云南省曲靖市高中化學 第三章 水溶液中的離子平衡 3.2 水的電離和溶液的酸堿性學案新人教版選修4.doc

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第二節(jié) 水的電離和溶液的酸堿性學習目標：1、知道水的離子積常數Kw及其與溫度的關系。2、了解溶液的pH、溶液中氫離子濃度和氫氧根離子濃度大小、溶液酸堿性三者之間的關系。3、知道pH與c(H+)的定量關系，能進行溶液pH的簡單計算。4、初步掌握測定溶液pH的方法。5、了解酸堿中和滴定的原理；學會使用滴定管，能利用中和滴定法測定強酸或強堿溶液的濃度；了解酸堿中和過程中溶液pH的變化規(guī)律。6、知道溶液pH的調控在工農業(yè)生產和科學研究中的重要應用。教學過程：一、復習回顧：1、分析HCl在水中的電離過程，寫出電離方程式。 HCl是 電解質，在水溶液中 電離。2、分析CH3COOH在水中的電離過程，寫出電離方程式。 CH3COOH是 電解質，在水溶液中 電離。二、水的電離探究1水的電離 水是一種_(填“強電解質”、“弱電解質”或“非電解質”)設計實驗：如何用實驗證明？實驗目的實驗方案實驗現象實驗結論實驗證明常溫下，1L水中（物質的量為1000/18mol）電離出來的H+濃度只有1107mol/L【交流討論】（1）寫出水電離的方程式：_（2）請用公式表述水的電離常數：_探究2 水的離子積 水的離子積常數Kw=_25時，Kw=_【交流討論】觀察下表的數據t()0102025405090100Kw/10-140.1340.2920.6811.012.925.4738.055.0（1）從以上數據中發(fā)現什么遞變規(guī)律？升高溫度，水的電離程度_，水的電離平衡向_移動，Kw_。降低溫度，水的電離程度_，水的電離平衡向_移動，Kw_。（2）水的電離是吸熱還是放熱？_說明：根據Kw = Kc(H2O) ，說明對于稀溶液而言，c(H2O)也可看作常數。因此，只要溫度一定，無論是純水還是稀溶液Kw都為常數，或者說c(H+) 和c(OH)的乘積都是定值。探究3影響水電離的因素：c(H+)c(OH-)c(H+)與c(OH-)大小比較Kw酸堿性水的電離平衡蒸餾水蒸餾水加酸后加堿后【歸納總結】：促進水電離的因素是：_ 抑制水電離的因素是_【思維拓展】：有同學設想通過向水中加酸來徹底、完全的消除水中的OH-，你認為他的想法能否成功？請分析說明。請計算（1）常溫下，濃度為110-5 mol/L的鹽酸溶液中，由水電離產生的c(H+)是多少？ （2）常溫下，濃度為110-5 mol/L的NaOH溶液中，由水電離產生的c(OH-)是多少？（3）在常溫下，由水電離產生的c(H+) =110-9 mol/L的溶液，則該溶液的酸堿性如何？【高考鏈接】（08上海）常溫下，某溶液中由水電離出來的c(H)1.010-13 mol/L ，該溶液可能是( ) 二氧化硫 氯化銨水溶液 硝酸鈉水溶液 氫氧化鈉水溶液 A B C D三、c(H+) 和 c(OH-) 與溶液酸堿性、pH的關系、溶液酸堿性的表示法（1）c(H+) 和 c(OH-)（2）c(H+) 和 c(OH-)都較小的稀溶液（1mol/L），化學上常采用pH來表示溶液酸堿性的強弱。pH表示c(H+)的負對數，pH 探究4溶液的酸堿性: 比較下列情況下，c(H+)和c(OH-)的值或變化趨勢（增加或減少）純水加少量鹽酸加少量氫氧化鈉c(H+)c(OH-)c(H+)和c(OH-)大小比較c(H+)=c(OH-)酸堿性思考：判斷溶液酸堿性的標準是什么？【規(guī)律總結】：常溫下：酸性溶液：c (H+) _ c (OH)， c (H+) _ 1.010-7mol/L pH 7 堿性溶液：c (H+) _ c (OH) ，c (H+) _ 1.010-7mol/L pH 7 中性溶液：c (H+) _ c (OH) ，c (H+) _ 1.010-7mol/L pH 7思考：pH=7的溶液一定是酸性溶液嗎？2、c(H+)與pH、溶液酸堿性的關系：pH的適應范圍：稀溶液，014之間；酸性溶液中c（H）越大，酸性越 ，pH越 ；堿性溶液中c（OH）越大，c（H）越 ，pH越 ，堿性越 。3、pH的測定方法：粗略測定：（1）酸堿指示劑甲基橙、石蕊、酚酞常用酸堿指示劑及其變色范圍：指示劑變色范圍的pH酸色堿色石蕊甲基橙酚酞（2）pH試紙 最簡單的方法。 操作： 注意：事先不能用水濕潤pH試紙；只能讀取整數值或范圍精確測定：pH計三pH的應用四pH值的計算pH值計算1 單一溶液練習1取1mol/L的HCl溶液，其pH是多少？取1mol/L的硫酸，其pH是多少？練習21mLpH=3的HCl溶液，其c(H+)是多少？