人教版選修四化學(xué)學(xué)案(第三章第二節(jié)水的電離和溶液酸堿性)

1、第二節(jié) 水的電離和溶液的酸堿性學(xué)習(xí)目標(biāo)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 。第一課時(shí)知識(shí)回顧1. 在水溶液或熔化狀態(tài)下能導(dǎo)電的 叫電解質(zhì)，電解質(zhì)可分為 和 。2. 在水溶液中能 稱(chēng)為強(qiáng)電解質(zhì)， 和絕大多數(shù)鹽屬于強(qiáng)電解質(zhì)。在水溶液中 稱(chēng)為弱電解質(zhì)，弱酸、弱堿屬于 。3. 電解質(zhì)_導(dǎo)電（如NaCl固體），導(dǎo)電的物質(zhì)_是電解質(zhì)（如Fe、石墨等）。強(qiáng)電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力_強(qiáng)，在溶液的物質(zhì)的量濃度相同的情況下，強(qiáng)電解質(zhì)的導(dǎo)電能力與弱電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力相比，_更強(qiáng)。4. 下列物質(zhì)是電解質(zhì)的是（ ） A. 硫酸溶液B. 醋酸C. 酒精D. 銅5. 下列電離方程式中正確的是（ ）A.

2、 NH3·H2O=NH4+OH B. NaHCO3= Na+HCO3C. H2S2H+S2 D. KClO3=K+Cl-+3O26. 關(guān)于強(qiáng)弱電解質(zhì)的導(dǎo)電性的正確說(shuō)法是（ ）A. 由離子濃度決定 B. 沒(méi)有本質(zhì)區(qū)別C. 強(qiáng)電解質(zhì)溶液導(dǎo)電能力強(qiáng)，弱電解質(zhì)溶液導(dǎo)電能力弱；D. 導(dǎo)電性強(qiáng)的溶液里自由移動(dòng)的離子數(shù)目一定比導(dǎo)電性弱的溶液里自由移動(dòng)的離子數(shù)目多7. 下列關(guān)于弱電解質(zhì)的說(shuō)法中正確的是A. 弱電解質(zhì)需要通電才能發(fā)生電離 B. 磷酸溶液中只存在一種電離平衡H3PO4H+H2PO4C. H2SO4是共價(jià)化合物，所以它是弱電解質(zhì)；NaOH是離子化合物，所以它是強(qiáng)電解質(zhì) D. 弱電解質(zhì)溶液中

3、，既有溶質(zhì)分子，又有溶質(zhì)電離出來(lái)的離子 新知要點(diǎn)一、水的電離 思考水是不是電解質(zhì)？它能電離嗎？寫(xiě)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(guò)程 水的電離平衡常數(shù)的表達(dá)式為 思考：實(shí)驗(yàn)測(cè)得，在室溫下1L H2O（即 mol）中只有1×10-7 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(shí)，KW是個(gè)常數(shù)，KW只與 有關(guān)， 越高KW越 。25時(shí)，KW= ，100時(shí)，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

4、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(dòng)，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(dòng)。 討論：改變下列條件水的電離平衡是否移動(dòng)？向哪個(gè)方向移動(dòng)？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-)= ， 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

5、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+) 1×10- 7mol/L 酸性溶液：C(H+) C(OH-) C(H+) 1×10-7mol/L 堿性溶液：C(H+) C(OH-) C(H+) 1×10- 7mol/L 二、溶液的酸堿性和pH定義：PH= ，廣泛pH的范圍為014。注

6、意：當(dāng)溶液中H+或OH-大于1mol/L時(shí)，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+) 1×10- 7mol/L pH 7 酸性溶液：C(H+) C(OH-) C(H+) 1×10-7mol/L pH 7 堿性溶液：C(H+) C(OH-) C(H+) 1×10-7mol/L pH 7 課堂檢測(cè)1pH=2的強(qiáng)酸溶液，加水稀釋?zhuān)羧芤后w積擴(kuò)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KH

7、SO4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(qiáng)D、OH-離子濃度減小 3100時(shí)，KW=1×10-12，對(duì)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(shí)的10-2倍D、溫度不變沖稀10倍pH=7 歸納總結(jié) pH與溶液酸堿性的關(guān)系(25時(shí))pH溶液的酸堿性pH<7溶液呈 性，pH越小，溶液的酸性 pH=7溶液呈 性pH>7溶液呈 性，pH越大，溶液的堿性 第二節(jié) 水的電離和溶液的酸堿性學(xué)習(xí)目標(biāo)1掌握有關(guān)溶液值的簡(jiǎn)單計(jì)算2了解常用的酸堿指示劑第二課時(shí)

