選修四第三章第二節(jié)水的電離和溶液的酸堿性

1、第三章第二節(jié) 水的電離和溶液的酸堿性（第一課時）教學目標 1、掌握水的電離和水的離子積常數(shù)。2、掌握溶液的酸堿性與pH值的關(guān)系。3、運用水的離子積常數(shù)計算溶液中的H+、OH-的濃度。知識回顧強電解質(zhì)弱電解質(zhì) 相同點不同點鍵 型電離程度電離過程表示方法存在的微粒 實 例新授課一、水的電離 1.水的電離水是一種極弱的 ，能發(fā)生微弱的電離： ，簡寫為： 。實驗測得：室溫下1LH2O (即55.6mol)中，只有1×10- 7 mol的H2O電離。故C(H+)= C(OH-)= 。與化學平衡一樣，當電離平衡時，電離產(chǎn)物H+和OH-濃度之積與未電離的H2O的濃度之比也是一個常數(shù)K電離： K電離

2、=2.水的離子積因為水的電離極其微弱，電離前后水的物質(zhì)的量幾乎不變，因此C(H2O)可以視為常數(shù)，因此其中常數(shù)K電離與常數(shù)C(H2O)的積為一新的常數(shù)，叫做水的離子積常數(shù)。簡稱水的 ，記作 。Kw可由實驗測得，也可通過理論計算求得。不同溫度下水的離子積常數(shù)t/0102025405090100Kw/10- 140.1340.2920.6811.012.925.4738.055.0由上表可看出，隨著溫度的升高，水的離子積 。一般在室溫下，可忽略溫度的影響， Kw值為1.0×10- 14，即Kw=注意：Kw與溫度有關(guān)，隨著溫度的升高而逐漸增大。25時Kw= ，100時Kw= 。Kw=1.0

3、×1 0- 14不僅適用于純水（或其他中性溶液），也適用于酸、堿、鹽的稀水溶液。在不同溶液中，C(H+)、C(OH-)可能不同，但任何溶液中由水電離出的C(H+)、C(OH-)總是 ，Kw = C(H+)·C(OH-)式中，C(H+)、C(OH-)均表示 。Kw是有單位的，其單位為mol2L-2(或?qū)懗桑╩ol/L）2) ，因其復雜通常省略。3.影響水的電離平衡的因素1 促進水的電離的因素： H2O H+OH- （正反應吸熱） 升高溫度，平衡向 方向移動，水的電離程度變 ，C(H+) ，C(OH-) ，Kw 。 加入活潑金屬（如Na）消耗水電出離的 離子，水的電離平衡向 方

4、向移動，水的電離程度變 , Kw 。 加入NH4Cl、Na2CO3等能水解的鹽,也能影響水的電離平衡，具體內(nèi)容下節(jié)作詳細說明。 抑制水的電離的因素 加入酸（強、弱）酸電離產(chǎn)生H+，使c（H+） ，c（OH-） ，水的電離平衡向 移動，水的電離程度變 ， 水的電離, Kw 。加入強酸的酸式鹽（如NaHSO4）酸式鹽電離出H+，使c（H+） ，c（OH-） ，水的電離平衡向 移動，水的電離程度變 ， 水的電離, Kw 。加入堿 堿電離出OH-，使c（OH-） ， c（H+） ，水的電離平衡向 移動，水的電離程度變 ， 水的電離, Kw ?！就扑]作業(yè)】 1.往純水中加入下列物質(zhì)，能使水的電離平衡發(fā)生

5、移動的是 （ ）A.NaCl B.NaOH C.C2H5OH D.CH3COOH2.將純水加熱至較高溫度，下列敘述正確的是 （ ）A. 水的離子積變大、pH值變小、呈酸性 B.水的離子積不變、pH值變小、呈中性C. 水的離子積變小、pH值變大、呈堿性 D.水的離子積變大、pH值變小、呈中性（第二課時）【知識回顧】 1、水的電離方程式： 2、水的電離常數(shù)的表達式：新授課二、溶液的酸堿性與pH（一）溶液顯酸、堿性的本質(zhì)在酸、堿溶液中，水的電離平衡被破壞，但H+與OH-的關(guān)系仍符合乘積是 。當加酸時，水的電離平衡 ，C(H+) C(OH-)；當加堿時，道理也是如此，只是C(OH-) C(H+)。所以

