2019-2020年高中化學《水的電離和溶液的酸堿性》教案1 新人教版選修4.doc
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2019-2020年高中化學《水的電離和溶液的酸堿性》教案1 新人教版選修4 [教學目標] 1.知識目標 (1)理解水的電離、水的電離平衡和水的離子積。 (2)使學生了解溶液的酸堿性和pH的關系。 2.能力和方法目標 (1)通過水的離子積的計算,提高有關的計算能力,加深對水的電離平衡的認識。 (2)通過水的電離平衡分析,提高運用電離平衡基本規(guī)律分析問題的解決問題的能力。 3.情感和價值觀目標 (1)通過水的電離平衡過程中H+、OH-關系的分析,理解矛盾的對立統(tǒng)一的辯證關系。 (2)由水的電離體會自然界統(tǒng)一的和諧美以及“此消彼長”的動態(tài)美。 [教學重點和難點]水的離子積。c(H+)、pH與溶液的酸堿性的關系。 [教學過程] [引入]過渡研究電解質溶液時往往涉及溶液的酸堿性,而酸堿性與水的電離有密切的關系。那么水是如何電離的呢? 精確的實驗證明,水是一種極弱的電解質,它能微弱地電離,生成H3O+ 和OH—: 一、水的電離 1.水的電離 H2O + H2O H3O+ + OH— 簡寫為:H2O H+ + OH— [討論]水的電離與其它弱電解質的電離有何異同? 不同點:水是“自身”作用下發(fā)生的極微弱的電離。 相同點:均是部分電離,存在電離平衡和電離常數(shù)。 寫出水的電離常數(shù)的表達式。 K= 變形得:c(H+)c(OH—)=Kc(H2O) [分析]1L純水的物質的量是556mol,經實驗測得250C時,發(fā)生電離的水只有110-7mol,二者相比,水的電離部分太小,可以忽略不計。因此電離前后水的物質的量幾乎不變,可以視為常數(shù),常數(shù)乘以常數(shù)必然為一個新的常數(shù),用Kw表示,即為水的離子積常數(shù),簡稱水的離子積。 2水的離子積 Kw = c(H+)c(OH—) 由于250C時,c(H+)= c(OH—)= 110-7mol/L 所以250C時,Kw = c(H+)c(OH—)=110-14 當溫度升高時,Kw如何變化?(電離過程是吸熱過程) 1000C時,Kw = c(H+)c(OH—)=110-12 注:溫度升高時Kw增大,所以說Kw時要強調溫度。 [思考]在常溫時,由于水的電離平衡的存在,不僅是純水,就是在酸性或堿 性 的稀溶液里,H+ 濃度和OH— 濃 度的乘積總是一個常數(shù)——110-14,請考慮一下,當純水中加入鹽酸或氫氧化鈉時,c(H+)和c(OH—)如何變化? 二、溶液的酸堿性和pH(常溫下): 1. 溶液的酸堿性與c(H+)和c(OH—)的關系: 電解質 溶液 對水電 離平衡 的影響 溶 液 中 c(H+) (mol/L) 溶 液 中 c(OH—) (mol/L) c(H+)與 c(OH—) 比 較 c(H+) c(OH—) 溶液酸堿性 純水 =10-7 =10-7 相 等 10-14 中性 鹽酸 加HCl, c(H+)增大,平衡左移 >10-7 <10-7 c(H+)> c(OH—) 10-14 酸性 氫氧化鈉 加NaOH, c(OH—)增大,平衡左移 <10-7 >10-7 c(H+)< c(OH—) 10-14 堿性 中性溶液c(H+)= c(OH—)= 110-7mol/L 酸性溶液c(H+)> c(OH—),c(H+)> 110-7mol/L 堿性溶液c(H+)< c(OH—),c(H+)< 110-7mol/L 注:①水中加酸或堿均 抑 制水的電離,但由水電離出的c(H+)與c(OH—)總是相等。 ②任何電解質溶液中,H+與OH—總是共存,c(H+)與c(OH—)此增彼長,且Kw = c(H+)c(OH—)不變。 酸性溶液中c(H+)越大,酸性越強,堿性溶液中c(OH—)越大,堿性越強。 我們經常用到一些c(H+)很小的溶液,如c(H+)=110-7 mol/L的溶液,用這樣的量來表示溶液的酸堿性的強弱很不方便。為此,化學上常采用pH來表示溶液酸堿性的強弱。 2. 溶液的pH: (1)定義:pH =-lg{c(H+)} 看課本P63 圖3-7,計算四種溶液的pH,總結溶液的酸堿性與pH的關系。 (2)溶液的酸堿性與pH的關系: 中性溶液c(H+)= 110-7mol/L pH=7 酸性溶液c(H+)> 110-7mol/L pH<7 堿性溶液c(H+)< 110-7mol/L pH>7 (3)適應范圍:稀溶液,0~14之間。2溶液的pH: 作業(yè) 課本P65 一、二、1,3 第二節(jié) 水的電離和溶液的pH(第2課時) 教學目標] 1.掌握pH相同的強酸與弱酸的幾個規(guī)律。 2.熟練掌握有關pH的計算。 [教學重點和難點] pH的計算 [教學過程] [復習]溶液的酸堿性與c(H+)、c(OH—)及pH的關系? [新授]學生思考、填空、總結規(guī)律。 3. 關于pH相同的酸(含強酸和弱酸) (1)溶液中c(H+)相等 (填“相等”或“不等”)。 (2)溶液中溶質的物質的量的濃度:強酸 < 弱酸(填“>”或“<”)。 (3)耗堿規(guī)律:pH和溶液體積均相同的HCl、H2SO4、CH3COOH與堿完全反應時,消耗堿物質的量最多的是 CH3COOH 。 (4)稀釋規(guī)律:分別加水稀釋m倍時,溶液的物質的量的濃度均變?yōu)樵瓉淼?1/m , 強酸中c(H+)變?yōu)樵瓉淼?/m ,但弱酸中c(H+)減小 小于(填“大于”或“小于”)m倍,故稀釋后弱酸酸性強于強酸。 4. pH的有關計算: 計算方法: (1)求酸或堿溶液的pH a先判斷溶液的酸堿性 (2)求強酸或強堿稀釋后的pH b若為酸性,先求出c(H+)后 (3)求混合溶液的pH 由pH =-lg{c(H+)}求pH ①兩種強酸(堿)混合 若為堿性,先求c(OH—)后 ②強酸與強堿混合 由Kw = c(H+)c(OH—) (4)pH+pOH=14 求c(H+),再求pH 例1.求下列溶液的pH: (1)某H2SO4溶液的濃度是0005mol/L ①求此溶液的pH ②用水稀釋到原來體積的100倍 ③再繼續(xù)稀釋至104倍 (2)pH=3的鹽酸與pH=5的硫酸等體積混合 (3)pH=10和pH=12的兩種NaOH溶液等體積混合 (4)pH=12的NaOH和pH =4的HCl等體積混合 解析: (1)① c(H+)=0005mol/L2=001 mol/L , pH=-lg10-2=2 ② c(H+)=001mol/L100=10-4 mol/L , pH=-lg10-4=4 ③ pH=7(強調酸稀釋后不會變成堿?。? (2)c(H+)==510-4, pH=-lg(510-4)=4-lg5=33 (強調10-3是10-5的100倍,所以10-5可以忽略不計) (3)因為溶液呈堿性 c(OH—)==510-3 c(H+)==210-12 pH=-lg(210-12)=12-lg2=117 (4)NaOH中c(OH—)=10-2 mol/L HCl中c(H+)=10-4 mol/L二者等體積反應,堿過量,反應后溶液呈堿性。 所以反應后c(OH—)==510-3 c(H+)==210-12 pH=-lg(210-12)=12-lg2=117 溶液呈堿性時,稀釋過程中,溶液中OH—的物質的量不變(因溶液中OH—主要來自堿,水電離OH—的量可以忽略不計,而H+只來自水的電離),故c(OH—)減小,所以c(H+)增大,因此計算時,必須抓住OH—去計算,切莫用H+去計算。 作業(yè):1.課本P65 二、2 2.練習冊 練習: 1.在250C某稀溶液中,由水電離產生的c(H+)=10-13mol/L,下列有關溶液的敘述正確的是 ( ) A.該溶液一定呈酸性 B.該溶液一定呈堿性 C.該溶液的pH可能約為1 D.該溶液的pH可能約為13 2.250C時,10體積的某強酸溶液與1體積的某強堿溶液混合后溶液呈中性,則混合之前,該強酸的pH與強堿的pH之間應滿足的關系是什么? 3在800C時,純水的pH小于7,為什么? 第二節(jié) 水的電離和溶液的pH(第3課時) [教學目標]掌握水的電離的概念和電離平衡的移動規(guī)律,培養(yǎng)學生應用水的電離平衡進行計算的能力。 [教學重點]水的電離平衡及影響平衡的因素;有關電離度、水的離子積常數(shù)的計算。 [教學難點]水的離子積,有關PH計算。 [教學過程] 復習]:1.水分子的空間構型為______型,H—O鍵的鍵角為________水是____ 分子(填“極性”或“非極性”)。 2、水的主要物理性質:____________________________。 