第二节 水的电离和溶液的酸碱性.docx

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第二节水的电离和溶液的酸碱性

教案

课题：

第二节水的电离和溶液的酸碱性

（一）

授课班级

课时

1

教

学

目

的

知识

与

技能

1、知道水的离子积常数，

过程

与

方法

1、通过水的电离平衡分析，提高运用电离平衡基本规律分析问题的解决问题的能力。

2、通过水的离子积的计算，提高有关的计算能力，加深对水的电离平衡的认识

情感

态度

价值观

1、通过水的电离平衡过程中H+、OH-关系的分析，理解矛盾的对立统一的辩证关系。

2、由水的电离体会自然界统一的和谐美以及“此消彼长”的动态美。

重点

水的离子积。

难点

水的离子积。

知

识

结

构

与

板

书

设

计

第二节水的电离和溶液酸碱性

一、水的电离

1、H2O+H2O

H3O＋+OH-简写：

H2O

H＋+OH-

2、H2O的电离常数K电离＝＝

3、水的离子积（ion-productcontstantforwater）：

25℃KW=c（H＋）·c（OH－）==1.0×10－14。

4、影响因素：

温度越高，Kw越大，水的电离度越大。

对于中性水，尽管Kw,电离度增大，但仍是中性水，

5、KW不仅适用于纯水，还适用于酸性或碱性的稀溶液，不管是哪种溶液均有：

C（H＋）H2O==C（OH―）H2OKW==C（H＋）溶液·C（OH―）溶液

二、溶液的酸碱性与pH

1、溶液的酸碱性

稀溶液中25℃：

Kw=c（H＋）·c（OH－）=1×10-14

常温下：

中性溶液：

c（H＋）=c（OH－）=1×10－7mol/L

酸性溶液：

c（H＋）>c（OH－）,c（H＋）>1×10－7mol/L

碱性溶液：

c（H＋）1×10－7mol/L

教学过程

教学步骤、内容

教学方法、手段、师生活动

[实验导课］用灵敏电流计测定纯水的导电性。

现象：

灵敏电流计指针有微弱的偏转。

说明：

能导电，但极微弱。

分析原因：

纯水中导电的原因是什么？

结论：

水分子能够发生电离，水分子发生电离后产生的离子分别是H3O+和OH―，发生电离的水分子所占比例很小。

水是一种极弱电解质，存在有电离平衡：

[板书]第二节水的电离和溶液酸碱性

一、水的电离

[讲]水是极弱的电解质，发生微弱的（自偶）电离。

[投影]水分子电离示意图：

实验测定：

25℃c（H＋）=c（OH－）=1×10－7mol/L

100℃c（H＋）=c（OH－）=1×10－6mol/L

[板书]1、H2O+H2O

H3O＋+OH-

简写：

H2O

H＋+OH-

［讲］与化学平衡一样，当电离达到平衡时，电离产物H＋和OH―浓度之积与未电离的H2O的浓度之比也是一个常数。

[板书]2、H2O的电离常数K电离＝＝

[讲]在25℃时，实验测得1L纯水（即550.6mol）只有1×10－7molH2O电离，因此纯水中c（H＋）＝c（OH－）＝1×10－7mol/L。

电离前后，H2O的物质的量几乎不变，c（H2O）可以看做是个常数，实验测定：

25℃c（H＋）=c（OH－）=1×10－7mol/L

［讲］因为水的电离极其微弱，在室温下电离前后n（H2O）几乎不变，因此，C（H2O）可视为常数，则C（H＋）·C（OH―）==K电离·C（H2O）。

常数K电离与常数C（H2O）的积作为一新的常数，叫做水的离子积常数，简称水的离子积常数，简称水的离子积，记作KW，即KW=c（H＋）·c（OH－）

[板书]3、水的离子积（ion-productcontstantforwater）：

25℃KW=c（H＋）·c（OH－）==1.0×10－14。

[投影]表3-2总结水的电离的影响因素。

[板书]4、影响因素：

温度越高，Kw越大，水的电离度越大。

对于中性水，尽管Kw,电离度增大，但仍是中性水，

［投影］知识拓展---影响水电离平衡的因素

1、温度：

水的电离是吸热过程，升高温度，水的电离平衡右移，电离程度增大，C（H＋）和C（OH―）同时增大，KW增大，但由于C（H＋）和C（OH―）始终保持相等，故仍呈中性。

