水的电离和溶液的酸碱性教案Word文档下载推荐.docx
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实验测定:
25C[H+]=[0H-]=110mol/L100C[H+]=[0H-]=110mol/L
水的电离与其它弱电解质的电离有何异同?
不同点:
水是“自身”作用下发生的极微弱的电离。
相同点:
均是部分电离,存在电离平衡
提问:
请学生计算水的浓度,1L纯水的物质的量是55•6mol,经实验测得25°
C时,发生电离的水只有1x10-7mol,二者相比,水的电离部分太小,可以忽略不计。
因此电离前后水的
物质的量几乎不变,可以视为常数,常数乘以常数必然为一个新的常数,用Kw表示,即为
水的离子积常数,简称水的离子积。
板书2、水的离子积
Kw=c(H+)-c(0H)
由于250C时,c(H+)=c(0H—)=1x10-7mol/L
所以250C时,Kw=c(H+)-c(0H—)=1x10-14(定值)(省去单位)
当温度升高时,Kw如何变化?
影响Kw的因素是什么?
(电离过程是吸热过程)
1000C时,Kw=c(H+)-c(0H—)=1x10-12
影响因素:
温度越高,Kw越大,水的电离度越大。
对于中性水,尽管Kw,电离度增大,但
仍是中性水,[H+]=[OH-].
注:
温度升高时Kw增大,所以说Kw时要强调温度。
练习:
影响因素
条件改变
平衡移动
溶液中的c(H+)
溶液中的c(OH-)
Kw
温度
升高温度
向右
增大
变大
降低温度
向左
减小
变小
酸碱性
加入酸
不变
加入碱
过渡:
在常温时,由于水的电离平衡的存在,不仅是纯水,就是在酸性或碱性的稀溶液里,
H+浓度和OH—浓度的乘积总是一个常数——1X10-14,请考虑一下,当纯水中加入盐酸或氢
氧化钠时,c(H+)和c(OH—)如何变化?
板书:
二、溶液的酸碱性和pH(常温下):
1、溶液的酸碱性与c(H+)和c(OH—)的关系:
投影显示空表,教师引导填写,然后推出结论。
电解质溶液
对水电离平衡的影响
溶液中
c(H+)
(mol/L)
溶液中c
(OH—)
(mol/L)
c(H+)与
c(OH—)比较
c(H+)•c(OH—)
溶液酸碱性
纯水
=10-7
相等
10-14
中性
盐酸
加HCI,c(H+)
增大,平衡左移
>
10-7
<
c(H+)>
c(OH—)
酸性
氢氧化
钠
力口NaOH,c(OH
—)增大,平衡左移
c(H+)<
碱性
中性溶液c(H+)=c(OH—)=1x10-7mol/L
酸性溶液c(H+)>
c(OH—),c(H+)>
1x10-7mol/L
碱性溶液c(H+)<
c(OH—),c(H+)<
①水中加酸或碱均抑制水的电离,但由水电离出的c(H+)与c(OH)总是相等。
②任何电解质溶液中,H+与OH—总是共存,但不能大量共存。
溶液的酸、碱性主要在
于c(H+)与c(OH—)的相对大小。
c(H+)与c(OH—)此增彼长,且心=c(H+)•c(OH—)不变。
讲述:
酸性溶液中c(H+)越大,酸性越强,碱性溶液中c(OH—)越大,碱性越强。
我们经常用到一些c(H+)很小的溶液,如c(H+)=1x10-7mol/L的溶液,用这样的量来表示溶液的酸碱性的强弱很不方便。
为此,化学上常采用pH来表示溶液酸碱性的强弱。
2、溶液的pH:
(1)定义:
pH=-lg{c(H+)}
(2)适应范围:
稀溶液,0〜14之间。
有关溶液的pH值的几个注意问题:
1pH值是溶液酸碱性的量度。
常温下,pH=7溶液呈中性;
pH值减小,溶液的酸性增强;
pH值增大,溶液的碱性增强。
2pH值范围在0-14之间。
pH=0的溶液并非没有H+,而是C(H+)=1mol/L;
pH=14的溶液并非没有OH,而是C(OH)=1mol/L。
pH改变一个单位,C(H+)就改变10倍,即pH每增大一个单位,C(H+)就减小到原来的1/10;
pH每减小一个单位,C(H+)就增大到原来的10倍。
3当C(H+)>
1mol/L时,pH值为负数,当C(OH-)>
1mol/L时,pH>
14。
对于C(H+)或C(OH-)大于1mol/L的溶液,用pH值表示反而不方便,所以pH值仅适用于C(H+)或C(OH-)小于等于1mol/L的稀溶液。
4也可用pOH来表示溶液的酸碱性,pOH=-lgC(OH--),因为C(H+)•C(OH-)=10-14,若两边均取负对数,得pH+pOH=14。
5可用pH试纸来测定溶液的pH值。
方法:
用洁净的干玻璃棒直接蘸取少许待测液,滴在
pH试纸上(注意不能将pH试纸先用水沾湿或用湿的玻璃棒,因为这样做,实际上已将溶液稀释,导致所测定的pH不准确)将pH试纸显示的颜色随即(半分钟内)与标准比色卡
对照,确定溶液的pH值(因为时间长了,试纸所显示的颜色会改变,致使测得的pH不准。
)
第二课时
1、了解指示剂的变色范围,学会用pH试纸测定溶液的pH值
2、初步学会计算酸碱的pH值以及氢离子浓度和pH值的互算
3、掌握pH相同的强酸与弱酸的几个规律
有关pH的简单计算
熟练掌握有关pH的计算
教学过程:
复习提问:
1什么叫水的离子积?
