化學(xué) 選修四 全書教案原創(chuàng)

HI△H＜0，其平衡常數(shù)跟溫度有如下關(guān)系：請據(jù)表分析，平衡常數(shù)與反應(yīng)的熱效應(yīng)有什么關(guān)系？T(K)623698763K66.954.445.9⑶利用K可判斷反應(yīng)的熱效應(yīng)：EQ\B\lc\{(\a\al(若升高溫度，K值增大，則正反應(yīng)為吸熱反應(yīng),若升高溫度，K值減小，則正反應(yīng)為放熱反應(yīng),))【練習(xí)】教學(xué)反思：第一節(jié)弱電解質(zhì)的電離知識目標(biāo)1.能描述弱電解質(zhì)在水溶液中的電離平衡及影響因素，了解酸堿電離理論。2.使學(xué)生了解電離平衡常數(shù)及其意義。能力目標(biāo)1、能從物質(zhì)分類和結(jié)構(gòu)上加以理解電解質(zhì)與非電解質(zhì)、強弱電解質(zhì)2、從理論及實驗角度辨析強弱電解質(zhì)重點電離平衡的建立與電離平衡的移動，從化學(xué)平衡的建立和化學(xué)平衡的移動理論認(rèn)識電離平衡的建立與電離平衡的移動。難點外界條件對電離平衡的影響強弱電解質(zhì)的辨析教學(xué)過程教學(xué)步驟、內(nèi)容師生活動[提問]什么是電解質(zhì)？什么是非電解質(zhì)？[回答]在水溶液或熔化狀態(tài)下能導(dǎo)電的化合物叫電解質(zhì)。[投影］請大家根據(jù)電解質(zhì)的概念，討論以下幾種說法是否正確，并說明原因。1.石墨能導(dǎo)電，所以是電解質(zhì)。2.由于BaSO4不溶于水，所以不是電解質(zhì)。3.鹽酸能導(dǎo)電，所以鹽酸是電解質(zhì)。4.SO2、NH3、Na2O溶于水可導(dǎo)電，所以均為電解質(zhì)?！景鍟縖學(xué)與問］酸、堿、鹽都是電解質(zhì)，在水中都能電離出離子，不同的電解質(zhì)電離程度是否有區(qū)別？[回答]有區(qū)別，電解質(zhì)有強弱之分。[板書]第三章水溶液中的離子平衡第一節(jié)弱電解質(zhì)的電離[思考]鹽酸與醋酸是生活中常用的酸，鹽酸常用于衛(wèi)生潔具的清潔和去除水垢，為什么不用鹽酸代替醋酸呢？[回答]醋酸腐蝕性比鹽酸小，酸性弱。[追問]醋酸的去水垢能力不如鹽酸強，除濃度之外是否還有其它因素？[實驗]3-1：體積相同，氫離子濃度相同的鹽酸和醋酸與等量鎂條反應(yīng)，并測量溶液的pH值。1mol/LHCl1mol/LCH3COOH與鎂條反應(yīng)現(xiàn)象溶液的pH值[實驗結(jié)果]開始1mol/LHCl與鎂條反應(yīng)劇烈，pH值鹽酸為1，醋酸小于1[小組探討]反應(yīng)現(xiàn)象及pH值不同的原因？[匯報]探討結(jié)果：開始1mol/LHCl與鎂條反應(yīng)劇烈，說明1mol/LHCl中氫離子濃度大，即氫離子濃度為1mol/L，說明HCl完全電離；而開始1mol/LCH3COOH與鎂條反應(yīng)較慢，說明其氫離子濃度較鹽酸小，即小于1mol/L，說明醋酸在水中部分電離。HCl是強電解質(zhì)，CH3COOH是弱電解質(zhì)。[閱讀40頁圖]兩溶液中存在的粒子有哪些？［提問］什么叫強電解質(zhì)？什么叫弱電解質(zhì)？［板書］一、強弱電解質(zhì)在水溶液里全部電離成離子的電解質(zhì)叫強電解質(zhì)；如強酸、強堿、絕大多數(shù)鹽。只有一部分分子電離成離子的電解質(zhì)叫弱電解質(zhì)。如弱酸、弱減、水。［過渡］勒沙特列原理不僅可用來判斷化學(xué)平衡的移動方向，而且適用于一切動態(tài)平衡，當(dāng)然也適用于電離平衡，像我們剛才提到的體積相同，濃度相同的鹽酸和醋酸分別與足量的鎂條反應(yīng)，氫氣誰多？請同學(xué)們想一想如何從電離平衡的移動去解釋？[板書]二、弱電解質(zhì)的電離[回答］因為HCl不存在電離平衡，CH3COOH存在電離平衡，隨著H＋的消耗，CH3COOH的電離平衡發(fā)生移動，使H＋得到補充，所以最終得到氫氣一樣多。［提問］請大家再回答一個問題：CH3COO－和H+在溶液中能否大量共存？［回答］不能。