第三章第二節(jié)第三節(jié)學(xué)案

1、高二化學(xué)06年秋學(xué)期教學(xué)案班級 學(xué)號 姓名 第二節(jié) 水的電離和溶液的酸堿性(第1課時)【課標(biāo)要求】了解水的電離平衡及其“離子積”了解溶液的酸堿性和pH的關(guān)系 【學(xué)習(xí)重點】水的離子積 溶液的酸堿性和pH的關(guān)系 【學(xué)習(xí)難點】水的離子積【學(xué)習(xí)過程】【情景創(chuàng)設(shè)】一、水的電離 思考水是不是電解質(zhì)？它能電離嗎？寫出水的電離方程式.1水的電離：水是 電解質(zhì)，發(fā)生 電離，電離過程 水的電離平衡常數(shù)的表達(dá)式為 思考：實驗測得，在室溫下1L H2O（即 mol）中只有110-7 mol H2O電離，則室溫下C(H+)和C(OH-)分別為多少? 純水中水的電離度(H2O)= 。2水的離子積 水的離子積：KW= 。注

2、：(1)一定溫度時，KW是個常數(shù)，KW只與 有關(guān)， 越高KW越 。25時，KW= ，100時，KW=10-12。(2)KW不僅適用于純水，也適用于酸、堿、鹽的稀溶液。 任何水溶液中，由水所電離而生成的C(H+) C(OH-)。二、溶液的酸堿性和pH1影響水的電離平衡的因素 （1）溫度：溫度升高，水的電離度 ，水的電離平衡向 方向移動，C(H+)和C(OH-) ，KW 。（2）溶液的酸、堿度：改變?nèi)芤旱乃?、堿度均可使水的電離平衡發(fā)生移動。 討論：改變下列條件水的電離平衡是否移動？向哪個方向移動？水的離子積常數(shù)是否改變？是增大還是減??？升高溫度 加入NaCl 加入NaOH 加入HCl練習(xí)：在0.0

3、1mol/LHCl溶液中, C(OH-)= ， C(H+)= ，由水電離出的H+濃度= ，由水電離出的OH-濃度= 。,在0.01mol/LNaOH溶液中，C(OH-)= ，C(H+)= ，由水電離出的H+濃度= ，由水電離出的OH-濃度= 。在0.01mol/LNaCl溶液中， C(OH-)= ，C(H+)= ，由水電離出的H+濃度= ，由水電離出的OH-濃度= 。小結(jié)：（1）升高溫度，促進水的電離KW增大（2）酸、堿抑制水的電離2溶液的酸堿性溶液的酸堿性 常溫（25） 中性溶液：C(H+) C(OH-) C(H+) 110- 7mol/L 酸性溶液：C(H+) C(OH-) C(H+) 1

4、10-7mol/L 堿性溶液：C(H+) C(OH-) C(H+) 110- 7mol/L 3溶液的pH： pH=lgc(H+) 輕松做答：（1）C(H+)110-6mol/L pH=_；C(H+)110-3mol/L pH=_ _C(H+)110-mmol/L pH=_ ；C(OH-)110-6mol/L pH=_ C(OH-)110-10mol/L pH=_ ；C(OH-)110- nmol/L pH=_ _ （2）pH=2 C(H+)_ ；pH=8 c(H+)_ （3）c(H+)1mol/L pH= _ ；c(H+)10mol/L pH= _歸納：pH與溶液酸堿性的關(guān)系(25時)pH溶液

5、的酸堿性pH7溶液呈 性，pH越大，溶液的堿性 【反饋練習(xí)】 1pH=2的強酸溶液，加水稀釋，若溶液體積擴大10倍，則C(H+)或C(OH-)的變化（ ）A、C(H+)和C(OH-)都減少B、C(H+)增大 C、C(OH-)增大D、C(H+)減小 2向純水中加入少量的KHSO4固體（溫度不變），則溶液的 （ ） A、pH值升高B、C(H+)和C(OH-)的乘積增大 C、酸性增強D、OH-離子濃度減小 3100時，KW=110-12，對純水的敘述正確的是 （ ） A、pH=6顯弱酸性B、C(H+)=10-6mol/L，溶液為中性 C、KW是常溫時的10-2倍D、溫度不變沖稀10倍pH=7 第二節(jié)

