第二節(jié)水的電離和溶液的酸堿性廣州市南沙第二中學彭仕琦第一課時水的電離【教學目標】:1.理解水的電離平衡和水和離子積。2.理解外界條件對水的電離平衡的影響?！窘虒W重點】:水的電離平衡和水和離子積【教學難點】:外界條件對水的電離平衡的影響?！窘虒W方法】:實驗、分析、討論和總結歸納。【教學內(nèi)容】:【組織教學、復習提問】:學生分組討論弱電解質(zhì)的電離平衡有什么特征？水和硫化氫的熔沸點高低有何規(guī)律？【教師點評】:弱電解質(zhì)的電離平衡具有動、等、定、變的特征；水的熔沸點較高，說明水分子間存在較強的相互作用。【板書】:一水的電離1水的離子積常數(shù)【學生閱讀、分析】:P．45水的“精確的導電性實驗”【教師歸納】水分子能夠發(fā)生電離水分子發(fā)生電離后產(chǎn)生的離子分別是H3O+（或H+）和OH-發(fā)生電離的水分子所占的比例很小最終的結論：水是一種很弱的電解質(zhì)【學生閱讀、小組討論、投影】:閱讀P．45的相關內(nèi)容寫出水的電離方程式和電離常數(shù)的數(shù)學表達式推導出水的離子積常數(shù)的數(shù)學表達式理解水的離子積的意義【教師歸納】【板書】:在常溫時水的濃度是55.6mol/L,由于水是一種很弱的電解質(zhì),因此C(H2O)可以認為是一個常數(shù),所以C(H+)×C(OH-)=K×C(H2O)=KW，KW稱為水的離子積常數(shù)。在任何水溶液中，一定存在H+和OH-，而且由水電離產(chǎn)生的C(H+)和C(OH-)一定相等?！緦W生閱讀、投影】1：觀察下表的數(shù)據(jù)t(℃)0102025405090100Kw/10-140.1340.2920.6811.012.925.4738.055.0從以上數(shù)據(jù)中發(fā)現(xiàn)什么遞變規(guī)律？以上數(shù)據(jù)說明溫度與水的電離程度之間存在什么關系？2：比較下列情況下，C(H+)和C(OH—)的值或變化趨勢。純水加入少量鹽酸加入少量NaOHC(H+)C(OH—)C(H+)與C(OH—)大小比較【教師歸納、板書】水的離子積Kw=C(H+)×C(OH-)不僅適用于純水，也適用于稀的電解質(zhì)水溶液。水的離子積Kw只隨溫度的升高而增大，不受溶液中C(H+)和C(OH-)大小的影響。加入強酸及中強酸的酸式鹽。加入強酸加入強酸及中強酸的酸式鹽。加入強酸增大[OH-]增大[H+]降低溫度抑制水電離加入弱酸加入強堿加入弱堿【學生練習】:判斷正誤：1)任何水溶液中都存在水的電離平衡。2)任何水溶液中（不論酸、堿或中性）都存在Kw=10-14。3)某溫度下，某液體c(H+)=10-7mol/L，則該溶液一定是純水。第二課時溶液的酸堿性和PH【教學目標】:1、了解溶液的酸堿性與PH的關系。2、掌握溶液PH的簡單計算。3、了解PH的應用【教學重點】:了解溶液的酸堿性與PH的關系【教學難點】:溶液PH的簡單計算?！窘虒W方法】:分析、討論【教學內(nèi)容】:【新課導入情景】25℃時，在NaCl、HCl、NaOH三種溶液中各存在那此離子？其中C（H+）與C（OH-）的大小關系如何？溶液的酸堿性呢？KW的值等于多少？【教師點評】:在任何溶液中H+和OH-一定存在。且由水電離產(chǎn)生的C（H+）與C（OH-）一定相等。KW只與溫度有關，而與水溶液中的溶質(zhì)無關?！緦W生閱讀】:P、46思考與交流,并完成表格內(nèi)的相關內(nèi)容【教師歸納、板書】在任何水溶液中H+和OH-一定共存，溶液的酸堿性取決于溶液中C（H+）與C（OH-）的相對大?。籆（H+）＝C（OH-）溶液呈中性在25℃時C（H+）＝C（OH-）＝10-7mol/LC（H+）＞C（OH-）溶液呈酸性在25℃時C（H+）＞10-7mol/LC（H+）＜C（OH-）溶液呈堿性在25℃時C（OH-）＞10-7mol/L2、pH（1）用H+物質(zhì)的量濃度的負對數(shù)來表示。pH=-lgc(H+)c(H+)=10-pH（2）pH的大小能反映出溶液中c(H+)的大小,即表示稀溶液酸、堿性的強弱，pH越小，溶液的酸性越強，pH越大，溶液的堿性越強。