2019-2020年人教版高中化學選修4《水的電離和溶液的酸堿性》2課時教學設計附練習題.doc
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2019-2020年人教版高中化學選修4水的電離和溶液的酸堿性2課時教學設計附練習題【高考說明】1、了解水的電離和水的離子積常數2、了解溶液的pH值的定義,能進行pH的簡單計算 3、初步掌握酸堿滴定管的使用方法;初步掌握中和滴定的原理和方法 4、能通過化學實驗收集有關數據和事實,并科學地加以處理第1課時【學習目標】了解水的電離平衡及其“離子積”了解溶液的酸堿性和pH的關系 【學習重點】水的離子積 溶液的酸堿性和pH的關系 【舊知回顧】1、 寫出下列物質在水溶液中的電離方程式KHCO3 KAl(SO4)2H2SO4 H2SCa(OH)2 NH3H2O2、思考 我們通常會說純水不導電,那么水是不是電解質?它能電離嗎?如能請寫出水的電離方程式。 純水中有哪些微粒?根據所學的弱電解質的電離平衡,請列舉出可能會影響水的電離的因素。【新知講解】一、水的離子積閱讀P45:1水的電離:水是 電解質,發(fā)生 電離,電離過程 (填吸熱或放熱)。2思考: 實驗測得,在室溫下1L H2O(即 mol)中只有110-7 mol H2O電離,則室溫下C(H+)和C(OH-)分別為多少?3水的離子積 水的離子積表達式:KW= 。閱讀P46:一定溫度時,KW是個常數,KW只與 有關, 越高KW越 。25時,KW= ,100時,KW=10-12。注意: (1)KW不僅適用于純水,也適用于酸、堿、鹽的稀溶液。 任何水溶液中,由水所電離而生成的c (H+) c (OH-)。思考:pH = 7 的溶液一定是酸性嗎?(2)25時,任何水溶液中,H+ 離子濃度和OH- 離子的濃度乘積都為 110- 14二、溶液的酸堿性和pH1影響水的電離平衡的因素 (1)溫度:溫度升高,水的電離度 ,水的電離平衡向 方向移動,C(H+)和C(OH-) ,KW 。(2)溶液的酸、堿度:改變溶液的酸、堿度均可使水的電離平衡發(fā)生移動。 例題1: 在0.01mol/LHCl溶液中, C(H+)= , C(OH-)= ,由水電離出的H+濃度= ,由水電離出的OH-濃度= 。, 在0.01mol/LNaOH溶液中,C(OH-)= ,C(H+)= ,由水電離出的H+濃度= ,由水電離出的OH-濃度= 。 在0.01mol/LNaCl溶液中, C(OH-)= ,C(H+)= ,由水電離出的H+濃度= ,由水電離出的OH-濃度= 。小結 根據上面的計算,填寫下表(影響水的電離平衡的因素)條件變化平衡移動方向c(H+)(mol/L)c(OH)(mol/L)水的電離程度KW升高溫度H2OHOH加入NaCl加入HCl加入NaOH結論:(1)升高溫度,促進水的電離KW增大 (2)酸、堿抑制水的電離例題2:(08上海)常溫下,某溶液中由水電離的c(H)=11013molL1,該溶液可能是 二氧化硫水溶液 氯化銨水溶液 硝酸鈉水溶液 氫氧化鈉水溶液ABCD2溶液的酸堿性閱讀P46:思考與交流討論: 在酸性溶液中是否有OH-,在堿性溶液中是否存在H+,試說明原因。 決定溶液酸堿性的因素是什么?小結:溶液的酸堿性: 常溫(25) 中性溶液:C(H+) C(OH-) C(H+) 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 3溶液的pH: pH=lgc(H+) 注意:當溶液中H+或OH-大于1mol/L時,不用pH表示溶液的酸堿性?!据p松做答】(1)C(H+)110-6mol/L pH=_;C(H+)110-3mol/L pH=_ _C(H+)110-mmol/L pH=_ ;C(OH-)110-6mol/L pH=_ C(OH-)110-10mol/L pH=_ ;C(OH-)110- nmol/L pH=_ _ (2)pH=2 C(H+)_ ;pH=8 c(H+)_ (3)c(H+)1mol/L pH= _ ;c(H+)10mol/L pH= _歸納:pH與溶液酸堿性的關系(25時)pH溶液的酸堿性pH7溶液呈 性,pH越大,溶液的堿性 課后反思:【 第二節(jié) 】 水的電離和溶液的酸堿性第 2 課時【課標要求】了解溶液的酸堿性和pH的關系掌握有關混合溶液值的簡單計算3、了解溶液稀釋時pH的變化規(guī)律【學習重點】水的離子積,濃度、濃度、值與溶液酸堿性的關系有關溶液值的計算【學習難點】值的計算【舊知回顧】溶液的酸堿性和pH定義:PH= ,廣泛pH的范圍為014。