《2019-2020年高中化學(xué)《水的電離和溶液的酸堿性》教案1 新人教版選修4.doc》由會員分享，可在線閱讀，更多相關(guān)《2019-2020年高中化學(xué)《水的電離和溶液的酸堿性》教案1 新人教版選修4.doc（6頁珍藏版）》請在裝配圖網(wǎng)上搜索。

2019-2020年高中化學(xué)《水的電離和溶液的酸堿性》教案1 新人教版選修4 [教學(xué)目標(biāo)] 1．知識目標(biāo) （1）理解水的電離、水的電離平衡和水的離子積。 （2）使學(xué)生了解溶液的酸堿性和pH的關(guān)系。 2．能力和方法目標(biāo) （1）通過水的離子積的計算，提高有關(guān)的計算能力，加深對水的電離平衡的認(rèn)識。 （2）通過水的電離平衡分析，提高運用電離平衡基本規(guī)律分析問題的解決問題的能力。 3．情感和價值觀目標(biāo) （1）通過水的電離平衡過程中H+、OH-關(guān)系的分析，理解矛盾的對立統(tǒng)一的辯證關(guān)系。 （2）由水的電離體會自然界統(tǒng)一的和諧美以及“此消彼長”的動態(tài)美。 [教學(xué)重點和難點]水的離子積。c（H+）、pH與溶液的酸堿性的關(guān)系。 [教學(xué)過程] [引入]過渡研究電解質(zhì)溶液時往往涉及溶液的酸堿性，而酸堿性與水的電離有密切的關(guān)系。那么水是如何電離的呢？ 精確的實驗證明，水是一種極弱的電解質(zhì)，它能微弱地電離，生成H3O+ 和OH—： 一、水的電離 1．水的電離 H2O + H2O H3O+ + OH— 簡寫為：H2O H+ + OH— [討論]水的電離與其它弱電解質(zhì)的電離有何異同？ 不同點：水是“自身”作用下發(fā)生的極微弱的電離。 相同點：均是部分電離，存在電離平衡和電離常數(shù)。 寫出水的電離常數(shù)的表達式。 K= 變形得：c（H+）c（OH—）=Kc（H2O） [分析]1L純水的物質(zhì)的量是556mol，經(jīng)實驗測得250C時，發(fā)生電離的水只有110-7mol，二者相比，水的電離部分太小，可以忽略不計。因此電離前后水的物質(zhì)的量幾乎不變，可以視為常數(shù)，常數(shù)乘以常數(shù)必然為一個新的常數(shù)，用Kw表示，即為水的離子積常數(shù)，簡稱水的離子積。 2水的離子積 Kw = c（H+）c（OH—） 由于250C時，c（H+）= c（OH—）= 110-7mol/L 所以250C時，Kw = c（H+）c（OH—）=110-14 當(dāng)溫度升高時，Kw如何變化？（電離過程是吸熱過程） 1000C時，Kw = c（H+）c（OH—）=110-12 注：溫度升高時Kw增大，所以說Kw時要強調(diào)溫度。 [思考]在常溫時，由于水的電離平衡的存在，不僅是純水，就是在酸性或堿 性 的稀溶液里，H+ 濃度和OH— 濃 度的乘積總是一個常數(shù)——110-14，請考慮一下，當(dāng)純水中加入鹽酸或氫氧化鈉時，c（H+）和c（OH—）如何變化？ 二、溶液的酸堿性和pH（常溫下）： 1． 溶液的酸堿性與c（H+）和c（OH—）的關(guān)系： 電解質(zhì) 溶液 對水電 離平衡 的影響 溶 液 中 c（H+） （mol/L） 溶 液 中 c（OH—） （mol/L） c（H+）與 c（OH—） 比 較 c（H+） c（OH—） 溶液酸堿性 純水 =10-7 =10-7 相 等 10-14 中性 鹽酸 加HCl， c（H+）增大，平衡左移 >10-7 <10-7 c（H+）> c（OH—） 10-14 酸性 氫氧化鈉 加NaOH， c（OH—）增大，平衡左移 <10-7 >10-7 c（H+）< c（OH—） 10-14 堿性 中性溶液c（H+）= c（OH—）= 110-7mol/L 酸性溶液c（H+）> c（OH—），c（H+）> 110-7mol/L 堿性溶液c（H+）< c（OH—），c（H+）< 110-7mol/L 注：①水中加酸或堿均 抑 制水的電離，但由水電離出的c（H+）與c（OH—）總是相等。 ②任何電解質(zhì)溶液中，H+與OH—總是共存，c（H+）與c（OH—）此增彼長，且Kw = c（H+）c（OH—）不變。 酸性溶液中c（H+）越大，酸性越強，堿性溶液中c（OH—）越大，堿性越強。 我們經(jīng)常用到一些c（H+）很小的溶液，如c（H+）=110-7 mol/L的溶液，用這樣的量來表示溶液的酸堿性的強弱很不方便。為此，化學(xué)上常采用pH來表示溶液酸堿性的強弱。 2． 溶液的pH： （1）定義：pH =-lg{c（H+）} 看課本P63 圖3-7，計算四種溶液的pH，總結(jié)溶液的酸堿性與pH的關(guān)系。 （2）溶液的酸堿性與pH的關(guān)系： 中性溶液c（H+）= 110-7mol/L pH=7 酸性溶液c（H+）> 110-7mol/L pH<7 堿性溶液c（H+）< 110-7mol/L pH>7 (3)適應(yīng)范圍：稀溶液，0～14之間。2溶液的pH： 作業(yè) 課本P65 一、二、1，3 第二節(jié) 水的電離和溶液的pH（第2課時） 教學(xué)目標(biāo)] 1．掌握pH相同的強酸與弱酸的幾個規(guī)律。 2．熟練掌握有關(guān)pH的計算。 [教學(xué)重點和難點] pH的計算 [教學(xué)過程] [復(fù)習(xí)]溶液的酸堿性與c（H+）、c（OH—）及pH的關(guān)系？ [新授]學(xué)生思考、填空、總結(jié)規(guī)律。 3． 關(guān)于pH相同的酸（含強酸和弱酸） （1）溶液中c（H+）相等 （填“相等”或“不等”）。 （2）溶液中溶質(zhì)的物質(zhì)的量的濃度：強酸 < 弱酸（填“>”或“<”）。 （3）耗堿規(guī)律：pH和溶液體積均相同的HCl、H2SO4、CH3COOH與堿完全反應(yīng)時，消耗堿物質(zhì)的量最多的是 CH3COOH 。 （4）稀釋規(guī)律：分別加水稀釋m倍時，溶液的物質(zhì)的量的濃度均變?yōu)樵瓉淼?1/m , 強酸中c（H+）變?yōu)樵瓉淼?/m ,但弱酸中c（H+）減小 小于（填“大于”或“小于”）m倍，故稀釋后弱酸酸性強于強酸。 4． pH的有關(guān)計算： 計算方法： （1）求酸或堿溶液的pH a先判斷溶液的酸堿性 （2）求強酸或強堿稀釋后的pH b若為酸性，先求出c（H+）后 （3）求混合溶液的pH 由pH =-lg{c（H+）}求pH ①兩種強酸（堿）混合 若為堿性，先求c（OH—）后 ②強酸與強堿混合 由Kw = c（H+）c（OH—） （4）pH+pOH=14 求c（H+），再求pH 例1．求下列溶液的pH： （1）某H2SO4溶液的濃度是0005mol/L ①求此溶液的pH ②用水稀釋到原來體積的100倍 ③再繼續(xù)稀釋至104倍 （2）pH=3的鹽酸與pH=5的硫酸等體積混合 （3）pH=10和pH=12的兩種NaOH溶液等體積混合 （4）pH=12的NaOH和pH =4的HCl等體積混合 解析： （1）① c（H+）=0005mol/L2=001 mol/L ， pH=-lg10-2=2 ② c（H+）=001mol/L100=10-4 mol/L ， pH=-lg10-4=4 ③ pH=7（強調(diào)酸稀釋后不會變成堿！） （2）c（H+）==510-4, pH=-lg(510-4)=4-lg5=33 (強調(diào)10-3是10-5的100倍，所以10-5可以忽略不計) （3）因為溶液呈堿性 c（OH—）==510-3 c（H+）==210-12 pH=-lg(210-12)=12-lg2=117 （4）NaOH中c（OH—）=10-2 mol/L HCl中c（H+）=10-4 mol/L二者等體積反應(yīng)，堿過量，反應(yīng)后溶液呈堿性。 所以反應(yīng)后c（OH—）==510-3 c（H+）==210-12 pH=-lg(210-12)=12-lg2=117 溶液呈堿性時，稀釋過程中，溶液中OH—的物質(zhì)的量不變（因溶液中OH—主要來自堿，水電離OH—的量可以忽略不計，而H+只來自水的電離），故c（OH—）減小，所以c（H+）增大，因此計算時，必須抓住OH—去計算，切莫用H+去計算。 作業(yè)：1．課本P65 二、2 2．練習(xí)冊 練習(xí): 1．在250C某稀溶液中，由水電離產(chǎn)生的c（H+）=10-13mol/L，下列有關(guān)溶液的敘述正確的是 （ ） A．該溶液一定呈酸性 B．該溶液一定呈堿性 C．該溶液的pH可能約為1 D．該溶液的pH可能約為13 2．250C時，10體積的某強酸溶液與1體積的某強堿溶液混合后溶液呈中性，則混合之前，該強酸的pH與強堿的pH之間應(yīng)滿足的關(guān)系是什么？ 3在800C時，純水的pH小于7，為什么？ 第二節(jié) 水的電離和溶液的pH（第3課時） [教學(xué)目標(biāo)]掌握水的電離的概念和電離平衡的移動規(guī)律，培養(yǎng)學(xué)生應(yīng)用水的電離平衡進行計算的能力。 [教學(xué)重點]水的電離平衡及影響平衡的因素；有關(guān)電離度、水的離子積常數(shù)的計算。 [教學(xué)難點]水的離子積，有關(guān)PH計算。 [教學(xué)過程] 復(fù)習(xí)］：1.水分子的空間構(gòu)型為______型，H—O鍵的鍵角為________水是＿＿＿＿ 分子（填“極性”或“非極性”）。 2、水的主要物理性質(zhì)：＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿。 一：水的電離 1水是一種極弱的電解質(zhì)，存在電離平衡：______________________，簡寫成：____________________。 2：在25℃時，純水中H+和OH-的濃度各等于＿＿＿＿＿mol/L。 則：Kw=[H+][OH-]=＿＿＿＿。此常數(shù)不僅適用于純水，也適用于酸性或堿性的稀溶液。 3：水的電離：H2O＋H2O H3O＋＋OH－ 簡寫： H2O H＋＋OH－ K= c（H＋）c（OH－） c（H2O） 已知純水的物質(zhì)的量濃度為55.6mol/L，c（H＋）c（OH－）=55.6Kw Kw= c（H＋）c（OH－）。（說明水的濃度幾乎不變） 4：水的離子積 通常把Kw叫做水的離子積常數(shù)，簡稱水的離子積，只與溫度有關(guān)。 已知在25℃時，水中的H＋濃度與OH－濃度均為110－7mol/L，所以在25℃時，Kw= c（H＋）c（OH－）=110－7110－7=110－14。 5：影響水的電離的因素 加入酸或堿，抑制水的電離，Kw不變； 加入某些鹽，促進水的電離，Kw不變； 升高溫度，電離過程是一個吸熱過程，促進水的電離，水的離子積增大，在100℃時，KW=110－12。 新課的延伸： c（H＋）=110－7mol/L，溶液一定呈中性嗎？ 說明：溶液或純水呈中性，是因為溶液中 c（H＋）=c（OH－）。 純水中溶液H＋、OH－濃度的計算方法： c（H＋）=c（OH－）=。 25℃時水的離子積常數(shù)值； 水的離子積常數(shù)與溫度的關(guān)系； 往純水中加入稀鹽酸和NaOH溶液后，c（OH－）、c（H＋）如何變化？從平衡移動原理加以解釋。 二：溶液的酸堿性和PH 講述：常溫時，由于水的電離平衡的存在，不僅純水，而且在酸性或堿性的稀溶液中，均存在H＋、OH－，且c（H＋）c（OH－）=110－14。 1、溶液的酸堿性 分析：中性溶液中，c（H＋）=c（OH－）=110－7mol/L； 酸性溶液中，c（H＋）＞c（OH－），c（H＋）＞110－7mol/L； 堿性溶液中，c（H＋）＜c（OH－），c（H＋）＜110－7mol/L。 強調(diào)：①含水的稀溶液中，H＋與OH－共存，H＋與OH－的相對多少決定溶液的酸堿性，但二者濃度的積必為常數(shù)； ②堿性溶液中的c（H＋）=/c（OH－） ；同理，酸性溶液中的c（OH－）=/ c（H＋）。 說明：當(dāng)我們表示很稀的溶液時，如，c（H＋）=110－7mol/L，用c（H＋）或c（OH－）表示溶液的酸堿性很不方便。 2、溶液的PH 化學(xué)上常用c（H＋）的負(fù)常用對數(shù)表示溶液酸堿性的強弱： PH=lg｛c（H＋）｝ 計算： 純水中，c（H＋）= 110－7mol/L ， PH=lg｛c（H＋）｝=lg 110－7=7； 110－2mol/LHCl溶液，PH=lg｛c（H＋）｝=lg110－2=2； 110－2mol/LNaOH溶液，c（H＋）=110－12mol/L，PH=lg｛c（H＋）｝=12； 310－5mol/LHCl溶液，PH=lg｛c（H＋）｝=5－lg3。 強調(diào)：①c（H＋）=m10－nmol/L，PH=n－lgm。 ②溶液酸堿性與PH值的關(guān)系 中性溶液中，c（H＋）=110－7mol/L，PH=7； 酸性溶液中， c（H＋）＞110－7mol/L，，溶液酸性越強，溶液的PH值越??； 堿性溶液中， c（H＋）＜110－7mol/L，PH＞7，溶液堿性越強，溶液的PH值越大。 ③c（H＋）、PH、溶液酸堿性的關(guān)系 c（H＋+） 100 10-1 10-2 10-3 10-4 10-5 10-6 10-7 10-8 10-9 10-10 10-11 10-12 10-13 10-14 PH 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 酸堿性 中性 酸性增強 堿性增強 為了方便，PH值的范圍：0～14， c（H＋）或c（OH－）大于1mol/L的溶液，直接用溶液濃度表示溶液酸堿性。 新課的延伸： “P”的含義：負(fù)常用對數(shù)的意思，引入“POH”： POH=lg｛c（OH－）｝， pH+POH= lg｛c（H＋）｝＋lg｛c（OH－）｝ = PH=lg｛c（H＋）｝｛c（OH－）｝ =lg =14