3.2水的電離和溶液的酸堿性課標(biāo)依據(jù) 1知道水的離子積常數(shù)，能進(jìn)行溶液pH的簡單計(jì)算。2初步掌握測定溶液pH的方法，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。教材分析 本節(jié)教材在弱電解質(zhì)電離平衡的基礎(chǔ)上，將水看成一種反應(yīng)物濃度不變的弱電解質(zhì)，從一般到特殊認(rèn)識水的電離平衡的特征（水的電離平衡和離子積），逐步認(rèn)識水溶液中離子濃度的特點(diǎn)（溶液的酸堿性），從定性到定量的研究其酸堿性（溶液pH的簡單計(jì)算），最后考慮其應(yīng)用（中和滴定實(shí)驗(yàn)和應(yīng)用）。在方法上遵循從一般到特殊，從定性到定量，從簡單到復(fù)雜的認(rèn)識觀。學(xué)情分析 學(xué)生已經(jīng)知道了化學(xué)平衡常數(shù)的含義及應(yīng)用；能夠熟練應(yīng)用改變外界條件平衡移動的一般規(guī)律；系統(tǒng)的掌握了水的電離、溶液的酸堿性等知識。具備提出問題，分析問題和解決問題的能力，適合開展實(shí)驗(yàn)探究、類比遷移、討論合作的學(xué)習(xí)方式。三維學(xué)目標(biāo)知識與能力：1 知道水是一種弱電解質(zhì)，外界條件會影響其電離平衡的移動2 知道水的離子積常數(shù)不僅適用與純水，也適用于稀的電解質(zhì)溶液。3 了解測定溶液pH的方法有pH試紙測量（廣泛pH試紙和精密pH試紙）、pH計(jì)測量和酸堿滴定測量，了解各種方法的優(yōu)缺點(diǎn)及適用條件。4 掌握酸堿中和滴定的原理和操作方法，并能進(jìn)行誤差分析。5 能進(jìn)行溶液pH的簡單計(jì)算；了解pH在工農(nóng)業(yè)生產(chǎn)和科學(xué)研究中的重要作用。過程與方法：1、經(jīng)歷對水的離子積常數(shù)的分析，加深對弱電解質(zhì)電離平衡的認(rèn)識，了解一般與特殊的辯證關(guān)系。2、經(jīng)歷對溶液中H+和OH-濃度的變化對酸堿性的影響分析，體會對立統(tǒng)一及由量變到質(zhì)變的辯證思想。3、通過親手操作酸堿滴定實(shí)驗(yàn)及誤差分析，體會操作原理對具體操作步驟和方法的指導(dǎo)作用，訓(xùn)練思維的有序性和嚴(yán)謹(jǐn)性。情感態(tài)度與價(jià)值觀：1、了解化學(xué)定量分析的方法，體驗(yàn)化學(xué)在科學(xué)研究中作用和地位，提高學(xué)生的科學(xué)素質(zhì)。2、通過酸堿溶液中離子濃度對溶液性質(zhì)的影響，培養(yǎng)學(xué)生辯證唯物主義的世界觀和方法論。 教學(xué)重難點(diǎn)教學(xué)重點(diǎn)：溶液的酸堿性及其定量表示方法，酸堿滴定的原理及操作教學(xué)難點(diǎn)：溶液的酸堿性的定量表示方法，酸堿滴定的操作教法與學(xué)法實(shí)驗(yàn)探究法、比較法教學(xué)資源多媒體課件 教學(xué)過程設(shè)計(jì) 師生活動設(shè)計(jì)意圖 批注 第一課時(shí)【引入】由復(fù)習(xí)強(qiáng)電解質(zhì)鹽酸的電離和弱電解質(zhì)醋酸的電離入手，提出問題水是如何電離的？如何用實(shí)驗(yàn)證明水的電離過程？精確的純水導(dǎo)電實(shí)驗(yàn)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(shí)驗(yàn)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：H2O+H2O H3O+ +OH- 或H2O H+ +OH-教師請用公式表述水的電離常數(shù)學(xué)生 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)必然為一個新的常數(shù)，用Kw w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(shí)，c（H+）= c（OH）= 110-7mol/L所以250C時(shí)，Kw = c（H+）c（OH）=110-14探究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/10-140.1340.2920.6811.012.925.4738.055.01） 從以上數(shù)據(jù)中發(fā)現(xiàn)什么遞變規(guī)律？2） 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)在 H2O H+ +OH-中， 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_PPT小結(jié)溫度越高，Kw越大。 Kw在一定溫度下是個常數(shù)。 升高溫度，促進(jìn)水的電離。 