1、高二化學選修4水的電離和溶液酸堿性教案第二節(jié) 水的電離和溶液酸堿性教學目的：1.知道水的離子積常數(shù)，能進行溶液pH的簡單計算。2.初步掌握測定溶液pH的方法，知道溶液pH在工農(nóng)業(yè)生產(chǎn)和科學研究中的重要應用。3.通過水的離子積的計算，提高有關的計算能力，加深對水的電離平衡的認識。教學重點、難點：水的離子積涵義及溶液pH的簡單計算。課時劃分：三課時探究建議：實驗：用pH計測定中和反應過程中溶液pH的變化，繪制滴定曲線。教學過程：第一課時實驗導課用靈敏電流計測定純水的導電性。現(xiàn)象：靈敏電流計指針有微弱的偏轉。說明：能導電，但極微弱。分析原因：純水中導電的原因是什么？結論：水是一種極弱電解質(zhì)，存在有電

2、離平衡：板書 第二節(jié) 水的電離和溶液酸堿性一、水的電離講解水是極弱的電解質(zhì)，發(fā)生微弱的（自偶）電離。H2O + H2O H3O + OH-投影水分子電離示意圖：簡寫： H2O H+ OH-實驗測定：25 c（H）= c（OH）=1107mol/L100 c（H）= c（OH）= 1106mol/L板書1、 H2O + H2OH3O + OH-實驗測定：25 c（H）= c（OH）=1107mol/L練習寫出H2O = H+ OH-的化學平衡常數(shù)。講解在25時，實驗測得1L純水只有1107mol H2O電離，因此純水中c（H）c（OH） 1107mol/L。電離前后， H2O的物質(zhì)的量幾乎不變，

3、c（ H2O）可以看做是個常數(shù)，c（H2O）55.6 mol/L。故25時， H2O的電離常數(shù)K 1.81016板書2、 H2O的電離常數(shù)K電離 1.81016講解電離前后水的濃度幾乎不變，因此，在25時， K W= c（H） c（OH）= K電離c（ H2O）= 11014， K W就叫做水的離子積。板書 3、水的離子積：25K W= c（H） c（OH）= = 1.01014。分析交流（ 表3-2）總結水的電離的影響因素。板書影響因素：溫度越高，Kw越大，水的電離度越大。 對于中性水，盡管Kw,電離度增大，但仍是中性水，過渡由水的離子積可知，在水溶液中，H和OH-離子共同存在，無論溶液呈酸

4、性或堿性。由此我們可以進行有關c（H）、 c（OH）的簡單計算。板書二、溶液的酸堿性與pH1、液的酸堿性思考與交流1、1L酸或堿稀溶液中水的物質(zhì)的量為55.6 mol，此時發(fā)生電離后，發(fā)生典禮的水是否仍為純水時的1107mol/L？2、比較純水、酸、堿溶液中的c（OH）、c（H）的相對大小關系。3、酸溶液中是否存在OH？堿溶液中是否存在H？解釋原因。講解堿溶液中：H2O H + OH NaOH = Na + OH， c（OH）升高， c（H）下降，水的電離程度降低。酸溶液中：H2O H + OH HCl = H + Cl ， c（H）升高，c（OH）下降，水的電離程度降低。實驗證明：在稀溶液中

5、：Kw = c（H）c（OH） 25 Kw=11014板書稀溶液中25： Kw = c（H）c（OH）=110-14常溫下：中性溶液：c（H）=c（OH）=1107mol/L酸性溶液：c（H） c（OH）, c（H）1107mol/L堿性溶液：c（H） c（OH）, c（H）1107mol/L小結略課堂練習1純水在25和80時的氫離子濃度，前者和后者的關系是A、前者大 B、相等 C、前者小 D、不能肯定2給蒸餾水中滴入少量鹽酸后，下列說法中錯誤的是A、H OH- 乘積不變 B、pH增大了C、OH- 降低了 D、水電離出的H 增加了3常溫下，下列溶液中酸性最弱的是A、pH=4 B、H =110-

6、3 molL-1C、OH- =110-11 molL-1 D、H OH- = 110-14 4今有a鹽酸 b硫酸 c醋酸三種酸：（1）在同體積，同pH的三種酸中，分別加入足量的碳酸鈉粉末， 在相同條件下產(chǎn)生CO2的體積由大到小的順序是_。（2）在同體積、同濃度的三種酸中，分別加入足量的碳酸鈉粉末，在相同條件下產(chǎn)生CO2的體積由大到小的順序是_。（3）物質(zhì)的量濃度為0.1 molL-1的三種酸溶液的pH由大到小的順序是_；參考答案1、C 2、BD 3、D 4 （1）cb=a 。（2）ba=c。（3）cab 作業(yè)P51 2、3板書計劃 第二節(jié) 水的電離和溶

