高三化學 1_9 水的電離及溶液酸堿性教學設計
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水的電離及溶液酸堿性 〖復習目標〗 (1)掌握水的電離過程以及離子積常數(shù)的定義。 (2)了解PH的定義,測定方法及簡單計算。 〖教學重點〗水的電離、pH的計算 〖教學難點〗pH的計算 〖教學過程〗 考點一 水的電離及離子積常數(shù) 【知識精講】 1、水的電離平衡 (1)水是極弱的電解質(zhì),能發(fā)生自電離: H2O+H2O H3O++ OH- 簡寫為 H2O H++OH- (正反應為吸熱反應) (2)影響水的電離平衡的因素 ①酸和堿:酸或堿的加入都會電離出 H+或OH-,均使水的電離逆向移動,從而抑制水的電離。 ②溫度:由于水的電離吸熱,若升高溫度,將促進水的電離, H+]與OH-]同時同等程度的增加,pH變小,但 H+]與OH-]始終相等,故仍呈中性。 ③能水解的鹽:不管水解后溶液呈什么性,均促進水的電離,使水的電離程度增大。 ④其它因素:如向水中加入活潑金屬,由于活潑金屬與水電離出來的 H+直接作用,使 H+]減少,因而促進了水的電離平衡正向移動。 2、水的離子積常數(shù) (1)定義:Kw= c(H+)c(OH-) 250C 時 Kw =1.010-14 mol2L-2 。 【注意事項】 ①溶液中H2O電離產(chǎn)生的c(H+)=c(OH-) ②在溶液中,Kw中的c(OH-)、c(H+)指溶液中總的離子濃度。 酸溶液中c(H+)= c(H+)(酸)+c(H+)(水)≈c(H+)(酸),c(H+)(水)=c(OH-); 堿溶液中c(OH-)=c(OH-)(堿)+ c(OH-)(水) ≈c(OH-)(堿),c(OH-)(水)=c(H+); 鹽溶液顯中性時c(H+)=c(OH-)=c(H+)(水)=c(OH-)(水),水解顯酸性時c(H+)=c(H+)(水)= c(OH-)(水)>c(OH-),水解顯堿性時c(OH-)=c(OH-)(水)=c(H+)(水)>c(H+)。 (2)影響因素 ①在稀溶液中,Kw只受溫度影響,而與溶液的酸堿性和濃度大小無關(guān)。 ②在其它條件一定的情況下,溫度升高,KW增大,反之則減小。 如1000C 時Kw =1.010-12 mol2L-2 【方法精講】 1、溶液中的c(H+)和水電離出來的c(H+)不同 (1)常溫下水電離出的c(H+)=110-7 mol/L,若某溶液中水電離出的c(H+)<110-7 mol/L,則可判斷出該溶液中加入酸或堿抑制了水的電離;若某溶液中水電離出的c(H+)>110-7 mol/L,則可判斷出該溶液中加入可以水解的鹽或活潑金屬促進了水的電離。 (2)常溫下溶液中的c(H+)>110-7 mol/L,說明該溶液是酸溶液或水解顯酸性的鹽溶液;c(H+)<110-7 mol/L,說明是堿溶液或水解顯堿性的鹽溶液。 2、水的離子積常數(shù)的應用 水的離子積常數(shù)適用于純水和酸、堿、鹽的水溶液。水的離子積常數(shù)KW=c(H+)c(OH-),其實質(zhì)是水溶液中的H+和OH-濃度的乘積,不一定是水電離出的H+和OH-濃度的乘積,所以與其說KW是水的離子積常數(shù),不如說是水溶液中的H+和OH-的離子積常數(shù)。 【典例精講】 【例1】水的電離平衡曲線如右圖所示,下列說法中,正確的 ( ) A.圖中A、B、D三點處KW間的關(guān)系: B>A>D B.100℃,向pH=2的稀硫酸中逐滴加入等體積pH=10的稀氨水,溶液中 c(NH4+)/c(NH3H2O)減小,充分反應后,溶液到達B點 C.溫度不變,在水中加入適量NH4Cl固體,可從A點變化到C點 D.