水的電離是一個吸熱過程。教師水的離子積Kw= H+ OH-=110-14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H2O H+ +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水加酸加堿教師情景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(jìn)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。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。教師情景4：請計(jì)算（1）常溫下，濃度為110-5 mol/L的鹽酸溶液中，由水電離產(chǎn)生的c(H+)是多（2）常溫下，濃度為110-5 mol/L的NaOH溶液中，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+) =110-9 mol/L的溶液，則該溶液的酸堿性如何？引申判斷溶液酸堿性強(qiáng)弱的依據(jù)是什么？學(xué)生小結(jié)溶液的酸堿性酸性溶液：c (H+) _ c (OH)， c (H+) _ 1.010-7mol/L 堿性溶液：c (H+) _ c (OH) ，c (H+) _ 1.010-7mol/L 中性溶液：c (H+) _ c (OH) ，c (H+) _ 1.010-7mol/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(qiáng)弱。pH表示c(H+)的負(fù)對數(shù)，pHlgH 中性溶液c（H）1107mol/L pH7酸性溶液c（H）1107mol/L pH7堿性溶液c（H）1107mol/L pH7小結(jié)pH的適應(yīng)范圍：稀溶液，014之間；酸性溶液中c（H）越大，酸性越強(qiáng)，pH越??；堿性溶液中c（OH）越大，c（H）越小，pH越大，堿性越強(qiáng)。教師如何測定pH？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：指示劑變色范圍的pH石蕊5紅色58紫色8藍(lán)色甲基橙3.1紅色3.14.4橙色4.4黃色酚酞8無色810淺紅10紅色（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(diǎn)試紙中部，然后與標(biāo)準(zhǔn)比色卡比較讀數(shù)即可。注意：事先不能用水濕潤pH試紙；只能讀取整數(shù)值或范圍精確測定：pH計(jì)三pH的應(yīng)用第二課時(shí)四pH值的計(jì)算教師pH是氫離子濃度的負(fù)對數(shù)(室溫) ，pH=lg c(H+)pH值計(jì)算1 單一溶液練習(xí)1取1mol/L的HCl溶液，其pH是多少？取1mol/L的硫酸，其pH是多少？練習(xí)21mLpH=3的HCl溶液，其c(H+)是多少？鞏固練習(xí)1同一濃度的強(qiáng)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(qiáng)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(qiáng)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(qiáng)堿（如NaOH溶液）與弱堿（如氨水）的濃度比較：c(NaOH)與c(NH3H2O)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(shí)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(qiáng)弱電解質(zhì)酸溶液的濃度與氫離子濃度的比較pH值計(jì)算2 強(qiáng)酸的稀釋練習(xí)31mLpH=3的HCl溶液加水稀釋到100mL后，溶液的pH是多少？pH值計(jì)算3強(qiáng)堿的稀釋練習(xí)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(jié)】稀釋過程溶液pH值的變化規(guī)律：1、強(qiáng)酸溶液：稀釋10n倍時(shí)，pH稀pH原n （但始終不能大于或等于7）2、弱酸溶液：稀釋10n倍時(shí)，pH稀pH原n （但始終不能大于或等于7）3、強(qiáng)堿溶液：稀釋10n倍時(shí)，pH稀pH原n （但始終不能小于或等于7）4、弱堿溶液：稀釋10n倍時(shí)，pH稀pH原n （但始終不能小于或等于7）pH值計(jì)算4強(qiáng)酸、強(qiáng)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(shí)對于本部分內(nèi)容是化學(xué)實(shí)驗(yàn)中為數(shù)不多的定量實(shí)驗(yàn)，為此采用的教學(xué)方法為實(shí)踐式教學(xué)法，具體教學(xué)設(shè)計(jì)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(shí)驗(yàn)原理分析c（H+）V（酸）=c（OH）V（堿）練習(xí)110mL0.100mol/L HCl溶液與10mL0.100mol/L NaOH溶液反應(yīng)后，溶液的pH值是多少？