7、液酸堿性一、水的電離1、 H2O + H2OH3O + OH-實驗測定：25 c（H）= c（OH）=1107mol/L2、 H2O的電離常數(shù)K電離 1.810163、水的離子積：25K W= c（H） c（OH）= = 1.01014。影響因素：溫度越高，Kw越大，水的電離度越大。 對于中性水，盡管Kw,電離度增大，但仍是中性水，二、溶液的酸堿性與pH1、液的酸堿性稀溶液中25： Kw = c（H）c（OH）=110-14常溫下：中性溶液：c（H）=c（OH）=1107mol/L酸性溶液：c（H） c（OH）, c（H）1107mol/L堿性溶液：c（H） c（OH）, c（H）1107mo

8、l/L第二課時復習水的電離、離子積常數(shù)、水電離平衡的影響因素、溶液的酸堿性.過渡利用離子積計算溶液中的H或OH濃度例1、求250.01mol/L鹽酸的H分析1、在該溶液中存在哪幾種電離2、c(H)c(OH)中的c(H)應等于兩者之和3、HCl = H Cl0.01 0.01 H2OHOHx x所以，(0.01+x)x=1014一般地，x 與0.01相比，可以忽略不計例2、求250.05mol/LBa(OH)2溶液H分析例3、求250.05mol/L硫酸溶液由水電離出來的H分析過渡從上述數(shù)據(jù)，上述c(H)、c(OH)都較小，使用起來不方便，因此，化學上常采用pH來表示溶液的酸堿性的強弱。板書三、

9、pH1、定義：pH=lgc(H)講解pH=lgc(H)設問若c(H)=108，那么pH為多少？回答pH=8練習1、純水的pH 2、求0.001mol/LNaOH溶液的pH講解可見：中性溶液，c(H)=c(OH)107mol/LpH=7酸性溶液，c(H)c(OH) pH7堿性溶液，c(H)7溶液的酸性越強，其pH越?。蝗芤旱膲A性越強，其pH越大。設問若c(H)=10mol，那么pH等于多少？回答等于1設問這樣方便嗎？回答不方便講解可見，當溶液的c(H)1mol/L時，使用pH不方便，一般不用pH來表示溶液的酸堿性，而是直接用H濃度表示。復習那么，如何測定某溶液的酸堿性，即如何測定溶液的pH值呢？

10、回答用pH試紙、pH計 板書2、pH試紙的使用設問如何使用呢？要不要先用水浸濕呢？浸濕對測定結果有何影響？回答一般先把一小塊的試紙放在表面皿或玻璃片上，用沾有待測溶液的玻璃棒點試紙的中部，再用標準比色卡與之比較，來確定溶液的pH值。不能用水浸濕，這樣會溶液變稀，測定結果向pH=7的方向靠近。過渡用pH來表示溶液的酸堿性，是十分方便，掌握有關的pH計算是十分重要的。板書3、pH的有關計算例題1、 稀釋的計算：例：0.0001mol/L的鹽酸溶液，求其pH值，用水稀釋10倍，求其pH值，用水稀釋1000倍后，求其pH值。2、 混合的計算：（1）強酸和強酸混合的計算例：求pH都等于2的鹽酸溶液，等體

11、積混合后的pH值（2）強堿和強堿混合的計算例：求pH都等于12的氫氧化鈉溶液，等體積混合后的pH值（3）強酸和強堿混合的計算例：40mL0.5mol/LNaOH溶液和40mL0.4mol/L的硫酸相混合后，溶液的pH約為多少?板書三、pH的應用自學相關內(nèi)容：敘述1、pH與人體健康的關系2、pH在環(huán)保上的應用3、土壤pH與土壤有效成分關系。學生回答血液pH診斷疾病，藥物調(diào)控pH輔助治療。投影板書 1、pH與人體健康的關系2、pH在環(huán)保上的應用3、土壤pH與土壤有效成分關系。小結略課堂練習1將pH為5的硫酸溶液稀釋500倍，稀釋后溶液中c(SO42)和c(H)之比約為A、1:1 B、1:2 C、1

