高中化学 32《溶液的酸碱性》教案 苏教版选修4.docx

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高中化学32《溶液的酸碱性》教案苏教版选修4

2019-2020年高中化学3.2《溶液的酸碱性》教案苏教版选修4

一、教学目标

1．使学生理解溶液的酸碱性与C（H+）、C（OH-）、pH之间的关系。

2.通过练习掌握pH的简单计算。

3．使学生理解酸碱中和滴定的原理。

4．使学生初步了解酸碱中和滴定的操作方法。

二、教学重点

1．溶液的酸碱性与C（H+）、C（OH-）、pH之间的关系。

2．酸碱中和滴定的原理。

三、教学难点

1．溶液的酸碱性与C（H+）、C（OH-）、pH之间的关系。

2．酸碱中和滴定的计量依据及计算。

四、教学过程：

一、溶液的酸碱性

复习回顾1.写出水的电离方程式：

2.水的离子积表达式：

Kw=

交流与讨论教材P66请大家填写表格3-1思考水的电离平衡是如何移动的。

3-1水的电离平衡的影响

条件（室温）

平衡移动方向

C（H+）mol/L

C（OH-）mol/L

C（H+）与

C（OH-）比较

溶液的酸碱性

加入NaCl

加入NaOH

加入HCl

注：

加入的溶液的浓度均为0.1mol/L

总结：

溶液的酸碱性与C（H+），C（OH-）（25℃）之间的关系

酸性溶液：

C（H+）C（OH-），C（H+）1×10-7

中性溶液：

C（H+）C（OH-），C（H+）1×10-7

碱性溶液：

C（H+）C（OH-），C（H+）1×10-7

过渡：

由于用氢离子浓度及氢氧根离子来表示溶液的酸碱性有时很不方便因此引入了pH来表示溶液的酸碱性

1.定义：

2.适用范围：

练习：

1.已知在室温下Kw=1×10-14，某溶液中C（H+）=1×10-8试计算溶液的pH=

2.已知在室温下Kw=1×10-14，某溶液中C（OH-）=1×10-8试计算溶液的pH=

问题解决：

教材P67页

总结：

溶液的酸碱性与C（H+）、C（OH-）、pH之间的关系

溶液的酸碱性

Cmol/L

C（OH-）mol/L

C（H+）与C（OH-）的比较

pH

酸性

1×10-7

1×10-7

C（H+）C（OH-）

pH7

中性

1×10-7

1×10-7

C（H+）C（OH-）

pH7

碱性

1×10-7

1×10-7

C（H+）C（OH-）

pH7

说明：

1.pH是表示溶液酸碱性的一种方法；

2.pH范围在之间，只适用于溶液，C（H+）>1mol/L或C（OH-）>1mol/L的溶液的酸碱性直接用表示；

3.pH越小，酸性越；pH越大，碱性越；

4.pH每增大一个单位，c（H+）就减少倍；pH每减少一个单位，c（H+）就增大倍；

5.也可以用pOH=-lg（OH-）,原因：

所以有pOH+pH=14

例题1强酸或强碱溶液（单一溶液）pH值的计算

（1）强酸溶液：

设化学式为HnA,浓度为cmol/L,则：

C（H＋）＝；pH＝

（2）强碱溶液：

设化学式为B（OH）n,浓度为cmol/L,则：

C（OH－）＝

C（H＋）＝；pH＝

2.强酸或强碱溶液稀释后的pH值的计算（25℃）

[例题2]求将10mLpH＝5的盐酸稀释到100mL，10000mL后溶液的pH值。

设疑：

我们能否通过一种方法很方便的知道某溶液是酸性还是碱性呢？

学生：

1.酸碱指示剂

常用指示剂有、、、等。

这些指示剂只能测定某范围的pH值，而不能得出具体的数值。

查阅资料完成下列表格

指示剂

pH的变色范围

遇酸的颜色

遇碱的颜色

甲基橙

石蕊

酚酞

甲基红

4.4橙色6.2

红色（pH<4.4）

黄色（pH）6.2）

2.pH试纸、pH计又称的使用

巩固练习：

1.求将100mL0.2mol/L的硫酸稀释到10000mL后溶液的pH值

2.求将10mLpH＝12的氢氧化钠溶液稀释到100mL，10000mL后溶液的pH值。

3.有一学生在实验室测某溶液的PH，实验时，他先用蒸馏水润湿PH试纸，然后用洁净干燥的玻璃棒蘸取试样进行检测.

