《水的電離和溶液的酸堿性》設(shè)計(jì)市賽獲獎(jiǎng)

《水的電離和溶液的酸堿性》教學(xué)設(shè)計(jì)●課標(biāo)要求1．知道水的離子積常數(shù)。2．初步掌握pH測(cè)定的方法，知道溶液pH的調(diào)控在工農(nóng)業(yè)生產(chǎn)和科學(xué)研究中的重要應(yīng)用?！裾n標(biāo)解讀1.了解水的電離及水的離子積常數(shù)。2．了解溶液的酸堿性與pH的意義?！窠虒W(xué)地位本課時(shí)介紹了水是一種弱電解質(zhì)，在一定條件下水的離子積是常數(shù)。了解測(cè)定溶液pH的方法。利用pH，c(H＋)，c(OH－)等判斷水溶液的酸堿性是本章的基礎(chǔ)。●新課導(dǎo)入建議追求健康長(zhǎng)壽是人類(lèi)共同的愿望。人們首先要擁有健康，才有可能獲得財(cái)富、地位和幸福。健康從哪里來(lái)呢？水是生命之源，如果沒(méi)有水，就不可能有生命。風(fēng)靡日本、歐美等國(guó)的活性離子水是一種高品質(zhì)的飲用水。離子水比普通水分子團(tuán)直徑小，滲透作用快，有利于消除體內(nèi)過(guò)多的自由基，能夠延緩機(jī)體衰老，且對(duì)多種疾病有預(yù)防和輔助治療的作用。它的誕生，在全世界掀起了一場(chǎng)飲水領(lǐng)域的革命，善待生命，從水開(kāi)始。你知道水中有哪些粒子嗎？【提示】水中有H2O、H＋、OH－三種微粒?！窠虒W(xué)流程設(shè)計(jì)課前預(yù)習(xí)安排：(1)看教材P45～46，填寫(xiě)【課前自主導(dǎo)學(xué)】中的“知識(shí)1，水的電離”，并完成【思考交流1】；(2)看教材P46～47頁(yè)，填寫(xiě)【課前自主導(dǎo)學(xué)】中的“知識(shí)2，溶液的酸堿性與pH”，并完成【思考交流2】。?步驟1：導(dǎo)入新課并對(duì)本課時(shí)教材地位分析。?步驟2：建議對(duì)【思考交流1、2】多提問(wèn)幾個(gè)學(xué)生，使80%以上的學(xué)生都能掌握該內(nèi)容，以利于下一步對(duì)該重點(diǎn)知識(shí)的探究。?步驟5：在老師指導(dǎo)下學(xué)生自主完成【變式訓(xùn)練1】和【當(dāng)堂雙基達(dá)標(biāo)】中的1、4、5三題，驗(yàn)證學(xué)生對(duì)探究點(diǎn)的理解掌握情況。?步驟4：教師通過(guò)【例1】和教材P45～46頁(yè)的講解研析，對(duì)“探究1”的內(nèi)容進(jìn)行總結(jié)。?步驟3：師生互動(dòng)完成“探究1，影響水電離平衡的因素及水的離子積”可利用【問(wèn)題導(dǎo)思】的設(shè)問(wèn)由淺入深的進(jìn)行，建議教師除【例1】外，再變換一下命題角度，可采用【教師備課資源】，以拓展學(xué)生的思路。?步驟6：師生互動(dòng)完成探究2，可利用【問(wèn)題導(dǎo)思】的設(shè)問(wèn)由淺入深的進(jìn)行。?步驟7：教師通過(guò)【例2】和教材P46～47頁(yè)的講解研析對(duì)“探究2”進(jìn)行總結(jié)。?步驟8：在老師指導(dǎo)下學(xué)生自主完成【變式訓(xùn)練2】和【當(dāng)堂雙基達(dá)標(biāo)】中的2、3兩題，驗(yàn)證學(xué)生對(duì)探究點(diǎn)2的理解掌握情況。?步驟9：先讓學(xué)生自主總結(jié)本課時(shí)學(xué)習(xí)的主要知識(shí)，然后對(duì)照【課堂小結(jié)】明確掌握的內(nèi)容，并安排課下完成【課后知能檢測(cè)】。課標(biāo)解讀重點(diǎn)難點(diǎn)1.了解水的電離及水的離子積常數(shù)。2.了解溶液的酸堿性與pH的定義。1.利用勒夏特列原理分析H2O的電離平衡。(重點(diǎn))2.知道水的離子積常數(shù)僅與溫度有關(guān)，并運(yùn)用它進(jìn)行計(jì)算。(難點(diǎn))3.會(huì)用不同方式對(duì)溶液酸堿性進(jìn)行判斷。(重點(diǎn))

