高中化学 水的电离和溶液的酸碱性 教案1Word文件下载.docx

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（1）水是一种极微弱的电解质，只能微弱的电离，并存在着平衡。

水的电离方程式：

H2O+H2O=H3O++OH-

简写为：

H2O=H++OH-

（2）从纯水的导电性实验测得，25℃时，1L纯水中只有1×

10—7molH2O电离。

∴CH+=COH-=1×

10-7mol/L

而1L水的物质的量为55.6mol，这与发生电离的水1×

10-7mol相比，水的电离部分忽略不计。

所以，电离前后，水的物质的量几乎不变，可以看作是一个常数

[结论]]CH+·

COH-=KW

KW叫做水的离子积常数，简称水的离子积。

KW=CH+·

COH-=1×

10-7×

1×

10-7=1×

10-14

水的离子积常数反映了一定温度下的水的H+浓度和OH-浓度之间的关系。

二、影响水的电离的因素

1加入酸或碱，抑制水的电离，KW不变；

2加入某些盐，促进水的电离，KW不变；

3电离过程是一个吸热过程，升温能促进水的电离，KW增大，在100℃时，KW=1×

10－12。

4其它因素：

如加入活泼金属，消耗H+，水的电离程度增大。

[讨论]CH+=1×

10-7mol/L的溶液一定呈中性吗？

溶液或纯水呈中性，是因为溶液中CH+=COH-

纯水中溶液H＋、OH－浓度的计算方法：

CH+=COH-=

。

三、在酸、碱溶液中如何求H2O电离出的H+浓度和OH-浓度

例1、0﹒1mol/LHCI中CH+以及水电离出的H+浓度和OH-浓度

[分析]

（1）酸影响了水的电离，抑制了水的电离，水电离平衡向左移动。

所以，酸电离出的CH+很大，是主要的，水电离的CH+很小。

所以溶液中CH+可以近似看作是酸电离出的H+浓度。

∴CH+=0﹒1mol/L

溶液中COH-=10-14/0﹒1=10-13mol/L

此COH-就是水电离出的OH-浓度。

∴CH+（水）=COH-（水）=10-13mol/L

结论：

纯水中KW=10-14为单纯水的离子积常数。

对于酸或碱来说，溶液中的H+浓度和OH-浓度的乘积是1×

10-14，而抑制了水的电离，使水本身的离子积常数减小。

例2、0﹒1mol/L下列物质的溶液中，CH+和COH-的大小顺序

（1）HCI

（2）Ba（OH）2（3）HF（4）NaOH（5）CH3COOH

例3、将水升温到95℃时，水的电离程度将，水的离子积常数将

水的H+浓度和OH-浓度将，此时溶液呈性，pH7。

课后练习:

1.水的电离过程为H2OH++OH-，在不同温度下其离子积为KW25℃=1×

10-14，KW35℃=2.1×

10-14。

则下列叙述正确的是：

A、c（H+）随着温度的升高而降低B、在35℃时，纯水中c（H+）＞c（OH-）

C、水的电离常数K25℃＞K35℃D、水的电离是一个吸热过程

2.1）判断正误：

（1）任何水溶液中都存在水的电离平衡。

（2）任何水溶液中（不论酸、碱或中性）都存在Kw=10-14。

（3）某温度下，某液体c（H+）=10-7mol/L，则该溶液一定是纯水。

2）0.01mol/L盐酸溶液中。

c（H+）、c（OH-）分别为多少？

c（H+）=0.01mol/Lc（OH-）=KW/c（H+）=10-12mol/L

3）0.01mol/LNaOH溶液中.c（H+）、c（OH-）分别为多少？

c（OH-）=0.01mol/Lc（H+）=KW/c（OH-）=10-12mol/L

3）25℃：

A、B、C三种溶液，其中A中c（H+）=10—3mol/L，B中c（OH-）=510—7mol/L，C中c（H+）/c（OH-）=106,则三种溶液的酸性强弱顺序如何？