220mL0.100mol/L HCl溶液與10mL0.100mol/L NaOH溶液反應(yīng)后，溶液的pH值是多少？310mL0.100mol/L HCl溶液與10mL0.200mol/L NaOH溶液反應(yīng)后，溶液的pH值是多少？3、實(shí)驗(yàn)的關(guān)鍵:(1) 準(zhǔn)確測量參加反應(yīng)的兩種溶液的體積。(2) 準(zhǔn)確中和反應(yīng)是否恰好完全反應(yīng)。4、實(shí)驗(yàn)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(jì)。試劑：標(biāo)準(zhǔn)液、待測液、指示劑。5、指示劑的選擇：原則：終點(diǎn)時(shí)，指示劑的顏色變化明顯；變色范圍越窄越好，對溶液的酸堿性變化較靈敏。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(lán)）練習(xí)向20.00mL 0.100mol/L HCl中滴加0.100mol/L NaOH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(shí)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(shí)，很少量的酸或堿的加入，就會引起溶液pH突變。20mL7pHV（NaOH）0V（NaOH）0720mLpH練習(xí)以下哪一條曲線符合上述實(shí)驗(yàn)中過程的pH-V(NaOH)曲線圖A圖BpHV（NaOH）0720mL圖C圖D學(xué)生圖D引申進(jìn)行酸堿中和滴定時(shí)，當(dāng)?shù)味ń咏K點(diǎn)時(shí)，應(yīng)注意哪些實(shí)驗(yàn)操作？ 視頻介紹pH計(jì)、酸堿滴定管的使用學(xué)生實(shí)驗(yàn) 實(shí)驗(yàn)測定酸堿反應(yīng)曲線按照課本P50實(shí)踐活動進(jìn)行，教師講解實(shí)驗(yàn)注意問題。6、實(shí)驗(yàn)步驟檢漏：檢查兩滴定管是否漏水、堵塞和活塞轉(zhuǎn)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，使液面高于刻度2-3cm。趕氣泡：酸式:快速放液；堿式:橡皮管向上翹起。調(diào)讀數(shù)：調(diào)節(jié)滴定管中液面高度，在“01”ml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滴酚酞試液，將錐形瓶置于酸式滴定管下方，并在瓶底襯一張白紙。滴定：左手控制酸式滴定管活塞，右手拿住錐形瓶瓶頸，邊滴入鹽酸，邊不斷順時(shí)針方向搖動，眼睛要始終注視錐形瓶溶液的顏色變化。記讀數(shù)：當(dāng)看到加一滴鹽酸時(shí)，錐形瓶中溶液紅色突變無色時(shí)，停止滴定，準(zhǔn)確記下鹽酸讀數(shù)，并準(zhǔn)確求得滴定用去的鹽酸體積。算：整理數(shù)據(jù)進(jìn)行計(jì)算。【學(xué)生】書寫實(shí)驗(yàn)記錄，并對實(shí)驗(yàn)結(jié)果進(jìn)行分析。設(shè)計(jì)意圖通過學(xué)生的實(shí)踐活動，對中和滴定的操作和實(shí)驗(yàn)數(shù)據(jù)的處理有初步了解，為下一步教學(xué)活動做知識準(zhǔn)備。7、誤差分析下面是用標(biāo)準(zhǔn)酸滴定待測堿而引起的結(jié)果變化情況 ，在實(shí)驗(yàn)時(shí)若出現(xiàn)下列情況，對實(shí)驗(yàn)結(jié)果有什么影響？實(shí)驗(yàn)操作情況對c堿的影響開始滴定時(shí)滴定管尖嘴處留有氣泡偏 讀數(shù)開始時(shí)仰視，終止時(shí)俯視偏 到滴定終點(diǎn)時(shí)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(biāo)準(zhǔn)液潤洗偏 洗凈的錐瓶用待測堿潤洗偏 不小心將標(biāo)準(zhǔn)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 【鞏固練習(xí)】問題1滴定管的種類有幾種？使用時(shí)要注意哪些問題？為什么？問題2怎樣檢查滴定管是否漏液？如何排凈滴定管中的氣泡？如何潤洗滴定管？怎樣讀取數(shù)據(jù)？