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2019-2020年高中化學(xué) 3.2《水的電離和溶液的pH》學(xué)案 舊人教版必修2 學(xué)習(xí)目標(biāo)： 知識(shí)與技能 （1）理解水的電離、水的電離平衡和水的離子積。 （2）了解溶液的酸堿性和c(H+)、c(OH-)的關(guān)系。 過(guò)程與方法 （1）通過(guò)水的離子積的相關(guān)資料自學(xué)和數(shù)據(jù)查詢(xún)，提高學(xué)生獲取知識(shí)的能力。 （2）通過(guò)水的電離平衡分析，提高運(yùn)用電離平衡基本規(guī)律分析問(wèn)題的解決問(wèn)題的能力。 情感態(tài)度價(jià)值觀 （1）通過(guò)水的電離平衡過(guò)程中H+、OH-關(guān)系的分析，理解矛盾的對(duì)立統(tǒng)一的辯證關(guān)系。 （2）通過(guò)查閱水的電離及離子積常數(shù)相關(guān)資料體會(huì)語(yǔ)言學(xué)科的真正用途 學(xué)習(xí)重點(diǎn)：水的離子積常數(shù) 學(xué)習(xí)難點(diǎn)：有關(guān)pH的計(jì)算 學(xué)習(xí)內(nèi)容： 一、水的電離 1、水的電離方程式 用靈敏的電流計(jì)測(cè)定純水的導(dǎo)電性可知：純水具有導(dǎo)電性，但極其微弱，為什么呢？說(shuō)明： （1） 水是一種極弱的電解質(zhì)，只能微弱的電離，存在電離平衡。 水的電離方程式：H2O + H2OH3O+ + OH— 簡(jiǎn)寫(xiě)為：H2OH+ + OH— （2）從純水的導(dǎo)電性實(shí)驗(yàn)測(cè)得，25℃時(shí)，1L純水中只有110-7mol H2O電離。所以 CH+ = COH-=110-7mol/L 2、水的離子積常數(shù)（簡(jiǎn)稱(chēng)水的離子積） 在一定溫度時(shí)，CH+ 與COH-的乘積時(shí)一個(gè)常數(shù)，通常我們把它寫(xiě)作KW，叫做水的離子積常數(shù)，簡(jiǎn)稱(chēng)水的離子積。 即CH+ COH-=KW 25℃時(shí)，KW= CH+ COH-=110-7110-7=110-14。 電解質(zhì)的電離過(guò)程吸熱，升高溫度，水的電離平衡正向移動(dòng)，KW增大，25℃時(shí)，KW=110-14；100℃時(shí)，KW=110-12 。 水的離子積常數(shù)反映了一定溫度下的水的H+ 濃度和OH- 濃度之間的關(guān)系。 實(shí)際上，水的離子積是水電離平衡時(shí)的性質(zhì)，它是一個(gè)溫度函數(shù)，與溶質(zhì)無(wú)關(guān)，它不僅適用于純水，也適用于任何酸、堿、鹽稀溶液，即溶液中，25℃，CH+ COH-=110-14。 注意：若不特別指明，溫度都指室溫25℃。 在酸溶液中，CH+近似看成是酸電離出來(lái)的H+濃度，COH-則來(lái)自于水的電離，且COH-= 110-14/ CH+。 在堿溶液中，COH-近似看成是堿電離出來(lái)的OH—濃度，CH+則是來(lái)自于水的電離，且CH+=110-14/ COH- 。 溫度能影響水的電離平衡，那么還有那些因素會(huì)影響水的電離平衡呢？ 3、影響水的電離的因素 根據(jù)已有知識(shí)分析，當(dāng)水中加入下列物質(zhì)時(shí)，水的電離平衡如何變化？C(H+)、c(OH—)將如何變化？ 