8、知識(shí)回顧練習(xí)題：1. 常溫時(shí)，水的離子積為Kw，當(dāng)溫度升高時(shí)，水的Kw_。2. 溶液呈酸堿性的本質(zhì)是_。3. 向純水中加入金屬鈉時(shí)，平衡向_移動(dòng)，c（H）_。4. 某溫度下，純水中的c（H+）=2.0×10-7 mol/L，則此時(shí)溶液中的c（OH-）= mol/L。5. 下列關(guān)于水的離子積常數(shù)的敘述中，正確的是( )A. 因?yàn)樗碾x子積常數(shù)的表達(dá)式是KW=c（H+）c（OH-），所以KW隨溶液c（H+）與c（OH-）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是同一物理量；C. 水的離子積常數(shù)僅僅與溫度有關(guān)，隨溫度的變化而變化； D. 水的離子積常數(shù)KW 與水的電離平

9、衡常數(shù)K是兩個(gè)沒(méi)有任何關(guān)系的物理量；6. 液氨與水的電離相似，存在著微弱的電離：2NH3NH4+NH2-。對(duì)該體系的說(shuō)法中錯(cuò)誤的是( )A. 一定溫度下，液氨中c（NH4+）與c（NH2-）的乘積為一常數(shù)；B. 液氨的電離達(dá)到平衡時(shí)，c（NH3）=c（NH2-）=c（NH4+）；C. 只要不加入其他物質(zhì)，液氨中c（NH4+）總是與c（NH2-）相等；D. 液氨中含有NH3、NH4+和NH2-等微粒。7. 在6份0.01mol/L氨水中分別加入下列各物質(zhì)：A濃氨水B純水 C少量K2CO3；D少量H2SO4；E少量NaOH固體；F少量Al2(SO4)3固體；（1）能使c（OH-）減小、c（NH4+

10、）增大的是_ 。（2）能使c（OH-）增大、c（NH4+）減小的是_ _。（3）能使c（OH-）和c（NH4+）都增大的是_ _。（4）能使c（OH-）和c（NH4+）都減小的是_ _。新知要點(diǎn)一 溶液PH的測(cè)定方法（1）酸堿指示劑法說(shuō)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<紅色58紫色>8藍(lán)色甲基橙<3.1紅色3.14.4橙色>4.4黃色酚酞<8無(wú)色810淺紅色>10紅色（2）試紙法使用方法： （3）PH計(jì)法二 PH的應(yīng)用閱讀教材P49-50三 有關(guān)pH的計(jì)算（一）單一溶液的PH計(jì)算1、分別求0.05mo

11、l/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(jì)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NaOH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

12、，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NH3·H2O溶液分別稀釋1000倍，則所得溶液的PH值在什么范圍之內(nèi)。課堂檢測(cè)1. 溶液的pH是指用c（H+）的負(fù)常用對(duì)數(shù)來(lái)表示溶液的酸堿性強(qiáng)弱，即為_(kāi)2. 溶液的酸性時(shí)，c（H+）_c（OH）（填“大于”、“小于”或“=”）3. pH的表示意義：表示溶液酸堿性的強(qiáng)弱，pH越小，_。4. 下列物質(zhì)pH大于7的是（ ）A. 食醋 B. 胃酸 C. 桔子 D. 海水5. 常溫下，0.1mol/L某一元弱堿的電離度為1，此時(shí)該堿溶液的pH為（ ）A. 3B. 10C. 11D. 136. 用pH試紙測(cè)定某

13、無(wú)色溶液的pH值時(shí)，規(guī)范的操作是（ ）A. 將pH試紙放入溶液中觀察其顏色變化，跟標(biāo)準(zhǔn)比色卡比較 B. 將溶液倒在pH試紙上，跟標(biāo)準(zhǔn)比色卡比較 C. 用干燥的潔凈玻璃棒蘸取溶液，滴在pH試紙上，跟標(biāo)準(zhǔn)比色卡比較 D. 在試管內(nèi)放入少量溶液，煮沸，把pH試紙放在管口，觀察顏色，跟標(biāo)準(zhǔn)比色卡比較 7. pH=13的強(qiáng)堿溶液pH=2的強(qiáng)酸溶液混合，所得混合液的pH=11，則強(qiáng)堿與強(qiáng)酸的體積比是 A. 11:1B. 9:1C. 1:11D. 1:98求下列溶液混合后的pH：(1) 把pH2和pH=4的兩種強(qiáng)酸溶液等體積混合，其pH 。(2) 把pH12和pH14的兩種強(qiáng)堿溶液等體積混合，其pH= 。(

14、3) 把pH5的H2SO4溶液和pH8的NaOH溶液等體積混合，其pH 。9室溫時(shí)，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-)1020mL0.01molLKOH溶液的pH為 ；30mL0.005molLH2SO4溶液的pH為 ；兩溶液混合后，溶液的pH為 。11設(shè)水的電離平衡線如右圖所示。（1）若以A點(diǎn)表示25°時(shí)水在電離平衡時(shí)的粒子濃度，當(dāng)溫度升高到100°時(shí)，水的電離平衡狀態(tài)到B點(diǎn)，則此時(shí)水的離子 10-6積從_增加到_；10-7（2）將PH=8的Ba(OH