6、說，溶液酸、堿性的實質(zhì)是溶液中的C(H+)和C(OH-)的相對大小問題。（二）溶液酸堿性的表示方法-pH 1.定義 pH= 2.意義 pH大小能能反映出溶液中C(H+)的大小，即能表示溶液的酸堿性強弱。常溫下，pH7，溶液呈 ，pH越 ，溶液的 性越 ；pH每減小1個單位，C(H+)就增大 倍。pH7，溶液呈 ，pH越 ，溶液的 性越 ；pH每增大1個單位， C(OH-)就增大 倍。3. pH的適用范圍當溶液的酸堿性用pH表示時，其C(H+)的大小范圍一般為：1.0×10- 14 mol/LC(H+)1 mol/L,即pH范圍為： 注意：當C(H+) 1 mol/L、C(OH-)1

7、mol/L時，一般不用pH表示溶液的酸堿性，用物質(zhì)的量濃度直接表示溶液的酸堿性更方便。4.溶液酸堿性的判斷 利用C(H+)和C(OH-)的相對大小判斷若C(H+)C(OH-)，則溶液呈 性；若C(OH-)C(H+)，則溶液呈 性；若C(H+)= C(OH-)，則溶液呈 性。 利用pH判斷常溫下，若溶液的pH7，則溶液呈 性；若pH7，則溶液呈 性；若pH=7，則溶液呈 性。注意：是無條件的，任何溫度、濃度都適用是有條件的，適用溫度為25。在100時Kw=1.0×10- 12 ，pH 為中性，pH 為堿性，pH 為酸性。5溶液pH的測定方法(a) 酸堿指示劑（定性測量范圍）(b) pH

8、試紙(定量粗略測量)使用方法：直接把待測液滴在干燥的pH試紙上，跟標準比色卡相對比注意：不能用水潤濕要放在玻璃片(或表面皿)上用玻璃棒蘸待測液滴于試紙上(c) pH計(定量精確測量)6. 有關(guān)溶液的pH值的幾個注意問題： pH值是溶液酸堿性的量度。常溫下，pH=7溶液呈中性；pH值減小，溶液的酸性增強；pH值增大，溶液的堿性增強。 pH值范圍在0-14之間。pH=0的溶液并非沒有H+，而是C(H+)=1mol/L；pH=14的溶液并非沒有OH-，而是C(OH-)=1mol/L。pH改變一個單位，C(H+)就改變10倍，即pH每增大一個單位，C(H+)就減小到原來的1/10；pH每減小一個單位，

9、C(H+)就增大到原來的10倍。 當C(H+)>1mol/L時，pH值為負數(shù)，當C(OH-)>1mol/L時，pH>14。對于C(H+)或C(OH-)大于1mol/L的溶液，用pH值表示反而不方便，所以pH值僅適用于C(H+)或C(OH)小于等于1mol/L的稀溶液。 也可用pOH來表示溶液的酸堿性，pOH=-lgC(OH-)，因為C(H+)·C(OH-)=10-14，若兩邊均取負對數(shù)，得pH+pOH=14。 可用 pH試紙來測定溶液的pH值。方法：用潔凈的干玻璃棒直接蘸取少許待測液，滴在pH試紙上， 將pH試紙顯示的顏色隨即（半分鐘內(nèi)）與標準比色卡對照，

10、確定溶液的pH值。（因為時間長了，試紙所顯示的顏色會改變，致使測得的pH不準。）（注意！不能將pH試紙先用水沾濕或用濕的玻璃棒，因為這樣做，實際上已將溶液稀釋，導致所測定的pH不準確）（三）有關(guān)溶液pH的求算 pH= -lgC(H+)1 強酸強堿溶液的pH求算強酸C(H+)pH 強堿C(OH-)C(H+)pH2強酸強堿混合求pHC(H+)混= 強酸C1:C(H+)1 強酸C2: C(H+)2 C(OH-)混= 強堿C1:C(OH-)1 強堿C2:C(OH-)23強酸強堿混合 強酸與強堿恰好完全反應溶液呈中性，pH=7酸過量，先求C(H+)余 ,再求pH堿過量，先求C(OH-)余，再求 C（H+