［講解］我們知道，醋酸加入水中，在水分子的作用下，CH3COOH會電離成CH3COO－和H＋，與此同時，電離出的CH3COO－和H+又會結(jié)合成CH3COOH分子，隨著CH3COOH分子的電離，CH3COOH分子的濃度逐漸減小，而CH3COO－和H+濃度會逐漸增大，所以CH3COOH的電離速率會逐漸減小，CH3COO－和H+結(jié)合成CH3COOH分子的速率逐漸增大，即CH3COOH的電離過程是可逆的。[板書]1、CH3COOHCH3COO－+H＋［接著講述］在醋酸電離成離子的同時，離子又在重新結(jié)合成分子。當(dāng)分子電離成離子的速率等于離子結(jié)合成分子的速率時，就達到了電離平衡狀態(tài)。這一平衡的建立過程，同樣可以用速率—時間圖來描述。［板書］弱電解質(zhì)電離平衡狀態(tài)建立示意圖［歸納］請同學(xué)們根據(jù)上圖的特點，結(jié)合化學(xué)平衡的概念，說一下什么叫電離平衡。［學(xué)生敘述，教師板書］2、在一定條件（如溫度、濃度）下，當(dāng)電解質(zhì)分子電離成離子的速率和離子重新結(jié)合生成分子的速率相等時，電離過程就達到了平衡狀態(tài)，這叫電離平衡。完成書中41頁思考與交流［提問］電離平衡也屬于一種化學(xué)平衡，則電離平衡狀態(tài)有何特征？［學(xué)生討論后回答］逆：對象--弱電解質(zhì)；等；動定：達電離平衡時，離子和分子共存，其濃度不再發(fā)生變化；變：［提問］哪些條件改變可引起化學(xué)平衡移動？［回答］濃度、溫度、壓強。［投影］在氨水中存在電離平衡：NH3·H2ONH4＋+OH－下列幾種情況能否引起電離平衡移動？向哪個方向移動？①加NH4Cl固體②加NaOH溶液③加HCl④加CH3COOH溶液⑤加熱⑥加水⑦加壓［答案］①逆向移動②逆向移動③正向移動④正向移動⑤正向移動⑥正向移動⑦不移動［講述］加水時，會使單位體積內(nèi)NH3·H2O分子、NH4＋、OH－粒子數(shù)均減少，根據(jù)勒沙特列原理，平衡會向粒子數(shù)增多的方向，即正向移動。但此時溶液中的NH4＋及OH－濃度與原平衡相比卻減小了，這是為什么呢？請根據(jù)勒夏特列原理說明。[回答］因為根據(jù)勒沙特列原理，平衡移動只會“減弱”外界條件的改變，而不能“消除”。[板書]3、影響因素：濃度（1）同離子效應(yīng)：加入含相同離子的強電解質(zhì)，逆向移動（2）化學(xué)反應(yīng)：加入能某種離子反應(yīng)的物質(zhì)，正向移動（3）加水稀釋，正向移動，電離程度增大，但各微粒濃度均減?。ㄔ较≡诫婋x）溫度：越熱越電離條件改變移動方向C（H+）C(CH3COOH)導(dǎo)電性K升溫CH3COONa(s)濃鹽酸NaOH(S)NaCO3NaCl加水加冰醋酸[練習(xí)2]由于弱電解質(zhì)存在電離平衡，因此弱電解質(zhì)的電離方程式的書寫與強電解質(zhì)不同。試寫出下列物質(zhì)的電離方程式：1、H2CO32、H2S3、NaHCO34、NaHSO45、HClO6、Fe(OH)37Al(OH)38Ca(OH)2[板書]4、電離方程式強電解質(zhì)用“=”弱電解質(zhì)用=1\*GB3①多元弱酸分步電離，以第一步為主=2\*GB3②多元弱堿分步電離，習(xí)慣上合并書寫[過渡］氫硫酸和次氯酸都是弱酸，則它們的酸性誰略強一些呢？那就要看誰的電離程度大了，弱酸電離程度的大小可用電離平衡常數(shù)來衡量。［板書］三、電離平衡常數(shù)［講述］對于弱電解質(zhì)，一定條件下達到電離平衡時，各組分濃度間有一定的關(guān)系，就像化學(xué)平衡常數(shù)一樣。［講述］弱酸的電離平衡常數(shù)一般用Ka表示，弱堿用Kb表示。請寫出CH3COOH和NH3·H2O的電離平衡常數(shù)表達式1、［學(xué)生活動］Ka=Kb=［講解］從電離平衡常數(shù)的表達式可以看出，分子越大，分母越小，則電離平衡常數(shù)越大，即2、弱電解質(zhì)的電離程度越大，電離平衡常數(shù)越大，因此，電離平衡常數(shù)可用來衡量弱電解質(zhì)相對強弱。則，用電離平衡常數(shù)來比較電解質(zhì)相對強弱時，要注意什么問題呢？［啟發(fā)］電離平衡常數(shù)和化學(xué)平衡常數(shù)一樣，其3、數(shù)值隨溫度改變而改變，但與濃度無關(guān)。電離平衡常數(shù)要在相同溫度下比較。[實驗]3－2：向兩支分別盛有0.1mol/LCH3COOH和硼酸的試管中加入等濃度的碳酸鈉溶液，觀察現(xiàn)象。