高中化學(xué)第三章第二節(jié)水的電離和溶液的酸堿性2教案人教版選修4

1、第二節(jié) 水的電離和溶液的酸堿性(第1課時)【課標(biāo)要求】了解水的電離平衡及其“離子積”了解溶液的酸堿性和pH的關(guān)系 【學(xué)習(xí)重點】水的離子積 溶液的酸堿性和pH的關(guān)系 【學(xué)習(xí)難點】水的離子積【學(xué)習(xí)過程】【情景創(chuàng)設(shè)】一、水的電離 思考水是不是電解質(zhì)？它能電離嗎？寫出水的電離方程式.1水的電離：水是 電解質(zhì)，發(fā)生 電離，電離過程 水的電離平衡常數(shù)的表達(dá)式為 思考：實驗測得，在室溫下1L H2O（即 mol）中只有110-7 mol H2O電離，則室溫下C(H+)和C(OH-)分別為多少? 純水中水的電離度(H2O)= 。2水的離子積 水的離子積：KW= 。注：(1)一定溫度時，KW是個常數(shù)，KW只與

2、有關(guān)， 越高KW越 。25時，KW= ，100時，KW=10-12。(2)KW不僅適用于純水，也適用于酸、堿、鹽的稀溶液。 任何水溶液中，由水所電離而生成的C(H+) C(OH-)。二、溶液的酸堿性和pH1影響水的電離平衡的因素 （1）溫度：溫度升高，水的電離度 ，水的電離平衡向 方向移動，C(H+)和C(OH-) ，KW 。（2）溶液的酸、堿度：改變?nèi)芤旱乃?、堿度均可使水的電離平衡發(fā)生移動。 討論：改變下列條件水的電離平衡是否移動？向哪個方向移動？水的離子積常數(shù)是否改變？是增大還是減??？升高溫度 加入NaCl 加入NaOH 加入HCl練習(xí)：在0.01mol/LHCl溶液中, C(OH-)=

3、， C(H+)= ，由水電離出的H+濃度= ，由水電離出的OH-濃度= 。,在0.01mol/LNaOH溶液中，C(OH-)= ，C(H+)= ，由水電離出的H+濃度= ，由水電離出的OH-濃度= 。在0.01mol/LNaCl溶液中， C(OH-)= ，C(H+)= ，由水電離出的H+濃度= ，由水電離出的OH-濃度= 。小結(jié)：（1）升高溫度，促進(jìn)水的電離KW增大 （2）酸、堿抑制水的電離2溶液的酸堿性溶液的酸堿性 常溫（25） 中性溶液：C(H+) C(OH-) C(H+) 110- 7mol/L 酸性溶液：C(H+) C(OH-) C(H+) 110-7mol/L 堿性溶液：C(H+)

4、C(OH-) C(H+) 110- 7mol/L 3溶液的pH： pH=lgc(H+) 輕松做答：（1）C(H+)110-6mol/L pH=_；C(H+)110-3mol/L pH=_ _C(H+)110-mmol/L pH=_ ；C(OH-)110-6mol/L pH=_ C(OH-)110-10mol/L pH=_ ；C(OH-)110- nmol/L pH=_ _ （2）pH=2 C(H+)_ ；pH=8 c(H+)_ （3）c(H+)1mol/L pH= _ ；c(H+)10mol/L pH= _歸納：pH與溶液酸堿性的關(guān)系(25時)pH溶液的酸堿性pH7溶液呈 性，pH越大，溶液的

5、堿性 【反饋練習(xí)】 1pH=2的強酸溶液，加水稀釋，若溶液體積擴大10倍，則C(H+)或C(OH-)的變化（ ）A、C(H+)和C(OH-)都減少B、C(H+)增大 C、C(OH-)增大D、C(H+)減小 2向純水中加入少量的KHSO4固體（溫度不變），則溶液的 （ ） A、pH值升高B、C(H+)和C(OH-)的乘積增大 C、酸性增強D、OH-離子濃度減小 3100時，KW=110-12，對純水的敘述正確的是 （ ） A、pH=6顯弱酸性B、C(H+)=10-6mol/L，溶液為中性 C、KW是常溫時的10-2倍D、溫度不變沖稀10倍pH=7 第二節(jié) 水的電離和溶液的酸堿性(第2課時)【課標(biāo)

6、要求】了解溶液的酸堿性和pH的關(guān)系掌握有關(guān)溶液值的簡單計算了解常用的酸堿指示劑【學(xué)習(xí)重點】水的離子積，濃度、濃度、值與溶液酸堿性的關(guān)系有關(guān)溶液值的簡單計算【學(xué)習(xí)難點】值的計算【學(xué)習(xí)過程】【情景創(chuàng)設(shè)】二、溶液的酸堿性和pH定義：PH= ，廣泛pH的范圍為014。注意：當(dāng)溶液中H+或OH-大于1mol/L時，不用pH表示溶液的酸堿性。意義：溶液的酸堿性 常溫（25） 中性溶液：C(H+) C(OH-) C(H+) 110- 7mol/L pH 7 酸性溶液：C(H+) C(OH-) C(H+) 110-7mol/L pH 7 堿性溶液：C(H+) C(OH-) C(H+) 110-7mol/L p

7、H 7 溶液PH的測定方法（1）酸堿指示劑法說明：常用的酸堿指示劑有石蕊、甲基橙、酚酞試液。常用酸堿指示劑的變色范圍指示劑變色范圍的石蕊8藍(lán)色甲基橙4.4黃色酚酞10紅色（2）試紙法使用方法： （3）PH計法三、PH的應(yīng)用閱讀教材P47-48四、有關(guān)pH的計算（一）單一溶液的PH計算1、分別求0.05mol/LH2SO4溶液和0.05mol/L Ba(OH)2溶液的PH值。2、已知常溫下濃度為0.01mol/L的CH3COOH溶液的電離度為1%，求該溶液的PH值。（二）酸堿混合溶液的PH計算3、將PH=2的H2SO4溶液與PH=4的H2SO4溶液等體積混合后,求溶液的PH值。4、將PH=8的N

8、aOH溶液與PH=10的NaOH溶液等體積混合后,求溶液的PH值。5、常溫下PH=4的HCl和PH=10的NaOH分別按體積比為1：1，11：9，9：11混合，分別求三種情況下溶液的PH值。（三）酸、堿加水稀釋后溶液的PH值6、常溫下，將PH=1的H2SO4溶液和PH=13的NaOH溶液分別稀釋1000倍，求所得溶液的PH值。思考：若在常溫下，將PH=1的CH3COOH溶液和PH=13的NH3H2O溶液分別稀釋1000倍，則所得溶液的PH值在什么范圍之內(nèi)。反饋練習(xí)1求下列溶液混合后的pH：(1) 把pH2和pH=4的兩種強酸溶液等體積混合，其pH 。(2) 把pH12和pH14的兩種強堿溶液等體積混合，其pH= 。(3) 把pH5的H2SO4溶液和pH8的NaOH溶液等體積混合，其pH 。2室溫時，將PH=5的H2SO4溶液稀釋10倍，則C（H+）：C（SO42-）= ；若再將稀釋后的溶液再稀釋100倍,則C（H+）：C（SO42-）= 。C(OH-)220mL0.01molLKOH溶液的pH為 ；30mL0.005molLH2SO4溶液的pH為 ；兩溶液混合后，溶液的pH為 。3設(shè)水的電離平衡線如右圖所示。（1）若以A點表示25時水在電離平衡時的粒子濃度，當(dāng)溫度升高