高中化学 第三章第二节 水的电离和溶液酸碱性教案 新人教版选修4Word格式.docx

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写出H2OH++OH-的化学平衡常数。

在25℃时，实验测得1L纯水只有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，c（H2O）=55.6mol/L。

故25℃时，

H2O的电离常数K==1.8×

10-16

2、H2O的电离常数K电离==1.8×

电离前后水的浓度几乎不变，因此，在25℃时，KW=c（H＋）·

c（OH－）=K电离·

c（H2O）=1×

10-14，KW就叫做水的离子积。

3、水的离子积：

25℃时KW=c（H＋）·

c（OH－）=1.0×

10-14。

[分析交流]（表3-2不同温度下水的离子积常数）总结水的电离的影响因素。

t/℃

10

20

25

40

50

90

100

KW/10-14

0.134

0.292

0.681

1.01

2.92

5.47

38.0

55.0

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。

[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。

二、溶液的酸碱性与pH

1、液的酸碱性

[思考与交流]

根据室温时水的电离平衡，运用平衡移动原理分析下列问题：

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，发生电离的水是否仍为纯水时的1×

10-7mol/L？

2、比较下列情况下，c（H+）、c（OH-）的值或变化趋势（增加或减少）。

纯水

加入少量盐酸

加入少量氢氧化钠

c（H+）

1×

10-7mol/L

增加

减少

c（OH-）

c（H+）和c（OH-）

大小比较

c（H+）=c（OH-）

c（H+）＞c（OH-）

c（H+）＜c（OH-）

3、酸溶液中是否存在OH-？

碱溶液中是否存在H+？

解释原因。

碱溶液中：

H2OH++OH-NaOH=Na++OH-，c（OH-）升高，c（H+）下降，水的电离程度降低。

酸溶液中：

H2OH++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

稀溶液中25℃：

Kw=c（H+）·

c（OH-）=1×

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×

碱性溶液：

c（H+）<

c（OH-）,c（H+）<

10－7mol/Lc（OH-）>

[小结]

[课堂练习]

1、纯水在25℃和80℃时的氢离子浓度，前者和后者的关系是

A.前者大B.相等C.前者小D.不能肯定

2、给蒸馏水中滴入少量盐酸后，下列说法中错误的是

A.c（H+）·

c（OH-）乘积不变B.pH增大了

C.c（OH-）降低了D.水电离出的c（H+）增加了

3、常温下，下列溶液中酸性最弱的是

A.pH=4B.c（H+）=1×

10-3mol·

L-1

C.c（OH-）=1×

10-11mol·

L-1D.c（H+）·

c（OH-）=1×

10-14

4、今有a.盐酸b.硫酸c.醋酸三种酸：

（1）在同体积，同pH的三种酸中，分别加入足量的碳酸钠粉末，在相同条件下产生CO2的体积由大到小的顺序是。

（2）在同体积、同浓度的三种酸中，分别加入足量的碳酸钠粉末，在相同条件下产生CO2的体积由大到小的顺序是。

（3）物质的量浓度为0.1mol·

L-1的三种酸溶液的pH由大到小的顺序是。

参考答案：

1、C2、BD3、D4、

（1）c>

b=a。

（2）b>

a=c。

（3）c>

a>

b

[作业]

P512、3

[板书计划]

1、H2O+H2OH3O++OH-

25℃c（H+）=c（OH-）=1×

2、H2O的电离常数K电离==1.8×

10－16

25℃KW=c（H+）·

c（OH-）=1.0×

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。

KW=c（H+）·

第二课时

[复习]

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.

利用离子积计算溶液中的H+或OH-浓度

[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-

0.010.01

H2OH++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

[例2]求25℃时，0.05mol/LBa（OH）2溶液c（H+）

例3、求25℃时，0.05mol/L硫酸溶液由水电离出来的c（H+）

从上述数据，上述c（H+）、c（H+）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。

三、pH

1、定义：

pH=-lgc（H+）

[设问]

若c（H＋）=10-8，那么pH为多少？

[回答]

pH=8

1、纯水的pH。

2、求0.001mol/LNaOH溶液的pH。

可见：

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+）<

pH>

溶液的酸性越强，其pH越小；

溶液的碱性越强，其pH越大。

若c（H+）=10mol，那么pH等于多少？

等于-1

这样方便吗？

不方便

可见，当溶液的c（H+）>

1mol/L时，使用pH不方便，一般不用pH来表示溶液的酸碱性，而是直接用H+浓度表示。

那么，如何测定某溶液的酸碱性，即如何测定溶液的pH值呢？

用pH试纸、pH计

2、pH试纸的使用

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？

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。

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。

pH试纸

pH试纸是将试纸用多种酸碱指示剂的混合溶液浸透，经晾干制成的。

它对不同pH的溶液能显示不同的颜色，因此可用于迅速判断溶液的pH。

常用的pH试纸有广泛pH试纸和精密pH试纸。

广泛pH试纸的pH范围是1～14（最常用）或0～10，可以识别的pH差值约为1；

精密pH试纸的pH范围较窄，可以判别0.2或0.3的pH差值。

此外，还有用于酸性、中性或碱性的专用pH试纸。

3、pH的有关计算

[例题]