水的電離1.水的電離電離方程式：H2O＋H2OH3O＋＋OH－簡(jiǎn)寫(xiě)：H2OH＋＋OH－電離常數(shù)：K電離＝eq\f(cH＋·cOH－,cH2O)2.水的離子積表達(dá)式：Kw＝c(H＋)·c(OH－)常溫下：Kw＝×10－14，此時(shí)c(H＋)＝c(OH－)＝1.0×10－7mol/L影響因素：Kw只受溫度影響，溫度越高，Kw越大適用范圍：Kw不僅適用于純水，還可使用于任何水溶液1．某溫度時(shí)，水溶液中Kw＝4×10－14，那么該溫度比室溫(25℃【提示】因此時(shí)水的離子積大于常溫時(shí)水的離子積，故溫度高于25℃溶液的酸堿性與pH(1)計(jì)算公式：pH＝－lg[c(H＋)](2)表示意義：表示溶液酸堿性的強(qiáng)弱。pH越小，酸性越強(qiáng)。pH越大，堿性越強(qiáng)。(3)測(cè)定方法：溶液pH的測(cè)定方法有pH試紙法、pH計(jì)法。2．溶液的酸堿性c(H＋)與c(OH－)的關(guān)系c(H＋)的范圍(25℃pH范圍(25℃中性溶液c(OH－)＝c(H＋)c(H＋)＝×10－7＝7酸性溶液c(OH－)<c(H＋)c(H＋)>×10－7<7堿性溶液c(OH－)>c(H＋)c(H＋)<×10－7>72．(1)某溶液中c(H＋)＝10－6mol/L，該溶液一定為酸性嗎？(2)某溶液的pH＝7，該溶液一定為中性嗎？(3)某溶液中c(H＋)>c(OH－)，該溶液一定為酸性嗎？【提示】(1)、(2)溫度不確定，不能確定溶液的酸堿性。(3)一定為酸性。影響水電離平衡的因素及水的離子積常數(shù)【問(wèn)題導(dǎo)思】①升高溫度、水的離子積變大還是變小？【提示】變大。②常溫下水的離子積為Kw＝10－14，NaOH溶液中Kw是多少？【提示】Kw＝10－141．水的電離平衡H2OH＋＋OH－ΔH>0條件變化移動(dòng)方向c(H＋)c(OH－)Kw升高溫度向右移動(dòng)增大增大增大加酸向左移動(dòng)增大減小不變加堿向左移動(dòng)減小增大不變加活潑金屬(如Na)向右移動(dòng)減小增大不變2.水的離子積常數(shù)理解Kw應(yīng)注意的幾個(gè)問(wèn)題如下：(1)表達(dá)式的推出水的電離平衡常數(shù)：K電離＝eq\f(cH＋·cOH－,cH2O)，則c(H＋)·c(OH－)＝K電離·c(H2O)。從實(shí)驗(yàn)可知，在25℃時(shí)1L純水中只有1×10－7molH2O電離，電離前后H2O的物質(zhì)的量幾乎不變，因此c(H2O)可視為一常數(shù)，K電離也為一常數(shù)。所以K電離·c(H2O)必然也為常數(shù)，用Kw表示，因此有c(H＋)·c(OH－)＝Kw。(2)影響因素Kw隨溫度的變化而變化，溫度升高，Kw增大；溫度降低，Kw減小。(3)適用范圍Kw不僅適用于純水，還適用于酸、堿、鹽的稀溶液，且由水電離的c水(H＋)＝c水(OH－)。此時(shí)，水溶液中水的離子積常數(shù)不變。(4)表達(dá)式的應(yīng)用Kw表達(dá)式中，c(H＋)、c(OH－)均表示整個(gè)溶液中相應(yīng)離子總物質(zhì)的量濃度。但是一般情況下有：酸溶液中Kw＝c(H＋)酸·c(OH－)水(忽略水電離出的H＋的濃度)。堿溶液中Kw＝c(H＋)水·c(OH－)堿(忽略水電離出的OH－的濃度)。1．Kw不僅適用于純水，還適用于酸性或堿性的稀溶液，不管哪種溶液均有c(H＋)水＝c(OH－)水。2．25℃(2022·山西大學(xué)附中高二月考)25℃A．向水中加入稀氨水，水的電離平衡逆向移動(dòng)，c(OH－)降低B．向水中加入少量固體硫酸氫鈉，c(H＋)增大，Kw不變C．向水中加入少量CH3COOH，水的電離平衡逆向移動(dòng)，c(H＋)降低D．將水加熱，Kw增大，pH不變【解析】A中c(OH－)增大；C中水的電離平衡逆移，但c(H＋)增大；D中加熱水，Kw增大，pH減?。