2019-2020年高中化學(xué)水的電離和溶液的酸堿性教案1 新人教版選修4教學(xué)目標(biāo)1知識目標(biāo)（1）理解水的電離、水的電離平衡和水的離子積。（2）使學(xué)生了解溶液的酸堿性和pH的關(guān)系。2能力和方法目標(biāo)（1）通過水的離子積的計(jì)算，提高有關(guān)的計(jì)算能力，加深對水的電離平衡的認(rèn)識。（2）通過水的電離平衡分析，提高運(yùn)用電離平衡基本規(guī)律分析問題的解決問題的能力。3情感和價(jià)值觀目標(biāo)（1）通過水的電離平衡過程中H+、OH-關(guān)系的分析，理解矛盾的對立統(tǒng)一的辯證關(guān)系。（2）由水的電離體會自然界統(tǒng)一的和諧美以及“此消彼長”的動(dòng)態(tài)美。教學(xué)重點(diǎn)和難點(diǎn)水的離子積。c（H+）、pH與溶液的酸堿性的關(guān)系。教學(xué)過程 引入過渡研究電解質(zhì)溶液時(shí)往往涉及溶液的酸堿性，而酸堿性與水的電離有密切的關(guān)系。那么水是如何電離的呢？精確的實(shí)驗(yàn)證明，水是一種極弱的電解質(zhì)，它能微弱地電離，生成H3O+ 和OH：一、水的電離1水的電離 H2O + H2O H3O+ + OH 簡寫為：H2O H+ + OH討論水的電離與其它弱電解質(zhì)的電離有何異同？不同點(diǎn)：水是“自身”作用下發(fā)生的極微弱的電離。相同點(diǎn)：均是部分電離，存在電離平衡和電離常數(shù)。寫出水的電離常數(shù)的表達(dá)式。K= 變形得：c（H+）c（OH）=Kc（H2O）分析1L純水的物質(zhì)的量是556mol，經(jīng)實(shí)驗(yàn)測得250C時(shí)，發(fā)生電離的水只有110-7mol，二者相比，水的電離部分太小，可以忽略不計(jì)。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(gè)新的常數(shù)，用Kw表示，即為水的離子積常數(shù)，簡稱水的離子積。2水的離子積 Kw = c（H+）c（OH）由于250C時(shí)，c（H+）= c（OH）= 110-7mol/L所以250C時(shí)，Kw = c（H+）c（OH）=110-14當(dāng)溫度升高時(shí)，Kw如何變化？（電離過程是吸熱過程） 1000C時(shí)，Kw = c（H+）c（OH）=110-12注：溫度升高時(shí)Kw增大，所以說Kw時(shí)要強(qiáng)調(diào)溫度。思考在常溫時(shí)，由于水的電離平衡的存在，不僅是純水，就是在酸性或堿 性 的稀溶液里，H+ 濃度和OH 濃 度的乘積總是一個(gè)常數(shù)110-14，請考慮一下，當(dāng)純水中加入鹽酸或氫氧化鈉時(shí)，c（H+）和c（OH）如何變化？二、溶液的酸堿性和pH（常溫下）：1 溶液的酸堿性與c（H+）和c（OH）的關(guān)系：電解質(zhì)溶液對水電離平衡的影響溶 液 中c（H+）（mol/L）溶 液 中c（OH）（mol/L）c（H+）與c（OH）比 較c（H+）c（OH）溶液酸堿性純水=10-7=10-7相 等10-14中性鹽酸加HCl，c（H+）增大，平衡左移>10-7<10-7c（H+）>c（OH）10-14酸性氫氧化鈉加NaOH，c（OH）增大，平衡左移<10-7>10-7c（H+）<c（OH）10-14堿性中性溶液c（H+）= c（OH）= 110-7mol/L酸性溶液c（H+）> c（OH），c（H+）> 110-7mol/L堿性溶液c（H+）< c（OH），c（H+）< 110-7mol/L注：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。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。酸性溶液中c（H+）越大，酸性越強(qiáng)，堿性溶液中c（OH）越大，堿性越強(qiáng)。我們經(jīng)常用到一些c（H+）很小的溶液，如c（H+）=110-7 mol/L的溶液，用這樣的量來表示溶液的酸堿性的強(qiáng)弱很不方便。為此，化學(xué)上常采用pH來表示溶液酸堿性的強(qiáng)弱。2 溶液的pH：（1）定義：pH =-lgc（H+）看課本P63 圖3-7，計(jì)算四種溶液的pH，總結(jié)溶液的酸堿性與pH的關(guān)系。