化學：3.1《物質在水溶液中的行為-水溶液》教學案一體(魯科版選修4).doc

第三章 物質在水溶液中的行為第一節(jié) 水溶液【課標三維定向】. 知識與技能 掌握水的離子積KW和PH的概念及電解質在水中的存在形態(tài)。掌握酸堿性溶液的特征與PH的關系。了解電解質在水溶液中的存在形式。. 過程與方法 依據可逆反應的共性，運用嚴密的邏輯推理方法，將化學平衡常數(shù)運用到水的電離過程，推導出水的離子積常數(shù)。利用對比的方法，依據水的離子積常數(shù)，推斷出溶液的酸堿性與和O濃度的相對大小的關系。在學習強電解質和弱電解質時，要采用對比的方法，從兩者的定義出發(fā)，總結歸納出兩者的共性、本質區(qū)別和所屬類別。.情感態(tài)度與價值觀 通過研究弱電解質及水，熟悉PH的用途，感受到物質在水中的行為，充分體會到科學給我們帶來的優(yōu)越性，培養(yǎng)學習化學的興趣。【教學策略指導】授課時數(shù)：3課時教學重點： 水的離子積KW、PH與溶液的酸堿性的關系。教學難點：水的離子積KW，有關PH的簡單計算。方法措施：學習本節(jié)時，由水是極弱的電解質，在純水中會有極少量的水發(fā)生電離，結合化學平衡的原理以及平衡常數(shù)的含義，理解水的電離及其電離方程式、水的離子積常數(shù)。對于溶液酸堿性的學習，可結合平衡移動原理來理解，只要是水溶液就存在和O，因其濃度大小不一樣，從而顯示不同的酸堿性。進一步為了方便計算，可引入溶液的PH值，要從理解PH值意義上，強化有關PH值的計算及其有關規(guī)律。在學習強電解質和弱電解質時，要采用對比的方法，從兩者的定義出發(fā)，總結歸納出兩者的共性、本質區(qū)別和所屬類別，強化其電離方程式的書寫。知識塊一、水的電離及溶液的酸堿性【問題情境設疑】 酸(或堿)水溶液中，除了溶質酸(或堿)外，還有溶劑水。在溶液中，酸或堿全部或部分以離子形式存在，那么水是全以水分子形式存在，還是也有部分電離成為和O呢？ 有人測量了經過28次蒸餾的水的電導值，結果不為零。這證明純水中存在能自由移動的離子，經分析知道它們是和O，是由水電離產生的?！竞诵膬热菡稀繂栴}一、水的電離 1探究水的電離及其電離方程式 有人測量了經過28次蒸餾的水的電導值，結果不為零。這證明水是極弱的電解質，它能發(fā)生微弱的電離，純水中存在能自由移動的離子，經分析知道它們是和O。其電離方程式為：H2O O，或H2OH2O O。規(guī)律總結水的電離的特點：水的電離是由水分子與水分子之間的相互作用引起的。極難電離，通常只有極少數(shù)水分子發(fā)生電離。由水分子電離出和O數(shù)目相等。從水的電離方程式可以看出，水既可以看成一元弱酸，又可以看成一元弱堿。水的電離過程是可逆的、吸熱的。2探究水的離子積 水的電離是一個可逆過程，在一定條件下可以達到電離平衡，平衡常數(shù)為： K 由上式可得：KO。在一定溫度下，K與H2O都是常數(shù)，其乘積也必然是常數(shù)，因此也是常數(shù)，即： KW式中的KW稱為水的離子積常數(shù)，簡稱水的離子積。KW反映了水中和的關系。規(guī)律總結常溫（25）時，水電離出的mol/L，水的離子積KW。任何水溶液中均存在著水的電離平衡，即任何水溶液中均存在著和。水的離子積是水電離平衡時具有的性質，不僅適用于純水，也適用于其它稀的水溶液。如酸、堿、鹽溶液中都有KW（常溫）。其中均、表示整個溶液中的和。KW是溫度函數(shù)，與、的變化無關。溫度升高，KW增大；溫度降低，KW減小。從電離平衡的角度來看，水的電離是吸熱的，故升溫，水的電離平衡向電離的方向移動，和都增大，KW也增大；反之，則減小。如100時，KW5.5。若未注明溫度，一般認為是常溫。