（1）该生的操作方法是否正确?

（2）如不正确请说明理由，同时请分析是否一定有误差产生.

一酸碱中和滴定

（一）酸碱中和滴定原理

1定义：

用已知物质的量浓度的酸（或碱）来测定未知浓度的碱（或酸）的方法就叫~

2实质：

H++OH－===H2O

3原理：

例：

HCl+NaOH===NaCl+H2O

则：

（v为化学计量数）如用A代表酸，用B代表碱，则有：

又因c=所以n=cV

则上式可表示为：

，如为一元酸和一元碱中和时：

由于，则有：

c（B）=，因此c（B）的大小就决定于V（A）的大小。

4．指示剂：

酚酞，甲基橙。

说明：

①所选指示剂必须变色灵敏，明显；终点尽可能与变色防范围一致

②由于石蕊颜色的变化不易观察，一般不用做中和滴定的指示剂

③恰好反应生成正盐若水解为碱性用酚酞，若水解为酸性用甲基橙

（二）酸碱中和滴定

1．仪器：

酸式碱式滴定管，滴定管夹、铁架台、锥形瓶

2．操作步骤；

1检漏

2洗涤

3润洗

4装液注酸、赶气泡、调液面至0刻度以下、计下刻度

注碱液、赶气泡、调液面至0刻度以下、放规定体积的液体到锥形瓶、滴加指示剂2滴

5滴定

6计算

（三）误差分析

1．步骤：

①确定滴定对象

②找出未知浓度与滴定管体积的关系

③根据错误操作判断结果

2．具体分析

以标准的盐酸滴定未知浓度的氢氧化钠为例，判断以下操作引起的误差（偏大、偏小、不变）

1酸式滴定管用蒸馏水洗后未用标准液洗涤

碱式滴定管用蒸馏水洗后未用标准液洗涤

2锥形瓶用蒸馏水洗后又用待测液润洗

3滴定前滴定管尖觜有气泡，滴定后无气泡

滴定前滴定管尖觜无气泡，滴定后有气泡

4滴定前俯视刻度，滴定后仰视刻度

滴定前仰视刻度，滴定后俯视刻度

5不小心将标准液滴在锥形瓶外面

6用少量盐酸沾在锥形瓶内壁上，而未用水冲下来

滴定过程中锥形瓶振荡过于剧烈有少量液体溅出

7开始时标准液在滴定管刻线以上未予调整

8指示剂（可当作弱酸）用量过多

9锥形瓶未洗净，残留物能与待测液溶质反应的少量物质

10锥形瓶用蒸馏水洗净后不经干燥便直接盛待测液

11接近终点时用少量蒸馏水冲洗锥形瓶内壁

（四）中和滴定的典型题型

1．用0.01mol/LH2SO4滴定0.01mol/LNaOH溶液，中和后加水到100mL,若滴定前终点判断有误差：

①多加1滴H2SO4②少加1滴H2SO4（1滴为0.05mol/L）

求①和②C（H+）之比的值为多少？

2．氧化还原反应

草酸晶体可表示为H2C2O4.XH2O,为测定x的值进行下列实验

（1）称取Wg草酸晶体配成100mL溶液

（2）取25.0mL所配置溶液置于锥形瓶中，加入食适量的稀H2SO4，用浓度为amol/LKMnO4溶液滴定

KMnO4+H2C2O4+H2SO4K2SO4+CO2+MnSO4+H2O

回答下列问题

①实验

（1）中，为配置准确的草酸溶液，必须使用的仪器是

②实验

（2）中滴定时KMnO4溶液应装在中

③若滴定用KMnO4溶液因放置而变质，浓度偏低，则根据实验求出的x值

④滴定终点时，锥形瓶内溶液颜色变化是

⑤若滴定终点时共用去KMnO4VmL则草酸溶液浓度是mol/Lx=

3．络合物

某工厂废水中游态氯，通过下列实验测定浓度：

（1）取水样10.0mL于锥形瓶，加入10.0mLKI溶液（足量）滴入指示剂2~3滴

（2）取一滴定管依次用自来水、蒸馏水洗净，然后注入0.01molNa2S2O3溶液，调整液面，计下读数

（3）将锥形瓶置于滴定管下进行滴定，发生反应I2+2Na2S2O3=2NaI+Na2S4O6

回答下列问题

1．步骤

（1）加入的试剂是

2．步骤

（2）应使用式滴定管

3．步骤（3）当待测液由色变为色且不再变化即达终点，若耗去Na2S2O3溶液20.0mL，则废水中的Cl2的物质的量浓度为，4Cl2的实际浓度比所测得浓度应（偏大、偏小）造成误差的原因是

