高中化学 第三章第二节 水的电离和溶液酸碱性教案 新人教版选修4 2.docx
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高中化学第三章第二节水的电离和溶液酸碱性教案新人教版选修42
安徽省滁州二中高中化学选修四教案:
第三章第二节水的电离和溶液酸碱性
教学目的:
1.知道水的离子积常数,能进行溶液pH的简单计算。
2.初步掌握测定溶液pH的方法,知道溶液pH在工农业生产和科学研究中的重要应用。
3.通过水的离子积的计算,提高有关的计算能力,加深对水的电离平衡的认识。
教学重点、难点:
水的离子积涵义及溶液pH的简单计算。
课时划分:
三课时
探究建议:
实验:
用pH计测定中和反应过程中溶液pH的变化,绘制滴定曲线。
教学过程:
第一课时
[实验导课]
用灵敏电流计测定纯水的导电性。
现象:
灵敏电流计指针有微弱的偏转。
说明:
能导电,但极微弱。
分析原因:
纯水中导电的原因是什么?
结论:
水是一种极弱电解质,存在有电离平衡:
[板书]
第二节水的电离和溶液酸碱性
一、水的电离
[讲解]
水是极弱的电解质,发生微弱的(自偶)电离。
H2O+H2OH3O++OH-
[投影]水分子电离示意图:
简写:
H2OH++OH-
实验测定:
25℃c(H+)=c(OH-)=1×10-7mol/L
100℃c(H+)=c(OH-)=1×10-6mol/L
[板书]
1、H2O+H2OH3O++OH-
实验测定:
25℃c(H+)=c(OH-)=1×10-7mol/L
[练习]
写出H2OH++OH-的化学平衡常数。
[讲解]
在25℃时,实验测得1L纯水只有1×10-7molH2O电离,因此纯水中c(H+)=c(OH-)=1×10-7mol/L。
电离前后,H2O的物质的量几乎不变,c(H2O)可以看做是个常数,c(H2O)=55.6mol/L。
故25℃时,
H2O的电离常数K==1.8×10-16
[板书]
2、H2O的电离常数K电离==1.8×10-16
[讲解]
电离前后水的浓度几
乎不变,因此,在25℃时,KW=c(H+)·c(OH-)=K电离·c(H2O)=1×10-14,KW就叫做水的离子积。
[板书]
3、水的离子积:
25℃时KW=c(H+)·c(OH-)=1.0×10-14。
[分析交流](表3-2不同温度下水的离子积常数)总结水的电离的影响因素。
t/℃
0
10
20
25
40
50
90
100
KW/10-14
0.134
0.292
0.681
1.01
2.92
5.47
38.0
55.0
[板书]
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。
[过渡]
由水的离子积可
知,在水溶液中,H+和OH-离子共同存在,无论溶液呈酸性或碱性。
由此我们可以进行有关c(H+)、c(OH-)的简单计算。
[板书]
二、溶液的酸碱性与pH
1、液的酸碱性
[思考与交流]
根据室温时水的电离平衡,运用平衡移动原理分析下列问题:
1、1
L酸或碱稀溶液中水的物质的量为55.6mol,此时发生电离后,发生电离的水是否仍为纯水时的1×10-7mol/L?
2、比较下列情况下,c(H+)、c(OH-)的值或变化趋势(增加或减少)。
纯水
加入少量盐酸
加入少量氢氧化钠
c(H+)
1×10-7mol
/L
增加
减少
c(OH-)
1×10-7mol/L
减少
增加
c(H+)和c(OH-)
大小比较
c(H+)=c(OH-)
c(H+)>c(OH-)
c(H+)<c(OH-)
3、酸溶液中是否存在OH-?
碱溶液中是否存在H+?
