人教版高二化學(xué)選四水溶液中的離子平衡 水的電離 溶液的酸堿性 教案

1、 第三單元 水溶液中離子平衡 第二節(jié) 水的電離 溶液的酸堿性一、考點、熱點回顧【知識與技能】1.掌握的水的離子積的應(yīng)用，學(xué)會簡單pH的計算2.掌握酸堿中和滴定實驗的基本操作和數(shù)據(jù)處理重點：弱電解質(zhì)的電離 溶液酸堿度PH值的計算。難點：弱電解質(zhì)的電離 溶液酸堿度PH值的計算二、典型例題【目標落實】（1）化學(xué)反應(yīng)中的能量變化 一、水的電離和溶液的酸堿性1、水電離平衡： 通常，上式也可簡寫為: 水的離子積：KW = 25時, H+=OH- =10-7 mol/L ; KW = H+·OH- = 注意：KW只與溫度有關(guān)，溫度一定，則KW值一定KW不僅適用于純水，適用于任何溶液（酸、堿、鹽）2

2、、水電離特點：（1）可逆 （2）吸熱 （3）極弱3、影響水電離平衡的外界因素：酸、堿 ：抑制水的電離（pH之和為14的酸和堿的水溶液中水的電離被同等的抑制） 溫度：促進水的電離（水的電離是 熱的）易水解的鹽：促進水的電離（pH之和為14兩種水解鹽溶液中水的電離被同等的促進）4、溶液的酸堿性和pH： （1）pH= （計算公式） 注意：酸性溶液不一定是酸溶液（可能是 溶液） ；pH7 溶液不一定是酸性溶液（只有溫度為常溫才對）； 堿性溶液不一定是堿溶液（可能是 溶液）。（2）pH的測定方法：酸堿指示劑 、 、 。pH試紙 操作 。 注意：事先不能用水濕潤PH試紙；廣泛pH試紙只能讀取整數(shù)值或范圍p

3、H計二 、混合液的pH值計算方法公式1、強酸與強酸的混合：（先求H+混：將兩種酸中的H+離子物質(zhì)的量相加除以總體積，再求其它） H+混 =（H+1V1+H+2V2）/（V1+V2）2、強堿與強堿的混合：（先求OH-混：將兩種酸中的OH離子物質(zhì)的量相加除以總體積，再求其它） OH-混（OH-1V1+OH-2V2）/（V1+V2） (注意 :不能直接計算H+混)3、強酸與強堿的混合：（先據(jù)H+ + OH- =H2O計算余下的H+或OH-，H+有余，則用余下的H+數(shù)除以溶液總體積求H+混；OH-有余，則用余下的OH-數(shù)除以溶液總體積求OH-混，再求其它）三、稀釋過程溶液pH值的變化規(guī)律：五、酸堿中和

4、滴定：1、中和滴定的原理中和滴定： 實質(zhì)：H+OH=H2O 即酸能提供的H+和堿能提供的OH-物質(zhì)的量相等。2、中和滴定的操作過程：（1）儀器： 、 ，移液管，滴定管夾，錐形瓶，燒杯，鐵架臺。注意：酸式滴定管不能盛放 液、氫氟酸以及Na2SiO3、Na2CO3等堿性溶液；堿式滴定管不能盛放酸性溶液和 溶液。滴定管的刻度，O刻度在 ，往下刻度標數(shù)越來越大，全部容積 它的最大刻度值，因為下端有一部分沒有刻度。滴定時，所用溶液不得超過最低刻度，不得一次滴定使用兩滴定管酸（或堿），也不得中途向滴定管中添加。滴定管可以讀到小數(shù)點后 。（2）藥品：標準液；待測液；指示劑。（3）準備過程：準備：檢漏、洗滌、