15、)2溶液與PH=5的稀鹽酸混合，并保持10-7 10-6 C(H+)在100°的恒溫，欲使混合溶液的PH=7，則Ba(OH)2溶液和鹽酸的體積比為_(kāi) 。歸納總結(jié)一 強(qiáng)酸、強(qiáng)堿溶液混合時(shí)pH的計(jì)算c（OH）混或c（H+）混=c（H+）混V酸c（OH）混V堿/V酸+V堿，分式上為絕對(duì)值混合物質(zhì)兩種溶液pH關(guān)系等體積混合后溶液pHA、B均為強(qiáng)酸pHA<pHB（pH相差兩個(gè)單位以上）pHA+0.3A、B均為強(qiáng)堿pHA<pHB（pH相差兩個(gè)單位以上）pHB0.3A是強(qiáng)酸、B是強(qiáng)堿pHA+pHB=147pHA+pHB<14(酸剩余)若pHA+pHB12則pHA+0.3pHA+p

16、HB>14(堿剩余)若pHA+pHB16則pHB0.3二、稀釋的簡(jiǎn)單估算1. 強(qiáng)酸 pH=a，加水稀釋10n倍，則pH=a+n2. 弱酸 pH=a，加水稀釋10n倍，則pH<a+n3. 強(qiáng)堿 pH=b，加水稀釋10n倍，則pH=b-n4. 弱堿 pH=b，加水稀釋10n倍，則pH>b-n附：解讀中和滴定一、中和滴定的原理1. 定義：用已知濃度的酸或堿來(lái)測(cè)定未知濃度的堿或酸的實(shí)驗(yàn)方法。2. 原理：在酸堿中和反應(yīng)中，使用一種已知物質(zhì)的量濃度的酸或堿溶液跟未知濃度的堿或酸溶液完全中和，測(cè)出二者所用的體積，根據(jù)化學(xué)方程式中酸和堿完全中和時(shí)的物質(zhì)的量的比值，從而求得求知濃度的堿或酸溶液

17、的物質(zhì)的量濃度。C(B)=3. 關(guān)鍵點(diǎn)：(1) 準(zhǔn)確地測(cè)定兩種溶液的體積 (2) 準(zhǔn)確地判斷滴定終點(diǎn) 酸堿中和滴定的關(guān)鍵有兩個(gè)：其一是要準(zhǔn)確測(cè)定出參加中和反應(yīng)的酸、堿溶液的體積，這需要選用精確度較高的實(shí)驗(yàn)儀器，并正確使用，其二是要準(zhǔn)確判斷中和反應(yīng)是否恰好完全反應(yīng)，這需要選用適當(dāng)?shù)乃釅A指示劑，并通過(guò)顏色變化來(lái)準(zhǔn)確判斷中和情況指示劑變色情況強(qiáng)堿滴定酸酚酞無(wú)色粉紅色酸滴定強(qiáng)堿粉紅色無(wú)色堿滴定強(qiáng)酸甲基橙紅色橙色強(qiáng)酸滴定堿黃色紅色 4. 酸堿指示劑的選擇酸堿恰好完全中和的時(shí)刻叫滴定終點(diǎn)，為準(zhǔn)確判定滴定終點(diǎn)，須選用變色明顯，變色范圍的pH與恰好中和時(shí)的pH吻合的酸堿指示劑。通常是甲基橙或酚酞指示劑而不能選

18、用石蕊試液。指示劑的用量一般是2-3滴。當(dāng)指示劑剛好變色，并在半分鐘內(nèi)不褪色，即認(rèn)為已達(dá)到滴定終點(diǎn)。二、實(shí)驗(yàn)儀器1、滴定管的結(jié)構(gòu) 酸式滴定管有一玻璃活塞，因堿溶液與玻璃反應(yīng)生成硅酸鹽，是一種礦物膠，具有粘性，故不能把堿溶液裝入酸式滴定管。而堿式滴定管有一段橡皮膠管，因此，不能裝酸液，酸會(huì)腐蝕橡皮管；堿式滴定管也不能裝有氧化性的溶液，氧化劑會(huì)把橡皮管氧化。2、滴定管的使用：(1) 檢漏 （2）潤(rùn)洗儀器 (3) 裝液 從滴定管上口倒入35mL盛裝的溶液，傾斜著轉(zhuǎn)動(dòng)滴定管，使液體濕潤(rùn)全部滴定管內(nèi)壁，然后用手控制活塞，將液體放入預(yù)置的燒杯中。在加入酸、堿反應(yīng)液之前，潔凈的酸式滴定管和堿式滴定管還要分別用所要盛裝的酸、堿溶液潤(rùn)洗2-3次。三、中和滴定操作 中和滴定前，必須用滴定液多次潤(rùn)洗滴定管，以確保溶液的濃度不被剩余在滴定管中的水稀釋變??；加入指示劑的量控制在2滴3滴