6、 水的電離和溶液的酸堿性(第2課時)【課標(biāo)要求】了解溶液的酸堿性和pH的關(guān)系掌握有關(guān)溶液值的簡單計算了解常用的酸堿指示劑【學(xué)習(xí)重點】水的離子積，濃度、濃度、值與溶液酸堿性的關(guān)系有關(guān)溶液值的簡單計算【學(xué)習(xí)難點】值的計算【學(xué)習(xí)過程】【情景創(chuàng)設(shè)】二、溶液的酸堿性和pH定義：PH= ，廣泛pH的范圍為014。注意：當(dāng)溶液中H+或OH-大于1mol/L時，不用pH表示溶液的酸堿性。意義：溶液的酸堿性 常溫（25） 中性溶液：C(H+) C(OH-) C(H+) 110- 7mol/L pH 7 酸性溶液：C(H+) C(OH-) C(H+) 110-7mol/L pH 7 堿性溶液：C(H+) C(OH

7、-) C(H+) 110-7mol/L pH 7 溶液PH的測定方法（1）酸堿指示劑法說明：常用的酸堿指示劑有石蕊、甲基橙、酚酞試液。常用酸堿指示劑的變色范圍指示劑變色范圍的石蕊8藍(lán)色甲基橙4.4黃色酚酞10紅色（2）試紙法使用方法： （3）PH計法三、PH的應(yīng)用閱讀教材P47-48四、有關(guān)pH的計算（一）單一溶液的PH計算1、分別求0.05mol/LH2SO4溶液和0.05mol/L Ba(OH)2溶液的PH值。2、已知常溫下濃度為0.01mol/L的CH3COOH溶液的電離度為1%，求該溶液的PH值。（二）酸堿混合溶液的PH計算3、將PH=2的H2SO4溶液與PH=4的H2SO4溶液等體積

8、混合后,求溶液的PH值。4、將PH=8的NaOH溶液與PH=10的NaOH溶液等體積混合后,求溶液的PH值。5、常溫下PH=4的HCl和PH=10的NaOH分別按體積比為1：1，11：9，9：11混合，分別求三種情況下溶液的PH值。（三）酸、堿加水稀釋后溶液的PH值6、常溫下，將PH=1的H2SO4溶液和PH=13的NaOH溶液分別稀釋1000倍，求所得溶液的PH值。思考：若在常溫下，將PH=1的CH3COOH溶液和PH=13的NH3H2O溶液分別稀釋1000倍，則所得溶液的PH值在什么范圍之內(nèi)。反饋練習(xí)1求下列溶液混合后的pH：(1) 把pH2和pH=4的兩種強酸溶液等體積混合，其pH 。(

9、2) 把pH12和pH14的兩種強堿溶液等體積混合，其pH= 。(3) 把pH5的H2SO4溶液和pH8的NaOH溶液等體積混合，其pH 。2室溫時，將PH=5的H2SO4溶液稀釋10倍，則C（H+）：C（SO42-）= ；若再將稀釋后的溶液再稀釋100倍,則C（H+）：C（SO42-）= 。C(OH-)220mL0.01molLKOH溶液的pH為 ；30mL0.005molLH2SO4溶液的pH為 ；兩溶液混合后，溶液的pH為 。3設(shè)水的電離平衡線如右圖所示。（1）若以A點表示25時水在電離平衡時的粒子濃度，當(dāng)溫度升高到100時，水的電離平衡狀態(tài)到B點，則此時水的離子 10-6積從_增加到_