11、）， 最后求pH4強酸（強堿）、弱酸（弱堿）加水稀釋后的pH的計算 把強酸溶液每稀釋為原來的10倍，pH將增大1，把強堿溶液每稀釋為原來的10倍，pH將減小1。 若強酸pH=a，加水稀釋10n倍，則pH= 若強堿pH=b，加水稀釋10n倍，則pH= 把弱酸溶液每稀釋為原來的10倍，pH的增大值小于1，把弱堿溶液每稀釋為原來的10倍，pH的減小值也小于1。若弱酸pH=a，加水稀釋10n倍，則pH 若弱堿pH=b，加水稀釋10n倍，則pH 溶液酸堿性pH計算經(jīng)驗規(guī)律（a）兩強酸等體積混合 混合后的pH=小的+0.3(b)兩強堿等體積混合 混合后的pH=大的0.3(c)當按所給反應物質(zhì)的量之比計算時

12、，酸堿不論強弱，誰大誰過剩，溶液呈誰性。（d）酸堿等體積混合：pH = 2 某酸與pH = 12 某堿混合pH難定pH = 4 某酸與pH = 10 NaOH混合 pH7pH = 4 H2SO4與pH = 10 某堿混合pH70.01mol/L pH = 2 一元酸與0.1mol/L pH = 12一元堿混合pH = 7(e) pH 減小一個單位，H+擴大為原來的10倍。 PH增大2個單位，H+減為原來的1/100（f）稀釋規(guī)律：分別加水稀釋m倍時，溶液的物質(zhì)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m倍，故稀釋后弱酸酸性強于強酸?！就?/p>

13、薦作業(yè)】 1.對室溫下pH相同、體積相同的醋酸和鹽酸兩種溶液分別采取下列措施，有關(guān)敘述正確的是 （ ）A.加適量的醋酸鈉晶體后，兩溶液的pH均增大B.使溫度升高20后，兩溶液的pH均不變C.加水稀釋2倍后，兩溶液的pH均減小D.加足量的鋅充分反應后，兩溶液產(chǎn)生的氫氣一樣多2.60mL0.5mol/LNaOH溶液和40mL0.4mol/L硫酸相混合后，溶液的pH約為 ( )A. 0.5 B. 1.7 C. 2 D. 13.23. 25時，某溶液中由水電離產(chǎn)生的c(H)和c(OH)的乘積為1×1018，則下列說法正確的是 A該溶液的pH一定是9 B該溶液的pH可能為5 （ ）C該溶液的p

14、H可能是7 D不會有這樣的溶液4.室溫下，在pH=12的某溶液中，由水電離出來的c(OH-)為 （ ） （A）1.0×10-7 mol·L-1 （B）1.0×10-6 mol·L-1 （C）1.0×10-2 mol·L-1 （D）1.0×10-12 mol·L-15. 25時，某溶液中，由水電離出的c(H+)=1×10-12 mol·L-1，則該溶液的pH可能是（A）12 （B）7 （C）6 （D）2 （ ）6.下列敘述中，正確的是 （ ） （A）中和10 mL 0.1mol·L-1

15、醋酸與中和100 mL 0.01mol·L-1 的醋酸所需同種堿溶液的量不同（B）等體積pH=3的酸溶液pH=11的堿溶液相混合后，溶液的pH=7（C）體積相等, pH相等的鹽酸和硫酸溶液中, H+離子的物質(zhì)的量相等（D）pH=3的甲酸溶液的H+與pH=11的氨水溶液的OH- 相等7.在常溫下，將pH8的NaOH溶液與pH10的NaOH溶液等體積混合后，溶液的pH最接近于：A8.3 B8.7 C9 D9.7 （ ） 8. 有關(guān)pH計算結(jié)果一定正確的是 ( )強酸pHa，加水稀釋到10n倍，則pHan弱酸pHa，加水稀釋到10n倍，則pH<an(an<7)強堿pHb，加水稀

