高中化学上学期《水的电离和溶液酸碱性》教学设计.docx
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高中化学上学期《水的电离和溶液酸碱性》教学设计
高中化学上学期《水的电离和溶液酸碱性》教学设计
课题
第三章第一节弱电解质的电离
学
习
目
标
知识与技能
1.了解水的电离、水的离子积及影响因素
2.了解溶液的酸碱性和pH的关系，能判断和比较溶液的酸碱性
3.掌握溶液稀释和混合时pH的变化规律，掌握溶液pH的简单计算
4.初步掌握测定溶液pH的方法，知道溶液pH在工农业生产和科学研究中的重要应用。
5.理解酸碱滴定的原理，掌握滴定管的结构和使用方法，能规范进行酸碱中和滴定实验操作并能分析相关实验的误差。
过程与方法
情感、态度
与价值观
学习
重点
1.掌握溶液稀释和混合时pH的变化规律，掌握溶液pH的简单计算
2.理解酸碱滴定的原理，掌握滴定管的结构和使用方法，能规范进行酸碱中和滴定实验操作并能分析相关实验的误差。
学习
难点
1.掌握溶液稀释和混合时pH的变化规律，掌握溶液pH的简单计算
2.理解酸碱滴定的原理，掌握滴定管的结构和使用方法，能规范进行酸碱中和滴定实验操作并能分析相关实验的误差。
教学
环节
教师活动
学生活动
设计意图
一、新课引入
【复习提问】（投影）
醋酸是弱酸，在溶液中存在如下电离平衡；CH3COOH
CH3COO-+H+，当改变以下外界条件：
①加少量盐酸；②加适量水；③适当加热，对醋酸的电离平衡和电离度有什么影响？
【引入】很多电解质溶液都显一定的酸碱性，这不仅仅与溶液中的溶质有关，而且与溶剂水的电离也有着密切的关系，今天我们学习的内容是水的电离和溶液的pH。
回答：
CH3COOH
CH3COO＋H+，①加入盐酸，上述平衡逆向移动，电离度减小；②加水，平衡正向移动，电离度增大；③加热，平衡正向移动，电离度增大。
环节二、水的电离
一、水的电离
[讲解]水是极弱的电解质，发生微弱的（自偶）电离。
H2O+H2O
H3O++OH-
[投影]水分子电离示意图：
[板书]1、简写：
H2O
H++OH-
[练习]
写出H2O
H++OH-的电离平衡常数。
[讲解]
在25℃时，实验测得1L纯水只有1×10-7molH2O电离，因此纯水中c（H＋）=c（OH－）=1×10-7mol/L。
电离前后，H2O的物质的量几乎不变，c（H2O）可以看做是个常数，c（H2O）=55.6mol/L。
故25℃时，
H2O的电离常数K==1.8×10-16
[板书]
H2O的电离常数K电离==1.8×10-16
[讲解]
电离前后水的浓度几
乎不变，因此，在25℃时，KW=c（H＋）·c（OH－）=K电离·c（H2O）=1×10-14，KW就叫做水的离子积。
[板书]
2．水的离子积常数及影响条件
离子积常数KW＝____________________。
影响条件：
在常温KW＝c（H＋）·c（OH－）＝1.0×10－14,并且随______的升高,KW增大。
因为水的电离过程是________过程。
3．适用范围
水的离子积不仅适用于纯水_，也适用于___稀的电解质水溶液_
[过渡]
根据影响弱电解质电离的因素分析影响水的电离因素有那些？
［板书］：
4、影响水的电离因素
［讨论］：
影响水的电离平衡的因素并填写下表
影响因素
条件改变
平衡移动
溶液中的c（H+）
溶液中的c（OH-）
Kw
温度
升高温度
向右
增大
增大
变大
降低温度
向左
减小
减小
变小
酸碱性
加入酸
向左
增大
减小
不变
加入碱
向左
减小
增大
不变
由水的离子积可
知，在水溶液中，H+和OH-离子共同存在，无论溶液呈酸性或碱性始终满足KW＝c（H＋）·c（OH－）。
在酸、碱溶液中c（H＋），·c（OH－）与水电离出的c（H＋）水，c（OH－）水的关系如下：
（1）在酸溶液中：
c（H＋）水=c（OH－）水=c（OH－）=KW/c（H＋）
（2）在碱溶液中：
c（H＋）水=c（OH－）水=c（H＋）=KW/c（OH－）
由此我们可以进行有关c（H+）、c（OH-）的简单计算。
［练习］：
1、0.01mol/L的盐酸中c（H＋）水为多少？
c（OH－）水为多少
2、0.001mol/L的氢氧化钠溶液中c（H＋）水为多少？
c（OH－）水为多少?
