人教版高中化学选修4第三章第二节《水的电离和溶液的酸碱性》导学案设计Word文档格式.docx
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100℃
Kw
1.34×
10-15
6.81×
1.01×
10-14
5.47×
5.50×
10-13
规律:
随着温度升高,水的离子积
原因解释:
结论:
Kw受影响
★注意:
(1)常温下Kw的取值为1.0×
(2)Kw=c(H+)×
c(OH-)式中,c(H+)与c(OH-)均表示整个溶液中总物质的量浓度;
【课堂练习1】.水的电离过程为H2O
H++OH-,
在不同温度下其离子积为KW25℃=1×
10-14,KW35℃=2.1×
10-14。
则下列叙述正确的是:
A.c(H+)随着温度的升高而降低
B.在35℃时,纯水中c(H+)>c(OH-)
C.水的电离常数K25℃>K35℃
D.水的电离是一个吸热过程
【课堂练习2】
1、在水中加入盐酸后,水的离子积是否发生改变?
2、在水中加入强碱后,水的离子积是否发生改变?
3、100℃时,水的离子积为1.0×
10-12,求H+的浓度为多少?
4、在酸溶液中水电离出来的[H+]和酸电离出来的[H+]是什么关系?
5、在酸碱溶液中,水电离出来的[H+]和[OH-]是否相等?
【讨论2】对常温下的纯水进行下列操作,完成下表:
用“←”表示反应向逆方向,“→”表示反应向正方向;
“↑”表示增大,“↓”表示减小
酸碱性
水的电离平衡移动方向
C(H+)
C(OH-)
C(H+)与C(OH-)
大小关系
Kw变化
加热
加HCl
加NaOH
注意
1、水的电离是反应,温度越高,KW越大,电离程度,但仍是水;
2、Kw只受温度影响,温度,Kw不变。
因此Kw=1.0×
10-14不仅适用于常温下的纯水及其他中性溶液,也适用于、、的稀水溶液;
3、在不同的溶液中,c(H+)、c(OH-)可能不同,但常温下,稀溶液中c(H+)和c(OH-)的离子积总是1.0×
10-14,知道了c(H+)就可以计算出c(OH-),反之亦然
4、在不同的溶液中,c(H+)、c(OH-)可能不同,但任何溶液中由水电离的c(H+)与c(OH-)总是的。
5、Kw=c(H+)×
c(OH-)式中,c(H+)与c(OH-)均表示整个溶液中浓度;
6、Kw的单位;
【课堂练习3】0.01mol/L盐酸溶液中c(H+)和c(OH-)各为多少?
由水电离出来的H+和OH-又各为多少?
解:
(1)盐酸溶液中H+的来源有两个方面,一是由HCl电离出H+二是由H2O电离出H+。
盐酸电离出的H+远远大于水电离出的H+∴溶液中C(H+)≈0.01mol/L
溶液中的C(OH-)来源只有水电离产生
∴C(OH-)H2O=1×
10-14÷
0.01=1×
10-12(mol/L)
∵任何水溶液中由水电离出来的c(H+)H2O与c(OH-)H2O相等
∴C(H+)H2O=1×
10-12(mol/L)
【课堂练习4】请模仿课堂练习3进行计算
请计算0.01mol/LNaOH溶液中c(H+)、c(OH-)分别为多少?
c(H+)水、c(OH-)水各为多少?
二、溶液的酸碱性和pH值
1、溶液的酸碱性
根据课堂练习3、4,请完成课本46页思考与交流第2点
【讨论4】阅读教材46页相关内容,说明溶液的酸碱性跟H+和OH-浓度有什么关系?
常温下,中性溶液c(H+)c(OH-),c(H+)=mol/L
酸性溶液c(H+)c(OH-),c(H+)1.0×
10-7mol/L
碱性溶液c(H+)c(OH-),c(H+)1.0×
【课堂练习5】Kw100℃=1.0×
10-12
(1)在100℃时,纯水中c(H+)为多少?