10、；10-7（2）將PH=8的Ba(OH)2溶液與PH=5的稀鹽酸混合，并保持10-7 10-6 C(H+)在100的恒溫，欲使混合溶液的PH=7，則Ba(OH)2溶液和鹽酸的體積比為_ 。第三節(jié)鹽類的電離(第1課時)【課標(biāo)要求】1使學(xué)生理解強堿弱酸鹽和強酸弱堿鹽的水解。2培養(yǎng)學(xué)生分析問題的能力，使學(xué)生會透過現(xiàn)象看本質(zhì)。鹽類實例能否水解引起水解的離子對水的電離平衡的影響溶液的酸堿性強堿弱酸鹽CH3COONa強酸弱堿鹽NH4Cl強酸強堿鹽NaCl3培養(yǎng)學(xué)生的實驗技能，對學(xué)生進行科學(xué)態(tài)度和科學(xué)方法教育?！緦W(xué)習(xí)重點】鹽類水解的本質(zhì)【學(xué)習(xí)難點】鹽類水解方程式的書寫和分析【教學(xué)方法】啟發(fā)式、實驗引導(dǎo)法、歸

11、納法【學(xué)習(xí)過程】【情景創(chuàng)設(shè)】一、探究溶液的酸堿性科學(xué)探究 根據(jù)實驗結(jié)果填寫下表：鹽溶液Na2CO3NH4ClNaClCH3COONaAl2(SO4)3KNO3酸堿性鹽的類型由上述實驗結(jié)果分析，鹽溶液的酸堿性與生成該鹽的酸和堿的強弱間有什么關(guān)系。鹽的組成與鹽溶液酸堿性的關(guān)系：鹽的類型強酸強堿鹽強酸弱堿鹽強堿弱酸鹽溶液的酸堿性二、尋找鹽溶液呈現(xiàn)不同酸堿性的原因1強堿弱酸鹽的水解思考與交流(1) CH3COONa溶液中存在著幾種離子？寫出電離方程式。(2)溶液中哪些離子可能相互結(jié)合，對水的電離平衡有何影響？為什么CH3COONa溶液顯堿性？(3)寫出CH3COONa溶液水解的化學(xué)方程式和離子方程式。

12、2強酸弱堿鹽的水解思考與交流應(yīng)用鹽類水解的原理，分析NH4Cl溶液顯酸性的原因，并寫出有關(guān)的離子方程式。歸納： （1）這種在溶液中鹽電離出來的離子跟水所電離出來的H+或OH結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)，叫做鹽類的水解。（2）只有弱酸的陰離子或弱堿的陽離子才能與H+或OH結(jié)合生成弱電解質(zhì)。 （3）鹽類水解使水的電離平衡發(fā)生了移動，并使溶液顯酸性或堿性。討論：（4）鹽類水解反應(yīng)是酸堿中和反應(yīng)的逆反應(yīng)。水解的規(guī)律是：有弱才水解，無弱不水解，越弱越水解，都弱雙水解。誰強顯誰性，同強顯中性。三、鹽類水解離子方程式的書寫：書寫規(guī)則：1.鹽類水解是可逆反應(yīng)，反應(yīng)方程式中要寫“”號。如CH3COO+H2O CH3COOH+OH2.一般鹽類水解的程度很小，水解產(chǎn)物很少。通常不生成沉淀或氣體，也不發(fā)生分解。在書寫離子方程式時一般不標(biāo)“”或“”，也不把生成物（如H2CO3、NH3H2O等）寫成其分解產(chǎn)物的形式。個別水解程度較大的水解反應(yīng)，有明顯沉淀時用“”3.多元弱酸的鹽的陰離子水解是分步進行的，以第一步為主。如Na2CO3的水解過程:第一步：CO32+H2O HCO3+OH（主要）第二步：HCO3+H2O H2CO3+OH（次要）4.多元弱堿的陽離子水解復(fù)雜，可看作是一步水解反應(yīng)。如：Fe3+3H2OFe(OH)3+3H+總之，水解方