［过渡］：
在常温时，由于水的电离平衡的存在，不仅是纯水，就是在酸性或碱性的稀溶液里，H+浓度和OH—浓度的乘积总是一个常数——1×10-14，请考虑一下，当纯水中加入盐酸或氢氧化钠时，c（H+）和c（OH—）如何变化？
课堂反馈：
1、下列说法中正确的是（）。
A．水是极弱的电解质，它能微弱电离生成
，所以严格地说纯水呈微酸性
B．纯水
，
是一常数，不随任何条件改变而改变
C．25℃时纯水中
，稀酸和稀碱中
D．
是一吸热过程，所以温度升高，同电离方向移动，
随之增大
2、能影响水的电离平衡，并使溶液中的c（H＋）＞c（OH－）的操作是
A．向水中投入一小块金属钠
B．将水加热煮沸
C．向水中通入氯化氢气体
D．向水中加食盐晶体
3、纯水能微弱地电离出______和______。
在25℃时，水电离出的
和
浓度为_________，其离子浓度的乘积为________，该乘积叫做_________。
在25℃时，其数值为__________100℃时，其数值为________，二者比较可知水的电离过程是一个______过程。
环节三、溶液的酸碱性和pH（常温下）
二、溶液的酸碱性和pH（常温下）：
［阅读教材］46页思考与交流并思考回答相关问题
（3）溶液的酸碱性与c（H+）和c（OH—）的关系：
投影显示空表，教师引导填写，然后推出结论。
电解质
溶液
对水电离平衡的影响
溶液中
c（H+）
（mol/L）
溶液中c（OH—）（mol/L）
c（H+）与
c（OH—）比较
c（H+）·
c（OH—）
溶液酸碱性
纯水
=10-7
=10-7
相等
10-14
中性
盐酸
加HCl，c（H
+）增大，平衡左移
>10-7
<10-7
c（H+）>
c（OH—）
10-14
酸性
氢氧化钠
加NaOH，c（OH—）增大，平衡
左移
<10-7
>10-7
c（H+）<
c（OH—）
10-14
碱性
中性溶液c（H+）=c（OH—）=1×10-7mol/L
酸性溶液c（H+）>c（OH—），c（H+）>1×10-7mol/L
碱性溶液c（H+）注：
①水中加酸或碱均抑制水的电离，但由水电离出的c（H+）与c（OH—）总是相等。
②任何电解质溶液中，H+与OH—总是共存，但不能大量共存。
溶液的酸、碱性主要在于c（H+）与c（OH—）的相对大小。
c（H+）与c（OH—）此增彼长，且Kw=c（H+）·c（OH—）不变。
［练习］：
判断溶液的酸碱性有多种方法。
下列溶液中，一定呈碱性的是（ ）
A．c（OH—）>1×10－7mol·L－1B．溶液的pH>7
C．溶液中：
c（H＋）c（H＋）>1×10－7mol·L－1
［过渡］：
酸性溶液中c（H+）越大，酸性越强，碱性溶液中c（OH—）越大，碱性越强。
我们经常用到一些c（H+）很小的溶液，如c（H+）=1×10-7mol/L的溶液，用这样的量来表示溶液的酸碱性的强弱很不方便。
为此，化学上常采用pH来表示溶液酸碱性的强弱。
2、定义：
PH=
广泛pH的范围为0～14。
注意：
当溶液中c（H+）或c（OH—）大于1mol/L时，不用pH表示溶液的酸碱性。
［练习］：
1、0.01mol/L的盐酸pH为多少？
2、0.001mol/L的氢氧化钠溶液pH为多少？