A＞C＞B

4）25℃、浓度均为0.1mol/L的下列溶液中c（H+）由大到小的排列顺序：

①氨水②NaOH③盐酸④醋酸

③＞④＞①＞②

四、巩固练习

书面作业：

1、教材上习题

2、求0﹒01mol/LNaOH溶液中COH-以及水电离出的H+浓度和OH-浓度

教后感：

第三章第三节水的电离和溶液的酸碱性（第2课时）

1、了解溶液的酸碱性和pH的关系

2、学会溶液pH的简单计算

溶液的酸碱性和PH的关系

关于溶液pH的计算

推理法、讲述法、分析比较法

一、溶液的酸碱性

1、溶液的酸碱性与CH+、COH-的关系

[提出问题]：

纯水中加入盐酸或氢氧化钠后，水的电离平衡如何移动？

建立新平衡时溶液中的CH+、COH-如何变化？

[分析讨论，总结规律]：

无论酸性、中性、碱性溶液里，都同时存在着OH-、H+，常温下，CH+、COH-的乘积是一个常数（1×

10-14）

溶液酸碱性

CH+

COH-

CH+、COH-

CH+·

酸性

＞10-7mol

＜10-7mol

CH+＞COH-

中性

=10-7mol

CH+=COH-

碱性

CH+＜COH-

[强调指出]：

任何水溶液中存在的H+和OH-作为矛盾的双方，既互相依存，又互相制约，共同决定了溶液的酸碱性。

（对立统一的观点）

2、溶液的pH

（1）为什么要引入溶液的pH

示例：

植物适宜生长在中性的土壤中，要测土壤溶液的酸碱度；

医生要检测病人的血液，尿液等，要测酸碱度，掌握病人的健康状况；

有关部门需要经常测定雨水是否是酸雨；

工厂要配制电镀液等都需要了解溶液的酸碱性，经常要用到一些CH+很小的溶液，这时就很不方便，因此要引入溶液的pH。

（2）表示方法：

pH=-IgCH+

（3）意义：

表示溶液中CH+的大小，即能表示溶液的酸碱性的强弱。

（4）示例：

A、以教材中四种溶液的氢离子浓度为例，求四种溶液的pH.

B、求10ml的0.2mol/L的H2SO4的pH.如果将溶液稀释至10倍、100倍，求溶液的pH.

C、怎样求pOH？

二、溶液的酸性的强弱与酸的强弱

（1）酸的强弱是以电解质的电离来区分的：

强电解质完全电离的酸是强酸，弱电解质只有部分电离的酸是弱酸；

溶液的酸性是由溶液中CH+决定的，CH+越大的溶液，则酸性越强，反之越弱。

（2）观点：

①强酸溶液的酸性不一定比弱酸溶液的酸性强②酸性强的溶液不一定是强酸③酸性相同的溶液，弱酸浓度大，中和能力强④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。

安排学生课后阅读资料，并完成某些物质的pH的测定，以激发学生的兴趣，培养实验能力。

三、巩固练习

计算0﹒01mol/LNaOH溶液、0.01mol/L的H2SO4溶液的pH.如果将它们等体积混合，确定溶液的酸碱性，并计算混合液的pH.

第三章第三节水的电离和溶液的酸碱性（第3课时）

1、了解pH的测定方法

2、学会强酸强碱溶液的pH计算以及混合溶液的pH计算

学会强酸强碱溶液的pH计算以及混合溶液的pH计算

学会方法，训练思维，掌握基本计算格式

分析、推理

一、pH的测定

1、pH值的改变

①pH﹤7溶液呈酸性，pH越小，酸性越强；

pH每减小1个单位，CH+增大10倍

②pH﹥7溶液呈碱性，pH越大，碱性越强。

pH每增加1个单位，CH+减小10倍。

③pH小的酸性溶液，不一定是强酸溶液

④pH每升高一个单位，对于强酸需要稀释10倍，而对于弱酸稀释的倍数超过了10倍；

pH每降低一个单位，对于强碱需要稀释10倍，而对于弱碱稀释的倍数超过了10倍。

2、测定方法：

测定溶液的pH可用pH试纸，这种试纸使用时不能用水湿润，否则非中性溶液的pH测定值比实际的或大或小，使用时用玻璃棒蘸取少量的待测溶液与pH试纸接触，再与标准比色卡对比，读出pH值。

