2019-2020年高中化學(xué) 3.2《水的電離和溶液的pH》學(xué)案 舊人教版必修2.doc
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2019-2020年高中化學(xué) 3.2《水的電離和溶液的pH》學(xué)案 舊人教版必修2 學(xué)習(xí)目標(biāo): 知識(shí)與技能 (1)理解水的電離、水的電離平衡和水的離子積。 (2)了解溶液的酸堿性和c(H+)、c(OH-)的關(guān)系。 過程與方法 (1)通過水的離子積的相關(guān)資料自學(xué)和數(shù)據(jù)查詢,提高學(xué)生獲取知識(shí)的能力。 (2)通過水的電離平衡分析,提高運(yùn)用電離平衡基本規(guī)律分析問題的解決問題的能力。 情感態(tài)度價(jià)值觀 (1)通過水的電離平衡過程中H+、OH-關(guān)系的分析,理解矛盾的對(duì)立統(tǒng)一的辯證關(guān)系。 (2)通過查閱水的電離及離子積常數(shù)相關(guān)資料體會(huì)語言學(xué)科的真正用途 學(xué)習(xí)重點(diǎn):水的離子積常數(shù) 學(xué)習(xí)難點(diǎn):有關(guān)pH的計(jì)算 學(xué)習(xí)內(nèi)容: 一、水的電離 1、水的電離方程式 用靈敏的電流計(jì)測(cè)定純水的導(dǎo)電性可知:純水具有導(dǎo)電性,但極其微弱,為什么呢?說明: (1) 水是一種極弱的電解質(zhì),只能微弱的電離,存在電離平衡。 水的電離方程式:H2O + H2OH3O+ + OH— 簡(jiǎn)寫為:H2OH+ + OH— (2)從純水的導(dǎo)電性實(shí)驗(yàn)測(cè)得,25℃時(shí),1L純水中只有110-7mol H2O電離。所以 CH+ = COH-=110-7mol/L 2、水的離子積常數(shù)(簡(jiǎn)稱水的離子積) 在一定溫度時(shí),CH+ 與COH-的乘積時(shí)一個(gè)常數(shù),通常我們把它寫作KW,叫做水的離子積常數(shù),簡(jiǎn)稱水的離子積。 即CH+ COH-=KW 25℃時(shí),KW= CH+ COH-=110-7110-7=110-14。 電解質(zhì)的電離過程吸熱,升高溫度,水的電離平衡正向移動(dòng),KW增大,25℃時(shí),KW=110-14;100℃時(shí),KW=110-12 。 水的離子積常數(shù)反映了一定溫度下的水的H+ 濃度和OH- 濃度之間的關(guān)系。 實(shí)際上,水的離子積是水電離平衡時(shí)的性質(zhì),它是一個(gè)溫度函數(shù),與溶質(zhì)無關(guān),它不僅適用于純水,也適用于任何酸、堿、鹽稀溶液,即溶液中,25℃,CH+ COH-=110-14。 注意:若不特別指明,溫度都指室溫25℃。 在酸溶液中,CH+近似看成是酸電離出來的H+濃度,COH-則來自于水的電離,且COH-= 110-14/ CH+。 在堿溶液中,COH-近似看成是堿電離出來的OH—濃度,CH+則是來自于水的電離,且CH+=110-14/ COH- 。 溫度能影響水的電離平衡,那么還有那些因素會(huì)影響水的電離平衡呢? 3、影響水的電離的因素 根據(jù)已有知識(shí)分析,當(dāng)水中加入下列物質(zhì)時(shí),水的電離平衡如何變化?C(H+)、c(OH—)將如何變化? 