（2）溶液的酸堿性與pH的關(guān)系：中性溶液c（H+）= 110-7mol/L pH=7酸性溶液c（H+）> 110-7mol/L pH<7堿性溶液c（H+）< 110-7mol/L pH>7(3)適應(yīng)范圍：稀溶液，014之間。2溶液的pH：作業(yè)課本P65 一、二、1，3 第二節(jié) 水的電離和溶液的pH（第2課時(shí)）教學(xué)目標(biāo)1掌握pH相同的強(qiáng)酸與弱酸的幾個(gè)規(guī)律。2熟練掌握有關(guān)pH的計(jì)算。教學(xué)重點(diǎn)和難點(diǎn) pH的計(jì)算教學(xué)過程 復(fù)習(xí)溶液的酸堿性與c（H+）、c（OH）及pH的關(guān)系？新授學(xué)生思考、填空、總結(jié)規(guī)律。3 關(guān)于pH相同的酸（含強(qiáng)酸和弱酸）（1）溶液中c（H+）相等 （填“相等”或“不等”）。（2）溶液中溶質(zhì)的物質(zhì)的量的濃度：強(qiáng)酸 < 弱酸（填“>”或“<”）。（3）耗堿規(guī)律：pH和溶液體積均相同的HCl、H2SO4、CH3COOH與堿完全反應(yīng)時(shí)，消耗堿物質(zhì)的量最多的是 CH3COOH 。（4）稀釋規(guī)律：分別加水稀釋m倍時(shí)，溶液的物質(zhì)的量的濃度均變?yōu)樵瓉淼?1/m , 強(qiáng)酸中c（H+）變?yōu)樵瓉淼?/m ,但弱酸中c（H+）減小 小于（填“大于”或“小于”）m倍，故稀釋后弱酸酸性強(qiáng)于強(qiáng)酸。4 pH的有關(guān)計(jì)算： 計(jì)算方法：（1）求酸或堿溶液的pH a先判斷溶液的酸堿性（2）求強(qiáng)酸或強(qiáng)堿稀釋后的pH b若為酸性，先求出c（H+）后（3）求混合溶液的pH 由pH =-lgc（H+）求pH 兩種強(qiáng)酸（堿）混合 若為堿性，先求c（OH）后 強(qiáng)酸與強(qiáng)堿混合 由Kw = c（H+）c（OH）（4）pH+pOH=14 求c（H+），再求pH例1求下列溶液的pH：（1）某H2SO4溶液的濃度是0005mol/L 求此溶液的pH用水稀釋到原來體積的100倍再繼續(xù)稀釋至104倍（2）pH=3的鹽酸與pH=5的硫酸等體積混合（3）pH=10和pH=12的兩種NaOH溶液等體積混合（4）pH=12的NaOH和pH =4的HCl等體積混合解析：（1） c（H+）=0005mol/L2=001 mol/L ， pH=-lg10-2=2 c（H+）=001mol/L100=10-4 mol/L ， pH=-lg10-4=4 pH=7（強(qiáng)調(diào)酸稀釋后不會變成堿?。?）c（H+）=510-4, pH=-lg(510-4)=4-lg5=33(強(qiáng)調(diào)10-3是10-5的100倍，所以10-5可以忽略不計(jì))（3）因?yàn)槿芤撼蕢A性c（OH）=510-3c（H+）=210-12pH=-lg(210-12)=12-lg2=117（4）NaOH中c（OH）=10-2 mol/L HCl中c（H+）=10-4 mol/L二者等體積反應(yīng)，堿過量，反應(yīng)后溶液呈堿性。所以反應(yīng)后c（OH）=510-3c（H+）=210-12pH=-lg(210-12)=12-lg2=117溶液呈堿性時(shí)，稀釋過程中，溶液中OH的物質(zhì)的量不變（因溶液中OH主要來自堿，水電離OH的量可以忽略不計(jì)，而H+只來自水的電離），故c（OH）減小，所以c（H+）增大，因此計(jì)算時(shí)，必須抓住OH去計(jì)算，切莫用H+去計(jì)算。作業(yè)：1課本P65 二、22練習(xí)冊練習(xí):1在250C某稀溶液中，由水電離產(chǎn)生的c（H+）=10-13mol/L，下列有關(guān)溶液的敘述正確的是 （ ）A該溶液一定呈酸性 B該溶液一定呈堿性C該溶液的pH可能約為1 D該溶液的pH可能約為132250C時(shí)，10體積的某強(qiáng)酸溶液與1體積的某強(qiáng)堿溶液混合后溶液呈中性，則混合之前，該強(qiáng)酸的pH與強(qiáng)堿的pH之間應(yīng)滿足的關(guān)系是什么？3在800C時(shí)，純水的pH小于7，為什么？