高中化学选修四教学案321 水的电离和溶液的酸碱性Word文档下载推荐.docx
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师生互动完成“探究1,影响水电离平衡的因素及水的离子积”可利用【问题导思】的设问由浅入深的进行,建议教师除【例1】外,再变换一下命题角度,可采用【教师备课资源】,以拓展学生的思路。
⇓
步骤6:
师生互动完成探究2,可利用【问题导思】的设问由浅入深的进行。
⇒步骤7:
教师通过【例2】和教材P46~47页的讲解研析对“探究2”进行总结。
⇒步骤8:
在老师指导下学生自主完成【变式训练2】和【当堂双基达标】中的2、3两题,验证学生对探究点2的理解掌握情况。
⇒步骤9:
先让学生自主总结本课时学习的主要知识,然后对照【课堂小结】明确掌握的内容,并安排课下完成【课后知能检测】。
课 标 解 读
重 点 难 点
1.了解水的电离及水的离子积常数。
2.了解溶液的酸碱性与pH的定义。
1.利用勒夏特列原理分析H2O的电离平衡。
(重点)
2.知道水的离子积常数仅与温度有关,并运用它进行计算。
(难点)
3.会用不同方式对溶液酸碱性进行判断。
水的电离
1.水的
电离电离方程式:
H2O+H2OH3O++OH-简写:
H2OH++OH- 电离常数:
K电离=
2.
水的离子积表达式:
Kw=c(H+)·
c(OH-)常温下:
Kw=1.0×
10-14,此时c(H+)=
c(OH-)=1.0×
10-7mol/L影响因素:
Kw只受温度影响,温度越高,Kw越大适用范围:
Kw不仅适用于纯水,还可使用于
任何水溶液
1.某温度时,水溶液中Kw=4×
10-14,那么该温度比室温(25℃)高还是低?
该温度下纯水中c(H+)是多少?
【提示】 因此时水的离子积大于常温时水的离子积,故温度高于25℃,此时c(H+)=2×
10-7mol/L。
溶液的酸碱性与pH
1.pH
(1)计算公式:
pH=-lg[c(H+)]
(2)表示意义:
表示溶液酸碱性的强弱。
pH越小,酸性越强。
pH越大,碱性越强。
(3)测定方法:
溶液pH的测定方法有pH试纸法、pH计法。
2.溶液的酸碱性
c(H+)与
c(OH-)的关系
c(H+)的
范围(25℃)
pH范围
(25℃)
中性
溶液
c(OH-)=c(H+)
c(H+)=1.0×
10-7
=7
酸性
c(OH-)<
c(H+)
c(H+)>
1.0×
<
7
碱性
c(OH-)>
c(H+)<
>
2.
(1)某溶液中c(H+)=10-6mol/L,该溶液一定为酸性吗?
(2)某溶液的pH=7,该溶液一定为中性吗?
(3)某溶液中c(H+)>
c(OH-),该溶液一定为酸性吗?
【提示】
(1)、
(2)温度不确定,不能确定溶液的酸碱性。
(3)一定为酸性。
影响水电离平衡的因素及水的离
子积常数
【问题导思】
①升高温度、水的离子积变大还是变小?
【提示】 变大。
②常温下水的离子积为Kw=10-14,NaOH溶液中Kw是多少?
【提示】 Kw=10-14
1.水的电离平衡
H2OH++OH- ΔH>
条件变化
移动方向
c(OH-)
Kw
升高温度
向右移动
增大
加酸
向左移动
减小
不变
加碱
加活泼金属
(如Na)
2.水的离子积常数
理解Kw应注意的几个问题如下:
(1)表达式的推出
水的电离平衡常数:
,则c(H+)·
c(OH-)=K电离·
c(H2O)。
从实验可知,在25℃时1L纯水中只有1×
10-7molH2O电离,电离前后H2O的物质的量几乎不变,因此c(H2O)可视为一常数,K电离也为一常数。
所以K电离·
c(H2O)必然也为常数,用Kw表示,因此有c(H+)·
c(OH-)=Kw。
(2)影响因素
Kw随温度的变化而变化,温度升高,Kw增大;
温度降低,Kw减小。
(3)适用范围
Kw不仅适用于纯水,还适用于酸、碱、盐的稀溶液,且由水电离的c水(H+)=c水(OH-)。
此时,水溶液中水的离子积常数不变。
(4)表达式的应用
Kw表达式中,c(H+)、c(OH-)均表示整个溶液中相应离子总物质的量浓度。
但是一般情况下有:
酸溶液中Kw=c(H+)酸·
c(OH-)水(忽略水电离出的H+的浓度)。
碱溶液中Kw=c(H+)水·
c(OH-)碱(忽略水电离出的OH-的浓度)。
1.Kw不仅适用于纯水,还适用于酸性或碱性的稀溶液,不管哪种溶液均有c(H+)水=c(OH-)水。
2.25℃,任何稀的电解质水溶液中c(H+)·
c(OH-)=Kw这一关系不变,当条件改变使c(H+)增大时,c(OH-)必然降低,反之亦然。