解释原因。
[讲解]
碱溶液中:
H2OH++OH-NaOH=Na++OH-,c(OH-)升高,c(H+)下降,水的电离程度降低。
酸溶液中:
H2OH++OH-HCl=H++Cl-,c(H+)升高,c(OH-)下降,水的电离程度降低。
实验证明:
在稀溶液中:
Kw=c(H+)·c(OH-)
25℃KW=1×10-14
[板书]
稀溶液中25℃:
Kw=c(H+)·c(OH-)=1×10-14
常温下:
中性溶液:
c(H+)=c(OH-)=1×10-7mol/L
酸性溶液:
c(H+)>c(OH-),c(H+)>1×10-7mol/L
碱性溶液:
c(H+)
[小结]
[课堂练习]
1、纯水在25℃和80℃时的氢离子浓度,前者和后者的关系是
A.前者大B.相等C.前者小D.不能肯定
2、给蒸馏水中滴入少量盐酸后,下列说法中错误的是
A.c(H+)·c(OH-)乘积不变B.pH增大了
C.c(OH-)降低了D.水电离出的c(H+)增加了
3、常温下,下列溶液中酸性最弱的是
A.pH=4B.c(H+)=1×10-3mol·L-1
C.c(OH-)=1×10-11mol·L-1D.c(H+)·c(OH-)=1×10-14
4、今有a.盐酸b.硫酸c.醋酸三种酸:
(1)在同体积,同pH的三种酸中,分别加入足量的碳酸钠粉末,在相同条件下产生CO2的体积由大到小的顺序是。
(2)在同体积、同浓度的三种酸中,分别加入足量的碳酸钠粉末,在相同条件下产生CO2的体积由大到小的顺序是。
(3)物质的量浓度为0.1mol·L-1的三种酸溶液的pH由大到小的顺序是。
参考答案:
1、C2、BD3、D4、
(1)c>b=a。
(2)b>a=c。
(3)c>
a>b
[作业]
P512、3
[板书计划]
第二节水的电离和溶液酸碱性
一、水的电离
1、H2O+H2OH3O++OH-
实验测定:
25℃c(H+)=c(OH-)=1×10-7mol/L
2、H2O的电离常数K电离==1.8×10-16
3、水的离子积:
25℃KW=c(H+)·c(OH-)=1.0×10-14。
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。
二、溶液的酸碱性与pH
1、液的酸碱性
稀溶液中25℃:
KW=c(H+)·c(OH-)=1×10-14
常温下:
中性溶液:
c(H+)=c(OH-)=1×10-7mol/L
酸性溶液:
c(H+)>c(OH-),c(H+)>1×10-7mol/L
碱性溶液:
c(H+)
第二课时
[复习]
水的电离、离子积常数、水电离平衡的影响因素、溶液的酸碱性.
[过渡]
利用离子积计算溶液中的H+或OH-浓度
[例1]求25℃0.01mol/L盐酸的c(H+)
[分析]
1、在该溶液中存在哪几种电离。
2、c(H+)×c(OH-)中的c(H+)应等于两者之和。
3、HCl = H+ +Cl-
0.010.01
H2OH++OH-
x x
所以,(0.01+x)x=10-14
一般地,x与0.01相比,可以忽略不计
[例2]求25℃时,0.05mol/LBa(OH)2溶液c(H+)
[分析]
例3、求25℃时,0.05mol/L硫酸溶液由水电离出来的c(H+)
[分析]
[过渡]
从上述数据,上述c(H+)、c(H+)都较小,使用起来不方便,因此,化学上常采用pH来表示溶液的酸碱
性的强弱。
[板书]
三、pH
1、定义:
pH=-lgc(H+)
[讲解]
pH=-lgc(H+)
[设问]
若c(H+)=10-8,那么pH为多少?
[回答]
pH=8
[练习]
1、纯水的pH。
2、求0.001mol/LNaOH溶液的pH。
[讲解]
可见:
中性溶液,c(H+)=c(OH-)=10-7mol/L pH=7
酸性溶液,c(H+)>c(OH-)
pH<7
碱性溶液,c(H+)
7
溶液的酸性越强,其pH越小;溶液的碱性越强,其pH越大。
[设问]
若c(H+)=10mol,那么pH等于多少?
[回答]
等于-1
[设问]
这样方便吗?