籏w僅與溫度有關(guān)，B正確?！敬鸢浮緽本題易錯(cuò)選A，沒(méi)考慮水的電離平衡逆移，是因?yàn)榧覰H3·H2O提供了OH－；也易不選B，錯(cuò)誤認(rèn)為c(H＋)增大，Kw增大。1．已知25℃時(shí)水的離子積為Kw＝×10－14,35℃A．水中的c(H＋)隨溫度的升高而降低B．25℃時(shí)水呈中性，35C．水的電離過(guò)程是吸熱過(guò)程D．一定溫度下，向水中加入酸或堿時(shí)，水的離子積將發(fā)生變化【解析】溫度越高，水的電離程度越大，c(H＋)越大，A不正確；純水在任何溫度下都是中性的，B不正確；電離過(guò)程一般是吸熱的，水的電離是中和反應(yīng)的逆過(guò)程，為吸熱過(guò)程，C正確；水的離子積只與溫度有關(guān)，與溶液濃度無(wú)關(guān)，D不正確。【答案】C【教師備課資源】25℃時(shí)，A．mol·L－1B．mol·L－1C．1×10－12mol·L－1D．5×10－13mol·L－1【解析】本題關(guān)鍵在于弄清楚溶液中的c(H＋)主要來(lái)源于H2SO4的電離，水電離的c(H＋)可以忽略不計(jì)，c(OH－)來(lái)源于水的電離。c(H＋)溶液≈c(H＋)H2SO4＝2c(H2SO4)＝2×mol·L－1＝mol·L－1eq\o(――→,\s\up7(根據(jù)水的離,子積常數(shù)),\s\do5(,))Kw＝c(H＋)溶液·c(OH－)水eq\o(――→,\s\up7(變形),\s\do5())c(OH－)水＝eq\f(Kw,cH＋溶液)＝eq\f×10－14,mol·L－1eq\o(――→,\s\up7(水的電離平衡))c(H＋)水＝c(OH－)水＝5×10－13mol·L－1【答案】D溶液的酸堿性與酸堿強(qiáng)弱的關(guān)系【問(wèn)題導(dǎo)思】①?gòu)?qiáng)酸的酸性一定比弱酸的酸性強(qiáng)嗎？【提示】不一定。②等濃度等體積的HCl與CH3COOH中和NaOH的量相同嗎？【提示】相同。1．區(qū)別(1)溶液的酸堿性指的是溶液中c(H＋)、c(OH－)的相對(duì)大小；而酸和堿的酸堿性是指其潛在的電離出H＋或OH－的能力。(2)酸、堿的強(qiáng)弱是以電解質(zhì)的電離程度來(lái)區(qū)分的。強(qiáng)酸、強(qiáng)堿在溶液中完全電離，弱酸、弱堿在溶液中部分電離。2．聯(lián)系(1)強(qiáng)酸溶液的酸性不一定比弱酸溶液的酸性強(qiáng)。(2)酸性強(qiáng)的溶液不一定是強(qiáng)酸溶液。(3)酸性相同的溶液弱酸濃度大，中和能力強(qiáng)。例如：c(H＋)＝1mol·L－1的醋酸溶液和鹽酸溶液，體積均為1L時(shí)，醋酸溶液中和能力更強(qiáng)。(4)中和能力相同的酸，其提供H＋的能力相同。例如：1Lmol·L－1的CH3COOH和1Lmol·L－1的鹽酸，均可提供mol的H＋。3．溶液pH的測(cè)定方法(1)酸堿指示劑這種方法只能測(cè)出pH的范圍，一般不能準(zhǔn)確測(cè)定pH。常用指示劑的變色范圍和顏色變化如下表：指示劑甲基橙石蕊酚酞變色范圍(pH)～～～溶液顏色紅(酸色)、橙、黃(堿色)紅(酸色)、紫、藍(lán)(堿色)無(wú)色(酸色)、淺紅、紅(堿色)(2)pH試紙法：可以粗略測(cè)定溶液的pH。其使用方法如下：測(cè)量時(shí)，將pH試紙放在表面皿或玻璃片上，用干燥潔凈的玻璃棒蘸取溶液滴在干燥的pH試紙上，在半分鐘內(nèi)將試紙與標(biāo)準(zhǔn)比色卡進(jìn)行對(duì)照得pH。測(cè)定溶液的pH時(shí)，pH試紙不能濕潤(rùn)，否則，非中性溶液的pH測(cè)定值將比實(shí)際pH大(酸)或小(堿)。用廣泛pH試紙測(cè)溶液的pH時(shí)，pH只能讀整數(shù)。(3)pH計(jì)：精確測(cè)定溶液的pH時(shí)使用pH計(jì)(也叫酸度計(jì))，測(cè)量時(shí)可以從儀器上直接讀出溶液的pH。