25℃時，中性溶液pH＝7酸性溶液pH＜7堿性溶液pH＞7（3）當溶液中C（H+）＞1mol/L或C（OH-）＞1mol/L時，溶液的酸堿性用PH表示反而不方便，一般直接用C（H+）或C（OH-）表示?！緦W生練習、投影】:1、KW100℃=10-12，試求在100℃時純水的pH值，pH=6是否說明100℃時純水成弱酸性？2、10-5mol/L、0.1mol/L、1mol/L、鹽酸溶液的pH值分別為多少？3、10-5mol/L、0.1mol/L、1mol/LNaOH溶液的pH值為多少？計算堿溶液pH值應先算c(OH-)，再利用KW計算出c(H+)【學生閱讀】:P．47PH的應用【教師歸納、板書】:PH的測定方法有PH試紙法和PH計法；PH試紙的使用方法：直接把待測液滴在干燥的pH試紙上，試紙上顯出顏色后馬上跟標準比色卡相對比【學生練習、投影】:PH試紙的使用方法正確（C）A.將pH試紙的一端浸入溶液，觀察顏色的變化B.將pH試紙浸入溶液一會兒，再取出跟標準比色卡相比較C.用潔凈的玻璃棒沾取被測溶液，滴在pH試紙上，顏色變化后與比色卡對照D.先將pH試紙用蒸餾水潤濕，再用潔凈的玻璃棒沾取被測溶液，滴在pH試紙上，顏色變化后與比色卡對照第三課時PH的計算【教學目標】:1、掌握溶液PH的簡單計算。2、掌握溶液PH的計算的方法技巧【教學重點】:溶液PH的計算的方法技巧【教學難點】:溶液PH的計算的方法技巧【教學方法】:分析、討論【教學內(nèi)容】:【復習】:PH的數(shù)學表達式和意義關于堿溶液PH計算的一般的思路【學生練習，教師講評】:關于溶液的稀釋的PH的計算例題1：在25℃時，pH值等于3的鹽酸溶液稀釋到原來的100倍，pH值等于多少？關鍵：抓住氫離子進行計算！例題2：在25℃時，pH值等于12的強堿溶液稀釋到原來的100倍，pH等于多少？關鍵：抓住氫氧根離子離子進行計算！關于強酸與強酸混和的PH的計算例題3：在25℃時，pH值等于1的鹽酸溶液和pH值等于4的硫酸溶液等體積混合pH值等于多少？關于強酸與強堿混和的PH的計算例題4：在25℃時，100mlO.6mol/L的鹽酸與等體積0.4mol/L的氫氧化鈉溶液混合后,溶液的pH值等于多少？關鍵：酸過量抓住氫離子進行計算！例題5：在25℃時，100mlO.4mol/L的鹽酸與等體積0.6mol/L的氫氧化鈉溶液混合后,溶液的pH值等于多少？關鍵：堿過量抓住氫氧根離子進行計算！第四課時酸堿中和滴定【教學目標】:1、理解中和滴定的反應原理。2、重視中和滴定操作的方法、步驟和誤差分析【教學重點】:中和滴定的反應原理【教學難點】:中和滴定操作的誤差分析【教學方法】:實驗探究、分析、討論【教學內(nèi)容】:新課的引入中和反應的實質(zhì)是什么？酸與堿恰好完全中和時，其物質(zhì)的量之間有什么定量關系？【學生閱讀】:P．48【教師歸納】:中和滴定的概念中和滴定的原理酸與堿恰好完全中和時，其物質(zhì)的量之比等于化學計量數(shù)之比如：n（HCl）：n（NaOH）=1：1【學生活動】:[練習]向20.00mL0.100mol/LHCl中滴加0.100mol/LNaOH溶液過程中，溶液的pH值變化如下，你發(fā)現(xiàn)了什么現(xiàn)象與規(guī)律，而在實際的中和滴定中，我們需要注意哪些方面？V(NaOH)/mL0.0010.0015.0018.0019.0019.9620.0020.0421.00pH11.21.82.32.63.9710.011.4氫氧化鈉溶液滴定鹽酸溶液滴定曲線【教師歸納】:當酸堿完全中和時溶液的PH有一個突變過程，利用此特點可以選擇指示劑來判斷反應終點pH1234567891011121314甲基橙紅色橙色黃色石蕊紅色紫色藍色酚酞無色淺紅色紅色【教師講解】中和滴定的操作并演示１、檢查。１、檢查。２、洗滌、潤洗（2～3次）。３、加液、調(diào)節(jié)起始刻度。４、取一定體積的待測液加入錐形瓶中并加入指示劑。（并在瓶底襯一張白紙）５、滴定。６、判斷終點。（先變色并維持半分鐘不變色）７、讀數(shù)。８、記錄數(shù)據(jù)。（兩次體積差為所消耗體積）９、計算滴定結果。第五課時實驗測定酸堿滴定曲線【教學目標】:1、掌握酸堿中和滴定的規(guī)范化操作。2、掌握化學的定量分析方法【教學重點】:酸堿中和滴定的規(guī)范化操作【教學難點】:酸堿中和滴定的規(guī)范化