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2019-2020年人教版高中化學選修4《水的電離和溶液的酸堿性》2課時教學設計附練習題 【高考說明】 1、了解水的電離和水的離子積常數(shù) 2、了解溶液的pH值的定義，能進行pH的簡單計算 3、初步掌握酸堿滴定管的使用方法；初步掌握中和滴定的原理和方法 4、能通過化學實驗收集有關數(shù)據和事實，并科學地加以處理 第1課時 【學習目標】⒈了解水的電離平衡及其“離子積” ⒉了解溶液的酸堿性和pH的關系 【學習重點】⒈水的離子積 　　 ⒉溶液的酸堿性和pH的關系 【舊知回顧】 1、 寫出下列物質在水溶液中的電離方程式 KHCO3 KAl(SO4)2 H2SO4 H2S Ca(OH)2 NH3H2O 2、[思考] ① 我們通常會說純水不導電，那么水是不是電解質？它能電離嗎？如能請寫出水的電離方程式。 ② 純水中有哪些微粒？根據所學的弱電解質的電離平衡，請列舉出可能會影響水的電離的因素。 【新知講解】 一、水的離子積 閱讀P45： 1．水的電離：水是 電解質，發(fā)生 電離，電離過程 （填吸熱或放熱）。 2．[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? 3．水的離子積 水的離子積表達式：KW= 。 閱讀P46： 一定溫度時，KW是個常數(shù)，KW只與 有關， 越高KW越 。 25℃時，KW= ，100℃時，KW=10-12。 注意： （1）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-)。 [思考]：pH = 7 的溶液一定是酸性嗎？ （2）25℃時，任何水溶液中，H+ 離子濃度和OH- 離子的濃度乘積都為 110- 14 二、溶液的酸堿性和pH 1．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 。 ?。?）溶液的酸、堿度：改變溶液的酸、堿度均可使水的電離平衡發(fā)生移動。 例題1： ① 在0.01mol/LHCl溶液中, C(H+)= ， C(OH-)= ， 由水電離出的H+濃度= ，由水電離出的OH-濃度= 。, ② 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= 。 ③ 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] 根據上面的計算，填寫下表（影響水的電離平衡的因素） 條件變化 平衡移動方向 c（H+） （mol/L） c（OH－） （mol/L） 水的電離程度 KW 升高溫度 H2OH＋＋OH－ 加入NaCl 加入HCl 加入NaOH 結論： （1）升高溫度，促進水的電離KW增大 　 （2）酸、堿抑制水的電離 例題2：（08上海）常溫下，某溶液中由水電離的c(H＋)=110－13molL－1，該溶液可能是 ① 二氧化硫水溶液 ② 氯化銨水溶液 ③ 硝酸鈉水溶液 ④ 氫氧化鈉水溶液 A．①④ B．①② C．②③ D．③④ 2．溶液的酸堿性 閱讀P46：思考與交流 討論：① 在酸性溶液中是否有OH-，在堿性溶液中是否存在H+，試說明原因。 ② 決定溶液酸堿性的因素是什么？ 小結： 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+) C(OH-) C(H+) 110- 7mol/L 3．溶液的pH： pH=－lgc(H+) 注意：當溶液中[H+]或[OH-]大于1mol/L時，不用pH表示溶液的酸堿性。 【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與溶液酸堿性的關系(25℃時) 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 課后反思： 【 第二節(jié) 】 水的電離和溶液的酸堿性 第 2 課時 【課標要求】⒈了解溶液的酸堿性和pH的關系 ⒉掌握有關混合溶液ｐＨ值的簡單計算 3、了解溶液稀釋時pH的變化規(guī)律 【學習重點】⒈水的離子積，Ｈ＋濃度、ＯＨ－濃度、ｐＨ值與溶液酸堿性的關系 ⒉有關溶液ｐＨ值的計算 【學習難點】ｐＨ值的計算 【舊知回顧】 溶液的酸堿性和pH ⒈定義：PH= ，廣泛pH的范圍為0～14。 注意：當溶液中[H+]或[OH-]大于1mol/L時，不用pH表示溶液的酸堿性。 ⒉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 pH 7 【新知講解】 一、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ｐＨ變色范圍 指示劑 　　　　變色范圍的ｐＨ 石蕊 <５紅色 5－8紫色 >8藍色 甲基橙 <3.1紅色 3.1－4.4橙色 >4.4黃色 酚酞 <8無色 8－10淺紅色 >10紅色 2）ｐＨ試紙法 使用方法： （3）PH計法 二、有關pH的計算 （一）單一溶液的PH計算 [例1] 分別求0.05mol/LH2SO4溶液和0.05mol/L Ba(OH)2溶液的PH值。 [例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 [例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。 [例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。 [例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。 [小結] 有關pH計算的解題規(guī)律 （1）單一溶液的pH計算 ① 強酸溶液，如HnA，設濃度為c molL－1，則 c（H+）= nc molL－1，pH= —lg{c（H+）}= —lg nc ② 強堿溶液，如B(OH)n，設濃度為c molL－1，則 c（H+）= 10—14/nc molL－1，pH= —lg{c（H+）}=14+lg nc （2）酸堿混合pH計算 ① 適用于兩種強酸混合 c(H+)混 = [c(H+)1V1+ c(H+)2V2] /（V1+ V2）。 ② 適用于兩種強堿混合 c(OH—)混 = [c(OH—)1V1+ c(OH—)2V2] /（V1+ V2） ③ 適用于酸堿混合，一者過量時： = c(OH—)混 | c(H+)酸V酸 — c(OH—)堿V堿| c(H+)混 V酸 + V堿 說明： ①若兩種強酸（pH之差大于2）等體積混合，混合液pH = pH小 + 0.3 ②若兩種強堿（pH之差大于2）等體積混合，混合液pH = pH大 — 0.3 ④ 恰好完全反應，則c(H+)酸V酸 = c(OH—)堿V堿 （三）酸、堿加水稀釋后溶液的PH值 [例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：1.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。 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-）= 。 [小結] 稀釋后溶液pH的變化規(guī)律 （1） 酸堿溶液無限稀釋，pH只能無限接近于7，不可能大于或小于7 （2） 對于pH = a 的強酸和弱酸溶液，每稀釋10n 倍，強酸的pH就增大n個單位，即 pH = a + n ( a + n ＜ 7 ) ，弱酸的pH范圍是：a ＜ pH ＜ a + n 。 [練習] 畫出酸溶液在稀釋過程中pH的變化圖 （3） 對于pH = b的強堿和弱堿溶液，每稀釋10n 倍，強堿的pH就減小n個單位，即 pH =b - n ( b - n ＞ 7 ) ，弱堿的pH范圍是：b - n ＜ pH ＜ b 。 [練習] 畫出堿溶液在稀釋過程中pH的變化圖 （4） 對于物質的量濃度相同的強酸和弱酸稀釋相同倍數(shù)，強酸pH變化程度比弱酸的大（強堿和弱堿也類似） 說明：弱酸、弱堿在稀釋過程中有濃度的變化，又有電離平衡的移動，不能求得具體的數(shù)值，只能確定其pH范圍。 【我的疑惑】 【課后反思】