5、潤洗、裝液、趕氣泡、調(diào)液面。（洗滌：用洗液洗檢漏：滴定管是否漏水用水洗用標準液洗（或待測液洗）裝溶液排氣泡調(diào)液面記數(shù)據(jù)V(始)注意：為什么用水洗后，還要用標準液洗？ 但錐形瓶不能用待測液洗？（4）滴定方法：手的姿勢、速度先快后慢注意：手眼：左手操作活塞或小球，右手振蕩錐形瓶，眼睛注視錐形瓶中溶液的顏色變化速度先快后慢（5）終點確定：最后一滴剛好使指示劑顏色發(fā)生明顯變化。30s內(nèi)不恢復(fù)原色（6）指示劑的選擇： .。如（酸滴定堿用甲基橙、堿滴定酸用酚酞）（6）數(shù)據(jù)處理與誤差分析：讀數(shù)：兩位小數(shù)。因一次實驗誤差較大，所以應(yīng)取多次實驗的平均值。 3、酸堿中和滴定的誤差分析誤差分析：利用n酸c酸V酸=n

6、堿c堿V堿進行分析式中：n酸或堿中氫原子或氫氧根離子數(shù)；c酸或堿的物質(zhì)的量濃度；V酸或堿溶液的體積。當用酸去滴定堿確定堿的濃度時，則：c堿=上述公式在求算濃度時很方便，而在分析誤差時起主要作用的是分子上的V酸的變化，因為在滴定過程中c酸為標準酸，其數(shù)值在理論上是不變的，若稀釋了雖實際值變小，但體現(xiàn)的卻是V酸的增大，導(dǎo)致c酸偏高；V堿同樣也是一個定值，它是用標準的量器量好后注入錐形瓶中的，當在實際操作中堿液外濺，其實際值減小，但引起變化的卻是標準酸用量的減少，即V酸減小，則c堿降低了；對于觀察中出現(xiàn)的誤差亦同樣如此。綜上所述，當用標準酸來測定堿的濃度時，c堿的誤差與V酸的變化成正比，即當V酸的實

7、測值大于理論值時，c堿偏高，反之偏低。即：c堿=同理，用標準堿來滴定未知濃度的酸時亦然。下面是用標準酸滴定待測堿而引起的結(jié)果變化情況 ：實驗操作情況對c堿的影響開始滴定時滴定管尖嘴處留有氣泡讀數(shù)開始時仰視，終止時俯視到滴定終點尚有一滴酸掛在滴定管尖嘴外而未滴入錐瓶洗凈的酸管未用標準液潤洗洗凈的錐瓶用待測堿潤洗不小心將標準液滴至錐瓶外不小心將待測堿液濺至錐瓶外滴定前向錐形瓶中加入10 mL蒸餾水，其余操作正常考點： 水的電離和溶液的酸堿性（一）水的電離和溶液的酸堿性1、水離平衡：H2OH+ + OH- 水的離子積：KW = H+·OH- 25時, H+=OH- =10-7 mol/L

8、; KW = H+·OH- = 10-14注意：KW只與溫度有關(guān)，溫度一定，則KW值一定 KW不僅適用于純水，適用于任何溶液（酸、堿、鹽）2、水電離特點：（1）可逆 （2）吸熱 （3）極弱3、影響水電離平衡的外界因素：酸、堿 ：抑制水的電離（pH之和為14的酸和堿的水溶液中水的電離被同等的抑制） 溫度：促進水的電離（水的電離是吸熱的）易水解的鹽：促進水的電離（pH之和為14兩種水解鹽溶液中水的電離被同等的促進） 試比較pH=3的HAc、pH=4的NH4Cl、pH=11的NaOH、pH=10Na2CO3四種溶液中水的電離程度從大到小的順序是 。4、溶液的酸堿性和pH： （1）pH= -

9、lgH+ 注意：酸性溶液不一定是酸溶液（可能是 溶液） ；pH7 溶液不一定是酸性溶液（只有溫度為常溫才對）； 堿性溶液不一定是堿溶液（可能是 溶液）。已知100時，水的KW=1×10-12，則該溫度下（1）NaCl的水溶液中H+= ，pH = ，溶液呈 性。（2）0.005mol/L的稀硫酸的pH= ；0.01mol/L的NaOH溶液的pH= （2）pH的測定方法：酸堿指示劑甲基橙、石蕊、酚酞pH試紙 最簡單的方法。 操作：將一小塊pH試紙放在潔凈的玻璃片上，用玻璃棒沾取未知液點試紙中部，然后與標準比色卡比較讀數(shù)即可。 注意：事先不能用水濕潤PH試紙；只能讀取整數(shù)值或范圍 用濕潤的