[結(jié)論]酸性：CH3COOH>碳酸>硼酸。［講述］3、多元弱酸分步電離，每步都有各自的電離平衡常數(shù)，則各步電離平衡常數(shù)之間有什么關(guān)系？多元弱酸與其他酸比較相對強弱時，用哪一步電離平衡常數(shù)來比較呢？請同學(xué)們閱讀課本43有關(guān)內(nèi)容。［學(xué)生看書后回答］多元弱酸電離平衡常數(shù)：K1＞K2＞K3，其酸性主要由第一步電離決定。［講述］請打開書43頁，從表3－1中25℃時一些弱酸電離平衡常數(shù)數(shù)值，比較相對強弱。［回答］草酸>磷酸>檸檬酸>碳酸。［講述］對于多元弱堿的電離情況與多元弱酸相似，其堿性由第一步電離的電離平衡常數(shù)決定。［小結(jié)并板書］1.電離平衡常數(shù)的意義：判斷弱酸、弱堿的相對強弱。2.溫度升高電離平衡常數(shù)增大，但濃度改變電離常數(shù)不變。3.多元弱酸、多元弱堿分步電離，K1＞K2＞K3……，酸性或堿性由K1決定。教學(xué)反思第二節(jié)水的電離和溶液的酸堿性知識目標(biāo)1.1知道水的離子積常數(shù)Kw及其與溫度的關(guān)系。1.2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(guān)系。1.3知道pH與c(H+)的定量關(guān)系，能進行溶液pH的簡單計算。能力目標(biāo)2.1初步掌握測定溶液pH的方法2.2了解酸堿中和滴定的原理；學(xué)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。2.3知道溶液pH的調(diào)控在工農(nóng)業(yè)生產(chǎn)和科學(xué)研究中的重要應(yīng)用。重點溶液的酸堿性及其定量表示方法，酸堿滴定的原理及操作難點溶液的酸堿性的定量表示方法，酸堿滴定的操作教學(xué)過程教學(xué)步驟、內(nèi)容師生活動【引入】弱電解質(zhì)醋酸的電離入手，提出問題——水是如何電離的？如何用實驗證明水的電離過程？精確的純水導(dǎo)電實驗一．水的電離與水的離子積常數(shù)[教師]精確的純水導(dǎo)電實驗說明什么？[學(xué)生]水是一種極弱的電解質(zhì)，電離方程式可表示為：1、H2O+H2OH3O++OH-或H2OH++OH-[教師]請用公式表述水的電離常數(shù)[學(xué)生]2、[分析]1L純水的物質(zhì)的量是55·6mol，經(jīng)實驗測得250C時，發(fā)生電離的水只有1×10-7mol，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(zhì)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Kww表示，即為水的離子積常數(shù)，簡稱水的離子積。Kw=c（H+）·c（OH—）由于250C時，c（H+）=c（OH—）=1×10-7mol/L所以250C時，Kw=c（H+）·c（OH—）=1×10-14[板書]3、影響水的電離平衡的因素[教師]情景1：觀察下表的數(shù)據(jù)t(℃)0102025405090100Kw/10-140.1340.2920.6811.012.925.4738.055.0從以上數(shù)據(jù)中發(fā)現(xiàn)什么遞變規(guī)律？以上數(shù)據(jù)說明溫度與水的電離程度之間存在什么關(guān)系？[學(xué)生小結(jié)]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_____[板書]（1）水的電離是一個吸熱過程，升高溫度，促進水的電離。溫度越高，Kw越大。Kw在一定溫度下是個常數(shù)?！咎釂枴砍叵?，0.1mol/L的鹽酸中，Kw是否仍為常數(shù)？[教師]水的離子積Kw=[H+][OH-]=1×10-14不僅適用于純水，也適用于稀的電解質(zhì)水溶液。[教師]情景2：比較下列情況下，C(H+)和C(OH—)的值或變化趨勢。純水加入少量鹽酸加入少量NaOHC(H+)C(OH—)C(H+)與C(OH—)大小比較[學(xué)生小結(jié)]：對于電離平衡H2OH++OH-中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NaCl（s）加酸后加堿后[教師]情景3：有哪些方法可以抑制水的電離？