加熱濃縮A點所示溶液,可從A點變化到B點 【答案】D 【解析】A、溫度升高,水的電離平衡正向移動,則水的離子積增大,溫度不變,水的離子積不變,所以圖中A、B、D三點處KW間的關(guān)系: B>A=D,錯誤;B、100℃,KW=10-610-6=10-12,pH=10的稀氨水中氫氧根離子的濃度為0.01mol/L,因為氨水中存在未電離的一水合氨,所以等體積混合時,氨水過量,溶液呈堿性,而B點表示溶液呈中性,錯誤;C、溫度不變,則水的離子積不變,所以水中加入氯化銨后,促進水的電離,但離子積不變,不會達到C點,錯誤;D、A為中性,加熱會使水的電離平衡正向移動,水的離子積增大,則可能由A點變化到B點,正確,答案選D。 【例2】室溫下,水的電離達到平衡:H2O H+ + OH-。下列敘述正確的是 ( ) A.將水加熱,平衡向正反應方向移動,Kw不變 B.向水中加入少量鹽酸,平衡向逆反應方向移動,c(H+)增大 C.向水中加入少量NaOH固體,平衡向逆反應方向移動,c(OH-)降低 D.向水中加入少量CH3COONa固體,平衡向正反應方向移動,c(OH-)= c(H+) 【答案】B 【解析】影響水電離平衡的因素主要有:升溫促進電離;加酸、堿抑制電離;加入能水解的鹽促進電離;一定溫度下水的離子積為定值;A、將水加熱,平衡向正反應方向移動,促進水的電離,KW增大,錯誤;B、向水中加入少量鹽酸,平衡向逆反應方向移動,c(H+)增大,正確;C、向水中加入少量NaOH固體,平衡向逆反應方向移動,但溶液中c(OH-)增大,錯誤;D、向水中加入少量CH3COONa固體,醋酸根離子水解,平衡向正反應方向移動,c(OH-)>c(H+),錯誤。 【考題精練】 1.25 ℃時,相同物質(zhì)的量濃度的下列溶液:①NaCl?、贜aOH ③H2SO4?、?NH4)2SO4,其中水的電離程度按由大到小順序排列的一組是 ( ) A.④>③>②>① B.②>③>①>④ C.④>①>②>③ D.③>②>①>④ 【答案】C 【解析】從四種物質(zhì)分析可知②NaOH、③H2SO4抑制水的電離,①NaCl不影響水的電離平衡,④(NH4)2SO4促進水的電離(NH水解),在②③中H2SO4為二元強酸、產(chǎn)生的c(H+)大于NaOH產(chǎn)生的c(OH-),抑制程度更大,故順序為(由大→小)④>①>②>③。 2.下列四種溶液中,室溫下由水電離生成的H+濃度之比(①∶②∶③∶④)是 ( ) ①pH=0的鹽酸?、?.1 molL-1的鹽酸 ③0.01 molL-1的NaOH溶液?、躳H=11的NaOH溶液 A.1∶10∶100∶1 000 B.0∶1∶12∶11 C.14∶13∶12∶11 D.14∶13∶2∶3 【答案】A 【解析】①中c(H+)=1 molL-1,由水電離出的c(H+)與溶液中c(OH-)相等,等于1.010-14 molL-1; ②中c(H+)=0.1 molL-1,由水電離出的c(H+)=1.010-13 molL-1; ③中c(OH-)=1.010-2 molL-1,由水電離出的c(H+)與溶液中c(H+)相等,等于1.010-12 molL-1; ④中c(OH-)=1.010-3 molL-1,同③所述由水電離出的c(H+)=1.010-11 molL-1。 即(1.010-14)∶(1.010-13)∶(1.010-12)∶(1.010-11)=1∶10∶100∶1 000。 考點二 溶液的酸堿性和pH 【知識精講】 1、溶液的酸堿性 溶液的酸堿性取決于溶液中c(H+)和c(OH-)的相對大小。 c(H+)>c(OH-),溶液呈酸性 c(H+)=c(OH-),溶液呈中性 c(H+)- 1.請仔細閱讀文檔,確保文檔完整性,對于不預覽、不比對內(nèi)容而直接下載帶來的問題本站不予受理。
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