10、pH試紙測某稀溶液的pH，所測結(jié)果 （填“偏大”、“偏小”、“不變”或“不能確定”），理由是 。（3）常用酸堿指示劑及其變色范圍：指示劑變色范圍的PH石蕊5紅色58紫色8藍色甲基橙3.1紅色3.14.4橙色4.4黃色酚酞8無色810淺紅10紅色試根據(jù)上述三種指示劑的變色范圍，回答下列問題：強酸滴定強堿最好選用的指示劑為： ，原因是 ；強堿滴定強酸最好選用的指示劑為： ，原因是 ；中和滴定不用石蕊作指示劑的原因是 。（二） 、混合液的pH值計算方法公式1、強酸與強酸的混合：（先求H+混：將兩種酸中的H+離子數(shù)相加除以總體積，再求其它）H+混 =（H+1V1+H+2V2）/（V1+V2）2、強堿與

11、強堿的混合：（先求OH-混：將兩種酸中的OH離子數(shù)相加除以總體積，再求其它）OH-混（OH-1V1+OH-2V2）/（V1+V2） (注意 :不能直接計算H+混)3、強酸與強堿的混合：（先據(jù)H+ + OH- =H2O計算余下的H+或OH-，H+有余，則用余下的H+數(shù)除以溶液總體積求H+混；OH-有余，則用余下的OH-數(shù)除以溶液總體積求OH-混，再求其它） 注意：在加法運算中，相差100倍以上（含100倍）的，小的可以忽略不計！ 將pH=1的HCl和pH=10的NaOH溶液等體積混合，所得溶液的pH= ；將pH=5的H2SO4和pH=12的NaOH溶液等體積混合，所得溶液的pH= ；20mLpH

12、=5的鹽酸中加入1滴（0.05mL）0.004mol/LBa(OH)2溶液后pH= 。（三）、稀釋過程溶液pH值的變化規(guī)律：1、強酸溶液：稀釋10n倍時，pH稀=pH原+ n （但始終不能大于或等于7）2、弱酸溶液：稀釋10n倍時，pH稀pH原+n （但始終不能大于或等于7）3、強堿溶液：稀釋10n倍時，pH稀=pH原n （但始終不能小于或等于7）4、弱堿溶液：稀釋10n倍時，pH稀pH原n （但始終不能小于或等于7）5、不論任何溶液，稀釋時pH均是向7靠近（即向中性靠近）；任何溶液無限稀釋后pH均為76、稀釋時，弱酸、弱堿和水解的鹽溶液的pH變化得慢，強酸、強堿變化得快。 pH=3的HCl稀

13、釋100倍后溶液的pH變?yōu)?；pH=3的HAc溶液稀釋100倍后pH為 ，若使其pH變?yōu)?，應(yīng)稀釋的倍數(shù)應(yīng) （填不等號）100；pH=5的稀硫酸稀釋1000倍后溶液中H+ ：SO42-= ； pH=10的NaOH溶液稀釋100倍后溶液的pH變?yōu)?；pH=10的NaAc溶液稀釋10倍后溶液的pH為 。（四）、“酸、堿恰好完全反應(yīng)”與“自由H+與OH-恰好中和”酸堿性判斷方法1、酸、堿恰好反應(yīng)（現(xiàn)金+存款相等）：恰好生成鹽和水，看鹽的水解判斷溶液酸堿性。（無水解，呈中性）2、自由H+與OH-恰好中和（現(xiàn)金相等），即“14規(guī)則：pH之和為14的兩溶液等體積混合，誰弱顯誰性，無弱顯中性?！保荷甥}和水

14、，弱者大量剩余，弱者電離顯性。（無弱者，呈中性）(1)100mLpH=3的H2SO4中加入10mL0.01mol/L氨水后溶液呈 性，原因是 ；pH=3的HCl與pH=11的氨水等體積混合后溶液呈 性，原因是 。（2）室溫時，0.01mol/L某一元弱酸只有1%發(fā)生了電離，則下列說法錯誤的是 BA、上述弱酸溶液的pH4 B、加入等體積0.01mol/LNaOH溶液后，所得溶液的pH7C、加入等體積0.01mol/LNaOH溶液后，所得溶液的pH7D、加入等體積pH=10的NaOH溶液后，所得溶液的pH7【例1】在100，100 mL蒸餾水中c(OH)=1×106mol/L，當改變下列