12、:10 D、10:1 2向VmLBaCl2溶液中加入一定體積的0.05mol/L硫酸溶液，兩者恰好完全反應，且反應后溶液的pH為3.0。則原BaCl2溶液的物質(zhì)的量濃度為A、5.0510-4 molL-1 B、5.0510-3 molL-1 C、1.0110-4 molL-1 D、1.0110-3 molL-1 3下列試紙使用時, 不宜先用水潤濕的是A、pH試紙 B、紅色石蕊試紙 C、淀粉碘化鉀試紙 D、藍色石蕊試紙4250 mL pH=12的某一元強堿(MOH)溶液與250 mL 0.025 molL-1 的硫酸溶液相混合， 假設混合后液體體積為500 mL。試求：（1）混合液的pH；（2）

13、若原250 mL一元強堿中含溶質(zhì)0.1 g, 則M的相對原子質(zhì)量為多少?（3）若給混合液中分別滴入幾滴甲基橙、無色酚酞、紫色石蕊試液，則溶液的顏色分別是什么?5在25時，有pH為a的鹽酸和pH為b的NaOH溶液，取VaL該鹽酸，同該NaOH溶液中和，需Vb L NaOH溶液，填空：（1）若a+b=14，則Va:Vb=_（填數(shù)字）。（2）若a+b=13，則Va:Vb=_（填數(shù)字）。（3）若a+b14，則Va:Vb=_（填表達式），且Va_ Vb（填：、。作業(yè)P5253 4、5、6、7、8、9、10板書設計 三、pH1、定義：pH=lgc(H)2、pH試紙的使用3、pH的有關計算三、pH的應用1、

14、pH與人體健康的關系2、pH在環(huán)保上的應用3、土壤pH與土壤有效成分關系。第三課時（實驗課）復習 pH值的計算。練習計算用0.1molL的氫氧化鈉溶液與20mL0.1molL的鹽酸溶液反應時，當分別滴入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時溶液的pH，并畫出反應過程中溶液pH變化的曲線圖（以pH變化為縱坐標，以燒堿溶液的體積為橫坐標）。展示展示所畫的滴定曲線圖：分析從未滴定前到滴入10mL,pH由 1增到 1.48 （用

15、10mL）；從 10 mL到19.5mL，pH 由1.48到 2.9（用 9.5 mL）；從19.5mL到 20mL pH由2.9到 7.0 （用0.5mL）；從 20mL到 21mL，pH由 7 到11.4 （用1mL）；從 21mL到 25mL ，pH由11.4到 12（用 4mL）。 分析從未滴定前到滴入10mL，pH由1增到1.48（用10mL）；從10mL到19.5mL，pH由1.48到2.9（用9.5mL）；從19.5mL到20mL，pH由2.9到7.0（用0.5mL）；從20mL到21mL，pH由7到11.4（用1mL）；從21mL到25mL，pH由11.4到12（用4mL）。規(guī)

16、律接近終點（pH7）時，很少量的酸和堿會引起pH突變，酸堿反應終點附近pH突變情況是定量測定酸或堿濃度時選擇指示劑的重要依據(jù)。板書實驗名稱：實驗測定酸堿反應曲線實驗目的：練習使用pH計測量溶液pH值。學習以圖示處理科學實驗數(shù)據(jù)的方法。探究酸堿反應中pH值變化特點。體會定量實驗在化學研究中的作用。實驗原理：接近終點（pH7）時，很少量的酸和堿會引起pH突變。實驗用品：pH計、酸式滴定管、堿式滴定管、燒杯、錐形瓶、鐵架臺、滴定管夾。0.1000mol/L氫氧化鈉、0.1000mol/L鹽酸溶液、酚酞溶液、蒸餾水。實驗儀器說明：1、pH計（略）2、滴定管（1）構造介紹(1)酸式滴定管和堿式滴不定管的

17、構造，對比不同點及其原因，（2）對比滴定管和量筒 刻度的不同。 思考、討論得出（1）堿液能與玻璃的主要成分二氧化硅發(fā)生化學反應，所以堿式滴定管用乳膠管結構代替。（2）起點不同，精確度不同。（2）使用方法：自學 相關內(nèi)容填空：講解（1）檢查滴定管是否漏水；（2）潤洗儀器。方法：從滴定管上口倒入35mL盛裝的溶液，傾斜著轉動滴定管，使液體濕潤全部滴定管內(nèi)壁，然后用手控制活塞，將液體放入預置的燒杯中。（3）取反應溶液，使液面在位于0以上23cm處，并講滴定管固定在鐵架臺上。（4）調(diào)節(jié)起始讀數(shù)：在滴定管下放一燒杯，調(diào)節(jié)活塞，是滴定管尖嘴部分充滿溶液，并使液面處于0或0以下某一位置，準確讀數(shù)，并記錄。（