一:水的電離 1水是一種極弱的電解質,存在電離平衡:______________________,簡寫成:____________________。 2:在25℃時,純水中H+和OH-的濃度各等于_____mol/L。 則:Kw=[H+][OH-]=____。此常數(shù)不僅適用于純水,也適用于酸性或堿性的稀溶液。 3:水的電離:H2O+H2O H3O++OH- 簡寫: H2O H++OH- K= c(H+)c(OH-) c(H2O) 已知純水的物質的量濃度為55.6mol/L,c(H+)c(OH-)=55.6Kw Kw= c(H+)c(OH-)。(說明水的濃度幾乎不變) 4:水的離子積 通常把Kw叫做水的離子積常數(shù),簡稱水的離子積,只與溫度有關。 已知在25℃時,水中的H+濃度與OH-濃度均為110-7mol/L,所以在25℃時,Kw= c(H+)c(OH-)=110-7110-7=110-14。 5:影響水的電離的因素 加入酸或堿,抑制水的電離,Kw不變; 加入某些鹽,促進水的電離,Kw不變; 升高溫度,電離過程是一個吸熱過程,促進水的電離,水的離子積增大,在100℃時,KW=110-12。 新課的延伸: c(H+)=110-7mol/L,溶液一定呈中性嗎? 說明:溶液或純水呈中性,是因為溶液中 c(H+)=c(OH-)。 純水中溶液H+、OH-濃度的計算方法: c(H+)=c(OH-)=。 25℃時水的離子積常數(shù)值; 水的離子積常數(shù)與溫度的關系; 往純水中加入稀鹽酸和NaOH溶液后,c(OH-)、c(H+)如何變化?從平衡移動原理加以解釋。 二:溶液的酸堿性和PH 講述:常溫時,由于水的電離平衡的存在,不僅純水,而且在酸性或堿性的稀溶液中,均存在H+、OH-,且c(H+)c(OH-)=110-14。 1、溶液的酸堿性 分析:中性溶液中,c(H+)=c(OH-)=110-7mol/L; 酸性溶液中,c(H+)>c(OH-),c(H+)>110-7mol/L; 堿性溶液中,c(H+)<c(OH-),c(H+)<110-7mol/L。 強調:①含水的稀溶液中,H+與OH-共存,H+與OH-的相對多少決定溶液的酸堿性,但二者濃度的積必為常數(shù); ②堿性溶液中的c(H+)=/c(OH-) ;同理,酸性溶液中的c(OH-)=/ c(H+)。 說明:當我們表示很稀的溶液時,如,c(H+)=110-7mol/L,用c(H+)或c(OH-)表示溶液的酸堿性很不方便。 2、溶液的PH 化學上常用c(H+)的負常用對數(shù)表示溶液酸堿性的強弱: PH=lg{c(H+)} 計算: 純水中,c(H+)= 110-7mol/L , PH=lg{c(H+)}=lg 110-7=7; 110-2mol/LHCl溶液,PH=lg{c(H+)}=lg110-2=2; 110-2mol/LNaOH溶液,c(H+)=110-12mol/L,PH=lg{c(H+)}=12; 310-5mol/LHCl溶液,PH=lg{c(H+)}=5-lg3。 強調:①c(H+)=m10-nmol/L,PH=n-lgm。 ②溶液酸堿性與PH值的關系 中性溶液中,c(H+)=110-7mol/L,PH=7; 酸性溶液中, c(H+)>110-7mol/L,,溶液酸性越強,溶液的PH值越小; 堿性溶液中, c(H+)<110-7mol/L,PH>7,溶液堿性越強,溶液的PH值越大。 ③c(H+)、PH、溶液酸堿性的關系 c(H++) 100 10-1 10-2 10-3 10-4 10-5 10-6 10-7 10-8 10-9 10-10 10-11 10-12 10-13 10-14 PH 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 酸堿性 中性 酸性增強 堿性增強 為了方便,PH值的范圍:0~14, c(H+)或c(OH-)大于1mol/L的溶液,直接用溶液濃度表示溶液酸堿性。 新課的延伸: “P”的含義:負常用對數(shù)的意思,引入“POH”: POH=lg{c(OH-)}, pH+POH= lg{c(H+)}+lg{c(OH-)} = PH=lg{c(H+)}{c(OH-)} =lg =14- 配套講稿:
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