條件 C(H+) C(OH—) 電離平衡 鹽酸 增大 減小 逆向移動(dòng) NaOH 減小 增大 逆向移動(dòng) 加熱 增大 增大 正向移動(dòng) 加CH3COONa 減小 增大 正向移動(dòng) 加CuCl2 增大 減小 正向移動(dòng) 加活潑金屬 減小 增大 正向移動(dòng) ①加入酸或堿,抑制水的電離,KW不變; ②電離過程是一個(gè)吸熱過程,升溫能促進(jìn)水的電離,KW增大。 ③加入某些鹽,促進(jìn)水的電離,KW不變; ④其它因素:如加入活潑金屬,消耗H+,水的電離程度增大。 二、溶液的酸堿性 1、溶液的酸堿性與CH+ 、COH- 的關(guān)系 純水中加入鹽酸或氫氧化鈉后,水的電離平衡如何移動(dòng)?建立新平衡時(shí)溶液中的CH+ 、COH- 如何變化? 純水中加鹽酸,增大了H+濃度,水的電離平衡逆向移動(dòng),CH+ 增大,COH-減小,即CH+>COH-,溶液顯酸性; 純水中加氫氧化鈉,增大了OH—濃度,水的電離平衡逆向移動(dòng),COH- 增大,CH+減小,即COH->CH+,溶液顯酸性; 結(jié)論:無論酸性、中性、堿性溶液里,都同時(shí)存在著OH—、H+,一定溫度下,CH+ 、COH- 的乘積是一個(gè)常數(shù)(25℃時(shí)為110-14) 溶液酸堿性 CH+(25℃) COH-(25℃) CH+ 、COH-(任何溫度判斷依據(jù)) CH+ COH- (25℃) 酸性 >10-7mol <10-7mol CH+>COH- 110-14 中性 =10-7mol =10-7mol CH+ = COH- 堿性 <10-7mol >10-7mol CH+<COH- 練習(xí):任何水溶液中都存在著水的電離平衡,由此判斷下列說法是否正確: (1)、任何水溶液中都存在H+和OH -兩種離子。 (2)、任何水溶液中都存在CH+ =COH-的關(guān)系。 (3)、25℃時(shí),任何水溶液中都存在CH+ COH-=110-14的關(guān)系。 (4)、在水溶液中,加酸,水的電離平衡向逆向移動(dòng),CH+一定增大,COH-一定減小。同一溶液中,CH+越大,其COH-越小;反之COH-越大,則其CH+越小。 (5)、25℃時(shí),酸溶液中,一定有CH+>10-7mol L-1, COH-<10-7mol L-1。 (6)、 25℃時(shí),任何水溶液中,當(dāng)CH+>10-7mol L-1時(shí),一定呈酸性。當(dāng)COH->10-7mol L-1時(shí),一定呈堿性。 (7)、任何溶液中,當(dāng)CH+=10-7mol L-1時(shí),一定呈中性。 (8)、任何溶液中,當(dāng)CH+= COH-時(shí),一定呈中性。 2、溶液的pH (1)為什么要引入溶液的pH 要了解溶液的酸堿性,經(jīng)常要用到一些CH+很小的溶液,這時(shí)就很不方便,因此要引入溶液的pH。 (2)表示方法: pH= -lgCH+ (3)意義:表示溶液中CH+的大小,即能表示溶液的酸堿性的強(qiáng)弱。 25℃,純水的pH為7,溶液顯中性,pH<7的溶液為酸性,pH>7的溶液為堿性。 注意:pH為7的溶液不一定為中性。100℃,KW=110-12,CH+ = COH-=110-6mol/L,此時(shí)pH為6,但溶液仍為中性。判斷溶液酸堿性的依據(jù)是比較溶液中CH+、COH-的相對(duì)大小。 練習(xí):(1)、求10ml的0.2 mol/L的H2SO4的pH。如果將溶液稀釋至10倍、100倍,求溶液的pH。 (2)、求0.05mol/L的Ba(OH)2溶液的pH=__ 。如果將溶液稀釋10倍,此時(shí)溶液的pH=____。 (3)、某溶液由水電離出的H+濃度為110-12,則該溶液的pH可能為多少? 