15、條件之一時，c(OH)仍然等于1×106 mol/L的是溫度降低到25 保持100，加入106 mol NaOH固體保持100，加入106 mol NaCl固體保持100，蒸發(fā)掉50 mL水ABCD【答案】B【例2】下列關(guān)于溶液酸堿性的說法中正確的是ApH=7的溶液顯中性B中性溶液中，c(H+)一定是1.0×107mol·L1Cc(H+)= c(OH)的溶液顯中性D在100°C時，純水的pH<7，因此顯酸性【答案】C三、溶液pH的測量方法（1）pH試紙法pH試紙pH試紙的使用方法取一片pH試紙，放在潔凈的表面皿或玻璃片上，用潔凈干燥的玻璃棒蘸取待測

16、液點于試紙中央，然后與標準比色卡對照讀出數(shù)值。pH試紙的種類常用的pH試紙有廣泛pH試紙(pH范圍為114或010，可識別的pH差值約為1)和精密pH試紙(pH范圍較窄，可識別的pH差值為0.2或0.3)。操作注意事項：pH試紙不能伸入待測液中。pH試紙不能事先潤濕（潤濕相當于將溶液稀釋）。用pH試紙測定的是一個粗略結(jié)果。用廣泛pH試紙測出溶液的pH是整數(shù)，而不會是3.1、5.2等小數(shù)。（2）pH計法常用pH計來精確測量溶液的pH，讀數(shù)時應(yīng)保留兩位小數(shù)。pH計（3）常用酸堿指示劑及其變色范圍指示劑變色范圍甲基橙石蕊酚酞3、 課堂練習(xí) 【鞏固版】1用食用白醋(醋酸濃度約為1 mol/L)進行下列

17、實驗，能證明醋酸為弱電解質(zhì)的是A白醋中滴入石蕊溶液呈紅色B白醋加入豆?jié){中有沉淀產(chǎn)生C蛋殼浸泡在白醋中有氣體放出D白醋中c(H+)=0.01 mol/L2可以判定某酸是強電解質(zhì)的組合是該酸加熱至沸騰也不分解 該酸可溶解氫氧化銅該酸可跟石灰石反應(yīng)放出CO2 該酸是共價化合物ABCD都不是3在含少量酚酞的0.1 mol·L-1氨水中加入少量NH4Cl晶體，則溶液顏色A變藍色B變深C變淺D不變4在醋酸溶液中，CH3COOH的電離達到平衡的標志是A溶液顯電中性B溶液中無CH3COOHC氫離子濃度恒定不變Dc(H+)=c(CH3COO)5向CH3COOH溶液中滴入稀氨水，溶液的導(dǎo)電能力發(fā)生變化，

18、其電流(I)隨加入氨水的體積(V)的變化曲線是6要證明某酸是弱酸，下列方法正確的是A將串聯(lián)一小燈泡的該酸溶液與串聯(lián)一相同小燈泡的硫酸并聯(lián)，接通電源后，若該溶液上的燈泡較暗，則說明該酸是弱酸B測定該酸的鈉鹽溶液常溫下的pH，若pH7，則說明該酸是弱酸C用該酸與金屬鋅反應(yīng)，產(chǎn)生氣泡較慢，則說明該酸是弱酸D中和等體積、等濃度的NaOH溶液消耗該酸的量大于硫酸，則說明該酸是弱酸7寫出下列電離方程式：（1）HCIO_。（2）H2CO3_。（3）NaHSO4溶液_。（4）NaHSO3溶液_。（5）熔融NaHSO4_。8下列關(guān)于水的離子積常數(shù)的敘述中，正確的是A因為水的離子積常數(shù)的表達式為Kw =c(H+)·c(OH)，所以Kw隨溶液中H+和OH濃度的變化而變化B水的離子積常數(shù)Kw與水的電離平衡常數(shù)K是同一個物理量C水的離子積常數(shù)僅僅是溫度的函數(shù)，隨溫度的變化而變化9下列關(guān)于溶液酸堿性的說法中，正確的是Ac(H+)很小的溶液一定呈堿性BpH=7的溶液一定呈中性Cc(OH)=c(H+)的溶液一定呈中性D不能使酚