18、5）放出反應液：根據(jù)需要從滴定管逐滴放出一定量液體。板書 （2）使用方法：（1）檢查滴定管是否漏水；（2）潤洗儀器（3）取反應溶液（4）調(diào)節(jié)起始讀數(shù)。（5）放出反應液。中和滴定操作邊講邊實驗用已知濃度的0.1000mol/L鹽酸溶液滴定未知濃度的氫氧化鈉為例。投影實驗步聚：（1）量取待測鹽酸溶液20。00mL 于錐形瓶中，滴入2-3滴酚酞 ，振蕩。（2）把錐形瓶放在堿式滴定管的下面，并在瓶子底墊一塊白瓷磚，小心滴入堿液，邊滴邊搖動錐形瓶，直到因加入一滴堿液后，溶液由元色變成紅色，并在半分鐘內(nèi)不褪去為止，滴定結束。（3）參考實驗記錄表，每隔一定體積，記錄并測pH： （4）根據(jù)實驗數(shù)據(jù)，以氫氧化鈉

19、體積為橫坐標，以所測的pH為縱坐標繪制中和反應曲線：提出問題強酸與強堿完全中和時，溶液的pH就為7，但指示劑變色時，溶液的pH不等于7，為什么可將滴定終點當成完全中和的點？分析根據(jù)滴定曲線圖進行分析（結合滴定曲線說明）強酸強堿完全中和時溶液的pH就為7，而滴定的終點則是通過指示劑顏色的變化來觀察，此時溶液的pH往往不是7，但由滴定曲線可知：在滴定過程中開始一段時間溶液的pH變化不大，處于量變過程中，而在接近完全中和時，滴入0.02的堿溶液時，溶液的pH變化很大，溶液由酸性變中性再變成堿性發(fā)生了突變，往事后再滴入堿溶液，溶液的pH變化又比較緩慢，說明滴定過程中，溶液的酸堿性變化經(jīng)過了由量變引起質(zhì)

20、變的過程，有一段發(fā)生了pH突變的過程，完全中和和酚酞或甲基橙指示劑變色的pH雖不同，但只相差半滴，即只有0.02左右，這種誤差是在許可的范圍之內(nèi)。 課堂練習1.以下是幾種酸堿指示劑變色的pH范圍：甲基橙3.14.4 甲基紅4.46.2 酚酞8.210,現(xiàn)用0.1000 molL1 NaOH溶液滴定濃度相近的甲酸時，上述指示劑（ ）A.都可以用B.只能用C.可以用或D.可以用或2.有一支50 mL酸式滴定管，其中盛有溶液，液面恰好在10.0 mL刻度處，把滴定管中的溶液全部流下排出，承接在量筒中，量筒內(nèi)溶液的體積（ ）A.大于40.0 mL B.為40.0 mLC.小于40.0 mLD.為10.

21、0 mL3.下圖是向100 mL的鹽酸中逐漸加入NaOH溶液時，溶液的pH變化圖。根據(jù)圖所得結論正確的是（ ）A.原來鹽酸的物質(zhì)的量濃度為0.1 molL1B.處為0.1 mol的NaOH溶液C.原來鹽酸的物質(zhì)的量濃度為1 molL1D.處為0.01 mol的NaOH溶液4.用0.1 molL1 NaOH溶液滴定0.1 molL1鹽酸，如達到滴定的終點時不慎多加了1滴NaOH溶液(1滴溶液的體積約為0.05 mL)，繼續(xù)加水至50 mL，所得溶液的pH是（ ）A.4B.7.2C.10D.11.35.下面是一段關于酸堿中和實驗操作的敘述：取一錐形瓶，用待測NaOH溶液潤洗兩次。在一錐形瓶中加入25 mL待測NaOH溶液。加入幾滴石蕊試劑做指示劑。取一支酸式滴定管，洗滌干凈。直接往酸式滴定管中注入標準酸溶液，進行滴定。左手旋轉滴定管的玻璃活塞，右手不停搖動錐形瓶。兩眼注視著滴定管內(nèi)鹽酸溶液液面下降，直至滴定終點。文中所述操作有錯誤的序號為（ ）A.B.C.D.參考答案：1.B 2.A 3.AD 4.C 5.D 小結略作業(yè)P52、 11酸堿