鞏固練習1同一濃度的強酸與弱酸的pH值的比較，如0.1mol/L的鹽酸與0.1mol/L的醋酸的pH值的比較2同一濃度的強堿與弱堿的pH值的比較，如0.1mol/L的NaOH溶液與0.1mol/L的氨水的pH值的比較3同一pH值的強酸（如鹽酸）與弱酸（如醋酸）的濃度比較：c(HCl)與c(HAc)的關系4同一pH值的強堿（如NaOH溶液）與弱堿（如氨水）的濃度比較：c(NaOH)與c(NH3H2O)的關系5體積相同、pH相同的HCl溶液和CH3COOH溶液，與NaOH溶液中和時兩者消耗NaOH的物質的量A相同 B中和HCl的多 C中和CH3COOH的多 D無法比較學生小結強弱電解質酸溶液的濃度與氫離子濃度的比較pH值計算2 強酸的稀釋練習31mLpH=3的HCl溶液加水稀釋到100mL后，溶液的pH是多少？pH值計算3強堿的稀釋練習4取pH=12的NaOH溶液與水按1：99的體積比混合后，溶液的pH值是多少？【小結】稀釋過程溶液pH值的變化規(guī)律：1、強酸溶液： 2、弱酸溶液： 3、強堿溶液： 4、弱堿溶液： pH值計算4強酸、強堿的混合酸I+堿II完全中和：c（H+） = c（OH） = 1mol/L酸過量： c（H+）= 堿過量：c（OH） = 練習5取80mLNaOH溶液加入到120mL鹽酸中，所得溶液的pH為2。如果混合前NaOH溶液和鹽酸的物質的量溶液濃度相同，則它們的濃度是多少？【高考鏈接】(2004年青海) 若1體積硫酸恰好與10體積pH=11的氫氧化鈉溶液完全反應，則二者物質的量濃度之比應為 ( ) A10:1 B5:1 C1:1 D1:10五、中和滴定1、定義：用已知物質的量的濃度的 來測定未知濃度的 的方法。2、原理：鹽酸與NaOH溶液的酸堿中和反應的原理是什么？兩者的定量關系是什么？公式： = (一元強酸和一元強堿)練習110mL0.100mol/L HCl溶液與10mL0.100mol/L NaOH溶液反應后，溶液的pH值是多少？220mL0.100mol/L HCl溶液與10mL0.100mol/L NaOH溶液反應后，溶液的pH值是多少？310mL0.100mol/L HCl溶液與10mL0.200mol/L NaOH溶液反應后，溶液的pH值是多少？3、實驗的關鍵:準確測量參加反應的兩種溶液的體積。準確判斷中和反應是否恰好完全反應。4、實驗儀器及試劑:儀器: 試劑： 5、指示劑的選擇：原則：終點時，指示劑的顏色變化明顯；變色范圍越窄越好，對溶液的酸堿性變化較靈敏。常見指示劑變色范圍甲基橙：（ ）3.1 4.4（ ）酚 酞：（ ）8.2 10.0( )石 蕊：（ ）5. 0 8.0（ ）練習向20.00mL 0.100mol/L HCl中滴加0.100mol/L NaOH溶液過程中，溶液的pH值變化如下，你發(fā)現了什么現象與規(guī)律，而在實際的中和滴定中，我們需要注意哪些方面？V(NaOH)/mL0.0010.0015.0018.0019.0019.9620.0020.0421.00pH11.21.82.32.63.9710.011.4學生小結 20mL7pHV（NaOH）0 pH練習以下哪一條曲線符合上述實驗中過程的pH-V(NaOH)曲線（ ）V（NaOH）0720mL圖A圖BpHV（NaOH）0720mL20mL7pHV（NaOH）0圖D圖C 引申進行酸堿中和滴定時，當滴定接近終點時，應注意哪些實驗操作？【注意】（1）甲基橙和酚酞的變色范圍較?。?.43.1=1.3, 10.08.2=1.8 對溶液的酸堿性變化較靈敏。（2）溶液使指示劑改變顏色，發(fā)生化學變化。指示劑滴加太多將消耗一部分酸堿溶液（一般為12滴）。（3）終點判斷：(滴入最后一滴，溶液變色后，半分鐘內不復原)6、實驗步驟檢漏：檢查兩滴定管是否漏水、堵塞和活塞轉動是否靈活；洗滌潤洗：用水洗凈后，各用少量待裝液潤洗滴定管23次；裝液：用傾倒法將鹽酸、氫氧化鈉溶液注入酸、堿滴定管中，使液面高于刻度2-3cm。趕氣泡：酸式:快速放液；堿式:橡皮管向上翹起。調讀數：調節(jié)滴定管中液面高度，在“01”ml之間，并記下讀數。取液：從堿式滴定管中放出25.00ml氫氧化鈉溶液于錐形瓶中；滴入2滴酚酞試液，將錐形瓶置于酸式滴定管下方，并在瓶底襯一張白紙。滴定：左手控制酸式滴定管活塞，右手拿住錐形瓶瓶頸，邊滴入鹽酸，邊不斷順時針方向搖動，眼睛要始終注視錐形瓶溶液的顏色變化。記讀數：當看到加一滴鹽酸時，錐形瓶中溶液紅色突變無色時，停止滴定，準確記下鹽酸讀數，并準確求得滴定用去的鹽酸體積。算：整理數據進行計算。7、誤差分析實驗操作情況對c堿的影響開始滴定時滴定管尖嘴處留有氣泡偏 讀數開始時仰視，終止時俯視偏 到滴定終點時尚有一滴酸掛在滴定管尖嘴外而未滴入錐瓶偏 洗凈的酸管未用標準液潤洗偏 洗凈的錐瓶用待測堿潤洗偏 不小心將標準液滴至錐瓶外偏 不小心將待測堿液濺至錐瓶外偏 滴定前向錐形瓶中加入10 mL蒸餾水，其余操作正常