(2)100℃时,c(H+)=1×
10-7mol/L溶液呈酸性还是碱性?
【作业】
1、完成课本52页习题1、6、7题(作业本)
第2课时有关pH的简单计算
1、掌握pH的定义和意义
2、了解溶液的酸碱性和pH的关系
3、掌握单一溶液pH的计算
4、了解酸碱混合溶液pH的计算方法
5、了解酸碱加水稀释时pH的计算
【预习案】
阅读选修4课本46-47页相关内容;
2、pH
表示方法:
pH=
如果某溶液c(H+)=m×
10-nmol/L,则该溶液pH=
完成下表
100
10-1
10-2
10-3
10-4
10-5
10-6
10-7
pH
10-8
10-9
10-10
10-11
常温下,中性溶液c(H+)c(OH-),c(H+)=mol/L,pH7
酸性溶液c(H+)c(OH-),c(H+)=mol/L,pH7
碱性溶液c(H+)c(OH-),c(H+)=mol/L,pH7
【讨论1】pH值变化与酸碱性变化的关系怎样?
【课堂练习1】
练习:
KW100℃=1.0×
10-12,试求在100℃时纯水的pH值
pH=6是否说明100℃时纯水成弱酸性?
为什么?
注意:
(未给明条件时)不能用等于多少来判断溶液酸、碱性。
一般未注明条件都是指常温。
(已知:
lg2=0.3lg3=0.477lg5=0.7Lg5.5=0.74)
1)10-5mol/L、0.1mol/L、0.5mol/L、1mol/L、3mol/L盐酸溶液的pH值分别为多少?
2)10-5mol/L、0.1mol/L、1mol/LNaOH溶液的pH值为多少?
【解题提示:
计算碱溶液pH值应先算c(OH-),然后利用Kw计算出c(H+),接着用pH的计算公式求出pH值】
三、有关pH的简单计算
1.单一溶液pH的计算
例1:
将pH=3的盐酸与pH=5的硫酸等体积混合,混合后溶液的pH=。
解:
设溶液体积为1L
∴pH=4-lg5.05
例题2:
将pH=10和pH=12的两种NaOH溶液等体积混合,混合后溶液的pH=。
C(H+)=10-14÷
(5.05×
10-3)=1.98×
10-12(mol/L)∴pH=12-lg1.98
2.强酸强碱混合后pH的计算
例3:
将pH=12的NaOH和pH=4的HCl等体积混合,混合后溶液的pH=
设溶液体积为1L。
∵C(H+)=10-4mol/LC(OH-)=10-2mol/L
∴根据题意可知等体积混合时碱将过量
=4.95×
10-3mol/L
∴C(H+)=10-14÷
(4.95×
10-3)=2.02×
10-12(mol/L)∴pH=12-lg2.02
【解题指导】碱溶液pH值应先算c(OH-),再利用KW计算出c(H+)
例题4:
在25℃时,100ml0.6mol/L的盐酸与等体积0.4mol/L的NaOH溶液混合后,溶液的pH值等于多少?
【解题指导】
强酸强碱混合后pH的计算往往要先进行过量判断,判断方法是将酸碱提供的pH换算成对应的c(H+)或c(OH-)浓度,再根据体积计算出参加反应的酸碱的H+或OH-物质的量,按照反应的本质H++OH-=H2O,物质的量大的物质就是过量的酸或碱了。
如果酸过量就先计算出过量的H+离子浓度后再换算成pH值,如果是碱过量,则需先计算出过量的OH-离子浓度,然后利用Kw计算出H+离子浓度,接着再换算成pH值
例题5:
pH=1的醋酸与pH=13的NaOH等体积混合能否恰好反应?
如果不能,那溶液混合后酸碱性如何?