3、c（H＋）水=10－5的溶液pH可能为多少？
⒊溶液PH的测定方法
（1）酸碱指示剂法
说明：
常用的酸碱指示剂有石蕊、甲基橙、酚酞试液。
常用酸碱指示剂的ｐＨ变色范围
指示剂
变色范围的ｐＨ
石蕊
<５红色
5－8紫色
>8蓝色
甲基橙
<3.1红色
3.1－4.4橙色
>4.4黄色
酚酞
<8无色
8－10浅红色
>10红色
（2）pH试纸法
使用方法：
（3）PH计法
4、PH的应用
阅读教材P49-50
相关内容：
1、pH与人体健康的关系。
2、pH在环保上的应用。
3、土壤pH与土壤有效成分关系。
环节四、有关pH的计算
三、有关pH的计算
（一）单一溶液的PH计算
依据：
pH=-lg{c（H+）}
［练习］：
1、分别求0.05mol/LH2SO4溶液和0.05mol/LBa（OH）2溶液的PH值。
2、已知常温下浓度为0.01mol/L的CH3COOH溶液的电离度为1%，求该溶液的PH值。
［总结］：
求酸或碱溶液的pH，需先判断溶液的酸碱性
若为酸性，先求出c（H+）后，由pH=-lg{c（H+）}求pH
若为碱性，先求c（OH—）后，由Kw=c（H+）·c（OH—）求c（H+），再求pH
（二）酸碱混合溶液的PH计算
［讨论］：
如何求混合溶液的pH，如酸与酸混合，碱与碱的混合，酸与碱的混合。
（1）酸I+酸IIc（H＋）=
［练习］：
3、将PH=2的H2SO4溶液与PH=4的H2SO4溶液等体积混合后,求溶液的PH值。
（2）碱I+碱IIc（OH—）=
［练习］：
4、将PH=8的NaOH溶液与PH=10的NaOH溶液等体积混合后,求溶液的PH值。
（3）酸I+碱II
完全中和：
c（H＋）=c（OH—）=1
mol/L
酸过量：
c（H＋）=
碱过量：
c（OH—）=
［练习］：
5、常温下PH=4的HCl和PH=10的NaOH分别按体积比为1：
1，11：
9，9：
11混合，分别求三种情况下溶液的PH值。
（三）酸、碱加水稀释后溶液的PH值
［练习］：
1、常温下，将PH=1的H2SO4溶液和PH=13的NaOH溶液分别稀释1000倍，求所得溶液的PH值。
［思考］：
若在常温下，将PH=1的CH3COOH溶液和PH=13的NH3·H2O溶液分别稀释1000倍，则所得溶液的PH值在什么范围之内。
［讲解］：
分别加水稀释m倍时，溶液的物质的量的浓度均变为原来的1/m,强酸中c（H+）或强碱中的c（OH—）变为原来的1/m,但弱酸弱碱在稀释过程中平衡要正向移动，弱酸中的c（H+）或弱碱中的c（OH—）减小小于m倍，故PH相同的弱酸稀释相同倍数后弱酸酸性强于强酸，PH相同的弱碱稀释相同倍数后弱碱碱性强于强碱。
［总结］：
稀释定律：
（1）强酸pH=a，加水稀释10
n倍，则pH=a+n（常温下不超过7）
（2）弱酸pH=a，
加水稀释10n倍，
则pH（3）强碱pH=b，加水稀释10n倍，则pH=b-n（常温下不超过7）
（4）弱碱pH=b，加水稀释10n倍，则pH>b-n（常温下不超过7）
［课堂反馈］：
1、把pH=3的H2SO4溶液和pH=10的NaOH溶液混合，两者恰好中和，则两种溶液的体积比应是（）
A．10∶1B．1∶10
C．1∶100D．1∶2.