影响水的离子积因素?
溶液的酸碱性与c(H+)、c(OH—)及pH的
关系?
溶液pH的计算?
求0.1mol/L盐酸溶液中的[OH-]?
(25C)求0.1mol/LnaOH溶液中
+
[H]?
2关于pH相同的酸(含强酸和弱酸)
(1)溶液中c(H+)相等(填“相等”或不等”)。
(2)溶液中溶质的物质的量的浓度:
强酸亠弱酸(填>
”或“<
”。
(3)耗碱规律:
pH和溶液体积均相同的HCI、H2SO4、CH3COOH与碱完全反应时,消耗碱物质的量最多的是CH3COOH。
(4)稀释规律:
分别加水稀释m倍时,溶液的物质的量的浓度均变为原来的1/m,强酸中
c(H+)变为原来的1/m,但弱酸中
c(H+)减小小于(填大于”或“小于”)m倍,故稀释
后弱酸酸性强于强酸。
③pH的有关计算:
(1)求酸或碱溶液的pH
a•先判断溶液的酸碱性
(2)求强酸或强碱稀释后的pH
若为酸性,先求出c(H+)后
(3)求混合溶液的pH
由pH=-lg{c(H+)}求pH
①两种强酸(碱)混合
若为碱性,先求c(OH)后
②强酸与强碱混合
由Kw=c(H+)-c(OH—)
(4)pH+pOH=14
求c(H),再求pH
二、有关溶液pH的计算
(一)强酸、强碱自相或互相混合(体积变化忽略不计)
n,H)5i(H)
(1)酸I+酸II[H+]=ViV11
ni(OHJ5(OH一)
⑵碱1+碱II[OH-]=ViVh
(3)酸I+碱II
完全中和:
[H+]=[OH-]=110moI/L
n,H)5(OH-)
酸过量:
[H+]=ViVii
nI(OH…心)
(二)溶液酸碱性pH计算经验规律
(1)两强酸等体积混合混合后的pH=小的+0.3
(2)两强碱等体积混合混合后的pH=大的一0.3
(3)当按所给反应物质的量之比计算时,酸碱不论强弱,谁大谁过剩,溶液呈谁性。
(4)酸碱等体积混合①pH=2某酸与pH=12某碱混合pH难定②pH=4某酸与pH=10NaOH混合pHw7③pH=4H2SO4与pH=10某碱混合pH>
7④0.01mol/LpH=2一元酸与0.1mol/LpH=12一元碱混合pH=7
(5)pH减小一个单位,[H+]扩大为原来的10倍。
PH增大2个单位,[H+]减为原来的1/100
(6)稀释规律:
分别加水稀释m倍时,溶液的物质的量的浓度均变为原来的1/m,强酸中c(H+)变为原来的1/m,但弱酸中c(H+)减小小于m倍,故稀释后弱酸酸性强于强酸。
例1、求下列溶液的pH:
(1)某H2SO4溶液的浓度是0・005mol/L①求此溶液的pH②用水稀释到原来体积的100倍
3再继续稀释至104倍
(2)pH=3的盐酸与pH=5的硫酸等体积混合
(3)pH=10和pH=12的两种NaOH溶液等体积混合
(4)pH=12的NaOH和pH=4的HCI等体积混合
解析:
(1)①c(H+)=0•005mol/Lx2=0•01mol/L,.pH=-lg10-2=2
2c(H)=0•01mol/L—100=10mol/L,-pH=-lg10=4
3pH=7(强调酸稀释后不会变成碱!
+、10”10'
-4-4
(2)c(H)==5X10,.pH=-lg(5X0)=4-lg5=33
2
(强调10-3是10-5的100倍,所以10-5可以忽略不计)
-10^+10,3+10"
1412
(3)因为溶液呈碱性c(OH)=一=5X103.c(H)=3=2x10
25汉10
-12
pH=-lg(210)=12-lg2=117
(4)NaOH中c(OH)=10-2mol/LHCl中c(H+)=10-4mol/L二者等体积反应,碱过量,
_10,—10“10二4
反应后溶液呈碱性。
所以反应后c(OH—)=——=5x10-3.c(H+)=一3=2
1212
x10-.pH=-lg(210-)=12-lg2=117
例2、某温度下纯水的C(H+)=2.0X10—7mol/L,则此时C(OH-)为多少?
若温度不变,滴入稀H2SO4,使C(H+)=5.0X10—4mol/L,则由水电离产生的C(H+)为多少?
答案:
c(OH3=2.^10^m
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- 电离 溶液 酸碱 教案