4.有关pH的计算——溶液的稀释
1)、酸的稀释:
①在25℃时,pH=5的盐酸稀释到原来的10倍,pH值等于如果稀释到1000倍后,pH值又等于
②将pH=5的醋酸溶液进行稀释。
求稀释10倍后溶液的pH值(范围)
如果要使醋酸的pH值由5变到6,应加水稀释10倍(填<
、>
、=)
2)、碱的稀释
在25℃时,pH=9的NaOH溶液稀释到10倍,pH值等于
在25℃时,pH=9的NaOH溶液稀释到1000倍后,pH值为
1、pH=a酸稀释10n倍,pH=a+n;
pH=b碱稀释10n倍,pH=b-n
2、当酸、碱无限稀释时,要考虑水的电离,最终接近于中性。
所以pH≈7
有关溶液的稀释的高考题
1、有相同pH的三种酸HX、HY、HZ的溶液,稀释相同倍数后,pH的变化值依次增大,则HX、HY、HZ的酸性由强到弱的顺序是()
A、HX>HY>HZB、HZ>HY>HX
C、HX>HZ>HYD、HY>HZ>HX
2、pH=2的A、B两种酸溶液各1mL,分别加水稀释到1000mL,其pH值与溶液体积V的关系如图所示。
下列说法正确的是:
A.A、B两酸溶液的物质的量浓度一定相等
B.稀释后,A溶液的酸性比B溶液强
C.a=5时,A是强酸,B是弱酸
D.若A、B都是弱酸,则5>a>2
课后巩固练习
1.室温下pH=9的NaOH溶液中,由水电离产生的c(OH-)为mol/L;
2.把0.1mol/LHCl与0.3mol/L的NaOH溶液等体积混合,所得溶液的pH=。
3.常温下,10-4mol/L的盐酸溶液.溶液中,c(OH-)=mol/L.将上述盐酸稀释10倍,溶液中c(H+)=mol/L、c(OH-)=mol/L此时pH=。
将上述溶液稀释10000倍,溶液中c(H+)=
c(OH-)=。
此时pH。
4.常温下,某溶液中由水电离出的H+和OH-浓度的乘积为1×
10-24mol/L,该溶液的c(H+)可能为。
pH值可能为。
四、pH的测定方法
1.定性测定:
酸碱指示剂法(书P49资料)
请熟记课本49页资料卡片不同指示剂所对应的pH变色范围
2.定量测定:
pH试纸法(书P47资料)、pH计法等
广谱pH试纸只能测定的整数,
精密pH试纸可以判别的pH差值
pH试纸的使用(请熟记要点)
使用方法:
取一小块试纸放在点滴板(或表面皿)中,用玻璃棒蘸取待测溶液点在试纸中部,观察试纸颜色的变化,试纸上显出颜色后马上跟标准比色卡相对比
【课堂练习】
1、pH试纸使用操作中正确的是()
A.将pH试纸的一端浸入溶液,观察颜色的变化
B.将pH试纸浸入溶液一会儿,再取出跟标准比色卡相比较
C.用洁净的玻璃棒沾取被测溶液,滴在pH试纸上,颜色变化后与比色卡对照
D.先将pH试纸用蒸馏水润湿,再用洁净的玻璃棒沾取被测溶液,滴在pH试纸上,颜色变化后与比色卡对照
【讨论】
能否用pH试纸测出pH=7.1来?
能否直接把pH试纸伸到待测液中?
是否要先湿润pH试纸后,再将待测液滴到pH试纸上?
如用湿润的pH试纸检验待测液,对该溶液pH值的测定:
A、一定有影响B、偏大C、偏小D、不确定
如果用润湿的pH试纸检验的待测液显酸性则结果;
如果用润湿的pH试纸检验的待测液显碱性则结果;
如果用润湿的pH试纸检验的待测液显中性则对结果;
五、pH的应用(课本47页内容)
1、pH与人体健康的关系:
2、pH在环保上的应用:
3、土壤pH与土壤有效成分关系:
六、酸碱中和滴定
阅读课本48-51页内容,思考以下问题:
1.中和滴定定义、原理?
2.实验仪器及试剂?
3.如何选用滴定管?
4.实验步骤?
滴定终点的判断?
