《第二節(jié)水的電離和溶液的pH值》教案

《第二節(jié)水的電離和溶液的pH值》教案第一課時(shí)教學(xué)內(nèi)容：水的電離和水的離子積教學(xué)目的：1、了解水的電離和水的離子積2、學(xué)會(huì)根據(jù)水的離子積計(jì)算溶液中H+和OH-的濃度。教學(xué)重點(diǎn)：水的離子積教學(xué)難點(diǎn)：在酸堿溶液中如何求H2O電離出的CH+和COH-教學(xué)方法：啟發(fā)、討論、歸納教學(xué)過程：[前置知識掃描]H3PO4中各種離子濃度的大?。ú豢紤]水的電離）寫出下列物質(zhì)的電離平衡方程式H2SO4、HCIO、NH3·H2O、NaHCO3、KHSO4、[新課的準(zhǔn)備]請學(xué)生回答弱電解質(zhì)包括哪些物質(zhì)？弱酸、弱堿和水。復(fù)習(xí)初中化學(xué)中學(xué)習(xí)的PH與溶液酸堿性的關(guān)系。[新課進(jìn)行]一、水的電離1、用靈敏的電流計(jì)測定純水的導(dǎo)電性可知：純水具有導(dǎo)電性，但極其微弱，為什么呢？說明：（1）水是一種極微弱的電解質(zhì)，只能微弱的電離，并存在著平衡。水的電離方程式：H2O+H2O=H3O++OH-簡寫為：H2O=H++OH-（2）從純水的導(dǎo)電性實(shí)驗(yàn)測得，25℃時(shí)，1L純水中只有1×10—7molH2O電離。∴CH+=COH-=1×10-7mol/L而1L水的物質(zhì)的量為55.6mol，這與發(fā)生電離的水1×10-7mol相比，水的電離部分忽略不計(jì)。所以，電離前后，水的物質(zhì)的量幾乎不變，可以看作是一個(gè)常數(shù)[結(jié)論]]CH+·COH-=KWKW叫做水的離子積常數(shù)，簡稱水的離子積。KW=CH+·COH-=1×10-7×1×10-7=1×10-14水的離子積常數(shù)反映了一定溫度下的水的H+濃度和OH-濃度之間的關(guān)系。二、影響水的電離的因素加入酸或堿，抑制水的電離，KW不變；加入某些鹽，促進(jìn)水的電離，KW不變；電離過程是一個(gè)吸熱過程，升溫能促進(jìn)水的電離，KW增大，在100℃時(shí)，KW=1×10－12。其它因素：如加入活潑金屬，消耗H+，水的電離程度增大。[討論]CH+=1×10-7mol/L的溶液一定呈中性嗎？說明：溶液或純水呈中性，是因?yàn)槿芤褐蠧H+=COH-純水中溶液H＋、OH－濃度的計(jì)算方法：CH+=COH-=。三、在酸、堿溶液中如何求H2O電離出的H+濃度和OH-濃度水的離子積常數(shù)反映了一定溫度下的水的H+濃度和OH-濃度之間的關(guān)系。例1、0﹒1mol/LHCI中CH+以及水電離出的H+濃度和OH-濃度[分析]（1）酸影響了水的電離，抑制了水的電離，水電離平衡向左移動(dòng)。所以，酸電離出的CH+很大，是主要的，水電離的CH+很小。所以溶液中CH+可以近似看作是酸電離出的H+濃度?！郈H+=0﹒1mol/L溶液中COH-=10-14/0﹒1=10-13mol/L此COH-就是水電離出的OH-濃度?！郈H+（水）=COH-（水）=10-13mol/L結(jié)論：純水中KW=10-14為單純水的離子積常數(shù)。對于酸或堿來說，溶液中的H+濃度和OH-濃度的乘積是1×10-14，而抑制了水的電離，使水本身的離子積常數(shù)減小。