[學(xué)生]加酸、加堿、降溫。[教師小結(jié)]酸、堿由于電離產(chǎn)生的H＋或OH－對水的電離平衡起抑制作用，使水的電離程度減小，而某些鹽溶液中由于Ac－、NH4＋等“弱離子”因結(jié)合水電離出的H＋或OH－能促進水的電離平衡（下一節(jié)介紹），使水的電離程度增大，但無論哪種情況，只要溫度不變，KW就不變。(2)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(zhì)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。[教師]情景4：請計算（1）常溫下，濃度為1×10-5mol/L的鹽酸溶液中，c(OH--)為多少？由水電離產(chǎn)生的c(H+)是多少？（2）常溫下，濃度為1×10-5mol/L的NaOH溶液中，C(H+)為多少？由水電離產(chǎn)生的c(OH-)是多少？（3）在常溫下，由水電離產(chǎn)生的c(H+)=1×10-9mol/L的溶液，則該溶液的酸堿性如何？[引申]溶液中存在H+，溶液是否一定顯酸性？判斷溶液酸堿性強弱的依據(jù)是什么？[學(xué)生小結(jié)]4、溶液的酸堿性絕對依據(jù)相對依據(jù)（常溫）酸性溶液：c(H+)______c(OH—)，c(H+)______1.0×10-7mol/L堿性溶液：c(H+)______c(OH—)，c(H+)______1.0×10-7mol/L中性溶液：c(H+)______c(OH—)，c(H+)______1.0×10-7mol/L二．c(H+)和c(OH-)與溶液酸堿性、pH的關(guān)系[教師]溶液的酸堿性如何表示？1、溶液的酸堿性可用c（H＋）與c（OH－）表示。2、c(H+)和c(OH-)都較小的稀溶液（＜1mol/L），化學(xué)上常采用pH來表示溶液酸堿性的強弱。1、定義：pH表示c(H+)的負(fù)對數(shù)，pH＝－lg[H＋]中性溶液c（H＋）＝1×10－7mol/LpH＝7酸性溶液c（H＋）＞1×10－7mol/LpH＜7堿性溶液c（H＋）＜1×10－7mol/LpH＞7適應(yīng)范圍：稀溶液，0～14之間；意義：酸性溶液中c（H＋）越大，酸性越強，pH越??；堿性溶液中c（OH－）越大，c（H＋）越小，pH越大，堿性越強。[教師]如何測定pH？2、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：（2）pH試紙——最簡單的方法。操作：將一小塊pH試紙放在潔凈的玻璃片上，用玻璃棒沾取未知液點試紙中部，然后與標(biāo)準(zhǔn)比色卡比較讀數(shù)即可。注意：①事先不能用水濕潤pH試紙；②只能讀取整數(shù)值或范圍精確測定：pH計三．pH的應(yīng)用第二課時四．pH值的計算[教師]pH是氫離子濃度的負(fù)對數(shù)(室溫)，pH=—lgc(H+)1——單一溶液[練習(xí)1][設(shè)計意圖]強調(diào)c(H+)=n(H+)/V(aq)，pH=—lgc(H+)，[練習(xí)2][設(shè)計意圖]強調(diào)pH值計算公式的變式：c(H+)=10-pH[鞏固練習(xí)]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(guān)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(NH3·H2O)的關(guān)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(zhì)的量A．相同B．中和HCl的多C．中和CH3COOH的多D．無法比較[學(xué)生小結(jié)]強弱電解質(zhì)酸溶液的濃度與氫離子濃度的比較[設(shè)計意圖]應(yīng)用強弱電解質(zhì)的概念于pH值的計算，有助于新舊知識的聯(lián)系與應(yīng)用。2——強酸的稀釋[練習(xí)3][設(shè)計意圖]強調(diào)c(H+)降低為原先的1/10倍，pH上升一個單位3——強堿的稀釋[練習(xí)4][設(shè)計意圖]引入堿溶液的計算，強調(diào)可利用Kw常數(shù)計算溶液的c(H+)，且pH=—lgc(H+)；或求pOH?！