2019-2020年高中化学《水的电离和溶液的酸碱性》教案1 新人教版选修4.doc

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2019-2020年高中化学《水的电离和溶液的酸碱性》教案1 新人教版选修4 [教学目标] 1．知识目标 （1）理解水的电离、水的电离平衡和水的离子积。 （2）使学生了解溶液的酸碱性和pH的关系。 2．能力和方法目标 （1）通过水的离子积的计算，提高有关的计算能力，加深对水的电离平衡的认识。 （2）通过水的电离平衡分析，提高运用电离平衡基本规律分析问题的解决问题的能力。 3．情感和价值观目标 （1）通过水的电离平衡过程中H+、OH-关系的分析，理解矛盾的对立统一的辩证关系。 （2）由水的电离体会自然界统一的和谐美以及“此消彼长”的动态美。 [教学重点和难点]水的离子积。c（H+）、pH与溶液的酸碱性的关系。 [教学过程] [引入]过渡研究电解质溶液时往往涉及溶液的酸碱性，而酸碱性与水的电离有密切的关系。那么水是如何电离的呢？ 精确的实验证明，水是一种极弱的电解质，它能微弱地电离，生成H3O+ 和OH—： 一、水的电离 1．水的电离 H2O + H2O H3O+ + OH— 简写为：H2O H+ + OH— [讨论]水的电离与其它弱电解质的电离有何异同？ 不同点：水是“自身”作用下发生的极微弱的电离。 相同点：均是部分电离，存在电离平衡和电离常数。 写出水的电离常数的表达式。 K= 变形得：c（H+）c（OH—）=Kc（H2O） [分析]1L纯水的物质的量是556mol，经实验测得250C时，发生电离的水只有110-7mol，二者相比，水的电离部分太小，可以忽略不计。因此电离前后水的物质的量几乎不变，可以视为常数，常数乘以常数必然为一个新的常数，用Kw表示，即为水的离子积常数，简称水的离子积。 2水的离子积 Kw = c（H+）c（OH—） 由于250C时，c（H+）= c（OH—）= 110-7mol/L 所以250C时，Kw = c（H+）c（OH—）=110-14 当温度升高时，Kw如何变化？（电离过程是吸热过程） 1000C时，Kw = c（H+）c（OH—）=110-12 注：温度升高时Kw增大，所以说Kw时要强调温度。 [思考]在常温时，由于水的电离平衡的存在，不仅是纯水，就是在酸性或碱 性 的稀溶液里，H+ 浓度和OH— 浓 度的乘积总是一个常数——110-14，请考虑一下，当纯水中加入盐酸或氢氧化钠时，c（H+）和c（OH—）如何变化？ 二、溶液的酸碱性和pH（常温下）： 1． 溶液的酸碱性与c（H+）和c（OH—）的关系： 电解质 溶液 对水电 离平衡 的影响 溶 液 中 c（H+） （mol/L） 溶 液 中 c（OH—） （mol/L） c（H+）与 c（OH—） 比 较 c（H+） c（OH—） 溶液酸碱性 纯水 =10-7 =10-7 相 等 10-14 中性 盐酸 加HCl， c（H+）增大，平衡左移 >10-7 <10-7 c（H+）> c（OH—） 10-14 酸性 氢氧化钠 加NaOH， c（OH—）增大，平衡左移 <10-7 >10-7 c（H+）< c（OH—） 10-14 碱性 中性溶液c（H+）= c（OH—）= 110-7mol/L 酸性溶液c（H+）> c（OH—），c（H+）> 110-7mol/L 碱性溶液c（H+）< c（OH—），c（H+）< 110-7mol/L 注：①水中加酸或碱均 抑 制水的电离，但由水电离出的c（H+）与c（OH—）总是相等。 ②任何电解质溶液中，H+与OH—总是共存，c（H+）与c（OH—）此增彼长，且Kw = c（H+）c（OH—）不变。 酸性溶液中c（H+）越大，酸性越强，碱性溶液中c（OH—）越大，碱性越强。 我们经常用到一些c（H+）很小的溶液，如c（H+）=110-7 mol/L的溶液，用这样的量来表示溶液的酸碱性的强弱很不方便。