一定溫度下，在不同的溶液中都有KW，故和成反比，但在任何溶液中，由水電離的和的濃度一定相等。 3探究水的離子積的影響因素溫度：因水的電離是吸熱的，故升高溫度，水的電離平衡向右移動。和同時增大，但因為由水電離出的和始終相等，故溶液呈中性。如純水在溫度由25升高到100時，和都從1mol/L增大到7.4mol/L，KW也由增至5.5。加入酸（或堿）：向純水中加入酸（或堿），由于酸或堿電離產生的或（），致使水中的（或）增大，使水電離向左移動，從而水的電離程度減小，但溫度未變，則KW不變。加入活潑的金屬：向純水中加入活潑的金屬，如金屬鈉，由于活潑的金屬鈉可與水電離產生的直接發(fā)生置換反應，產生H2，使水的電離向右移動。問題二、溶液的酸堿性1探究溶液的酸堿性的實質在酸或堿溶液中，水的電離平衡被破壞。當加酸時，使水的電離平衡向左移動，致使溶液中，溶液呈酸性；當加堿時，使水的電離平衡向左移動，致使溶液中，溶液呈堿性。故溶液酸堿性的實質取決于溶液中的與的相對大小。即：酸性：，越大，酸性越強；堿性：，越大，酸性越強；中性：。誤區(qū)警示溶液的酸堿性與酸和堿的酸堿性含義不同：溶液的酸堿性是指溶液中的與的相對大??；而酸和堿的酸堿性是指酸或堿電離出的或的能力。強酸溶液的酸性不一定比弱酸溶液的酸性強；酸性強的溶液不一定是強酸溶液。 2探究溶液的酸堿性的表示方法PH值PH值的定義用的負對數(shù)來表示溶液的酸堿性的強弱。即：PHlg。規(guī)律總結PH的大小可表示溶液的酸堿性的強弱。即溶液的酸性越強，其PH越?。蝗芤旱膲A性越強，其PH越大。PH值的范圍由于當（或）的濃度小于或等于1mol/L時，應用不方便，即引入PH值是為了方便應用的，故PH值的范圍是014。PH值與溶液酸堿性的關系（常溫25時）溶液的酸堿性/mol/L/mol/L與的相對大小PH值KW酸性117中性117堿性117誤區(qū)警示判斷溶液的酸堿性關鍵是看溶液中與的相對大小；而PH與7的關系僅適用于常溫25時的判斷。探究PH值的測定方法利用酸堿指示劑粗略的測定。這種方法只能測出某一范圍的PH，而不能得出具體的數(shù)值。下表為常用的酸堿指示劑及其變色范圍。指示劑PH值的變色范圍及其顏色變化甲基橙紅色3.1橙色4.4黃色石蕊紅色5.0紫色8.0藍色酚酞無色8.2粉紅色10.0紅色用PH試紙粗略地測定其使用方法是：取一小塊試紙放在玻璃片或點滴板上，用潔凈的玻璃棒蘸取溶液點在試紙的中央，等顏色變化后與標準比色卡對比來判斷溶液的PH值的大小。PH計法。可通過PH計精確的測定。誤區(qū)警示玻璃棒要潔凈、干燥。試紙不能用水潤濕，否則PH將會偏大或偏小。用PH試紙所測的PH一般是整數(shù)，不可能有小數(shù)。【問題分析示例】例題1：某溫度下，純水的2mol/L，則此時溶液中為 mol/L；若溫度不變，滴入鹽酸使5mol/L，則此時溶液中為 mol/L。思路點撥依據水的電離的性質知，由水電離出的和O濃度始終相等，由純水中的與先求出KW，而KW只是溫度的函數(shù)，溫度不變，依據KW進行計算即可。解析：由純水純水的2mol/L，則此時溶液中2mol/L，此溫度下KW4。 由于鹽酸使5mol/L，則其中的8mol/L。答案：2mol/L 8mol/L。遷移應用：1室溫下，在PH2的某堿溶液中，由水電離的C(OH)為（ ）A1.0107 mol/L B1.0106 mol/L C1.0102 mol/ L D1.01012 mol/L解析：在PH2的某堿溶液中，c（H）1.0102 mol/ L，而室溫KW1，故C(OH)1mol/L。答案：2在0.1 mol/L的氫氧化鈉溶液和0.1 mol/L的鹽酸中，水的電離程度 ( )A前者大 B前者小 C一樣大 D無法確定解析：在0.1 mol/L的氫氧化鈉溶液和0.1 mol/L的鹽酸中，兩溶液中，對水的電離的抑制作用相同。