2019-2020年高中化學《水的電離和溶液的酸堿性》教案1 新人教版選修4.doc
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2019-2020年高中化學水的電離和溶液的酸堿性教案1 新人教版選修4教學目標1知識目標(1)理解水的電離、水的電離平衡和水的離子積。(2)使學生了解溶液的酸堿性和pH的關系。2能力和方法目標(1)通過水的離子積的計算,提高有關的計算能力,加深對水的電離平衡的認識。(2)通過水的電離平衡分析,提高運用電離平衡基本規(guī)律分析問題的解決問題的能力。3情感和價值觀目標(1)通過水的電離平衡過程中H+、OH-關系的分析,理解矛盾的對立統(tǒng)一的辯證關系。(2)由水的電離體會自然界統(tǒng)一的和諧美以及“此消彼長”的動態(tài)美。教學重點和難點水的離子積。c(H+)、pH與溶液的酸堿性的關系。教學過程 引入過渡研究電解質溶液時往往涉及溶液的酸堿性,而酸堿性與水的電離有密切的關系。那么水是如何電離的呢?精確的實驗證明,水是一種極弱的電解質,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的電離有何異同?不同點:水是“自身”作用下發(fā)生的極微弱的電離。相同點: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)的表達式。K= 變形得:c(H+)c(OH)=Kc(H2O)分析1L純水的物質的量是556mol,經(jīng)實驗測得250C時,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。因此電離前后水的物質的量幾乎不變,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,c(H+)= c(OH)= 110-7mol/L所以250C時,Kw = c(H+)c(OH)=110-14當溫度升高時,Kw如何變化?(電離過程是吸熱過程) 1000C時,Kw = c(H+)c(OH)=110-12注:溫度升高時Kw增大,所以說Kw時要強調溫度。思考在常溫時,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 度的乘積總是一個常數(shù)110-14,請考慮一下,當純水中加入鹽酸或氫氧化鈉時,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)的關系:電解質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10-7c(OH)10-14酸性氫氧化鈉加NaOH,c(OH)增大,平衡左移10-7c(H+) c(OH),c(H+) 110-7mol/L堿性溶液c(H+) c(OH),c(H+) 110-7mol/L pH7堿性溶液c(H+)7(3)適應范圍: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)教學目標1掌握pH相同的強酸與弱酸的幾個規(guī)律。2熟練掌握有關pH的計算。教學重點和難點 pH的計算教學過程 復習溶液的酸堿性與c(H+)、c(OH)及pH的關系?新授學生思考、填空、總結規(guī)律。3 關于pH相同的酸(含強酸和弱酸)(1)溶液中c(H+)相等 (填“相等”或“不等”)。(2)溶液中溶質的物質的量的濃度:強酸 ”或“”)。(3)耗堿規(guī)律:pH和溶液體積均相同的HCl、H2SO4、CH3COOH與堿完全反應時,消耗堿物質的量最多的是 CH3COOH 。(4)稀釋規(guī)律:分別加水稀釋m倍時,溶液的物質的量的濃度均變?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(填“大于”或“小于”)m倍,故稀釋后弱酸酸性強于強酸。4 pH的有關計算: 計算方法:(1)求酸或堿溶液的pH a先判斷溶液的酸堿性(2)求強酸或強堿稀釋后的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 兩種強酸(堿)混合 若為堿性,先求c(OH)后 強酸與強堿混合 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(強調酸稀釋后不會變成堿?。?)c(H+)=510-4, pH=-lg(510-4)=4-lg5=33(強調10-3是10-5的100倍,所以10-5可以忽略不計)(3)因為溶液呈堿性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,堿過量,反應后溶液呈堿性。所以反應后c(OH)=510-3c(H+)=210-12pH=-lg(210-12)=12-lg2=117溶液呈堿性時,稀釋過程中,溶液中OH的物質的量不變(因溶液中OH主要來自堿,水電離OH的量可以忽略不計,而H+只來自水的電離),故c(OH)減小,所以c(H+)增大,因此計算時,必須抓住OH去計算,切莫用H+去計算。作業(yè):1課本P65 二、22練習冊練習: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,10體積的某強酸溶液與1體積的某強堿溶液混合后溶液呈中性,則混合之前,該強酸的pH與強堿的pH之間應滿足的關系是什么?3在800C時,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)教學目標掌握水的電離的概念和電離平衡的移動規(guī)律,培養(yǎng)學生應用水的電離平衡進行計算的能力。教學重點水的電離平衡及影響平衡的因素;有關電離度、水的離子積常數(shù)的計算。教學難點水的離子積,有關PH計算。教學過程復習:1.水分子的空間構型為_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:。一:水的電離1水是一種極弱的電解質,存在電離平衡:_,簡寫成:_。2:在25時,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。已知在25時,水中的H濃度與OH濃度均為1107mol/L,所以在25時,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,促進水的電離,Kw不變;升高溫度,電離過程是一個吸熱過程,促進水的電離,水的離子積增大,在100時,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,是因為溶液中 c(H)=c(OH)。純水中溶液H、OH濃度的計算方法:c(H)=c(OH)=。25時水的離子積常數(shù)值;水的離子積常數(shù)與溫度的關系;往純水中加入稀鹽酸和NaOH溶液后,c(OH)、c(H)如何變化?從平衡移動原理加以解釋。二:溶液的酸堿性和PH講述:常溫時,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。強調:含水的稀溶液中,H與OH共存,H與OH的相對多少決定溶液的酸堿性,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:當我們表示很稀的溶液時,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化學上常用c(H)的負常用對數(shù)表示溶液酸堿性的強弱: PH=lgc(H)計算: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。強調:c(H)=m10nmol/L,PH=nlgm。 溶液酸堿性與PH值的關系中性溶液中,c(H)=1107mol/L,PH=7; 酸性溶液中, c(H)1107mol/L,溶液酸性越強,溶液的PH值越??;堿性溶液中, c(H)1107mol/L,PH7,溶液堿性越強,溶液的PH值越大。c(H)、PH、溶液酸堿性的關系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 堿性增強為了方便,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- 配套講稿:
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