2、酸、碱

向纯水中加入酸或碱，由于酸（碱）电离产生的H＋（OH―），使溶液中的C（H＋）或C（OH―）增大，使水的电离平衡左移，水的电离程度减小。

3、含有弱酸根离子或弱碱阳离子的盐

在纯水中加入含有弱酸根离子或弱碱阳离子的盐，由于它们能跟水电离出的H＋和OH―结合生成难电离物，使水的电离平衡右移，水的电离程度增大。

4、强酸的酸式盐

向纯水中加入强酸的酸式盐，如加入NaHSO4，由于电离产生H＋，增大C（H＋），使水的电离平衡左移，抑制了水的电离

5、加入活泼金属

向纯水中加入活泼金属，如金属钠，由于活泼金属能与水电离的H＋直接作用，产生氢气，促进水的电离。

［讲］KW与温度有关，随温度的升高而逐渐增大。

25℃时KW==1*10-14，100℃KW=1*10-12。

KW不仅适用于纯水（或其他中性溶液），也适用于酸、碱、盐的稀水溶液。

在不同溶液中，C（H＋）、C（OH―）可能不同，但任何溶液中由水电离的C（H＋）与C（OH―）总是相等的。

KW==C（H＋）·C（OH―）式中，C（H＋）、C（OH―）均表示整个溶液中总物质的量浓度。

[板书]5、KW不仅适用于纯水，还适用于酸性或碱性的稀溶液，不管是哪种溶液均有：

C（H＋）H2O==C（OH―）H2O

KW==C（H＋）溶液·C（OH―）溶液

[过渡]由水的离子积可知，在水溶液中，H＋和OH-离子共同存在，无论溶液呈酸性或碱性。

由此我们可以进行有关c（H＋）、c（OH－）的简单计算。

[板书]二、溶液的酸碱性与pH

1、溶液的酸碱性

[思考与交流]

1、1L酸或碱稀溶液中水的物质的量为55.6mol，此时发生电离后，发生典礼的水是否仍为纯水时的1×10－7mol/L？

2、比较纯水、酸、碱溶液中的c（OH－）、c（H＋）的相对大小关系。

3、酸溶液中是否存在OH－？

碱溶液中是否存在H＋？

解释原因。

[讲]碱溶液中：

H2O

H＋+OH－NaOH==Na＋+OH－，c（OH－）升高，c（H＋）下降，水的电离程度降低。

酸溶液中：

H2O

H＋+OH－HCl==H＋+Cl－，c（H＋）升高，c（OH－）下降，水的电离程度降低。

实验证明：

在稀溶液中：

Kw=c（H＋）·c（OH－）25℃Kw=1×10－14

[板书]稀溶液中25℃：

Kw=c（H＋）·c（OH－）=1×10-14

常温下：

中性溶液：

c（H＋）=c（OH－）=1×10－7mol/L

酸性溶液：

c（H＋）>c（OH－）,c（H＋）>1×10－7mol/L

碱性溶液：

c（H＋）1×10－7mol/L

［小结］最后，我们需要格外注意的是，酸的强弱是以电解质的电离来区分的：

强电解质即能完全电离的酸是强酸，弱电解质即只有部分电离的酸是弱酸。

溶液的酸性则决定于溶液中C（H＋）。

C（H＋）越大，溶液的酸性越强；C（H＋）越小，溶液的酸性越弱。

强酸溶液的酸性不一定比弱酸溶液的酸性强；酸性强的溶液不一定是强酸溶液；酸性相同的溶液，弱酸浓度大、中和能力强；中和能力相同的酸，提供H＋的物质的量相同，但强酸溶液的酸性强。