例2、0﹒1mol/L下列物質(zhì)的溶液中，CH+和COH-的大小順序（1）HCI（2）Ba（OH）2（3）HF（4）NaOH(5)CH3COOH例3、將水升溫到95℃時(shí)，水的電離程度將，水的離子積常數(shù)將水的H+濃度和OH-濃度將，此時(shí)溶液呈性，pH7。四、鞏固練習(xí)書面作業(yè)：1、教材上習(xí)題2、求0﹒01mol/LNaOH溶液中COH-以及水電離出的H+濃度和OH-濃度第二課時(shí)教學(xué)內(nèi)容：溶液的酸堿性和pH值教學(xué)目的：1、了解溶液的酸堿性和pH的關(guān)系2、學(xué)會(huì)溶液pH的簡單計(jì)算教學(xué)重點(diǎn)：溶液的酸堿性和PH的關(guān)系教學(xué)難點(diǎn)：關(guān)于溶液pH的計(jì)算教學(xué)方法：推理法、講述法、分析比較法教學(xué)過程：一、溶液的酸堿性1、溶液的酸堿性與CH+、COH-的關(guān)系[提出問題]：純水中加入鹽酸或氫氧化鈉后，水的電離平衡如何移動(dòng)？建立新平衡時(shí)溶液中的CH+、COH-如何變化？[分析討論，總結(jié)規(guī)律]：結(jié)論：無論酸性、中性、堿性溶液里，都同時(shí)存在著OH-、H+，常溫下，CH+、COH-的乘積是一個(gè)常數(shù)（1×10-14）溶液酸堿性CH+COH-CH+、COH-CH+·COH-酸性＞10-7mol＜10-7molCH+＞COH-1×10-14中性=10-7mol=10-7molCH+=COH-堿性＜10-7mol＞10-7molCH+＜COH-[強(qiáng)調(diào)指出]：任何水溶液中存在的H+和OH-作為矛盾的雙方，既互相依存，又互相制約，共同決定了溶液的酸堿性。（對立統(tǒng)一的觀點(diǎn)）2、溶液的pH（1）為什么要引入溶液的pH示例：植物適宜生長在中性的土壤中，要測土壤溶液的酸堿度；醫(yī)生要檢測病人的血液，尿液等，要測酸堿度，掌握病人的健康狀況；有關(guān)部門需要經(jīng)常測定雨水是否是酸雨；工廠要配制電鍍液等都需要了解溶液的酸堿性，經(jīng)常要用到一些CH+很小的溶液，這時(shí)就很不方便，因此要引入溶液的pH。（2）表示方法：pH=-IgCH+（3）意義：表示溶液中CH+的大小，即能表示溶液的酸堿性的強(qiáng)弱。（4）示例：A、以教材中四種溶液的氫離子濃度為例，求四種溶液的pH.B、求10ml的0.2mol/L的H2SO4的pH.如果將溶液稀釋至10倍、100倍，求溶液的pH.C、怎樣求pOH？二、溶液的酸性的強(qiáng)弱與酸的強(qiáng)弱（1）酸的強(qiáng)弱是以電解質(zhì)的電離來區(qū)分的：強(qiáng)電解質(zhì)完全電離的酸是強(qiáng)酸，弱電解質(zhì)只有部分電離的酸是弱酸；溶液的酸性是由溶液中CH+決定的，CH+越大的溶液，則酸性越強(qiáng)，反之越弱。（2）觀點(diǎn)：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③酸性相同的溶液，弱酸濃度大，中和能力強(qiáng)④中和能力相同的酸提供H+的物質(zhì)的量相同，但強(qiáng)酸溶液的酸性強(qiáng)。安排學(xué)生課后閱讀資料，并完成某些物質(zhì)的pH的測定，以激發(fā)學(xué)生的興趣，培養(yǎng)實(shí)驗(yàn)?zāi)芰?。三、鞏固練?xí)口頭作業(yè)：教材中二、三兩大題書面作業(yè)：計(jì)算0﹒01mol/LNaOH溶液、0.01mol/L的H2SO4溶液的pH.