答案：例題2：在下列的各種敘述中，正確的是 ( )A在任何條件下，純水的PH=7 B在任何條件下，純水都呈中性C在100時，純水的PH7 D在100時，純水中C(H+)1.0107 mol/L思路點撥判斷溶液的酸堿性關鍵是看溶液中與的相對大??；而PH與7的關系僅適用于常溫25時的判斷。解析：在任何條件下，純水都呈中性，但PH7，只有在溫度是常溫時，純水的PH=7，溫度升高，純水中的c（H）增大，PH a 2解析：PH = 2的A、B兩種酸溶液，分別加水稀釋時，PH變化不同，說明A、B兩酸的強弱不一樣，PH變化大的A酸較強，故在pH = 2時，B酸溶液物質的量濃度大些，稀釋后PH小的B酸較強；當a = 5時, A是強酸, B是弱酸，當A為弱酸，則B一定是弱酸, 且5 a 2。答案：CD8常溫下重水(D2O)的離子積為1.61015，可以用PH一樣的定義來定義PD=lgC(D+),以下敘述正確的是（ ）A中性溶液的PD=7 B含0.01 mol/ L NaOD的D2O溶液1L，其PD=12.0C溶解0.01 mol DCl的D2O溶液1L，其PD=2.0D在100ml 0.25 mol/ L DCl重水溶液中，加入50 ml 0.2 mol/ L NaOD的重水溶液，其PD=1.0解析：常溫下重水(D2O)中C(D+)4108mol/L，故PD=7.4；含0.01 mol/ L NaOD的D2O溶液中C(D+)1.61013mol/L，故PD=12.3；溶解0.01 mol DCl的D2O溶液中，C(D+)1102mol/L，故PD=2；在100ml 0.25 mol/ L DCl重水溶液中，加入50 ml 0.2 mol/ L NaOD的重水溶液中，首先判斷DCl過量，則混合后的C(D+)0.1mol/L，故PD=1。答案：CD二、非選擇題9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：若a+b=14，則VaVb=_（填數(shù)字）。若a+b=13，則VaVb=_（填數(shù)字）。若a+b14，則VaVb=_（填表達式），且Va_ Vb（填：、14，則VaVb= ，且VaVb1。答案：（1）1；（2）0.1；（3）10a+b-14，。1025時，若體積為Va、pH=a的某一元強酸與體積Vb、pH=b的某一元強堿混合，恰好中和，且已知VaVb和a=0.5b，請?zhí)顚懴铝锌瞻祝籥值可否等于3（填“可”或“否”）_，其理由是_a值可否等于5（填“可”或“否”）_，其理由是_a的取值范圍是_。解析：若a3，則b6，溶液顯酸性，與題意不符，故a3；若a5，則c（H）mol/L，即b10，c（OH）mol/L，VaVb101，與題意不符，故a5；b7，則2a7，即a，又VaVb1，則3a14，即a，故a。答案：否，若a3，則b6，溶液顯酸性，與題意不符，故a3；否，若a5，則c（H）mol/L，即b10，c（OH）mol/L，VaVb101，與題意不符，故a5；a。課外天地 酸堿質子理論酸堿質子理論立論于物質與質子（H）的關系上。該理論認為：凡是給出質子的物質都是酸；凡是結合質子的物質都是堿。例如：HCl、NH4、HSO4、H2PO4等都是酸，因為它們能給出質子；Cl、NH3、HSO4、SO42、NaOH等都是堿，因為它們都能接受質子。由此可見：酸和堿可以是分子，也可以是陽離子和陰離子；有的離子在可以酸，也可以是堿，如HSO4、H2PO4等；質子理論中沒有鹽的概念，酸堿電離理論中有鹽，在質子理論中都是離子酸或離子堿。例如在質子理論中，NH4Cl中的NH4是酸，Cl是堿。質子理論中酸和堿不是彼此孤立的，而是統(tǒng)