［随堂练习］

1、如果25℃时，KW==1*10-14，100℃KW=1*10-12。

这说明（AC）

A、100℃水的电离常数较大B、前者的C（H＋）较后者大

C、水的电离过程是一个吸热过程D、KW和K无直接关系

2、已知NaHSO4在水中的电离方程式为：

NaHSO4==Na＋+H＋+SO42―。

某温度下，向pH==6的蒸馏水中加入NaHSO4晶体，保持温度不变，测得溶液的pH为2。

下列对该溶液的叙述中，不正确的是（）

A、该温度高于25℃

B、由水电离出来的C（H＋）==1*10-10mol/L

C、NaHSO4晶体的加入抑制了水的电离

D、该温度下加入等体积pH为12的NaOH溶液，可使反应后的溶液恰好呈中性

教学回顾：

教案

课题：

第二节水的电离和溶液的酸碱性

（二）

授课班级

课时

2

教

学

目

的

知识

与

技能

1、能进行溶液的pH的简单计算

2、初步掌握测定溶液的pH的方法，知道溶液pH在工农业生产和科学研究中的重要应用

3、理解溶液的pH。

理解溶液的pH跟溶液中c（H+）之间的关系。

过程

与

方法

1、通过各种类型溶液pH的计算，掌握电解质溶液pH计算方法。

2、通过不同溶液混合后pH的计算，掌握具体情况具体分析的思考方法，提高分析问题解决问题能力。

3、通过溶液pH的测试方法，掌握实验室测试溶液酸碱性的方法。

情感

态度

价值观

通过用pH表示溶液的酸碱性，理解化学学科中对极小数值的表示方法，让学生体会化学学科的特有价值。

重点

pH与溶液酸碱性的关系，有关溶液的pH的简单计算

难点

各类溶液、各类混合后的c（H+）、pH的计算。

知

识

结

构

与

板

书

设

计

三、pH

1、定义：

pH=－lg[c（H＋）]

2、广泛pH的范围：

0-14；

溶液的酸性越强，其pH越小；溶液的碱性越强，其pH越大。

3、pH的测定方法

（1）试纸的使用

（2）酸碱指示剂（3）pH计

4、pH的应用

四、pH的有关计算

1、单一溶液的pH计算

（1）求强酸溶液的pH

（2）求强碱溶液的pH

2.混合溶液的pH计算

（1）求强酸与强酸混合溶液的pH

（2）求强碱与强碱混合溶液的pH

（3）求强酸与强碱混合溶液的PH

3、稀释的计算

（1）强酸pH=a，加水稀释10n倍，则pH=a+n

（2）弱酸pH=a，加水稀释10n倍，则pH

（3）强碱pH=b，加水稀释10n倍，则pH=b-n

（4）弱碱pH=b，加水稀释10n倍，则pH>b-n

教学过程

教学步骤、内容

教学方法、手段、师生活动

[回顾]水的电离、离子积常数、水电离平衡的影响因素、溶液的酸碱性.

[过渡]利用离子积计算溶液中的H＋或OH－浓度

［点击试题］例1、求25℃0.01mol/L盐酸的C（H＋）

[分析]1、在该溶液中存在哪几种电离

2、c（H＋）×c（OH－）中的c（H＋）应等于两者之和

3、HCl = H＋ ＋Cl－

　　　　0.01　0.01

　　　H2O＝H＋＋OH－

　　　　　　x  x

所以，（0.01+x）x=10－14一般地，x与0.01相比，可以忽略不计

［随堂练习］1、求25℃0.05mol/LBa（OH）2溶液C（H＋）

2、求25℃0.05mol/L硫酸溶液由水电离出来的［H＋］

[过渡]从上述数据，上述c（H＋）、c（OH－）都较小，使用起来不方便，因此，化学上常采用pH来表示溶液的酸碱性的强弱。

[板书]三、pH

1、定义：

pH=－lg[c（H＋）]

[讲]溶液的pH指的是用C（H＋）的负常用对数来表示溶液的酸碱性强弱，即pH=－lg[c（H＋）]，要注意的是的，当溶液中C（H＋）或C（OH―）大于1mol时，不用pH来表示溶液的酸碱性。

