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

用心爱心专心1第二节水的电离和溶液的pH（第1课时）[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+H2OH3O++OH—简写为：H2OH++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=)()()(2OHcOHcHc变形得：c（H+）·c（OH—）=K·c（H2O）[分析]1L纯水的物质的量是55·6mol，经实验测得250C时，发生电离的水只有1×10-7mol，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—）=1×10-7mol/L所以250C时，Kw=c（H+）·c（OH—）=1×10-14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—）=1×10-12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——1×10-14，请考虑一下，当纯水中加入盐酸或氢氧用心爱心专心2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10-710-7c（H+）c（OH—）10-14酸性氢氧化钠加NaOH，c（OH—）增大，平衡左移10-710-7c（H+）c（OH—）10-14碱性中性溶液c（H+）=c（OH—）=1×10-7mol/L酸性溶液c（H+）c（OH—），c（H+）1×10-7mol/L碱性溶液c（H+）c（OH—），c（H+）1×10-7mol/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+）=1×10-7mol/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+）=1×10-7mol/LpH=7酸性溶液c（H+）1×10-7mol/LpH7碱性溶液c（H+）1×10-7mol/LpH7(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用心爱心专心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pHa·先判断溶液的酸碱性（2）求强酸或强碱稀释后的pHb·若为酸性，先求出c（H+）后（3）求混合溶液的pH由pH=-lg{c（H+）}求pH①两种强酸（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0·005mol/L①求此溶液的pH②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：用心爱心专心4（1）①c（H+）=0·005mol/L×2=0·01mol/L，pH=-lg10-2=2②c（H+）=0·01mol/L÷100=10-4mol/L，pH=-lg10-4=4③pH=7（强调酸稀释后不会变成碱！）（2）c（H+）=2101053=5×10-4,pH=-lg(5×10-4)=4-lg5=3·3(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—）=2101024=5×10-3c（H+）=31410510=2×10-12pH=-lg(2×10-12)=12-lg2=11·7（4）NaOH中c（OH—）=10-2mol/LHCl中c（H+）=10-4mol/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—）=2101042=5×10-3c（H+）=31410510=2×10-12pH=-lg(2×10-12)=12-lg2=11·7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、22．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用心爱心专心5（）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1D．该溶液的pH可能约为132．250C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＋H2OH3O＋＋OH－简写：H2OH＋＋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－）=55.6×KwKw=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1×10－7mol/L，所以在25℃时，Kw=c（H＋）·c用心爱心专心6（OH－）=1×10－7×1×10－7=1×10－14。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=1×10－12。新课的延伸：c（H＋）=1×10－7mol/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－）=Kw。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－）=1×10－14。1、溶液的酸碱性分析：中性溶液中，c（H＋）=c（OH－）=1×10－7mol/L；酸性溶液中，c（H＋）＞c（OH－），c（H＋）＞1×10－7mol/L；碱性溶液中，c（H＋）＜c（OH－），c（H＋）＜1×10－7mol/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＋）=Kw/c（OH－）；同理，酸性溶液中的c（OH－）=Kw/c（H＋）。说明：当我们表示很稀的溶液时，如，c（H＋）=1×10－7mol/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＋）=1×10－7mol/L，PH=lg｛c（H＋）｝=lg1×10－7=7；1×10－2mol/LHCl溶液，PH=lg｛c（H＋）｝=lg1×10－2=2；1×10－2mol/LNaOH溶液，c（H＋）=1×10－12mol/L，PH=lg｛c（H＋）｝=12；3×10－5mol/LHCl溶液，PH=lg｛c（H＋）｝=5－lg3。强调：①c（H＋）=m×10－nmol/L，PH=n－lgm。用心爱心专心7②溶液酸碱性与PH值的关系中性溶液中，c（H＋）=1×10－7mol/L，PH=7；酸性溶液中，c（H＋）＞1×10－7mol/L，，溶液酸性越强，溶液的PH值越小；碱性溶液中，c（H＋）＜1×10－7mol/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＋+）10010-110-210-310-410-510-610-710-810-910-1010-1110-1210-1310-14PH01234567891011121314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