第二節(jié) 水的電離和溶液的pH（第3課時(shí)）教學(xué)目標(biāo)掌握水的電離的概念和電離平衡的移動(dòng)規(guī)律，培養(yǎng)學(xué)生應(yīng)用水的電離平衡進(jìn)行計(jì)算的能力。教學(xué)重點(diǎn)水的電離平衡及影響平衡的因素；有關(guān)電離度、水的離子積常數(shù)的計(jì)算。教學(xué)難點(diǎn)水的離子積，有關(guān)PH計(jì)算。教學(xué)過程復(fù)習(xí)：1.水分子的空間構(gòu)型為_型，HO鍵的鍵角為_水是分子（填“極性”或“非極性”）。2、水的主要物理性質(zhì)：。一：水的電離1水是一種極弱的電解質(zhì)，存在電離平衡：_，簡寫成：_。2：在25時(shí)，純水中H+和OH-的濃度各等于mol/L。則：Kw=H+OH-=。此常數(shù)不僅適用于純水，也適用于酸性或堿性的稀溶液。3：水的電離：H2OH2OH3OOH簡寫： H2O HOH K= c（H）c（OH） c（H2O）已知純水的物質(zhì)的量濃度為55.6mol/L，c（H）c（OH）=55.6KwKw= c（H）c（OH）。（說明水的濃度幾乎不變）4：水的離子積通常把Kw叫做水的離子積常數(shù)，簡稱水的離子積，只與溫度有關(guān)。已知在25時(shí)，水中的H濃度與OH濃度均為1107mol/L，所以在25時(shí)，Kw= c（H）c（OH）=11071107=11014。5：影響水的電離的因素加入酸或堿，抑制水的電離，Kw不變；加入某些鹽，促進(jìn)水的電離，Kw不變；升高溫度，電離過程是一個(gè)吸熱過程，促進(jìn)水的電離，水的離子積增大，在100時(shí)，KW=11012。新課的延伸：c（H）=1107mol/L，溶液一定呈中性嗎？說明：溶液或純水呈中性，是因?yàn)槿芤褐?c（H）=c（OH）。純水中溶液H、OH濃度的計(jì)算方法：c（H）=c（OH）=。25時(shí)水的離子積常數(shù)值；水的離子積常數(shù)與溫度的關(guān)系；往純水中加入稀鹽酸和NaOH溶液后，c（OH）、c（H）如何變化？從平衡移動(dòng)原理加以解釋。二：溶液的酸堿性和PH講述：常溫時(shí)，由于水的電離平衡的存在，不僅純水，而且在酸性或堿性的稀溶液中，均存在H、OH，且c（H）c（OH）=11014。1、溶液的酸堿性分析：中性溶液中，c（H）=c（OH）=1107mol/L； 酸性溶液中，c（H）c（OH），c（H）1107mol/L；堿性溶液中，c（H）c（OH），c（H）1107mol/L。強(qiáng)調(diào)：含水的稀溶液中，H與OH共存，H與OH的相對多少?zèng)Q定溶液的酸堿性，但二者濃度的積必為常數(shù)； 堿性溶液中的c（H）=/c（OH） ；同理，酸性溶液中的c（OH）=/ c（H）。說明：當(dāng)我們表示很稀的溶液時(shí)，如，c（H）=1107mol/L，用c（H）或c（OH）表示溶液的酸堿性很不方便。2、溶液的PH化學(xué)上常用c（H）的負(fù)常用對數(shù)表示溶液酸堿性的強(qiáng)弱： PH=lgc（H）計(jì)算：純水中，c（H）= 1107mol/L ， PH=lgc（H）=lg 1107=7；1102mol/LHCl溶液，PH=lgc（H）=lg1102=2；1102mol/LNaOH溶液，c（H）=11012mol/L，PH=lgc（H）=12；3105mol/LHCl溶液，PH=lgc（H）=5lg3。強(qiáng)調(diào)：c（H）=m10nmol/L，PH=nlgm。 溶液酸堿性與PH值的關(guān)系中性溶液中，c（H）=1107mol/L，PH=7； 酸性溶液中， c（H）1107mol/L，溶液酸性越強(qiáng)，溶液的PH值越??；堿性溶液中， c（H）1107mol/L，PH7，溶液堿性越強(qiáng)，溶液的PH值越大。c（H）、PH、溶液酸堿性的關(guān)系c（H+）10010-110-210-310-410-510-610-710-810-910-1010-1110-1210-1310-14PH01234567891011121314酸堿性中性 酸性增強(qiáng) 堿性增強(qiáng)為了方便，PH值的范圍：014， c（H）或c（OH）大于1mol/L的溶液，直接用溶液濃度表示溶液酸堿性。新課的延伸：“P”的含義：負(fù)常用對數(shù)的意思，引入“POH”：POH=lgc（OH），pH+POH= lgc（H）lgc（OH）= PH=lgc（H）c（OH） =lg =14