广泛pH的范围为0-14

［投影］中性溶液，c（H＋）=c（OH－）＝10－7mol/L　pH=7

酸性溶液，c（H＋）>c（OH－） pH<7

碱性溶液，c（H＋）7

[板书]2、广泛pH的范围：

0-14

溶液的酸性越强，其pH越小；溶液的碱性越强，其pH越大。

[过]那么，如何测定某溶液的酸碱性，即如何测定溶液的pH值呢？

[讲]用pH试纸、pH计

[板书]3、pH的测定方法

（1）试纸的使用

[设问]如何使用呢？

要不要先用水浸湿呢？

浸湿对测定结果有何影响？

[讲]一般先把一小块的试纸放在表面皿或玻璃片上，用沾有待测溶液的玻璃棒点试纸的中部，，再用标准比色卡与之比较，来确定溶液的pH值。

不能用水浸湿，这样会溶液变稀，测定结果向pH=7的方向靠近。

标准比色卡的颜色与光谱一致，按pH从小到大依次的：

红橙色（酸性）；绿（中性）；蓝靛紫（碱性）。

［投影］

［过］除了试纸外，我们在实验室最常用的是酸碱指示剂。

[板书]

（2）酸碱指示剂

［讲］酸碱指示剂一般是弱有机酸或弱有机碱，它们的颜色变化在一定的pH范围内发生的，因此，可以用这些弱酸、弱碱来测定溶液的pH。

但只能测出pH的范围，一般不能准确测定pH。

［投影］

指示剂

甲基橙

石蕊

酚酞

变色范围pH

3.1-4.4

5-8

8-10

溶液颜色

红-橙-黄

红-紫-蓝

无色-浅红-红

［讲］上述两种测定方法，都不是很精确，要想准确测定溶液的pH应该使用pH计

[板书]（3）pH计

［讲］测试和调控溶液的pH，对工农业生产、科学研究、以及日常生活和医疗保健都具有重要意义。

在医疗上，当体内的酸碱平衡失调时，血液的pH是诊断疾病的一个重要参数，而利用药物调控pH则是辅助治疗的重要手段之一。

在生活中，人们洗发时用的护发素，其主要功能也是调节头发的pH使之达到适宜的酸碱度。

在环保领域中，酸性或碱性废水处理常常利用中和反应，在中和处理的过程中可用pH自动测定仪进行监测和控制。

在农业生产中，因土壤pH影响植物对不同形态养分的吸收及养分的有效性，各种作物生长都对土壤土壤的pH范围有一定的要求。

在科学实验和工业生产中，溶液的pH的控制常常是影响实验结果或产品质量、产量的一个关键因素。

[板书]4、pH的应用

[投影]

[过渡]用pH来表示溶液的酸碱性，是十分方便，掌握有关的pH计算是十分重要的。

[板书]四、pH的有关计算

1、单一溶液的pH计算

（1）求强酸溶液的pH

［点击试题］例1：

求1×10-3mol/LHCl溶液的PH

解：

PH=-lg10-3=3

［随堂练习］求1×10-3mol/LH2SO4溶液的PH

[板书]

（2）.求强碱溶液的pH

［点击试题］例2、求0.1mol/LNaOH溶液的PH

解:

C（H+）=1×10-13mol/LPH=-lg10-13=13

［随堂练习］求0.1mol/LBa（OH）2溶液的PH

[板书]2.混合溶液的pH计算

（1）求强酸与强酸混合溶液的pH

［点击试题］例3、10mL0.1mol/LHCl与20mL0.2mol/LHCl混合，求该混合溶液的PH值。

C（H+）=（0.01×0.1+0.02×0.2）mol/（0.01+0.02）L=0.17mol/L

PH=-lg1.7×10-1=1-lg1.7

［随堂练习］将PH=1和PH=3的盐酸溶液等体积混合，求该混合溶液的PH值。

解:

C（H+）=（0.1×V+0.001×V）mol/2VL=0.0505mol/l

PH=-lg5.05×10-2=2-lg5.05=1.3

[板书]