(2012·
山西大学附中高二月考)25℃时,下列叙述正确的是( )
A.向水中加入稀氨水,水的电离平衡逆向移动,c(OH-)降低
B.向水中加入少量固体硫酸氢钠,c(H+)增大,Kw不变
C.向水中加入少量CH3COOH,水的电离平衡逆向移动,c(H+)降低
D.将水加热,Kw增大,pH不变
【解析】 A中c(OH-)增大;
C中水的电离平衡逆移,但c(H+)增大;
D中加热水,Kw增大,pH减小;
Kw仅与温度有关,B正确。
【答案】 B
本题易错选A,没考虑水的电离平衡逆移,是因为加NH3·
H2O提供了OH-;
也易不选B,错误认为c(H+)增大,Kw增大。
1.已知25℃时水的离子积为Kw=1.0×
10-14,35℃时水的离子积为Kw=2.1×
10-14。
下列说法中正确的是( )
A.水中的c(H+)随温度的升高而降低
B.25℃时水呈中性,35℃时水呈酸性
C.水的电离过程是吸热过程
D.一定温度下,向水中加入酸或碱时,水的离子积将发生变化
【解析】 温度越高,水的电离程度越大,c(H+)越大,A不正确;
纯水在任何温度下都是中性的,B不正确;
电离过程一般是吸热的,水的电离是中和反应的逆过程,为吸热过程,C正确;
水的离子积只与温度有关,与溶液浓度无关,D不正确。
【答案】 C
【教师备课资源】
25℃时,0.01mol·
L-1的H2SO4溶液中,水电离出的c(H+)是( )
A.0.01mol·
L-1
B.0.02mol·
C.1×
10-12mol·
D.5×
10-13mol·
【解析】 本题关键在于弄清楚溶液中的c(H+)主要来源于H2SO4的电离,水电离的c(H+)可以忽略不计,c(OH-)来源于水的电离。
c(H+)溶液≈c(H+)H2SO4=
2c(H2SO4)=2×
0.01mol·
=0.02mol·
Kw=c(H+)溶液·
c(OH-)水
c(OH-)水=
=
mol·
c(H+)水=c(OH-)水=
5×
【答案】 D
溶液的酸碱性与酸碱强弱的关系
①强酸的酸性一定比弱酸的酸性强吗?
【提示】 不一定。
②等浓度等体积的HCl与CH3COOH中和NaOH的量相同吗?
【提示】 相同。
1.区别
(1)溶液的酸碱性指的是溶液中c(H+)、c(OH-)的相对大小;
而酸和碱的酸碱性是指其潜在的电离出H+或OH-的能力。
(2)酸、碱的强弱是以电解质的电离程度来区分的。
强酸、强碱在溶液中完全电离,弱酸、弱碱在溶液中部分电离。
2.联系
(1)强酸溶液的酸性不一定比弱酸溶液的酸性强。
(2)酸性强的溶液不一定是强酸溶液。
(3)酸性相同的溶液弱酸浓度大,中和能力强。
例如:
c(H+)=1mol·
L-1的醋酸溶液和盐酸溶液,体积均为1L时,醋酸溶液中和能力更强。
(4)中和能力相同的酸,其提供H+的能力相同。
1L0.1mol·
L-1的CH3COOH和1L0.1mol·
L-1的盐酸,均可提供0.1mol的H+。
3.溶液pH的测定方法
(1)酸碱指示剂这种方法只能测出pH的范围,一般不能准确测定pH。
常用指示剂的变色范围和颜色变化如下表:
指示剂
甲基橙
石蕊
酚酞
变色范
围(pH)
3.1~4.4
5.0~8.0
8.2~10.0
溶液颜色
红(酸色)、
橙、黄(碱色)
紫、蓝(碱色)
无色(酸色)、
浅红、红(碱色)
(2)pH试纸法:
可以粗略测定溶液的pH。
其使用方法如下:
测量时,将pH试纸放在表面皿或玻璃片上,用干燥洁净的玻璃棒蘸取溶液滴在干燥的pH试纸上,在半分钟内将试纸与标准比色卡进行对照得pH。
测定溶液的pH时,pH试纸不能湿润,否则,非中性溶液的pH测定值将比实际pH大(酸)或小(碱)。
用广泛pH试纸测溶液的pH时,pH只能读整数。
(3)pH计:
精确测定溶液的pH时使用pH计(也叫酸度计),测量时可以从仪器上直接读出溶液的pH。
判断溶液酸碱性
1.若用c(H+)与c(OH-)相对大小,无外界条件限制。
2.若用c(H+)的数值与10-7mol/L作比较或用pH与7作比较,必须是常温(或25℃)。
下列溶液一定呈中性的是( )
A.pH=7的溶液
B.c(H+)=c(OH-)的溶液
C.由强酸、强碱等物质的量反应得到的溶液
D.非电解质溶于水得到的溶液
【解析】 A项,只有在25℃下pH=7的溶液才呈中性,如100℃时,纯水中有:
c(H+)=c(OH-)=1.0×
10-6mol/L,此时pH=6为中性,pH=7为碱性,故A项错误;
B项,c(H+)=c(OH-)的溶液,一定为中性,故B项正确;