另外也可用pH计准确测定。

二、关于pH值的计算

1、酸性溶液：

按C→CH+→pH

2、碱性溶液：

按C→COH-→CH+→pH

3、强酸、强碱溶液的稀释后的溶液：

对于酸溶液中的CH+，每稀释10n倍，pH增大n个单位，但增大后不超过7，酸仍为酸！

对于碱溶液中的COH-，每稀释10n倍，pH减少n个单位，但减少后不小于7，碱仍为碱！

PH值相同的强酸与弱酸（或强碱与弱碱），稀释相同的倍数，pH变化为强酸变化大，弱酸变化小。

极稀溶液中的pH值的计算，应考虑水的电离。

4、强酸与强弱溶液混合的计算：

反应的实质：

H++OH-=H2O

三种情况：

（1）恰好中和，pH=7

（2）若余酸，先求中和后的CH+，再求pH。

（3）若余碱，先求中和后的COH-，再通过KW求出CH+，最后求pH。

或先求pOH，再由pH=14-pOH。

5、已知酸和碱溶液的pH之和，判断等体积混合后的溶液的pH

（1）若强酸与强碱溶液的pH之和大于14，则混合后显碱性，pH大于7。

（2）若强酸与强碱溶液的pH之和等于14，则混合后显中性，pH等于7。

（3）若强酸与强碱溶液的pH之和小于14，则混合后显酸性，pH小于7。

（4）若酸与碱溶液的pH之和等于14，强、碱中有一强、一弱，则酸、碱溶液混合后，谁弱显谁性。

这是因为酸和碱已电离的H+和OH-恰好中和，谁弱谁的H+或OH-有储备，中和后还能电离，显出酸、碱性来。

三、例题讲解

1、把1mL0﹒05mol/L的H2SO4加水稀释制成100mL溶液，求稀释前和稀释后溶液的pH.以及由水电离产生的CH+.答案：

4610-1010-8

2、等体积混合0﹒1mol/L的盐酸和0﹒06mol/L的Ba（OH）2溶液后，溶液的pH等于多少？

答案：

12

3、室温时，将pH=5的H2SO4稀释10倍，则CH+：

C（SO42-）=？

将稀释后的溶液再稀释100倍，CH+：

2：

120：

1

四、作业：

将10mL0﹒1mol/L的盐酸和10mL0﹒1mol/LBa（OH）2溶液混合求pH？

第三章第三节水的电离和溶液的酸碱性（第4课时）

1．了解常用分析仪器。

　　2．理解酸碱中和滴定的原理。

3．使学生初步了解酸碱中和滴定的操作方法。

　　4．掌握酸碱滴定的误差分析。

4．掌握酸碱滴定的误差分析。

4．掌握酸碱滴定的误差分析

一、酸碱中和滴定

1、定义：

用已知物质的量的浓度的酸（或碱）来测定未知浓度的碱（或酸）的方法

2、原理：

在酸碱中和反应中，使用一种已知物质的量浓度的酸或碱溶液跟未知浓度的碱或酸溶液完全中和，测出二者的体积，根据化学方程式中酸和碱的物质的量的比值，就可以计算出碱或酸的溶液浓度。

3、公式：

c酸v酸=c碱v碱（一元酸和一元碱）

4、实验的关键:

（1）准确测量参加反应的两种溶液的体积

（2）准确中和反应是否恰好完全反应

5、实验仪器及试剂:

仪器:

酸式滴定管、碱式滴定管、锥形瓶、铁架台、滴定管夹、烧杯、白纸

试剂：

标准液、待测液、指示剂

二、指示剂的选择：

1、原则：

1）终点时，指示剂的颜色变化明显

2）变色范围越窄越好，对溶液的酸碱性变化较灵敏

2、酸碱指示剂：

一般是有机弱酸或有机弱碱（定性测定）

种类

变色范围

甲基橙溶液

红3.1橙4.4黄

酚酞溶液

无8.2浅红10红

石蕊溶液

红5紫8蓝

（1）甲基橙和酚酞的变色范围较小：

4.4-3.1=1.310-8=2对溶液的酸碱性变化较灵敏

（2）溶液使指示剂改变颜色，发生的化学变化。

指示剂滴加太多比将消耗一部分酸碱溶液（一般为1~2滴）。

3、pH试纸（定量测定）

（1）成分：

含有多种指示剂

（2）本身颜色：

淡黄色

（3）操作：

用镊子取一小块pH试纸放在洁净的表面皿或玻璃片上，然后用玻棒沾取少量待测液点在试纸中央，试纸显色后再与标准比色卡比较，即知溶液的pH值。

4、酸碱中和滴定中指示剂的选择：

强酸强碱间的滴定：

酚酞溶液、甲基橙

三、实验步骤：

1、查漏：

检查两滴定管是否漏水、堵塞和活塞转动是否灵活；

2、洗涤：

用水洗净后，各用少量待装液润洗滴定管2－3次；

3、装液：

用倾倒法将盐酸、氢氧化钠溶液注入酸、碱滴定管中，使液面高于刻度2-3cm

4、赶气泡：

酸式:

快速放液

碱式:

橡皮管向上翘起

5、调液：

调节滴定管中液面高度，在“0－1”ml之间，并记下读数。

6、取液：

（1）从碱式滴定管中放出25.00ml氢氧化钠溶液于锥形瓶中

（2）滴入2滴酚酞试液，将锥形瓶置于酸式滴定管下方，并在瓶底衬一张白纸。

7、滴定：

左手_控制酸式滴定管活塞，右手拿住锥形瓶瓶颈，

边滴入盐酸，边不断顺时针方向摇动，眼睛要始终注视锥形瓶溶液的颜色变化。

8、记：

当看到加一滴盐酸时，锥形瓶中溶液红色突变无色时，并在半分钟内不恢复红色,停止滴定，准确记下盐酸读数，并准确求得滴定用去的盐酸体积。

9.计算：

重复以上操作三次,并计算三次所测体积的平均值.整理数据进行计算。

五、误差分析：

•例题：

用标准盐酸滴定未知浓度的氢氧化钠溶液（氢氧化钠放于锥形瓶中）下列操作（其它操作均正确），对氢氧化钠溶液浓度有什么影响？

一、酸式滴定管

1、未用标准盐酸标准液润洗酸式滴定管（偏高）

2、滴定管内壁不干净，滴定后，酸式滴定管内壁挂水珠（偏高）

3、滴定管尖嘴处有气泡，滴定后气泡消失（偏高）

4、滴定操作时，有少量盐酸滴于锥形瓶外（偏高）

5、滴定前仰视刻度，滴定后俯视刻度（偏低）

二、锥形瓶

6、锥形瓶内用蒸馏水洗涤后，再用待测氢氧化钠润洗2-3次，将润洗液倒掉，再装NaOH溶液（偏高）

7、锥形瓶用蒸馏水洗后未倒尽即装NaOH溶液（无影响）

8、滴定过程中摇动锥形瓶，不慎将瓶内的溶液溅出一部分。

（偏低）

9、指示剂滴加过多（偏低）

三、碱式滴定管

10、碱式滴定管用水洗后，未用待测液润洗（偏低）

11、取待测液时，为将盛待测液的碱式滴定管尖嘴的气泡排除。

取液后滴定管尖嘴充满溶液（偏低）

四、含杂质

12、在配制待测氢氧化钠溶液过程中，称取一定质量的氢氧化钠时，内含少量的氢氧化钾，用标准盐酸溶液进行滴定。

（偏低）

13、同上情况，若氢氧化钠中含有少量的碳酸钠，结果如何（偏低）