[回答]
不方便
[讲解]
可见,当溶液的c(H+)>1mol/L时,使用pH不方便,一般不用pH来表示溶液的酸碱性,而是直接用H+浓度表示。
[复习]
那么,如何测定某溶液的酸碱性,即如何测定溶液的pH值呢?
[回答]
用pH试纸、pH计
[板书]
2、pH试纸的使用
[设问]
如何使用呢?
要不要先用水浸湿呢?
浸湿对测定结果有何影响?
[回答]
一般先把一小块的试纸放在表面皿或玻璃片上,用沾有待测溶液的玻璃棒点试纸的中部,再用标准比色卡与之比较,来确定溶液的pH值。
不能用水浸湿,这样会溶液变稀,测定结果向pH=7的方向靠近。
[过渡]
用pH来表示溶液的酸碱性,是十分方便,掌握有关的pH计算是十分重要的。
pH试纸
pH试纸是将试纸用多种酸碱指示剂的混合溶液浸透,经晾干制成的。
它对不同pH的溶液能显示不同的颜色,因此可用于迅速判断溶液的pH。
常用的pH试纸有广泛pH试纸和精密pH试纸。
广泛pH试纸的pH范围是1~14(最常用)或0~10,可以识别的pH差值约为1;精密pH试纸的pH范围较窄,可以判别0.2或0.3的pH差值。
此外,还有用于酸性、中性或碱性的专用pH试纸。
[板书]
3、pH的有关计算
[例题]
1、稀释的计算:
[例3]0.0001mol/L的盐酸溶液,求其pH值,用水稀释10倍,求其pH值,用水稀释1000倍后,求其pH值。
2、混合的计算:
(1)强酸和强酸混合的计算
[例4]求pH都等于2的盐酸溶液,等体积混合后的pH值
(2)强碱和强碱混合的计算
[例5]求pH都等于12的氢氧化钠溶液,等体积混合后的pH值
(3)强酸和强碱混合的计算
[例6]40mL0.5mol/LNaOH溶液和40mL0.4mol/L的硫酸相混合后,溶液的pH约为多少?
[板书]
三、pH的应用
[自学]
相关内容:
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。
[学生回答]
血液pH诊断疾病,药物调控pH辅助治疗。
[投影]表3-3一些重要作物最适宜生长的土壤的pH范围
作物
pH
作物
pH
作物
pH
水稻
6~7
棉花
6~8
苹果
5~6.5
小麦
6.3~7.5
马铃薯
4.8~5.5
香蕉
5.5~7
玉米
6~7
洋葱
6~7
草莓
5~7.5
大豆
6~7
生菜
6~7
水仙花
6~6.5
油菜
6~7
薄荷
7~8
玫瑰
6~7
烟草
5~6
[板书]
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。
[小结]
[课堂练习]
1、将pH为5的硫酸溶液稀释500倍,稀释后溶液中c(SO42-)和c(H+)之比约为
A、1:
1B、1:
2C、1:
10D、10:
1
2、向VmLBaCl2溶液中加入一定体积的0.05mol/L硫酸溶液,两者恰好完全反应,且反应后溶液的pH为3.0。
则原BaCl2溶液的物质的量浓度为
A、5.05×10-4mol·L-1B、5.05×10-3mol·L-1
C、1.01×10-4mol·L-1D、1.01×10-3mol·L-1
3、下列试纸使用时,不宜先用水润湿的是
A、pH试纸B、红色石蕊试纸C、淀粉碘化钾试纸D、蓝色石蕊试纸
4、250mLpH=12的某一元强碱(MOH)
溶液与250mL0.025mol·L-1的硫酸溶液相混合,假设混合后液体体积为500mL。
试求:
(1)混合液的pH;
(2)若原250mL一元强碱中含溶质0.1g,则M的相对原子质量为多少?
(3)若给混合液中分别滴入几滴甲基橙、无色酚酞、紫色石蕊试液,则溶液的颜色分别是什么?