問題3在實(shí)驗(yàn)室進(jìn)行實(shí)驗(yàn)時(shí)，為什么要把初始液面調(diào)至“0”或“0”刻度以下？將一個量程為25mL 的滴定管中液面在“0”刻度的溶液全部放入量筒中，溶液的體積為：（A）大于25mL（B）等于25mL（C）小于25mL，為什么？ 教師小結(jié)從運(yùn)用已學(xué)知識分析、推導(dǎo)新知識入手，減少學(xué)生的陌生感，做好知識的鋪墊。通過探究，討論得到影響水的電離平衡的影響因素，完成教學(xué)目標(biāo)3加深對水的離子積常數(shù)Kw的認(rèn)識與理解，為Kw在酸堿溶液中的應(yīng)用做好準(zhǔn)備。強(qiáng)調(diào) c(H+)=n (H+)/V(aq) ， pH=lg c(H+)，強(qiáng)調(diào)pH值計(jì)算公式的變式： c(H+)=10-pH應(yīng)用強(qiáng)弱電解質(zhì)的概念于pH值的計(jì)算，有助于新舊知識的聯(lián)系與應(yīng)用。強(qiáng)調(diào) c(H+)降低為原先的1/10倍，pH上升一個單位引入堿溶液的計(jì)算，強(qiáng)調(diào)可利用Kw常數(shù)計(jì)算溶液的c(H+)，且pH=lg c(H+)；或求pOH。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(jì)算。通過數(shù)據(jù)建立滴定曲線，明白在接近終點(diǎn)時(shí)pH的變化，知道指示劑選擇對滴定結(jié)果的影響。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。將知識進(jìn)行歸納整理，應(yīng)用實(shí)驗(yàn)解決實(shí)際問題。當(dāng)堂檢測有效練習(xí)1同一濃度的強(qiáng)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(qiáng)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(qiáng)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(qiáng)堿（如NaOH溶液）與弱堿（如氨水）的濃度比較：c(NaOH)與c(NH3H2O)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(shí)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6、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？板書設(shè)計(jì)三、有關(guān)溶液pH的計(jì)算（一）強(qiáng)酸、強(qiáng)堿自相或互相混合（體積變化忽略不計(jì)）（1）酸I+酸II H+ = (2)堿I+堿II OH- = （3）酸I+堿II完全中和：H+ = OH- = 1mol/L酸過量： H+= 堿過量：OH- = (二)溶液酸堿性pH計(jì)算經(jīng)驗(yàn)規(guī)律（1）兩強(qiáng)酸等體積混合 混合后的pH=小的+0.3(2)兩強(qiáng)堿等體積混合 混合后的pH=大的0.3(3)當(dāng)按所給反應(yīng)物質(zhì)的量之比計(jì)算時(shí)，酸堿不論強(qiáng)弱，誰大誰過剩，溶液呈誰性。（4）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(5) pH 減小一個單位，H+擴(kuò)大為原來的10倍。 PH增大2個單位，H+減為原來的1/100（6）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m倍，故稀釋后弱酸酸性強(qiáng)于強(qiáng)酸。教學(xué)反思 第一課時(shí)：溶液的酸堿性涉及的內(nèi)容較多，其中有酸、堿的電離的問題、還有鹽的水解問題，學(xué)生往往抓不住問題的本質(zhì)而產(chǎn)生混淆。該內(nèi)容是復(fù)習(xí)中的一個重點(diǎn)和難點(diǎn)。 第二課時(shí)：溶液的酸堿性盡管復(fù)雜多變，但都和水的電離有關(guān)，水的電離是溶液酸堿性的基礎(chǔ)、母體和載體。離開了水的電離談溶液的酸堿性，就變成了“無水之源”。抓住了水的電離，不管外加物質(zhì)對水的電離平衡的如何影響，但水電離的氫離子一定等于氫氧根離子，這就抓住了問題的本質(zhì)。這是突破這一難點(diǎn)的重要策略。第三課時(shí)：從教學(xué)實(shí)際中我體會到，教學(xué)要精心設(shè)計(jì)，多方面準(zhǔn)備，靈活實(shí)施，才會真正落實(shí)教學(xué)的有效性。今后我將以有效課堂教學(xué)設(shè)計(jì)為突破口，不斷提高課堂教學(xué)的有效性。備注