如果將它們等體積混合，確定溶液的酸堿性，并計(jì)算混合液的pH.第三課時(shí)教學(xué)內(nèi)容：強(qiáng)酸強(qiáng)堿溶液及混合溶液的pH計(jì)算教學(xué)目的：1、了解pH的測定方法2、學(xué)會(huì)強(qiáng)酸強(qiáng)堿溶液的pH計(jì)算以及混合溶液的pH計(jì)算教學(xué)重點(diǎn)：學(xué)會(huì)方法，訓(xùn)練思維，掌握基本計(jì)算格式教學(xué)方法：分析、推理教學(xué)過程：pH的測定1、pH值的改變①pH﹤7溶液呈酸性，pH越小，酸性越強(qiáng)；pH每減小1個(gè)單位，CH+增大10倍②pH﹥7溶液呈堿性，pH越大，堿性越強(qiáng)。pH每增加1個(gè)單位，CH+減小10倍。③pH小的酸性溶液，不一定是強(qiáng)酸溶液④pH每升高一個(gè)單位，對于強(qiáng)酸需要稀釋10倍，而對于弱酸稀釋的倍數(shù)超過了10倍；pH每降低一個(gè)單位，對于強(qiáng)堿需要稀釋10倍，而對于弱堿稀釋的倍數(shù)超過了10倍。2、測定方法：測定溶液的pH可用pH試紙，這種試紙使用時(shí)不能用水濕潤，否則非中性溶液的pH測定值比實(shí)際的或大或小，使用時(shí)用玻璃棒蘸取少量的待測溶液與pH試紙接觸，再與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對比，讀出pH值。另外也可用pH計(jì)準(zhǔn)確測定。二、關(guān)于pH值的計(jì)算1、酸性溶液：按C→CH+→pH2、堿性溶液：按C→COH-→CH+→pH3、強(qiáng)酸、強(qiáng)堿溶液的稀釋后的溶液：對于酸溶液中的CH+，每稀釋10n倍，pH增大n個(gè)單位，但增大后不超過7，酸仍為酸！對于堿溶液中的COH-，每稀釋10n倍，pH減少n個(gè)單位，但減少后不小于7，堿仍為堿！PH值相同的強(qiáng)酸與弱酸（或強(qiáng)堿與弱堿），稀釋相同的倍數(shù)，pH變化為強(qiáng)酸變化大，弱酸變化小。極稀溶液中的pH值的計(jì)算，應(yīng)考慮水的電離。4、強(qiáng)酸與強(qiáng)弱溶液混合的計(jì)算：反應(yīng)的實(shí)質(zhì)：H++OH-=H2O三種情況：（1）恰好中和，pH=7（2）若余酸，先求中和后的CH+，再求pH。（3）若余堿，先求中和后的COH-，再通過KW求出CH+，最后求pH?；蛳惹髉OH，再由pH=14-pOH。5、已知酸和堿溶液的pH之和，判斷等體積混合后的溶液的pH（1）若強(qiáng)酸與強(qiáng)堿溶液的pH之和大于14，則混合后顯堿性，pH大于7。（2）若強(qiáng)酸與強(qiáng)堿溶液的pH之和等于14，則混合后顯中性，pH等于7。（3）若強(qiáng)酸與強(qiáng)堿溶液的pH之和小于14，則混合后顯酸性，pH小于7。（4）若酸與堿溶液的pH之和等于14，強(qiáng)、堿中有一強(qiáng)、一弱，則酸、堿溶液混合后，誰弱顯誰性。這是因?yàn)樗岷蛪A已電離的H+和OH-恰好中和，誰弱誰的H+或OH-有儲備，中和后還能電離，顯出酸、堿性來。三、例題講解1、把1mL0﹒05mol/L的H2SO4加水稀釋制成100mL溶液，求稀釋前和稀釋后溶液的pH.以及由水電離產(chǎn)生的CH+.答案：4610-1010-8