为此，化学上常采用pH来表示溶液酸碱性的强弱。 2． 溶液的pH： （1）定义：pH =-lg{c（H+）} 看课本P63 图3-7，计算四种溶液的pH，总结溶液的酸碱性与pH的关系。 （2）溶液的酸碱性与pH的关系： 中性溶液c（H+）= 110-7mol/L pH=7 酸性溶液c（H+）> 110-7mol/L pH<7 碱性溶液c（H+）< 110-7mol/L pH>7 (3)适应范围：稀溶液，0～14之间。2溶液的pH： 作业 课本P65 一、二、1，3 第二节 水的电离和溶液的pH（第2课时） 教学目标] 1．掌握pH相同的强酸与弱酸的几个规律。 2．熟练掌握有关pH的计算。 [教学重点和难点] pH的计算 [教学过程] [复习]溶液的酸碱性与c（H+）、c（OH—）及pH的关系？ [新授]学生思考、填空、总结规律。 3． 关于pH相同的酸（含强酸和弱酸） （1）溶液中c（H+）相等 （填“相等”或“不等”）。 （2）溶液中溶质的物质的量的浓度：强酸 < 弱酸（填“>”或“<”）。 （3）耗碱规律：pH和溶液体积均相同的HCl、H2SO4、CH3COOH与碱完全反应时，消耗碱物质的量最多的是 CH3COOH 。 （4）稀释规律：分别加水稀释m倍时，溶液的物质的量的浓度均变为原来的 1/m , 强酸中c（H+）变为原来的1/m ,但弱酸中c（H+）减小 小于（填“大于”或“小于”）m倍，故稀释后弱酸酸性强于强酸。 4． pH的有关计算： 计算方法： （1）求酸或碱溶液的pH a先判断溶液的酸碱性 （2）求强酸或强碱稀释后的pH b若为酸性，先求出c（H+）后 （3）求混合溶液的pH 由pH =-lg{c（H+）}求pH ①两种强酸（碱）混合 若为碱性，先求c（OH—）后 ②强酸与强碱混合 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溶液的浓度是0005mol/L ①求此溶液的pH ②用水稀释到原来体积的100倍 ③再继续稀释至104倍 （2）pH=3的盐酸与pH=5的硫酸等体积混合 （3）pH=10和pH=12的两种NaOH溶液等体积混合 （4）pH=12的NaOH和pH =4的HCl等体积混合 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（强调酸稀释后不会变成碱！） （2）c（H+）==510-4, pH=-lg(510-4)=4-lg5=33 (强调10-3是10-5的100倍，所以10-5可以忽略不计) （3）因为溶液呈碱性 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二者等体积反应，碱过量，反应后溶液呈碱性。 所以反应后c（OH—）==510-3 c（H+）==210-12 pH=-lg(210-12)=12-lg2=117 溶液呈碱性时，稀释过程中，溶液中OH—的物质的量不变（因溶液中OH—主要来自碱，水电离OH—的量可以忽略不计，而H+只来自水的电离），故c（OH—）减小，所以c（H+）增大，因此计算时，必须抓住OH—去计算，切莫用H+去计算。 作业：1．课本P65 二、2 2．练习册 练习: 1．在250C某稀溶液中，由水电离产生的c（H+）=10-13mol/L，下列有关溶液的叙述正确的是 （ ） A．该溶液一定呈酸性 B．该溶液一定呈碱性 C．该溶液的pH可能约为1 D．该溶液的pH可能约为13 2．250C时，10体积的某强酸溶液与1体积的某强碱溶液混合后溶液呈中性，则混合之前，该强酸的pH与强碱的pH之间应满足的关系是什么？ 3在800C时，纯水的pH小于7，为什么？ 第二节 水的电离和溶液的pH（第3课时） [教学目标]掌握水的电离的概念和电离平衡的移动规律，培养学生应用水的电离平衡进行计算的能力。 [教学重点]水的电离平衡及影响平衡的因素；有关电离度、水的离子积常数的计算。 [教学难点]水的离子积，有关PH计算。 [教学过程] 复习］：1.水分子的空间构型为______型，H—O键的键角为________水是＿＿＿＿ 分子（填“极性”或“非极性”）。 2、水的主要物理性质：＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿。 一：水的电离 1水是一种极弱的电解质，存在电离平衡：______________________，简写成：____________________。 2：在25℃时，纯水中H+和OH-的浓度各等于＿＿＿＿＿mol/L。 则：Kw=[H+][OH-]=＿＿＿＿。此常数不仅适用于纯水，也适用于酸性或碱性的稀溶液。 3：水的电离：H2O＋H2O H3O＋＋OH－ 简写： H2O H＋＋OH－ K= c（H＋）c（OH－） c（H2O） 已知纯水的物质的量浓度为55.6mol/L，c（H＋）c（OH－）=55.6Kw Kw= c（H＋）c（OH－）。（说明水的浓度几乎不变） 4：水的离子积 通常把Kw叫做水的离子积常数，简称水的离子积，只与温度有关。 已知在25℃时，水中的H＋浓度与OH－浓度均为110－7mol/L，所以在25℃时，Kw= c（H＋）c（OH－）=110－7110－7=110－14。 5：影响水的电离的因素 加入酸或碱，抑制水的电离，Kw不变； 加入某些盐，促进水的电离，Kw不变； 升高温度，电离过程是一个吸热过程，促进水的电离，水的离子积增大，在100℃时，KW=110－12。 新课的延伸： c（H＋）=110－7mol/L，溶液一定呈中性吗？ 说明：溶液或纯水呈中性，是因为溶液中 c（H＋）=c（OH－）。 纯水中溶液H＋、OH－浓度的计算方法： c（H＋）=c（OH－）=。 25℃时水的离子积常数值； 水的离子积常数与温度的关系； 往纯水中加入稀盐酸和NaOH溶液后，c（OH－）、c（H＋）如何变化？从平衡移动原理加以解释。 二：溶液的酸碱性和PH 讲述：常温时，由于水的电离平衡的存在，不仅纯水，而且在酸性或碱性的稀溶液中，均存在H＋、OH－，且c（H＋）c（OH－）=110－14。 1、溶液的酸碱性 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； 碱性溶液中，c（H＋）＜c（OH－），c（H＋）＜110－7mol/L。 强调：①含水的稀溶液中，H＋与OH－共存，H＋与OH－的相对多少决定溶液的酸碱性，但二者浓度的积必为常数； ②碱性溶液中的c（H＋）=/c（OH－） ；同理，酸性溶液中的c（OH－）=/ c（H＋）。 说明：当我们表示很稀的溶液时，如，c（H＋）=110－7mol/L，用c（H＋）或c（OH－）表示溶液的酸碱性很不方便。 2、溶液的PH 化学上常用c（H＋）的负常用对数表示溶液酸碱性的强弱： PH=lg｛c（H＋）｝ 计算： 纯水中，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。 强调：①c（H＋）=m10－nmol/L，PH=n－lgm。 ②溶液酸碱性与PH值的关系 中性溶液中，c（H＋）=110－7mol/L，PH=7； 酸性溶液中， c（H＋）＞110－7mol/L，，溶液酸性越强，溶液的PH值越小； 碱性溶液中， c（H＋）＜110－7mol/L，PH＞7，溶液碱性越强，溶液的PH值越大。 ③c（H＋）、PH、溶液酸碱性的关系 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 酸碱性 中性 酸性增强 碱性增强 为了方便，PH值的范围：0～14， c（H＋）或c（OH－）大于1mol/L的溶液，直接用溶液浓度表示溶液酸碱性。 新课的延伸： “P”的含义：负常用对数的意思，引入“POH”： POH=lg｛c（OH－）｝， pH+POH= lg｛c（H＋）｝＋lg｛c（OH－）｝ = PH=lg｛c（H＋）｝｛c（OH－）｝ =lg =14