條件 C(H+) C(OH—) 電離平衡 鹽酸 增大 減小 逆向移動(dòng) NaOH 減小 增大 逆向移動(dòng) 加熱 增大 增大 正向移動(dòng) 加CH3COONa 減小 增大 正向移動(dòng) 加CuCl2 增大 減小 正向移動(dòng) 加活潑金屬 減小 增大 正向移動(dòng) ①加入酸或堿，抑制水的電離，KW不變； ②電離過(guò)程是一個(gè)吸熱過(guò)程，升溫能促進(jìn)水的電離，KW增大。 ③加入某些鹽，促進(jìn)水的電離，KW不變； ④其它因素：如加入活潑金屬，消耗H+，水的電離程度增大。 二、溶液的酸堿性 1、溶液的酸堿性與CH+ 、COH- 的關(guān)系 純水中加入鹽酸或氫氧化鈉后，水的電離平衡如何移動(dòng)？建立新平衡時(shí)溶液中的CH+ 、COH- 如何變化？ 純水中加鹽酸，增大了H+濃度，水的電離平衡逆向移動(dòng)，CH+ 增大，COH-減小，即CH+＞COH-，溶液顯酸性； 純水中加氫氧化鈉，增大了OH—濃度，水的電離平衡逆向移動(dòng)，COH- 增大，CH+減小，即COH-＞CH+，溶液顯酸性； 結(jié)論：無(wú)論酸性、中性、堿性溶液里，都同時(shí)存在著OH—、H+，一定溫度下，CH+ 、COH- 的乘積是一個(gè)常數(shù)（25℃時(shí)為110-14） 溶液酸堿性 CH+（25℃） COH-（25℃） CH+ 、COH-（任何溫度判斷依據(jù)） CH+ COH- （25℃） 酸性 ＞10-7mol ＜10-7mol CH+＞COH- 110-14 中性 =10-7mol =10-7mol CH+ = COH- 堿性 ＜10-7mol ＞10-7mol CH+＜COH- 練習(xí)：任何水溶液中都存在著水的電離平衡，由此判斷下列說(shuō)法是否正確： （1）、任何水溶液中都存在H+和OH -兩種離子。 （2）、任何水溶液中都存在CH+ =COH-的關(guān)系。 （3）、25℃時(shí)，任何水溶液中都存在CH+ COH-=110-14的關(guān)系。 （4）、在水溶液中，加酸，水的電離平衡向逆向移動(dòng)，CH+一定增大，COH-一定減小。同一溶液中，CH+越大，其COH-越??；反之COH-越大，則其CH+越小。 （5）、25℃時(shí)，酸溶液中，一定有CH+>10-7mol L-1, COH-<10-7mol L-1。 （6）、 25℃時(shí)，任何水溶液中，當(dāng)CH+>10-7mol L-1時(shí)，一定呈酸性。當(dāng)COH->10-7mol L-1時(shí)，一定呈堿性。 （7）、任何溶液中，當(dāng)CH+=10-7mol L-1時(shí)，一定呈中性。 （8）、任何溶液中，當(dāng)CH+= COH-時(shí)，一定呈中性。 2、溶液的pH （1）為什么要引入溶液的pH 要了解溶液的酸堿性，經(jīng)常要用到一些CH+很小的溶液，這時(shí)就很不方便，因此要引入溶液的pH。 （2）表示方法： pH= -lgCH+ （3）意義：表示溶液中CH+的大小，即能表示溶液的酸堿性的強(qiáng)弱。 25℃，純水的pH為7，溶液顯中性，pH<7的溶液為酸性，pH>7的溶液為堿性。 注意：pH為7的溶液不一定為中性。100℃，KW=110-12，CH+ = COH-=110-6mol/L，此時(shí)pH為6，但溶液仍為中性。判斷溶液酸堿性的依據(jù)是比較溶液中CH+、COH-的相對(duì)大小。 練習(xí)：（1）、求10ml的0.2 mol/L的H2SO4的pH。如果將溶液稀釋至10倍、100倍，求溶液的pH。 （2）、求0.05mol/L的Ba(OH)2溶液的pH=__ 。如果將溶液稀釋10倍，此時(shí)溶液的pH=____。 （3）、某溶液由水電離出的H+濃度為110-12，則該溶液的pH可能為多少？ 答案：(1)0、1、2 (2)13、12 (3)12或2 3、pH的測(cè)定 （1）pH值的改變 ①pH﹤7溶液呈酸性，pH越小，酸性越強(qiáng)；pH每減小1個(gè)單位，CH+ 增大10倍 ②pH﹥7溶液呈堿性，pH越大，堿性越強(qiáng)。pH每增加1個(gè)單位，CH+ 減小10倍。 ③pH小的酸性溶液，不一定是強(qiáng)酸溶液 ④pH每升高一個(gè)單位，對(duì)于強(qiáng)酸需要稀釋10倍，而對(duì)于弱酸稀釋的倍數(shù)超過(guò)了10倍；pH每降低一個(gè)單位，對(duì)于強(qiáng)堿需要稀釋10倍，而對(duì)于弱堿稀釋的倍數(shù)超過(guò)了10倍。 （2）測(cè)定方法 測(cè)定溶液的pH可用pH試紙，這種試紙使用時(shí)不能用水濕潤(rùn)，否則非中性溶液的pH測(cè)定值比實(shí)際的或大或小（想一想，什么情況下溶液pH比實(shí)際值大，什么情況下比實(shí)際值??？）。 使用方法： 玻璃棒蘸取少量的待測(cè)溶液與pH試紙接觸，再與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對(duì)比，讀出pH值。 三、關(guān)于pH值的計(jì)算 1.單一溶液 （1）強(qiáng)酸溶液 按C→CH+→pH （2）強(qiáng)堿溶液 按C→COH-→CH+=→pH 2.溶液稀釋 稀釋定律： C1V1=C2V2=n （1）一定范圍內(nèi)稀釋 強(qiáng)酸溶液：按稀釋定律求出稀釋后溶液的CH+，再求稀釋后溶液的pH。 強(qiáng)堿溶液：按稀釋定律先求出稀釋后溶液的COH-，再利用KW求出CH+，再求pH。 （2）無(wú)限稀釋 無(wú)限稀釋時(shí)，溶液中水電離產(chǎn)生的CH+不能忽略，因此，無(wú)限稀釋時(shí)，酸的pH無(wú)限接近7，但小于7；堿的pH無(wú)限接近7，但大于7。 3.溶液混合好（忽略混合過(guò)程中體積的變化） （1）強(qiáng)酸與強(qiáng)酸混合 若是等體積混合，且△pH≥2，則 （注：lg2=0.3）。 （2）強(qiáng)堿與強(qiáng)堿混合 若是等體積混合，且△pH≥2，則。 （3）強(qiáng)酸和強(qiáng)堿混合，可能情況有三種： ①若強(qiáng)酸和強(qiáng)堿恰好中和， pH=7. ②若強(qiáng)酸過(guò)量，求出過(guò)量的CH+，再求pH值. ③若強(qiáng)堿過(guò)量，求出過(guò)量的COH-，再求出CH+后求pH值. 特例：若強(qiáng)酸與強(qiáng)堿等體積混合 ①若pH酸+pH堿=14，則完全中和pH=7. ②若pH酸+pH堿＞14，則堿過(guò)量pH≈pH堿－0.3 ③若pH酸+pH堿＜14，則酸過(guò)量pH≈pH酸+0.3 25℃，體積為V1的強(qiáng)酸與 體積為V2的強(qiáng)堿混合后，溶液呈中性，則混合前pH（酸）、pH（堿）的關(guān)系為： 若酸與堿溶液的pH之和等于14，酸、堿中有一強(qiáng)、一弱，則酸、堿溶液混合后，誰(shuí)弱顯誰(shuí)性。這是因?yàn)樗岷蛪A已電離的H+ 和OH- 恰好中和，誰(shuí)弱誰(shuí)的H+ 或OH- 有儲(chǔ)備，中和后還能電離，顯出酸、堿性來(lái)。 本節(jié)小結(jié)：本節(jié)重點(diǎn)：①介紹了水的離子積常數(shù)，它在pH的計(jì)算中起著重要作用，因此應(yīng)注重了解其含義；②了解溶液酸堿性的判斷方法；③掌握pH相關(guān)計(jì)算。