注意:當溶液中H+或OH-大于1mol/L時,不用pH表示溶液的酸堿性。意義:溶液的酸堿性 常溫(25) 中性溶液:C(H+) C(OH-) C(H+) 110- 7mol/L pH 7 酸性溶液:C(H+) C(OH-) C(H+) 110-7mol/L pH 7 堿性溶液:C(H+) C(OH-) C(H+) 110-7mol/L pH 7 【新知講解】一、溶液PH的測定方法(1)酸堿指示劑法說明:常用的酸堿指示劑有石蕊、甲基橙、酚酞試液。常用酸堿指示劑的變色范圍指示劑變色范圍的石蕊8藍色甲基橙4.4黃色酚酞10紅色2)試紙法使用方法: (3)PH計法二、有關pH的計算(一)單一溶液的PH計算例1 分別求0.05mol/LH2SO4溶液和0.05mol/L Ba(OH)2溶液的PH值。例2 已知常溫下濃度為0.01mol/L的CH3COOH溶液的電離度為1%,求該溶液的PH值。(二)酸堿混合溶液的PH計算例3 將PH=2的H2SO4溶液與PH=4的H2SO4溶液等體積混合后,求溶液的PH值。例4 將PH=8的NaOH溶液與PH=10的NaOH溶液等體積混合后,求溶液的PH值。 例5 常溫下PH=4的HCl和PH=10的NaOH分別按體積比為1:1、11:9、9:11混合,分別求三種情況下溶液的PH值。小結 有關pH計算的解題規(guī)律(1)單一溶液的pH計算 強酸溶液,如HnA,設濃度為c molL1,則 c(H+)= nc molL1,pH= lgc(H+)= lg nc 強堿溶液,如B(OH)n,設濃度為c molL1,則 c(H+)= 1014/nc molL1,pH= lgc(H+)=14+lg nc(2)酸堿混合pH計算 適用于兩種強酸混合 c(H+)混 = c(H+)1V1+ c(H+)2V2 /(V1+ V2)。 適用于兩種強堿混合 c(OH)混 = c(OH)1V1+ c(OH)2V2 /(V1+ V2) 適用于酸堿混合,一者過量時:= c(OH)混 | c(H+)酸V酸 c(OH)堿V堿| c(H+)混 V酸 + V堿說明: 若兩種強酸(pH之差大于2)等體積混合,混合液pH = pH小 + 0.3若兩種強堿(pH之差大于2)等體積混合,混合液pH = pH大 0.3 恰好完全反應,則c(H+)酸V酸 = c(OH)堿V堿(三)酸、堿加水稀釋后溶液的PH值例6 常溫下,將PH=1的H2SO4溶液和PH=13的NaOH溶液分別稀釋1000倍,求所得溶液的PH值。思考:1.若在常溫下,將PH=1的CH3COOH溶液和PH=13的NH3H2O溶液分別稀釋1000倍,則所得溶液的PH值在什么范圍之內。2室溫時,將PH=5的H2SO4溶液稀釋10倍,則C(H+):C(SO42-)= ;若再將稀釋后的溶液再稀釋100倍,則C(H+):C(SO42-)= 。小結 稀釋后溶液pH的變化規(guī)律(1) 酸堿溶液無限稀釋,pH只能無限接近于7,不可能大于或小于7(2) 對于pH = a 的強酸和弱酸溶液,每稀釋10n 倍,強酸的pH就增大n個單位,即pH = a + n ( a + n 7 ) ,弱酸的pH范圍是:a pH a + n 。練習 畫出酸溶液在稀釋過程中pH的變化圖(3) 對于pH = b的強堿和弱堿溶液,每稀釋10n 倍,強堿的pH就減小n個單位,即pH =b - n ( b - n 7 ) ,弱堿的pH范圍是:b - n pH b 。練習 畫出堿溶液在稀釋過程中pH的變化圖 (4) 對于物質的量濃度相同的強酸和弱酸稀釋相同倍數,強酸pH變化程度比弱酸的大(強堿和弱堿也類似)說明:弱酸、弱堿在稀釋過程中有濃度的變化,又有電離平衡的移動,不能求得具體的數值,只能確定其pH范圍?!疚业囊苫蟆俊菊n后反思】- 配套講稿:
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