16、釋到10n倍，則pHbn弱堿pHb，加水稀釋到10n倍，則pH>bn(bn>7)A B C D9今有a.鹽酸 b.硫酸 c.醋酸三種酸：（1）在同體積，同pH的三種酸中，分別加入足量的碳酸鈉粉末，在相同條件下產(chǎn)生CO2的體積由大到小的順序是_（2）在同體積、同濃度的三種酸中，分別加入足量的碳酸鈉粉末，在相同條件下產(chǎn)生CO2的體積由大到小的順序是_。（3）物質(zhì)的量濃度為0.1 mol·L-1的三種酸溶液的pH由大到小的順序是_；如果取等體積的0.1 mol·L-1的三種酸溶液，用0.1 mol·L-1的NaOH溶液中和，當恰好完全反應時，消耗NaOH溶液

17、的體積由大到小的順序是_（以上均用酸的序號填寫）。（第三課時）學習目標：酸堿中和滴定（強酸強堿）學習重點、難點：酸堿中和滴定原理、操作及誤差分析三、pH的應用（一）酸堿指示劑1.酸堿指示劑：一般是有機酸或有機堿，它們可以在不同的酸堿性溶液中顯示不同的顏色，可以借助其顏色的變化來指示溶液的pH2.常用的酸堿指示劑及變化范圍（參考練習冊65頁）指示劑pH變色范圍酸色堿色甲基橙3.14.4 ( )pH3.1 ( )pH>4.4 ( )甲基紅4.46.2 ( )pH4.4 ( )pH>6.2 ( )石蕊5.08.0 ( )pH5.0 ( )pH>8.0 ( )酚酞8.210.0 (

18、)pH8.2 ( )pH>10.0 ( )（二）pH的應用： 1.人體健康 2.生活中 3.環(huán)保領(lǐng)域4.農(nóng)業(yè)生產(chǎn) 5.科學實驗和工業(yè)生產(chǎn)（三）酸堿中和滴定1.概念(1)定性分析和定量分析當我們對物質(zhì)進行研究時，常常需要鑒定物質(zhì)是由哪些成分組成的，這在化學上叫做 ；若已知物質(zhì)的組成成分，需要測定物質(zhì)中各成分的含量，這在化學上叫做 。(2)酸堿中和滴定是指 ，是中學化學中最重要的定量實驗方法。（3）原理：其實質(zhì)為 。n元酸與n元堿恰好完全中和時：nc酸V酸nc堿V堿。如果用A代表一元酸，用B代表一元堿，可以利用下列關(guān)系式來計算未知堿(或酸)的物質(zhì)的量濃度：cB （4）滴定過程中的pH變化及終

19、點判斷酸堿滴定過程中，溶液的pH發(fā)生了很大的變化。若用標準的強酸溶液滴定未知濃度的強堿溶液，則反應開始時溶液的pH很 （填“大”或“小”），隨著強酸的滴入，溶液的pH逐漸 ；當二者恰好中和時溶液的pH 7；當酸過量一滴時，溶液立即變?yōu)?性。若用強堿滴定強酸則恰恰相反。根據(jù)滴定過程中的pH變化及酸堿指示劑在酸性或堿性溶液中的顏色變化，只要選擇合適的指示劑（滴定終點盡可能與變色范圍一致），即可準確判斷中和反應是否恰好進行。在實驗室里選用的指示劑一般為 ，當用酸滴定堿時，恰好中和時顏色由 色剛好褪去；當用堿滴定酸時，恰好中和時顏色由無色變?yōu)?色。（5）酸堿中和滴定的關(guān)鍵：準確測定參加反應的兩種溶液的