答案:(1)0、1、2 (2)13、12 (3)12或2 3、pH的測(cè)定 (1)pH值的改變 ①pH﹤7溶液呈酸性,pH越小,酸性越強(qiáng);pH每減小1個(gè)單位,CH+ 增大10倍 ②pH﹥7溶液呈堿性,pH越大,堿性越強(qiáng)。pH每增加1個(gè)單位,CH+ 減小10倍。 ③pH小的酸性溶液,不一定是強(qiáng)酸溶液 ④pH每升高一個(gè)單位,對(duì)于強(qiáng)酸需要稀釋10倍,而對(duì)于弱酸稀釋的倍數(shù)超過了10倍;pH每降低一個(gè)單位,對(duì)于強(qiáng)堿需要稀釋10倍,而對(duì)于弱堿稀釋的倍數(shù)超過了10倍。 (2)測(cè)定方法 測(cè)定溶液的pH可用pH試紙,這種試紙使用時(shí)不能用水濕潤(rùn),否則非中性溶液的pH測(cè)定值比實(shí)際的或大或?。ㄏ胍幌?,什么情況下溶液pH比實(shí)際值大,什么情況下比實(shí)際值?。浚?。 使用方法: 玻璃棒蘸取少量的待測(cè)溶液與pH試紙接觸,再與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對(duì)比,讀出pH值。 三、關(guān)于pH值的計(jì)算 1.單一溶液 (1)強(qiáng)酸溶液 按C→CH+→pH (2)強(qiáng)堿溶液 按C→COH-→CH+=→pH 2.溶液稀釋 稀釋定律: C1V1=C2V2=n (1)一定范圍內(nèi)稀釋 強(qiáng)酸溶液:按稀釋定律求出稀釋后溶液的CH+,再求稀釋后溶液的pH。 強(qiáng)堿溶液:按稀釋定律先求出稀釋后溶液的COH-,再利用KW求出CH+,再求pH。 (2)無限稀釋 無限稀釋時(shí),溶液中水電離產(chǎn)生的CH+不能忽略,因此,無限稀釋時(shí),酸的pH無限接近7,但小于7;堿的pH無限接近7,但大于7。 3.溶液混合好(忽略混合過程中體積的變化) (1)強(qiáng)酸與強(qiáng)酸混合 若是等體積混合,且△pH≥2,則 (注:lg2=0.3)。 (2)強(qiáng)堿與強(qiáng)堿混合 若是等體積混合,且△pH≥2,則。 (3)強(qiáng)酸和強(qiáng)堿混合,可能情況有三種: ①若強(qiáng)酸和強(qiáng)堿恰好中和, pH=7. ②若強(qiáng)酸過量,求出過量的CH+,再求pH值. ③若強(qiáng)堿過量,求出過量的COH-,再求出CH+后求pH值. 特例:若強(qiáng)酸與強(qiáng)堿等體積混合 ①若pH酸+pH堿=14,則完全中和pH=7. ②若pH酸+pH堿>14,則堿過量pH≈pH堿-0.3 ③若pH酸+pH堿<14,則酸過量pH≈pH酸+0.3 25℃,體積為V1的強(qiáng)酸與 體積為V2的強(qiáng)堿混合后,溶液呈中性,則混合前pH(酸)、pH(堿)的關(guān)系為: 若酸與堿溶液的pH之和等于14,酸、堿中有一強(qiáng)、一弱,則酸、堿溶液混合后,誰弱顯誰性。這是因?yàn)樗岷蛪A已電離的H+ 和OH- 恰好中和,誰弱誰的H+ 或OH- 有儲(chǔ)備,中和后還能電離,顯出酸、堿性來。 本節(jié)小結(jié):本節(jié)重點(diǎn):①介紹了水的離子積常數(shù),它在pH的計(jì)算中起著重要作用,因此應(yīng)注重了解其含義;②了解溶液酸堿性的判斷方法;③掌握pH相關(guān)計(jì)算。- 1.請(qǐng)仔細(xì)閱讀文檔,確保文檔完整性,對(duì)于不預(yù)覽、不比對(duì)內(nèi)容而直接下載帶來的問題本站不予受理。
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