1、稀释的计算：

[例3]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。

2、混合的计算：

（1）强酸和强酸混合的计算

[例4]求pH都等于2的盐酸溶液，等体积混合后的pH值

（2）强碱和强碱混合的计算

[例5]求pH都等于12的氢氧化钠溶液，等体积混合后的pH值

（3）强酸和强碱混合的计算

[例6]40mL0.5mol/LNaOH溶液和40mL0.4mol/L的硫酸相混合后，溶液的pH约为多少？

三、pH的应用

[自学]

相关内容：

1、pH与人体健康的关系。

2、pH在环保上的应用。

3、土壤pH与土壤有效成分关系。

[学生回答]

血液pH诊断疾病，药物调控pH辅助治疗。

[投影]表3-3一些重要作物最适宜生长的土壤的pH范围

作物

pH

水稻

6～7

棉花

6～8

苹果

5～6.5

小麦

6.3～7.5

马铃薯

4.8～5.5

香蕉

5.5～7

玉米

洋葱

草莓

5～7.5

大豆

生菜

水仙花

6～6.5

油菜

薄荷

7～8

玫瑰

烟草

5～6

1、将pH为5的硫酸溶液稀释500倍，稀释后溶液中c（SO42-）和c（H+）之比约为

A、1:

1B、1:

2C、1:

10D、10:

1

2、向VmLBaCl2溶液中加入一定体积的0.05mol/L硫酸溶液，两者恰好完全反应，且反应后溶液的pH为3.0。

则原BaCl2溶液的物质的量浓度为

A、5.05×

10-4mol·

L-1B、5.05×

L-1

C、1.01×

L-1D、1.01×

3、下列试纸使用时,不宜先用水润湿的是

A、pH试纸B、红色石蕊试纸C、淀粉碘化钾试纸D、蓝色石蕊试纸

4、250mLpH=12的某一元强碱（MOH）溶液与250mL0.025mol·

L-1的硫酸溶液相混合，假设混合后液体体积为500mL。

试求：

（1）混合液的pH；

（2）若原250mL一元强碱中含溶质0.1g,则M的相对原子质量为多少？

（3）若给混合液中分别滴入几滴甲基橙、无色酚酞、紫色石蕊试液，则溶液的颜色分别是什么？

5、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：

（填：

>

、<

、=）（题中a≤6、b≥8）

（1）若a+b=14，则Va:

Vb=____________（填数字）。

（2）若a+b=13，则Va:

（3）若a+b>

14，则Va:

Vb=_____________（填表达式），且VaVb。

1、C2、A3、A

4、

（1）pH=1.7；

（2）Mr=23；

（3）变红色、变无色、变红色。

5、

（1）1；

（2）0.1；

（3）10a+b-14，>

。

P52～534、5、6、7、8、9、10

[板书设计]

pH=-lgc（H+）

四、pH的应用

第三课时（实验课）

[复习]

pH值的计算。

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）。

[展示]

展示所画的滴定曲线图：

[分析]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）。

[分析]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）。

[规律]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。

[板书]实验名称：

实验测定酸碱反应曲线

实验目的：

练习使用pH计测量溶液pH值。

学习以图示处理科学实验数据的方法。

探究酸碱反应中pH值变化特点。

体会定量实验在化学研究中的作用。

实验原理：

接近终点（pH≈7）时，很少量的酸和碱会引起pH突变。

实验用品：

pH计、酸式滴定管、碱式滴定管、烧杯、锥形瓶、铁架台、滴定管夹。

0.1000mol/L氢氧化钠、0.1000mol/L盐酸溶液、酚酞溶液、蒸馏水。

实验仪器说明：

1、pH计（略）

2、滴定管

（1）构造

[介绍]

（1）酸式滴定管和碱式滴不定管的构造，对比不同点及其原因，

（2）对比滴定管和量筒刻度的不同。

[思考、讨论]得出

（1）碱液能与玻璃的主要成分二氧化硅发生化学反应，所以碱式滴定管用乳胶管结构代替。

（2）起点不同，精确度不同。

（2）使用方法：

[自学]相关内容填空：

[讲解]