20、 ，以及準確判斷中和反應 。指示劑的選用：選擇指示劑時，一般要求變色明顯（所以一般不選用 ），指示劑的變色范圍與恰好中和時的pH要吻合。加入的量不易多，一般只能加23滴 。 滴定時一般選用 、 作指示劑。三、中和滴定的操作過程1、藥品： 2、儀器： 酸式滴定管 堿式滴定管 鐵架臺 燒杯 錐形瓶 1.準備過程：滴定管查漏水洗潤洗注液調(diào)液（讀數(shù)并記錄）水洗錐形瓶2.滴定操作過程：移液：移取25mL的NaOH溶液到錐形瓶滴加指示劑：23滴、不可太多（最佳指示劑為甲基橙；也可用酚酞）開始滴定：錐形瓶移到管下，下墊一白紙；左手、右手、眼睛；滴速要先快后慢，當接近終點時，應一滴一搖。操作時左手 ，右手 ，

21、眼睛 。（注意：眼睛始終注視錐形瓶內(nèi)液體顏色變化，滴定中絕對禁止左手離開活塞、眼睛看別的地方。）終點判斷：當看到加入1滴鹽酸后，溶液變色，靜止半分鐘顏色不變，說明已經(jīng)達到滴定終點讀數(shù)并記錄：重復實驗23次： 計算：C堿 = C酸 · V酸 / V堿 （求實驗的平均值）移取待測溶液，加指示劑23滴，滴定，判斷終點，讀數(shù)，重復實驗，計算。注意 一般錐形瓶盛放待測液不需用待測液潤洗，有水不影響結(jié)果，若潤洗瓶反而會結(jié)果偏 。 滴定管（盛放標準液）一定要用標準液潤洗，如不潤洗，結(jié)果會偏 。 滴定管（移液管）在量取待測液時要潤洗，否則結(jié)果會偏 。 （另：配制一定濃度溶液時，容量瓶不需用待配液潤洗

22、，否則濃度會偏高。）【第四課時】針對性訓練1、（1）圖I表示10mL量筒中液面的位置，A與B,B與C刻度間相差1mL, 如果刻度A為4，量簡中液體的體積是_mL。（2）圖II表示50mL滴定管中液畫的位置，如果液面處的讀數(shù)是a ，則滴定管中液體的體積（填代號）_。 A. 是amL B.是（50-a)mL C. 一定大于amL D.一定大于（50-a)mL2、某學生中和滴定實驗的過程如下：(a)取一支堿式滴定管， (b)用蒸餾水洗凈， (c)加入待測的NaOH溶液， (d)記錄液面刻度的讀數(shù)， (e)用酸式滴定管精確放出一定量標準酸液，(f)置于未經(jīng)標準酸液潤洗的潔凈錐形瓶中，(g)加入適量蒸餾

23、水， (h)加入2滴酚酞試液， (i)開始滴定，邊滴邊搖蕩， (j)邊注視滴定管內(nèi)液面變化，(k)當小心滴到溶液由無色變成粉紅色時，即停止滴定。(l)記錄液面刻度的讀數(shù)。 (m)根據(jù)滴定管的兩次讀數(shù)得出NaOH溶液的體積為22 mL。指出上述實驗過程中的錯誤之處(用編號表示) 。3、下列實驗中，直接采用沾有水滴的儀器，對實驗結(jié)果沒有影響的是( )A.氨的噴泉實驗：燒瓶 B.實驗制取氧氣：試管 C.中和滴定：錐形瓶 D.中和滴定：滴定管四、中和滴定誤差分析下面是用標準酸滴定待測堿而引起的結(jié)果變化情況 ：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(shù)開始時仰視，終止時俯視偏 到滴定

24、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 【課后推薦作業(yè)】1、刻度“0”在上方的用于測量液體體積的儀器是 ( ) A.滴定管 B.量筒 C.移液管 D.量杯2、下列溶液一定是堿性的是 ( )A.溶液中c(OH)c(H) B.滴加甲基橙后溶液顯紅色 C.溶液中含有OH D.滴加甲基橙后溶液顯黃色3、中和滴定中，視線應注視 ( )A.滴定管內(nèi)液面變化 B.液滴滴出速度 C.滴定管刻度 D.錐形瓶中溶液顏色變化4、要準確量取25.00 mL稀鹽酸，可用的儀器是 ( )A.25 mL移液管 B.25 mL量筒 C.25 mL酸式滴定管 D.25 mL堿式滴定管5、中和滴定時，用于量取待測液體積的儀器是 ( )A.膠頭滴管