2、若溶液中由水电离产生的C（OH）=1×10-14mol·L-1，满足此条件的溶液中一定可以大量共存的离子组是（）
A．Al3+、Na+、NO3-、Cl-
B．K+、Na+、Cl-、NO3-
C．K+、Na+、Cl-、AlO2-
D．K+、NH4+、SO42-、NO3-
3、PH相等的盐酸溶液和醋酸溶液都稀释相同的倍数后，PH的大小关系是（）
A．盐酸>醋酸Ｂ．醋酸>盐酸
C．盐酸=醋酸D．无法判断
4、室温时，pH=2的一元酸溶液与pH=12的NaOH溶液等体积混合，则溶液的pH值（）
A．一定不大于7B．一定不小于7
C．一定等于7D．可能大于7
5、下列四种溶液中，室温下由水电离生成的H＋浓度之比（①∶②∶③∶④）是（ ）
①pH＝0的盐酸 ②0.1mol·L－1的盐酸
③0.0
1mol·L－1的NaOH溶液 ④pH＝11的NaOH溶液
A．1∶10∶100∶1000B．0∶1∶12∶11
C．14∶13∶12∶11D．14∶13∶2∶3
环节五、酸碱中和滴定
四、酸碱中和滴定
一、酸碱中和滴定原理。
1、定义：
用已知物质的量浓度的酸或碱（标准溶液）来测定未知物质的量浓度的碱或酸（待测溶液或未知溶液）的方法叫做酸碱中和滴定。
2、原理：
以酸碱中和反应为基础，
H++OH-=H2O
在滴定达到终点（即酸碱恰好反应）时：
有n（H+）=n（OH-）
3、酸碱中和反应的实质H++OH-=H2
O
4、酸碱中和反应时量的关系
n（H+）=n（OH-）
若是一元酸和一元碱反应则有：
n酸=n碱
二、酸碱中和滴定的操作
（一）、滴定管的使用
1.检查是否漏水
2.洗涤：
先水洗，再用待装液润洗2-3次
3.排气泡，调液面：
先装入液体至“0”刻度以上2-3厘米处，排净气泡后调整液面到“0”或“0”以下，记下刻度，注意平视不能仰视或俯视
4.滴液：
左手握住滴定管活塞（或挤压玻璃球）右手摇动锥形瓶，眼睛注视着锥形瓶颜色的变化酸式滴定管的用法
注意：
0刻度在上，上下部各有一段无刻度，滴定管准确到0.1ml，读到0.01ml
例1、下列叙述仪器“0”刻度位置正确的是（）
A、在量筒的上端B、在滴定管上端
C、在托盘天平刻度尺的正中D、在
托盘天平刻皮尺
的右边
练1：
量取25.00mL，KMnO4溶液可选用仪器（）
A．50mL量筒B．100mL量筒
C．50mL酸式滴定管D．50mL碱式滴定管
练2：
50ml的滴定管盛有溶液，液面恰好在2
0.00处，若把滴定管中溶液全部排出，则体积（）
A、等于30B、等于20
C、大于30D、小于30
（二）酸碱中和滴定终点的确定
①常用指示剂的变色范围
酸色中间色碱色
甲基橙红色3.1——橙色——4.4黄色
石蕊红色5.0——紫色——8.0蓝色
酚酞无色8.2——粉红色——10红色
②指示剂的选择原则
A、指示剂的pH变色范围尽可能接近中和时的pH
B、颜色变化明显。
指示剂的选择
强酸滴定弱碱选甲基橙
甲基橙：
（红）－3.1～橙色～4.4－（黄）
强碱滴定弱酸选酚酞
酚酞：
（无）－8.2～粉红色～10.0－（红）
强酸滴定强碱酚酞或甲基橙
常用中和滴定指示剂酚酞甲基橙
③指示剂的用量2—3滴
④滴定终点确定:
当最后一滴滴入时，锥形瓶中溶液颜色发生突变，且半分钟内不恢复原来颜色，即达到滴定终点。
［练习］3.酸碱
恰好完全中和时,它们一定相等的量是（）
A.质量
B.物质的量
C.物质的量浓度
D.酸提供的H+和碱提供OH-的物质的量
［练习］4、用10ml的量筒量取液体,数据记录正确的是（）
A8B8.01.C7.78D8.1
［练习］5、在盐酸滴定氢氧化钠溶液
的实验中，以甲基橙为指示剂，滴定终点时的颜色变化应是（）
A.由黄色变红B.由黄色变橙色
C.由橙色变红色D.由红色变橙色
三、酸碱中和滴定的操作步骤
（用已知物质的量浓度的盐酸滴定未知物质的量浓度的氢氧化钠）
⑴滴定管、锥形瓶用水洗干净
标准：
内壁不挂水珠。
⑵滴定管检漏，活塞灵否
⑶装液
读数时要注意：