（2）求强碱与强碱混合溶液的PH

［点击试题］例4、10mL0.1mol/LNaOH与20mL0.2mol/LBa（OH）2混合，求该混合溶液的PH值。

解：

C（OH_）=（0.01×0.1+0.02×0.2×2）mol/（0.01+0.02）L=0.3mol/L

C（H+）=3×10-14mol/LPH=-lg3×10-14=14-lg3

［随堂练习］将PH=11和PH=13的NaOH溶液等体积混合，求该混合溶液的PH值。

解:

C（HO-）=（0.001×V+0.1×V）mol/2VL=0.0505mol/l

C（H+）=1。

98×10-13mol/LPH=-lg1。

98×10-13=13-lg1。

98=12。

7

[板书]（3）求强酸与强碱混合溶液的PH

［点击试题］例5、10mL0.1mol/LHCl与10mL0.2mol/LNaOH混合，求该混合溶液的PH值。

解：

n（H+）=1×10-3moln（OH_）=0.002mol

余:

C（OH-）=0.001molC（H+）=1×10-10mol/L

PH=1×10-10=10

［随堂练习］将PH=6的HCl和PH=10的NaOH溶液等体积混合，求该混合溶液的PH值。

解:

C（H+）=1×10-6mol/Ln（H+）=1×10-6Vmol

n（OH-）=1×10-4Vmol

故余约n（OH-）=1×10-4VmolC（OH-）=5×10-5mol/LC（H+）=2×10-10mol/L

PH=-lg2×10-10=10-lg2

［讲］当强酸溶液与强碱溶液等体积混合时，若pH酸+pH碱=14，溶液呈中性。

pH酸+pH碱≠14，则H＋或OH过量，则先求剩余C（H＋）或C（OH―），再求混合溶液的pH

［投影］小结:

强酸、强碱溶液两两等体积混合时pH的计算

混合物质

两种溶液pH关系

混合后溶液pH

A、B均为酸

pHA

pHA+0.3

A、B均为碱

pHA

pHB-0.3

A是酸、B是碱

pHA+pHB=14

7

pHA+pHB<14（酸剩余）

pHA+0.3

pHA+pHB>14（酸剩余）

pHB-0.3

注意：

酸碱溶液的pH之差必须≥2，否则误差较大

［讲］当强酸溶液与强碱溶液混合呈中性时，二者体积与pH的关系

［投影］若pH酸+pH碱=14，V酸：

V碱=1：

1

若pH酸+pH碱=A>14，V酸：

V碱=10A-14

若pH酸+pH碱=A<14，V酸：

V碱=1：

1014-A

［讲］相同体积酸溶液与碱溶液混合，若为一元弱酸，pH酸+pH碱=14，在未指定强、弱时，pH不一定是7。

若为强碱弱酸，则混合后有弱酸有余，则pH＜7；若为强酸弱碱则混合后弱碱有余，则pH＞7。

这种方法只能判断溶液的酸碱性，无法准确计算出pH　

[板书]3、稀释的计算

［点击试题］例6、0.0001mol/L的盐酸溶液，求其pH值，用水稀释10倍，求其pH值，用水稀释1000倍后，求其pH值。

pH＝4　　pH＝5　pH＝7

[板书]

（1）强酸pH=a，加水稀释10n倍，则pH=a+n

（2）弱酸pH=a，加水稀释10n倍，则pH

（3）强碱pH=b，加水稀释10n倍，则pH=b-n

（4）弱碱pH=b，加水稀释10n倍，则pH>b-n

［随堂练习］在25℃时，有pH为a的盐酸和pH为b的NaOH溶液，取VaL该盐酸，同该NaOH溶液中和，需VbLNaOH溶液，填空：

（1）若a+b=14，则Va:

Vb=____________（填数字）。

（2）若a+b=13，则Va:

Vb=____________（填数字）。

（3）若a+b>14，则Va:

Vb=_____________（填表达式），且Va_________Vb（填：

>、<、=）（题中a≤6、b≥8）。

n（OH―）==0.05*2==0.1

n（H＋）==10-13

解：

PH=-lg2×10-3=3-lg2=2.6

解:

C（H+）=5×10-14mol/LPH=-lg5×10-14

=14-lg5

（1）1；

（2）0.1；（3）10a+b-14，>。

教学回顾：

教案

课题：

第三节水的电离和溶液的酸碱性（三）

授课班级

课时

2

教

学

目

的

知识

与

技能

1、掌握酸碱中和滴定概念。

2、理解酸碱中和反应的实质。

3、熟记酸碱中和滴定实验用到主要仪器名称、仪器的用途。

4、掌握中和滴定实验计算的步骤和方法。

过程

与

方法

1、通过中和反应实质、中和滴定原理的分析，体会化学家是怎样利用中和反应来设计化学定量测定方法的。

2、掌握酸碱中和滴定反应中的化学计算方法。

情感

态度

价值观

通过酸碱中和反应的实质到中和滴定方法等相互之间的联系的分析，理解化学反应在工农业、科研中的应用。

提高学习化学的兴趣。

重点

中和滴定原理的认识

难点

酸碱中和滴定有在关计算

知

识

结

构

与

板

书

设

计

五、中和滴定的原理

1、定义：

用已知浓度的酸或碱来测定未知浓度的碱或酸的实验方法。

2、原理：

C（B）==

3、关键：

（1）准确地测定两种溶液的体积

（2）准确地判断滴定终点

4、酸碱指示剂的选择

六、实验操作

1、滴定管的结构

2、滴定管的使用

（1）检漏

（2）润洗仪器（3）装液

3、中和滴定操作

4、数据处理

七、误差分析

1、误差分析依据：

C待=

实验操作中可能引起C标和V待的变化，最终影响V标。

2、产生误差的来源

（1）操作不当

滴定管的洗涤不当

锥形瓶的洗涤

滴定管尖嘴部分留有气泡

读数不规范

（2）终点判断不当。

（3）标准溶液配制不当

教学过程

教学步骤、内容

教学方法、手段、师生活动

[引入]计算用0.1mol／L的氢氧化钠溶液与20mL0.1mol／L的盐酸溶液反应时，当分别滴入NaOH；

（1）5mL，

（2）8mL，（3）10mL，（4）15mL，（5）18mL，（6）19mL，（7）19.5mL，（8）19.8mL，（9）20mL，（10）21mL，（11）23mL，（12）25mL时溶液的pH，并画出反应过程中溶液pH变化的曲线图（以pH变化为纵坐标，以烧碱溶液的体积为横坐标）。

[投影]展示所画的滴定曲线图：

[讲]从未滴定前到滴入10mL,pH由1增到1.48（用10mL）；从10mL到19.5mL，pH由1.48到2.9（用9.5mL）；从19.5mL到20mLpH由2.9到7.0（用0.5mL）；从20mL到21mL，pH由7到11.4（用1mL）；从21mL到25mL，pH由11.4到12（用4mL）。

[讲]从未滴定前到滴入10mL，pH由1增到1.48（用10mL）；从10mL到19.5mL，pH由1.48到2.9（用9.5mL）；从19.5mL到20mL，pH由2.9到7.0（用0.5mL）；从20mL到21mL，pH由7到11.4（用1mL）；从21mL到25mL，pH由11.4到12（用4mL）。

[小结]接近终点（pH≈7）时，很少量的酸和碱会引起pH突变，酸碱反应终点附近pH突变情况是定量测定酸或碱浓度时选择指示剂的重要依据。

［讲］在酸碱反应过程中，溶液的pH会发生变化，对于强酸强碱的反应，开始时由于被中和的酸或碱浓度较大，加入少量的碱或酸对其pH的影响不大。

当反应接近反应终点（pH≈7时），很少量（一滴，约0.05mL）的碱或酸就会引起溶液的pH突变，酸、碱的浓度不同，pH突变范围不同。

酸碱反应曲线是以酸碱混合过程中滴加酸或碱的量为横坐标，以溶液pH为纵坐标给出一条溶液pH随酸的滴加量而变化的曲线。

它描述了酸碱混合过程中溶液的pH的变化情况，其中酸碱反应终点附近的pH突变情况，对于定量测定碱或酸的浓度实验中如何选择合适的酸碱指示剂具有重要意义。

［板书］五、中和滴定的原理

1、定义：

用已知浓度的酸或碱