（1）检查滴定管是否漏水；

（2）润洗仪器。

方法：

从滴定管上口倒入3～5mL盛装的溶液，倾斜着转动滴定管，使液体湿润全部滴定管内壁，然后用手控制活塞，将液体放入预置的烧杯中。

（3）取反应溶液，使液面在位于0以上2～3cm处，并讲滴定管固定在铁架台上。

（4）调节起始读数：

在滴定管下放一烧杯，调节活塞，是滴定管尖嘴部分充满溶液，并使液面处于0或0以下某一位置，准确读数，并记录。

（5）放出反应液：

根据需要从滴定管逐滴放出一定量液体。

[板书]

（2）使用方法：

（1）检查滴定管是否漏水；

（2）润洗仪器（3）取反应溶液（4）调节起始读数。

（5）放出反应液。

中和滴定操作

[边讲边实验]用已知浓度的0.1000mol/L盐酸溶液滴定未知浓度的氢氧化钠为例。

[投影]实验步聚：

（1）量取待测盐酸溶液20。

00mL于锥形瓶中，滴入2-3滴酚酞，振荡。

（2）把锥形瓶放在碱式滴定管的下面，并在瓶子底垫一块白瓷砖，小心滴入碱液，边滴边摇动锥形瓶，直到因加入一滴碱液后，溶液由元色变成红色，并在半分钟内不褪去为止，滴定结束。

（3）参考实验记录表，每隔一定体积，记录并测pH：

（4）根据实验数据，以氢氧化钠体积为横坐标，以所测的pH为纵坐标绘制中和反应

曲线：

[提出问题]强酸与强碱完全中和时，溶液的pH就为7，但指示剂变色时，溶液的pH不等于7，为什么可将滴定终点当成完全中和的点？

[分析]根据滴定曲线图进行分析（结合滴定曲线说明）强酸强碱完全中和时溶液的pH就为7，而滴定的终点则是通过指示剂颜色的变化来观察，此时溶液的pH往往不是7，但由滴定曲线可知：

在滴定过程中开始一段时间溶液的pH变化不大，处于量变过程中，而在接近完全中和时，滴入0.02的碱溶液时，溶液的pH变化很大，溶液由酸性变中性再变成碱性发生了突变，往事后再滴入碱溶液，溶液的pH变化又比较缓慢，说明滴定过程中，溶液的酸碱性变化经过了由量变引起质变的过程，有一段发生了pH突变的过程，完全中和和酚酞或甲基橙指示剂变色的pH虽不同，但只相差半滴，即只有0.02左右，这种误差是在许可的范围之内。

[课堂练习]

1.以下是几种酸碱指示剂变色的pH范围：

①甲基橙3.1～4.4②甲基红4.4～6.2③酚酞8.2～10,现用0.1000mol·

L－1NaOH溶液滴定浓度相近的甲酸时，上述指示剂（）

A.都可以用B.只能用③C.可以用①或②D.可以用②或③

2.有一支50mL酸式滴定管，其中盛有溶液，液面恰好在10.0mL刻度处，把滴定管中的溶液全部流下排出，承接在量筒中，量筒内溶液的体积（）

A.大于40.0mLB.为40.0mLC.小于40.0mLD.为10.0mL

3.下图是向100mL的盐酸中逐渐加入NaOH溶液时，溶液的pH变化图。

根据图所得结论正确的是（）

A.原来盐酸的物质的量浓度为0.1mol·

L－1

B.ｘ处为0.1mol的NaOH溶液

C.原来盐酸的物质的量浓度为1mol·

D.ｘ处为0.01mol的NaOH溶液

4.用0.1mol·

L－1NaOH溶液滴定0.1mol·

L－1盐酸，如达到滴定的终点时不慎多加了1滴NaOH溶液（1滴溶液的体积约为0.05mL），继续加水至50mL，所得溶液的pH是（）

A.4B.7.2C.10D.11.3

5.下面是一段关于酸碱中和实验操作的叙述：

①取一锥形瓶，用待测NaOH溶液润洗两次。

②在一锥形瓶中加入25mL待测NaOH溶液。

③加入几滴石蕊试剂做指示剂。

④取一支酸式滴定管，洗涤干净。

⑤直接往酸式滴定管中注入标准酸溶液，进行滴定。

⑥左手旋转滴定管的玻璃活塞，右手不停摇动锥形瓶。

⑦两眼注视着滴定管内盐酸溶液液面下降，直至滴定终点。

文中所述操作有错误的序号为（）

A.④⑥⑦B.①⑤⑥⑦C.③⑤⑦D.①③⑤⑦

1.B2.A3.AD4.C5.D

[小结]略

[作业]P52、11