判斷溶液酸堿性1．若用c(H＋)與c(OH－)相對(duì)大小，無(wú)外界條件限制。2．若用c(H＋)的數(shù)值與10－7mol/L作比較或用pH與7作比較，必須是常溫(或25℃下列溶液一定呈中性的是()A．pH＝7的溶液B．c(H＋)＝c(OH－)的溶液C．由強(qiáng)酸、強(qiáng)堿等物質(zhì)的量反應(yīng)得到的溶液D．非電解質(zhì)溶于水得到的溶液【解析】A項(xiàng)，只有在25℃下pH＝7的溶液才呈中性，如100℃【答案】B本題易錯(cuò)選A，認(rèn)為pH＝7就是中性而忽略了溫度；也易錯(cuò)選C，沒(méi)有考慮酸與堿可能是不同元的。2．下列溶液一定顯堿性的是()A．溶液中c(OH－)>c(H＋)B．溶液中含有OH－C．滴加甲基橙后溶液顯紅色D．滴加甲基橙后溶液顯黃色【解析】堿性溶液中，c(OH－)>c(H＋)，故A對(duì)；無(wú)論酸性、堿性還是中性溶液都含有OH－，故B錯(cuò)誤；甲基橙變紅色，pH<，說(shuō)明溶液呈酸性，故C錯(cuò)；甲基橙變黃色，pH>，說(shuō)明溶液可能呈酸性、中性或堿性，故D錯(cuò)，故選A?！敬鸢浮緼【教師備課資源】取pH均等于2的鹽酸和醋酸各100mL，分別稀釋2倍后，再分別加入0.03g鋅粉，在相同條件下充分反應(yīng)，下列敘述正確的是()A．醋酸與鋅反應(yīng)生成的氫氣多B．鹽酸和醋酸中生成的氫氣一樣多C．醋酸與鋅反應(yīng)的速率大D．鹽酸和醋酸與鋅反應(yīng)的速率一樣大【解析】本題考查影響弱電解質(zhì)的電離平衡的因素。Zn與酸反應(yīng)速率的大小取決于溶液中c(H＋)的大小，而生成H2的量則由n(Zn)和n(H＋)決定，pH相同的鹽酸和醋酸都稀釋2倍，鹽酸中c(H＋)變?yōu)樵瓉?lái)的一半，而醋酸是弱酸，稀釋后，其電離程度增大，c(H＋)比稀釋前小，但大于原來(lái)濃度的一半，即醋酸溶液中c(H＋)大，故鋅與醋酸的反應(yīng)速率大；酸和鋅的量都是已知的，首先進(jìn)行過(guò)量判斷，經(jīng)計(jì)算知鋅的量不足，所以?xún)煞N溶液中生成H2的量是相等的．故選BC。【答案】BC水的電離水的離子積常數(shù)Kw＝c(H＋)·c(OH－)電離平衡——影響因素溶液酸堿性的判斷方法1．下列說(shuō)法中正確的是()A．HCl溶液中無(wú)OH－B．NaOH溶液中無(wú)H＋C．NaCl溶液中既無(wú)OH－也無(wú)H＋D．常溫下，任何物質(zhì)的水溶液中都有H＋和OH－，且KW＝c(H＋)·c(OH－)＝10－14【解析】水的電離平衡H2OH＋＋OH－為動(dòng)態(tài)平衡。HCl、NaOH、NaCl等任何物質(zhì)的水溶液里都存在一定量的H＋和OH－，故A、B、C都不正確。水的離子積常數(shù)值的大小只與溫度有關(guān)而與離子的濃度無(wú)關(guān)。在常溫下，純水中Kw＝1×10－14，其他水溶液中同樣是Kw＝1×10－14，故D正確?！敬鸢浮緿2．常溫下，某溶液由水電離出的c(OH－)＝1×10－13mol·L－1，對(duì)該溶液的敘述正確的是()A．溶液一定顯酸性B．溶液一定顯堿性C．溶液一定不顯中性D．溶液可能是pH＝13的溶液【解析】根據(jù)水的離子積原理，溶液中c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－13mol·L－1，是由于在水中加酸或加堿，抑制了水的電離，如水中加堿c(OH－)＝1×10－1mol·L－1，溶液的pH＝13。【答案】CD3．關(guān)于pH的測(cè)定下列說(shuō)法正確的是()A．pH試紙?jiān)谑褂弥皯?yīng)用蒸餾水潤(rùn)濕B．用廣泛pH試紙測(cè)得某鹽酸的pH＝C．利用酸堿指示劑可以測(cè)溶液的pHD．pH計(jì)是精確測(cè)定溶液pH的儀器【解析】pH試紙?jiān)谑褂弥安荒苡盟疂?rùn)濕，如果用水潤(rùn)濕了則會(huì)使酸、堿中的c(H＋)