C项,如果酸、碱不是相同元数的酸、碱,如H2SO4和NaOH等物质的量混合,酸过量显酸性,故C项错误;
D项,如非电解质SO2溶于水得到H2SO3,显酸性,故D项错误。
本题易错选A,认为pH=7就是中性而忽略了温度;
也易错选C,没有考虑酸与碱可能是不同元的。
2.下列溶液一定显碱性的是( )
A.溶液中c(OH-)>
B.溶液中含有OH-
C.滴加甲基橙后溶液显红色
D.滴加甲基橙后溶液显黄色
【解析】 碱性溶液中,c(OH-)>
c(H+),故A对;
无论酸性、碱性还是中性溶液都含有OH-,故B错误;
甲基橙变红色,pH<
3.1,说明溶液呈酸性,故C错;
甲基橙变黄色,pH>
4.4,说明溶液可能呈酸性、中性或碱性,故D错,故选A。
【答案】 A
取pH均等于2的盐酸和醋酸各100mL,分别稀释2倍后,再分别加入0.03g锌粉,在相同条件下充分反应,下列叙述正确的是( )
A.醋酸与锌反应生成的氢气多
B.盐酸和醋酸中生成的氢气一样多
C.醋酸与锌反应的速率大
D.盐酸和醋酸与锌反应的速率一样大
【解析】 本题考查影响弱电解质的电离平衡的因素。
Zn与酸反应速率的大小取决于溶液中c(H+)的大小,而生成H2的量则由n(Zn)和n(H+)决定,pH相同的盐酸和醋酸都稀释2倍,盐酸中c(H+)变为原来的一半,而醋酸是弱酸,稀释后,其电离程度增大,c(H+)比稀释前小,但大于原来浓度的一半,即醋酸溶液中c(H+)大,故锌与醋酸的反应速率大;
酸和锌的量都是已知的,首先进行过量判断,经计算知锌的量不足,所以两种溶液中生成H2的量是相等的.故选BC。
【答案】 BC
水的电离水的离子积常数Kw=c(H+)·
c(OH-)电离平衡——影响因素溶液酸碱性的判断方法
1.下列说法中正确的是( )
A.HCl溶液中无OH-
B.NaOH溶液中无H+
C.NaCl溶液中既无OH-也无H+
D.常温下,任何物质的水溶液中都有H+和OH-,且KW=c(H+)·
c(OH-)=10-14
【解析】 水的电离平衡H2OH++OH-为动态平衡。
HCl、NaOH、NaCl等任何物质的水溶液里都存在一定量的H+和OH-,故A、B、C都不正确。
水的离子积常数值的大小只与温度有关而与离子的浓度无关。
在常温下,纯水中Kw=1×
10-14,其他水溶液中同样是Kw=1×
10-14,故D正确。
2.常温下,某溶液由水电离出的c(OH-)=1×
10-13mol·
L-1,对该溶液的叙述正确的是( )
A.溶液一定显酸性
B.溶液一定显碱性
C.溶液一定不显中性
D.溶液可能是pH=13的溶液
【解析】 根据水的离子积原理,溶液中c(H+)=c(OH-)=1×
L-1,是由于在水中加酸或加碱,抑制了水的电离,如水中加碱c(OH-)=1×
10-1mol·
L-1,溶液的pH=13。
【答案】 CD
3.关于pH的测定下列说法正确的是( )
A.pH试纸在使用之前应用蒸馏水润湿
B.用广泛pH试纸测得某盐酸的pH=2.3
C.利用酸碱指示剂可以测溶液的pH
D.pH计是精确测定溶液pH的仪器
【解析】 pH试纸在使用之前不能用水润湿,如果用水润湿了则会使酸、碱中的c(H+)发生变化,使所测pH值与实际不符,故A项说法错误;
广泛pH试纸可以识别的pH差值为1,所以用广泛pH试纸测的是整数,故B项错误;
酸、碱指示剂只能判断溶液的酸碱性,无法测其pH,故C项错误;
pH计可以精确测定溶液的pH,可以精确到0.1个pH单位,故D项叙述正确。
4.下列物质溶于水时会破坏水的电离平衡,且属于电解质的是( )
A.氯气 B.二氧化碳
C.碘化钾D.醋酸钠
【解析】 Cl2是单质,不属于电解质;
CO2也不属于电解质,它是一种非电解质;
KI属于电解质,它不能影响H2O的电离;
CH3COONa是电解质,CH3COO-发生水解;
CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-,促进水的电离。
5.某温度下纯水中c(H+)=2×
10-7mol·
L-1,则此时c(OH-)=____________________;
该温度下向纯水中加盐酸使c(H+)=5×
10-6mol·
L-1,则此时c(OH-)=________。
【解析】 纯水中c(H+)=c(OH-),则c(OH-)=2×
L-1,由于c(H+)=c(OH-)=2×
L-1。
则Kw=4×
10-14,那么加入盐酸后,c(OH-)=
L-1=8×
10-9mol·
【答案】 2×
L-1 8×
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