5.如何进行实验数据的记录和处理?
6.如何进行误差分析?
资料补充1使用滴定管要注意的事项
1、酸式滴定管不能盛放碱液、氢氟酸以及等碱性溶液;
碱式滴定管不能盛放酸液和强氧化性溶液。
(如KMnO4、K2Cr2O7溶液)
2、滴定管的刻度,0刻度在上,往下刻度标数越来越大,全部容积大于它的最大刻度值,因为下端有一部分没有刻度。
3、滴定前,所用的溶液得超过0刻度,不得一次滴定使用两滴定管酸或碱,也不得中途添加溶液
资料补充2指示剂的使用
1、指示剂的选择原则:
①变色要明显②变色灵敏(即变色范围越窄越好)
③变色范围尽可能与所生成盐的酸、碱性范围一致
2、常见的指示剂选用情况
强酸/强碱滴定
盐溶液呈中性
酚酞或甲基橙
强酸滴定弱碱
盐溶液呈酸性
甲基橙
强碱滴定弱酸
盐溶液呈碱性
酚酞
3、滴定终点的判断(注意答题模式)
指示剂的颜色发生突变并且半分钟不变色即达到滴定终点,终点的判断是滴定实验是否成功的关键。
滴定终点判断文字表达答题模式:
当滴入最后一滴×
×
溶液时,溶液颜色由×
色转变为×
色且半分钟内不再恢复原来的颜色。
资料补充3实验数据的采集和处理
滴定前标准液的读数(mL)
滴定后标准液的读数(mL)
消耗标准液的体积
(mL)
取用待测液的体积(mL)
使用标准液的物质的量浓度
(mol/L)
计算待测液的物质的量浓度
第一次
第二次
第三次
课堂练习:
某学生中和滴定实验的过程如下:
(1)取一支碱式滴定管,②用蒸馏水洗净,③加入标准NaOH溶液,④记录液面刻度的读数,⑤用酸式滴定管精确放出一定量待测酸液,⑥置于用标准酸液洗涤过的锥形瓶中,⑦加入蒸馏水,⑧加入2滴酚酞试剂,⑨开始滴定,先慢后快,边滴边摇荡,⑩边注视滴定管液面变化,⑾小心滴到溶液由无色变为粉红色时,即停止滴定。
⑿记录液面读数,
⒀重复滴定,根据两次读数得出NaOH的体积21ml。
上述学生操作错误的有(填序号)
补充资料4酸碱中和滴定中的误差分析
操作方法
误差分析
1放标准液的滴定管未用标准液润洗
V标偏大C待测偏高
2盛放待测液的锥形瓶使用前用待测液润洗
3滴定前滴定管尖嘴有气泡,完毕气泡消失
4滴定前仰视读数,滴定毕正确读数
V标偏小C待测偏低
5滴定前正确读数,滴定毕俯视读数
6滴定中,滴定管漏溶液
7锥形瓶摇动时部分碱液溅出
8滴定中向锥形瓶加入蒸馏水
V标不变C待测无影响
用已知浓度的盐酸滴定未知浓度的NaOH溶液时,如滴定过程中进行如下操作,对滴定的结果有无影响(填“偏高”、“偏低”、“无影响”)?
1、滴定前,滴定管尖嘴处有气泡,滴定后气泡消失,_____
2、滴定管经蒸馏水洗涤后,就装入标准液进行滴定,
3、滴定前锥形瓶用蒸馏水洗涤后未用待测液润洗,
4、滴定过程中由于振荡过于剧烈,使少量溶液溅出瓶外,
5、滴定过程中再用20mL蒸馏水冲冼锥形瓶内壁,
6、滴定终点读数时,视线俯视,
7、滴定完毕后,滴定管尖嘴外留有液滴,
1、完成练习册51页典例2和训练2;
52页演练自评1-6题
2、阅读练习册52页创新探究
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- 水的电离和溶液的酸碱性 人教版 高中化学 选修 第三 第二 电离 溶液 酸碱 导学案 设计