課標(biāo)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(guān)系 【學(xué)習(xí)重點(diǎn)】⒈水的離子積 　　 ⒉溶液的酸堿性和pH的關(guān)系 【學(xué)習(xí)難點(diǎn)】水的離子積 【學(xué)習(xí)過程】 【情景創(chuàng)設(shè)】 一、水的電離 [思考]水是不是電解質(zhì)？它能電離嗎？寫出水的電離方程式. 1．水的電離：水是 電解質(zhì)，發(fā)生 電離，電離過程 水的電離平衡常數(shù)的表達(dá)式為 　　

2、思考：實(shí)驗(yàn)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(shù)，KW只與 有關(guān)， 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 　（1）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?nèi)芤旱乃帷A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(shù)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(xí)：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(jié)：（1）升高溫度，促進(jìn)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(guān)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(xí)】　　 1．pH=2的強(qiáng)酸溶液，加水稀釋，若溶液體積擴(kuò)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(qiáng)　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(xué)反思：1、注重學(xué)生活動，讓學(xué)生自己動手。 2、實(shí)記要落實(shí)。 元素周期律 競力學(xué)校 王建 教學(xué)目標(biāo)： 知識目標(biāo)： 1． 了解元素原子核外電子排布、原子半徑、主要化合價(jià)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(rèn)識元素性質(zhì)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(jié)果，從而理解元素周期律的實(shí)質(zhì)。 能

10、力目標(biāo)： 通過自學(xué)、思考、對比、實(shí)驗(yàn)等方法培養(yǎng)觀察、分析、推理、歸納等探究式學(xué)習(xí)能力。 教學(xué)重點(diǎn)：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(xué)難點(diǎn)：元素金屬性、非金屬性變化的規(guī)律。 (第一課時) 教學(xué)過程： [引入]我們在學(xué)習(xí)堿金屬和鹵素時，已經(jīng)知道一些元素的原子結(jié)構(gòu)相似其性質(zhì)也相似，人類已經(jīng)了現(xiàn)了一百多種元素，這些元素的原子結(jié)構(gòu)與元素性質(zhì)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(diǎn)到24點(diǎn)為一天。這種周而復(fù)始、循環(huán)往復(fù)的現(xiàn)象，我們稱之為周期性。我們學(xué)過的堿金屬元素、鹵族元素，隨原子核外

11、電子數(shù)的增加，原子核外電子層數(shù)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(shè)問]什么叫原子序數(shù)？根據(jù)原子序數(shù)的規(guī)定方法，該序數(shù)與原子組成的哪種粒子有關(guān)？有什么關(guān)系？ [板書]原子序數(shù)=核電荷數(shù)=質(zhì)子數(shù)=原子核外電子數(shù) 我們把核電荷數(shù)從1～18的元素按課本P97頁表5-5排列。 1．根據(jù)表5-5，你認(rèn)為隨著原子序數(shù)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(jié)果填在下表中。 原子序數(shù) 電子層數(shù) 最外層電子數(shù) 達(dá)到穩(wěn)定結(jié)構(gòu)時的最外層電子數(shù) 1～2 1 1 2 2

12、3～10 11～18 結(jié)論：隨著原子序數(shù)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(shù)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(jù)表5-5，你認(rèn)為隨著原子序數(shù)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(jié)果填在下表中，并與P99圖5-5對照。 原子序數(shù) 原子半徑的變化 3～9 0．152nm 0。071nm 大小 11～17 結(jié)論：隨著原子序數(shù)的遞增，元素原子半徑呈現(xiàn)的變化。 [板書]二。隨著原子序數(shù)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(yīng)該是原子核到最外電子層的距離，但事實(shí)上，單個原子的半徑是無法測定的，原子總是以單質(zhì)或化合物的形式存在，而在單質(zhì)和化合物中，原子間總是以化學(xué)鍵結(jié)合的，一般：r（原）=r（共），共價(jià)半徑為2個以共價(jià)鍵結(jié)合時，它們核間距離的一半。 3． 根據(jù)表5-5，你認(rèn)為隨著元素原子序數(shù)的遞增，元素的化合價(jià)呈現(xiàn)什么規(guī)律性的變化？將討論的結(jié)果填入下表中。 原子序數(shù) 化合價(jià)的變化 1～2 +1 0 3～10 +1 +5 -4 -1 0 11～18 結(jié)論：隨著元素原子序數(shù)的遞增，元素的化合價(jià)呈現(xiàn)的變化。 [板書]三。隨著元素原子序數(shù)的遞增，元素的化合價(jià)呈現(xiàn)周期性的變化。 注意：①金屬無負(fù)價(jià)，O、F無正價(jià)； ②一般，最高正價(jià)=最外層電子數(shù)，最高正價(jià)+∣最低負(fù)價(jià)∣=8 ③一般，最高正價(jià)存在于氧化物及酸根，最低負(fù)價(jià)通常存在于氫化物中。 作業(yè)：P103 一 教學(xué)反思：1、元素周期律是重點(diǎn)要牢記。 2、注意探究教學(xué)。