拘〗Y(jié)】稀釋過程溶液pH值的變化規(guī)律：1、強酸溶液：稀釋10n倍時，pH?。絧H原＋n（但始終不能大于或等于7）2、弱酸溶液：稀釋10n倍時，pH?。紁H原＋n（但始終不能大于或等于7）3、強堿溶液：稀釋10n倍時，pH?。絧H原－n（但始終不能小于或等于7）4、弱堿溶液：稀釋10n倍時，pH?。緋H原－n（但始終不能小于或等于7）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(xí)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(zhì)的量溶液濃度相同，則它們的濃度是多少？第三課時對于本部分內(nèi)容是化學(xué)實驗中為數(shù)不多的定量實驗，為此采用的教學(xué)方法為實踐式教學(xué)法，具體教學(xué)設(shè)計如下：1、定義：用已知物質(zhì)的量的濃度的來測定未知濃度的的方法。2、原理：[教師]鹽酸與NaOH溶液的酸堿中和反應(yīng)的原理是什么？兩者的定量關(guān)系是什么？[實驗原理分析]c（H+）V（酸）=c（OH—）V（堿）[練習(xí)]1．10mL0.100mol/LHCl溶液與10mL0.100mol/LNaOH溶液反應(yīng)后，溶液的pH值是多少？2．20mL0.100mol/LHCl溶液與10mL0.100mol/LNaOH溶液反應(yīng)后，溶液的pH值是多少？3．10mL0.100mol/LHCl溶液與10mL0.200mol/LNaOH溶液反應(yīng)后，溶液的pH值是多少？[設(shè)計意圖]讓學(xué)生理解與把握酸堿中和的定量關(guān)系，鞏固pH值的計算。3、實驗的關(guān)鍵:準(zhǔn)確測量參加反應(yīng)的兩種溶液的體積。準(zhǔn)確中和反應(yīng)是否恰好完全反應(yīng)。4、實驗儀器及試劑:儀器:酸式滴定管、堿式滴定管、錐形瓶、鐵架臺、滴定管夾、燒杯、白紙、pH計。試劑：標(biāo)準(zhǔn)液、待測液、指示劑。5、指示劑的選擇：⑴原則：①終點時，指示劑的顏色變化明顯；②變色范圍越窄越好，對溶液的酸堿性變化較靈敏。⑵常見指示劑變色范圍甲基橙：（紅）－3.1～橙色～4.4－（黃）酚酞：（無）－8.2～粉紅色～10.0－(紅)石蕊：（紅）－5.0～紫色～8.0－（藍）[練習(xí)]向20.00mL0.100mol/LHCl中滴加0.100mol/LNaOH溶液過程中，溶液的pH值變化如下，你發(fā)現(xiàn)了什么現(xiàn)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)/mL0.0010.0015.0018.0019.0019.9620.0020.0421.00pH1.01.21.82.32.63.9710.011.4[引導(dǎo)學(xué)生小結(jié)]在接近pH=7時，很少量的酸或堿的加入，就會引起溶液pH突變。[設(shè)計意圖]通過數(shù)據(jù)建立滴定曲線，明白在接近終點時pH的變化，知道指示劑選擇對滴定結(jié)果的影響。V（NaOH）0720mLV（NaOH）0720mL20mL7pHV（NaOH）0pHpHV（NaOH）0pHV（NaOH）0720mL20mL7pHV（NaOH）0圖A圖B圖A圖B圖D圖C[學(xué)生]圖D圖C[引申]進行酸堿中和滴定時，當(dāng)?shù)味ń咏K點時，應(yīng)注意哪些實驗操作？[設(shè)計意圖]讓學(xué)生善于根據(jù)圖中數(shù)據(jù)體會酸堿中和過程中pH值的變化趨勢與變化快慢。[視頻介紹]pH計、酸堿滴定管的使用[學(xué)生實驗]實驗測定酸堿反應(yīng)曲線按照課本P50實踐活動進行，教師講解實驗注意問題。6、實驗步驟⑴檢漏：檢查兩滴定管是否漏水、堵塞和活塞轉(zhuǎn)動是否靈活；⑵洗滌潤洗：用水洗凈后，各用少量待裝液潤洗滴定管2－3次；⑶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。⑷趕氣泡：①酸式:快速放液；②堿式:橡皮管向上翹起。⑸調(diào)讀數(shù)：調(diào)節(jié)滴定管中液面高度，在