人教版選修4第二節(jié)《水的電離和溶液的酸堿性》學案

1、人教版選修4第二節(jié)水的電離和溶液的酸堿性word學案學習目標：1、明白水的離子積常數(shù)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、明白pH與c（H+）的定量關系，能進行溶液pH的簡單運算。4、初步把握測定溶液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、明白溶液pH的調控在工農(nóng)業(yè)生產(chǎn)和科學研究中的重要應用。教學過程：一、復習回憶：1、分析HC1在水中的電離過程，寫出電離方程式。HC1是電解質，在水溶液中電離。2、分析CH3coOH在水中的

2、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(xiàn)象實驗結論實驗證明常溫下，1L水中（物質的量為1000/18mo1）電離出來的H+濃度只有1X10【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(shù)：探究2水的離子積水的離子積常數(shù)Kw=25時，Kw=【交流討論】觀看下表的數(shù)據(jù)t()0102025405090100Kw/10140.1340.2920.6811.012.925.4738.055.0（1）從以上數(shù)據(jù)中發(fā)覺什么遞變規(guī)律？升高

3、溫度，水的電高程度，水的電離平穩(wěn)向移動，Kw降低溫度，水的電離程度，水的電離平穩(wěn)向移動，Kw(2)水的電離是吸熱依舊放熱？講明：依照Kw=Kc(H2O),講明關于稀溶液而言，。(比0)也可看作常數(shù)。因此，只要溫度一定，不管是純水依舊稀溶液Kw都為常數(shù)，或者講c(H+)和c(OHJ的乘積差不多上定值。探究3阻礙水電離的因素：c(H+)c(OH)c(H+)與c(OH)大小比較Kw酸堿性水的電離平穩(wěn)恭馀蒸慵水加酸后水加堿后【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完全、完全的排除水中的0H,你認為他的方法能否成功？請分析講明。請運算(1)常溫下，濃度

4、為IX10-5moi/L的鹽酸溶液中，由水電離產(chǎn)生的。出十)是多少？(2)常溫下，濃度為IX10-5moi/L的NaOH溶液中，由水電離產(chǎn)生的。(。丁)是多少？(3)在常溫下，由水電離產(chǎn)生的c(H+)=1X1。-9moi/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,)=1.0X103mol/L,該溶液可能是()二氧化硫氯化鏤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1、溶液酸堿性的表示法(1) NH+)和c(OH)(2) c(H+)和c(OH)都較小的稀溶液(Vlmol/L),化學上常采納

5、pH來表示溶液酸堿性的強弱。pH表示c(H+)的負對數(shù)，pH=探究4溶液的酸堿性：比較下列情形下，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)酸堿性摸索：判定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+)1.0X107mol/LpH7堿性溶液：c(H+)c(OH),c(H+)1.0X10：mol/LpH7中性溶液：c(H+)c(OH),c(H+)1.0X10：mol/LpH7摸索：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

6、系：pH的適應范疇：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o3、pH的測定方法：粗略測定：(1)酸堿指示劑甲基橙、石蕊、酚酷常用酸堿指示劑及其變色范疇:指示劑變色范疇的pH酸色堿色石蕊甲基橙酚岷(2) pH試紙最簡單的方法。操作：注意：事先不能用水潮濕pH試紙：只能讀取整數(shù)值或范疇精確測定：pHi|-三.pH的應用四.pH值的運算pH值運算1單一溶液練習1取lmol/L的HC1溶液，其pH是多少?取lmol/L的硫酸，其pH是多少?練習2lmLpH=3的HC1溶液，其c(H+)是多少?鞏固練習1 .同一濃度的強酸與弱酸

7、的pH值的比較,如0.lmol/L的鹽酸與0.lmol/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.lmol/L的NaOH溶液與0.lmol/L的皴水的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值的強硬(如NaOH溶液)與弱堿(如包水)的濃度比較：c(NaOH)與c(NH3-H2O)的關系5 .體積相同、pH相同的HC1溶液和CH3coOH溶液，與NaOH溶液中和時兩者消耗NaOH的物質的量D.無法比較A.相同B.中和HC1的多C.中和CH3coOH的多學生小結強弱電解質酸溶液的濃度與氫離子濃

8、度的比較pH值運算2強酸的稀釋練習3lmLpH=3的HC1溶液加水稀釋到100mL后，溶液的pH是多少？pH值運算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值運算4強酸、強堿的混合酸1+堿II完全中和：c（H+）=c（OH-）=Ixici-7moi/L，式廳+）一題.（。笈一）酸過量：c（H+）=匕+%打（。匠-）出十）堿過量：c（011一）=%練習5取80mLNaOH溶液加入到120mL鹽酸中，所得溶液的pH為2。假如混合前NaOH溶液和鹽酸的

9、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=ll的氫氧化鈉溶液完全反應，則二者物質的量濃度之比應為（）A.10:1B.5:1C.1:1D.1:10五、中和滴定1、定義：用己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6 .10mL0.100mol/LHQ溶液與lOmLO.lOOmol/LNaOH溶液反應后，溶液的pH值是多少？7 .20mL0.100mol/LHQ溶液與lOmLO.lOOmol/LNaOH溶液反應后，溶液的pH

10、值是多少？8 .10niL0.100mol/LHQ溶液與10mL0.200moi/LNaOH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枳。準確判定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：變色范疇越窄越好，對溶液的酸堿性變化較靈敏。常見指示劑變色范疇甲基橙：()_3.144_()酚齦()-8.210.0-()石蕊：()_5.0-8.0-()練習響20.00mL0.100mol/LHC1中滴加0.100mol/LNaOH溶液過程中，溶液的pH值變化如下，你發(fā)覺了什么現(xiàn)象與規(guī)律，而在實際的中和

11、滴定中，我們需要注意哪些方面？V(NaOH)/mL0.0010.0015.0018.0019.0019.9620.0020.0421.00PH11.2l.s2.32.63.9710.011.4學生小結練習以下哪一條曲線符合上述實驗中過程的pH-V(NaOH)曲線()引申進行酸堿中和滴定時，當?shù)味ń咏K點時，應注意哪些實驗操作？【注意】（1）甲基橙和酚醐的變色范疇較?。?.4-3.1=1.3,10.0-8.2=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（一樣為12滴（3）終點判定：（滴入最后一滴，溶液變色后，半分鐘內(nèi)不復原）劑操作

12、酚釀甲基橙強堿滴定強酸無色變?yōu)闇\紅色橙色變?yōu)辄S色強酸滴定強微淺紅色變?yōu)闊o色黃色變?yōu)槌壬?、實聆步驟檢漏：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，使液而高于刻度2-3cm.趕氣泡：酸式:快速放液；堿式:橡皮管向上翹起。調讀數(shù)：調劑滴定管中液面高度，在“。一1ml之間，并記下讀數(shù)。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滴酚釀試液,將錐形瓶置于酸式滴定管下方，并在瓶底襯一張白紙。滴定：左手操縱酸式滴定管活塞，右手拿住錐形瓶瓶頸，邊滴入鹽酸，邊不斷順時針方向搖動，眼睛要始終凝視錐形瓶溶液的顏色變化。記讀數(shù)：當看到加一滴鹽酸時，錐形瓶中溶液紅色突變無色時，