5、在25℃时,有pH为a的盐酸和pH为b的NaOH溶液,取VaL该盐酸,同该NaOH溶液中和,需VbLNaOH溶液,填空:
(填:
>、<、=)(题中a≤6、b≥8)
(1)若a+b=14,则Va:
Vb=____________(填数字)。
(2)若a+b=13,则Va:
Vb=____________(填数字)。
(3)若a+b>14,则Va:
Vb=_____________(填表达式),且VaVb。
参考答案:
1、C2、A3、A
4、
(1)pH=1.7;
(2)Mr=23;
(3)变红色、变无色、变红色。
5、
(1)1;
(2)0.1;(3)10a+b-14,>。
[作业]
P52~534、5、6、7、8、9、10
[板书设计]
三、pH
1、定义:
pH=-lgc(H+)
2、pH试纸的使用
3、pH的有关计算
四、pH的应用
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。
第三课时(实验课)
[复习]
pH值的计算。
[练习]
计算用0.1mol/L的氢氧化钠溶液与20mL0.1mol/L的盐酸溶液反应时,当分别滴入NaOH:
(1)5mL;
(2)8mL;(3)10mL;(4)15mL;(5)18mL;(6)19mL;(7)19.5mL;(8)19.8mL;(9)20mL;(10)21mL;(11)23mL;(12)25mL时,溶液的pH。
并画出反应过程中溶液pH变化的曲线图(以pH变化为纵坐标,以烧碱溶液的体积为横坐标)。
[展示]
展示所画的滴定曲线图:
[分析]从未滴定前到滴入10mL,pH由1增到1.48(用10mL);从10mL到19.5mL,pH由1.48到2.9(用9.5mL);从19.5mL到20mLpH由2.9到7.0(用0.5mL);从20mL到21mL,pH由7到11.4(用1mL);从21mL到25mL,pH由11.4到12(用4mL)。
[分析]从未滴定前到滴入10mL,pH由1增到1.48(用10mL);从10mL到19.5mL,pH由1.48到2.9(用9.5mL);从19.5mL到20mL,pH由2.9到7.0(用0.5mL);从20mL到21mL,pH由7到11.4(用1mL);从21mL到25m
L,pH由11.4到12(用4mL)。
[规律]接近终点(pH≈7)时,很少量的酸和碱会引起pH突变,酸碱反应终点附近pH突变情况是定量测定酸或碱浓度时选择指示剂的重要依据。
[板书]实验名称:
实验测定酸碱反应曲线
实验目的:
练习使用pH计测量溶液pH值。
学习以图示处理科学实验数据的方法。
探究酸碱反应中pH值变化特点。
体会定量实验在化学研究中的作用。
实验原理:
接近终点(pH≈7)时,很少量
的酸和碱会引起pH
突变。
实验用品:
pH计、酸式滴定管、碱式滴定管、烧杯、锥形瓶、铁架台、滴定管夹。
0.1000mol/L氢氧化钠、0.1000mol/L盐酸溶液、酚酞溶液、蒸馏水。
实验仪器说明:
1、pH计(略
)
2、滴定管
(1)构造
[介绍]
(1)酸式滴定管和碱式滴不定管的构造,对比不同点及其原因,
(2)对比滴定管和量筒刻度的不同。
[思考、讨论]得出
(1)碱液能与玻璃的主要成分二氧化硅发生化学反应,所以碱式滴定管用乳胶管结构代替。
(2)起点不同,精确度不同。
(2)使用方法:
[自学]相关内容填空:
[讲解]
(1)检查滴定管是否漏水;
(2)润洗仪器。
方法:
从滴定管上口倒入3~5mL盛装的溶液,倾斜着转动滴定管,使液体湿润全部滴定管内壁,然后用手控制活塞,将液体放入预置的烧杯中。
(3)取反应溶液,使液面在位于0以上2~3cm处,并讲滴定管固定在铁架台上。
(4)调节起始读数:
在滴定管下放一烧杯,调节活塞,是滴定管尖嘴部分充满溶液,并使液面处于0或0以下某一位置,准确读数,并记录。
(5)放出反应液:
根据需要从滴定管逐滴放出一定量液体。
[板书]
(2)使用方法:
(1)检查滴定管是否漏水;
(2)润洗仪器(3)取反应溶液(4)调节起始读数。
(5)放出反应液。
中和滴定操作
[边讲边实验]用已知浓度的0.1000mol/L盐酸溶液滴定未知浓度的氢氧化钠为例。
[投影]实验步聚:
(1)量取待测盐酸溶液20。
00mL于锥形瓶中,滴入2-3滴酚酞,振荡。
(2)把锥形瓶放在碱式滴定管的下面,并在瓶子底垫一块白瓷砖,小心滴入碱液,边滴边摇动锥形瓶,直到因加入一滴碱液后,溶液由元色变成红色,并在半分钟内不褪去为止,滴定结束。
(3)参考实验记录表,每隔一定体积,记录并测pH:
(4)根据实验数据,以氢氧化钠体积为横坐标,以所测的pH为纵坐标绘制中和反应
曲线:
[提出问题]强酸与强碱完全中和时,溶液的pH就为7,但指示剂变色时,溶液的pH不等于7,为什么可将滴定终点当成完全中和的点?