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2019-2020年高中化学3.2《离子反应的本质》学案旧人教版选修

【重点知识归纳及理解】

一、离子反应

1.概念：

有离子参加的化学的反应

2.本质：

反应物的某些离子浓度的减小。

3.类型：

（1）离子互换的反应（即复分解反应）：

包括生产难溶物、易挥发性物质、难电离物质。

（2）有离子参加的氧化还原反应：

有置换反应

复杂的氧化还原反应

（3）盐类的水解反应：

这类离子反应方程式应区分为一般程度的水解和进行完全的水解，正确的使用

（4）络合反应：

此外，根据参加反应的微粒，离子反应又可分为离子与离子、离子与原子、离子与分子三类。

（二）离子反应的书写

1.定义：

用实际参加反应的离子符号来表示离子反应的式子。

2.离子方程式的书写步骤：

“一写”：

首先以客观事实为依据写出反应的化学方程式；

“二改”：

把易溶于水、易电离物质改写成离子形式（最关键的一步）；

“三删”：

删去方程式两边未参加反应的离子；

“四查“：

检查离子方程式两边各元素的原子个数和电荷总数是否相等。

3.离子方程式表示的意义：

离子方程式反映了离子反应的实质，它不仅能表示一定物质间的某个反应，而且可以表示同一类型的离子反应。

（三）离子反应发生的条件

1.复分解型离子反应的条件

这类离子反应发生的条件与复分解反应的条件一致，分三种情况：

（1）生成难溶的物质

①常见的难溶物有：

②当有关离子浓度足够大时，生成微溶物的反应也能发生，常见的微溶物有CaSO4、Ag2SO4、MgCO3、Ca（OH）2等。

③由微溶物生成难溶物的反应也能发生，如：

（2）生成难电离的物质

①常见的难电离的物质

②反应规律：

由强酸制弱酸，由强碱制弱碱。

如：

（3）生成挥发性物质

①常见的挥发性物质有：

SO2、CO2、NH3、H2S等。

其中SO2、CO2、NH3即是挥发性物质，也是难电离物质（H2SO4、H2CO3、NH3·H2O）进一步分解的产物，因此，从离子反应的本质上是相同的。

②有些离子反应不是电解质在电离的条件下进行的，不能用离子方程式表示。

如：

实验室制NH3，用固态铵盐与固体Ca（OH）2反应：

实验室制HCl、HF、HNO3用浓硫酸与其盐反应：

但Cu与浓硫酸的反应不是离子反应。

2.有离子参加的氧化还原反应的条件

有些在溶液中进行的离子反应，是由于发生了氧化还原反应，使反应物的某些离子浓度减小。

此类房源能否发生取决于有关离子的氧化性、还原性强弱，须满足由强变弱的原则，即由氧化性和还原性的性质生成氧化性和还原性的物质。

主要包括有离子参与的置换反应与其他有离子参与的氧化还原反应。

如：

其他的离子反应，如盐类的水解、络合反应能发生的条件是反应物的某些离子络合结合成难电离的物质而引起反应物离子浓度的减小。

二、难点知识剖析

（一）离子大量共存的规律

1.几种离子在同一溶液中，弱离子之间不能发生反应，就能大量共存，否则不能大量共存。

离子不能大量共存的原因从本质上说就是具备了离子反应发生的条件，主要分为以下四个方面：

（1）离子之间发生复分解反应

①生成难溶的物质

②生成易挥发的物质

③生成难电离的物质

（2）离子间发生氧化还原反应

（3）离子间发生了双水解反应

（4）络合反应：

Fe3+与SCN-因发生络合反应不能大量共存。

此外，还有以下四种情况应注意：

2.附加隐含条件的应用

（1）要抓住溶液特征：

呈酸性、碱性还是中性，是否有颜色。

常见有颜色的离子有：

Cu2+（蓝色）、Fe2+（浅绿色）、Fe3+（棕黄色）、MnO4-（紫色）。

（2）对离子的限制条件：

因发生氧化还原反应或加入某种物质不会产生气体或者沉淀而共存或不共存。

（3）题干中出现PH值、某指示剂变化，与Al反应放出I2等条件时，隐含着还要增加一种或几种离子。

（4）要看清要求是共存还是不共存。