①滴定管要直立；
②装液或放液后，需等1-2分钟才能观察液面高度；
③读数时，视线应与凹液面水平，
④必须准确到0.1mL，并估计到0.01mL。
⑷用滴定管移取定量待测液注入锥形瓶，滴加2-3滴指示剂，振荡混匀。
注意：
不能用待测液洗涤锥形瓶。
⑸进行滴定（左手旋塞，右手摇瓶，眼睛注视锥形瓶中溶液颜色变化）
⑹滴定到，当最后一滴滴入时，锥形瓶中溶液颜色发生突变，且半分钟内不恢复原来颜色，即达到滴定终点。
⑺计算。
HCl+NaOH=NaCl+H2O
练习：
某学生中和滴定实验的过程如下：
①取一支碱式滴定管，②用蒸馏水洗净，
③加入待测NaOH溶液，④记录液面刻度的读数，
⑤用酸式滴定管精确放出一定量标准酸液，
⑥置于用标准酸液洗涤过的锥形瓶中，
⑦加入2滴酚酞试剂，
⑧开始滴定，先慢后快，边滴边摇荡，
⑨边注视滴定管液面变化，
⑩滴到溶液由无色变为粉红色时，即停止滴定，⑾记录液面读数，
⑿重复滴定，根据两次读数得出NaOH的体积21ml
上述学生操作错误的有（填序号）
四、误差分析
常见具体分析如下：
（1）滴定前，在用蒸馏水洗涤滴定管后，未用标准盐酸润洗。
高
（2）滴定前，盐酸滴定管尖端有气泡，滴定后气泡消失。
高
（3）滴定前，用待测烧碱液润洗锥形瓶。
高
（4）读取标准盐酸液的刻度时，滴定前平视，滴定后俯视。
低
（5）滴定过程中，锥形瓶振荡太剧烈，有少量溶液
溅出。
低
（6）滴定后，盐酸滴定管尖端挂有液滴未滴入锥形瓶中。
高
（7）盐酸滴定前仰视读数，滴定后平视刻度读数。
低
（8）滴定过程中向锥形瓶内加入少量蒸馏水。
无
（9）滴定过程中，盐酸滴定管漏液。
高
（10）滴定临近终点时，用洗瓶中的蒸馏水洗下盐酸滴定管尖嘴口的半滴标准溶液至锥形瓶中。
无
（11）过早估计滴定终点。
低
（12）过晚估计滴定终点。
高
（13）一滴盐酸标准溶液附在锥形瓶壁上未洗下。
高
［练习］：
下列实验操作中错误的（）
A.分液时，分液漏斗中下层液体从下口放出，上层液体从上口倒出
B.蒸馏时，应使温度计水银球靠近蒸烧瓶支管口
C.滴定时，大手控制滴定管活塞，右手握持锥形瓶，边滴边振荡，眼睛注视滴定管中的液面
D.称量时，称量物放在称量纸上，置于托盘天平的大盘，砝码放在托盘天平的右盘中
［练习］：
下列是一段关于中和滴定的实验叙述：
⑴取一锥形瓶，用待测NaOH溶液润洗两次；
⑵在锥形瓶中放入25.00ml待测液NaOH溶液；
⑶加入几滴石蕊试剂作指示剂；
⑷取一支酸式滴定管，洗涤干净后；
⑸直接往其中注入标准酸溶液，进行滴定；
⑹左手旋转滴定管的玻璃活塞，右手不停摇动锥形瓶；
⑺两眼注视着滴定管内盐酸溶液液面下降，直至滴定终点；
其中错误的是（ ）
A.⑷⑹⑺ B.⑴⑸⑹⑺
C.⑶⑸⑺ D.⑴⑶⑸⑺
【小结】中和滴定前，必须用滴定液多次润洗滴定管，以确保溶液的浓度不被剩余在滴定管中的水稀释变小；加入指示剂的量控制在2滴～3滴，以避免指示剂消耗酸或碱；临近终点时，滴液要慢，至指示剂变色“不立即”褪去或变为原色即为终点，避免过量。
重视测定结果的复核。
即重复实验测定2次以上，取实验平均值。
根据计算公式，求出计算值。
［课堂反馈］：
1．进行中和滴定时，事先不应该用所盛溶液洗涤的仪器是（）
A．酸式滴定管B．碱式滴定管C．锥形瓶D．移液管
2．下列有关叙述中正确的是（）
A．滴定管下端连有橡皮管的为酸式滴定管。
B．在滴定时，左手操作锥形瓶，右手操作滴定管开关。
C．滴定前应首先排除尖嘴部分的气泡。
D．滴定过程中两眼应注视滴定管内液面的变化。
3．用0.01mol/L
滴定0.01mol/LNaOH溶液，中和后加水至100mL。
若滴定时终点判断有误差：
①多加了1滴
；②少加了1滴
（设1滴为0.05mL）。
则①和②中C（H+）之比是（）
A．5×10-3B．
C．50D．10
本堂小结：
当堂检测、
布置作业
板
书
设
计
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