[分析]根据滴定曲线图进行分析(结合滴定曲线说明)强酸强碱完全中和时溶液的pH就为7,而滴定的终点则是通过指示剂颜色的变化来观察,此时溶液的pH往往不是7,但由滴定曲线可知:
在滴定过程中开始一段时间溶液的pH变化不大,处于量变过程中,而在接近完全中和时,滴入0.02的碱溶液时,溶液的pH变化很大,溶液由酸性变中性再变成碱性发生了突变,往事后再滴入碱溶液,溶液的pH变化又比较缓慢,说明滴定过程中,溶液的酸碱性变化经过了由量变引起质变的过程,有一段发生了pH突变的过程,完全中和和酚酞或甲基橙指示剂变色的pH虽不同,但只相差半滴,即只有0.02左右,这种误差是在许可的范围之内。
[课堂练习]
1.以下是几种酸碱指示剂变色的pH范围:
①甲基橙3.1~4.4②甲基红4.4~6.2③酚酞8.2~10,现用0.1000mol·L-1NaOH溶液滴定浓度相近的甲酸时,上述指示剂()
A.都可以用B.只能用③C.可以用①或②D.可以用②或③
2.有一支50mL酸式滴定管,其中盛有溶液,液面恰好在10.0mL刻度处,把滴定管中的溶液全部流下排出,承接在量筒中,量筒内溶液的体积()
A.大于40.0mLB.为40.0mLC.小于40.0mLD.为10.0mL
3.下图是向100mL的盐酸中逐渐加入NaOH溶液时,溶液的pH变化图。
根据图所得结论正确的是()
A.原来盐酸的物质的量浓度为0.1mol·L-1
B.x处为0.1mol的NaOH溶液
C.原来盐酸的物质的量浓度为1mo
l·L-1
D.x处为0.01mol的NaOH溶液
4.用0.1mol·L-1NaOH溶液滴定0.1mol·L-1盐酸,如达到滴定的终点时不慎多加了1滴NaOH溶液(1滴溶液的体积约为0.05mL),继续加水至50mL,所得溶液的pH是()
A.4B.7.2C.10D.11.3
5.下面是一段关于酸碱中和实验操作的叙述:
①取一锥形瓶,用待测NaOH溶液润洗两次。
②在一锥形瓶中加入25mL待测NaOH溶液。
③加入几滴石蕊试剂做指示剂。
④取一支酸式滴定管,洗涤干净。
⑤直接往酸式滴定管中注入标准酸溶液,进行滴定。
⑥左手旋转滴定管的玻璃活塞,右手不停摇动锥形瓶。
⑦两眼注视着滴定管内盐酸溶液液面下降,直至滴定终点。
文中所述操作有错误的序号为()
A.④⑥⑦B.①⑤⑥⑦C.③⑤⑦D.①③⑤⑦
参考答案:
1.B2.A3.AD4.C5.D
[小结]略
[作业]P52、11
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