32《水的电离和溶液的酸碱性》教案-新人教选修4.docx

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1、普通高中课程标准实验教科书化学选修4人教版 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计测定中和反响过程中溶液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

2、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 + H2O H3O + OH-投影水分子电离示意图：简写： H2O H+ OH-实验测定：25cH= cOH=1107mol/L100cH= cOH= 1106mol/L板书1、 H2O + H2OH3O + OH-实验测定：25cH= cOH=1107mol/L练习写出H2O = H+ OH-的化学平衡常数。讲解在25时，实验测得1L纯水只有1107mol H2O电离，因此纯水中cHcOH1107mol/L。电离前后，H2O的物质的量几乎不变，cH2O可以看做是个常数，cH2O55.6

3、mol/L。故25时，H2O的电离常数K1.81016板书2、 H2O的电离常数K电离1.81016讲解电离前后水的浓度几乎不变，因此，在25时，KW= cH cOH= K电离cH2O= 11014，K W就叫做水的离子积。板书3、水的离子积：25K W= cH cOH= = 1.01014。分析交流 表3-2总结水的电离的影响因素。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cH、 cOH的简单计算。板书二、溶液的酸碱性与pH1、液的酸碱性

4、思考与交流1、1L酸或碱稀溶液中水的物质的量为55.6 mol，此时发生电离后，发生典礼的水是否仍为纯水时的1107mol/L2、比较纯水、酸、碱溶液中的cOH、cH的相对大小关系。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：H2O H + OHNaOH = Na + OH， cOH升高，cH下降，水的电离程度降低。酸溶液中：H2O H + OHHCl = H + Cl ， cH升高，cOH下降，水的电离程度降低。实验证明：在稀溶液中：Kw = cHcOH 25 Kw=11014板书稀溶液中25： Kw = cHcOH=110-14常温下：中性溶液：cH=cOH=1107

5、mol/L酸性溶液：cH cOH, cH1107mol/L碱性溶液：cH cOH, cH1107mol/L小结略 作业P51 2、3板书方案 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：25cH= cOH=1107mol/L2、 H2O的电离常数K电离1.810163、水的离子积：25K W= cH cOH= = 1.01014。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pH1、液的酸碱性稀溶液中25： Kw = cHcOH=110-14常温下：中性溶液：cH=cOH=1107

6、mol/L酸性溶液：cH cOH, cH1107mol/L碱性溶液：cH cOH, cH1107mol/L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250.01mol/L盐酸的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 Cl0.01 0.01H2OHOHx x所以，(0.01+x)x=1014一般地，x 与0.01相比，可以忽略不计例2、求250.05mol/LBa(OH)2溶液H分析例3、求250.05mol/L硫酸溶液由水电离出来的H分析过渡从上述数据，上述c

7、(H)、c(OH)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、pH1、定义：pH=lgc(H)讲解pH=lgc(H)设问假设c(H)=108，那么pH为多少答复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)107mol/LpH=7酸性溶液，c(H)c(OH) pH7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。设问假设c(H)=10mol，那么pH等于多少答复等于1设问这样方便吗答复不方便讲解可见，当溶液的c(H)1mol/L时，使用pH不方便，一般不用pH来表示

8、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值呢答复用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答复一般先把一小块的试纸放在外表皿或玻璃片上，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。板书3、pH的有关计算例题1、 稀释的计算：例：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

9、其pH值。2、 混合的计算：1强酸和强酸混合的计算例：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：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：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：表达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。学生答复血液pH诊断疾病，药物调控pH辅助治疗。投影板书 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。小结略 作业P5253 4、5、6、7、8、9、

10、10板书设计 三、pH1、定义：pH=lgc(H)2、pH试纸的使用3、pH的有关计算三、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0.1molL的氢氧化钠溶液与20mL0.1molL的盐酸溶液反响时，当分别滴入NaOH；15mL，28mL，310mL，415mL，518mL，619mL，719.5mL，819.8mL，920mL，1021mL，1123mL，1225mL时溶液的pH，并画出反响过程中溶液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

11、到滴入10mL,pH由 1增到 1.48 用 10mL；从 10 mL到19.5mL，pH 由1.48到 2.9用 9.5 mL；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 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25mL，pH由11.4到12用4

12、mL。规律接近终点pH7时，很少量的酸和碱会引起pH突变，酸碱反响终点附近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：实验测定酸碱反响曲线实验目的：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。探究酸碱反响中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pH7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，比

13、照不同点及其原因，2比照滴定管和量筒 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响，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35mL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取反响溶液，使液面在位于0以上23cm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，是滴定管尖嘴局部充满溶液，并使液面处于0或0以下某一位置，准确读数，并记录。5放出反响液：根据需要从滴定管逐滴放出一定

14、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取反响溶液4调节起始读数。5放出反响液。中和滴定操作边讲边实验用浓度的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，直到因参加一滴碱液后，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响曲线：提出问题强酸与强碱完全中和时，溶液的

15、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，而滴定的终点那么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

16、半滴，即只有0.02左右，这种误差是在许可的范围之内。小结略作业P52、 11酸碱指示剂的变色原理人们在实践中发现，有些有机染料在不同的酸碱性溶液中能显示不同的颜色。于是，人们就利用它们来确定溶液的pH。这种借助其颜色变化来指示溶液pH的物质叫做酸碱指示剂。酸碱指示剂一般是有机弱酸或有机弱碱。它们的变色原理是由于其分子和电离出来的离子的结构不同，因此分子和离子的颜色也不同。在不同pH的溶液里，由于其分子浓度和离子浓度的比值不同，因此显示出来的颜色也不同。例如，石蕊是一种有机弱酸，它是由各种地衣制得的一种蓝色色素。如果用HIn代表石蕊分子，HIn在水中发生以下电离：如果在酸性溶液中，由于cH+增

17、大，根据平衡移动原理可知，平衡将向逆反响方向移动，使cHIn增大，因此主要呈现红色酸色。如果在碱性溶液中，由于cOH增大，OH与HIn电离生成的H+结合生成更难电离的H2O：使石蕊的电离平衡向正反响方向移动，于是cIn增大，因此主要呈现蓝色碱色。如果cHIn和cIn相等，那么呈现紫色。指示剂的颜色变化都是在一定的pH范围内发生的，我们把指示剂发生颜色变化的pH范围叫做指示剂的变色范围。各种指示剂的变色范围是由实验测得的。表42列入了一些常用酸碱指示剂的变色范围。表42 一些酸碱指示剂的变色范围指示剂pH变色范围酸色碱色甲基橙红色pH3.1黄色pH4.4甲基红红色pH4.4黄色pH6.2石蕊红色pH5.0蓝色pH8.0酚酞无色pH8.2红色pH10.0家庭小实验改变花的颜色两朵红色或紫色的鲜花，分别插入食用白醋稀溶液和碳酸钠碱面稀溶液中，如图415所示。注意每天更换上述稀溶液。几天后，你会奇迹般地发现花的颜色发生改变。这个实验给你什么启示