《2019-2020年高中化學 3.2《水的電離和溶液的pH》學案 舊人教版必修2.doc》由會員分享，可在線閱讀，更多相關《2019-2020年高中化學 3.2《水的電離和溶液的pH》學案 舊人教版必修2.doc（4頁珍藏版）》請在裝配圖網(wǎng)上搜索。

2019-2020年高中化學 3.2《水的電離和溶液的pH》學案 舊人教版必修2 學習目標： 知識與技能 （1）理解水的電離、水的電離平衡和水的離子積。 （2）了解溶液的酸堿性和c(H+)、c(OH-)的關系。 過程與方法 （1）通過水的離子積的相關資料自學和數(shù)據(jù)查詢，提高學生獲取知識的能力。 （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。 情感態(tài)度價值觀 （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）通過查閱水的電離及離子積常數(shù)相關資料體會語言學科的真正用途 學習重點：水的離子積常數(shù) 學習難點：有關pH的計算 學習內(nèi)容： 一、水的電離 1、水的電離方程式 用靈敏的電流計測定純水的導電性可知：純水具有導電性，但極其微弱，為什么呢？說明： （1） 水是一種極弱的電解質(zhì)，只能微弱的電離，存在電離平衡。 水的電離方程式：H2O + H2OH3O+ + OH— 簡寫為：H2OH+ + OH— （2）從純水的導電性實驗測得，25℃時，1L純水中只有110-7mol H2O電離。所以 CH+ = COH-=110-7mol/L 2、水的離子積常數(shù)（簡稱水的離子積） 在一定溫度時，CH+ 與COH-的乘積時一個常數(shù)，通常我們把它寫作KW，叫做水的離子積常數(shù)，簡稱水的離子積。 即CH+ COH-=KW 25℃時，KW= CH+ COH-=110-7110-7=110-14。 電解質(zhì)的電離過程吸熱，升高溫度，水的電離平衡正向移動，KW增大，25℃時，KW=110-14；100℃時，KW=110-12 。 水的離子積常數(shù)反映了一定溫度下的水的H+ 濃度和OH- 濃度之間的關系。 實際上，水的離子積是水電離平衡時的性質(zhì)，它是一個溫度函數(shù)，與溶質(zhì)無關，它不僅適用于純水，也適用于任何酸、堿、鹽稀溶液，即溶液中，25℃，CH+ COH-=110-14。 注意：若不特別指明，溫度都指室溫25℃。 在酸溶液中，CH+近似看成是酸電離出來的H+濃度，COH-則來自于水的電離，且COH-= 110-14/ CH+。 在堿溶液中，COH-近似看成是堿電離出來的OH—濃度，CH+則是來自于水的電離，且CH+=110-14/ COH- 。 溫度能影響水的電離平衡，那么還有那些因素會影響水的電離平衡呢？ 3、影響水的電離的因素 根據(jù)已有知識分析，當水中加入下列物質(zhì)時，水的電離平衡如何變化？C(H+)、c(OH—)將如何變化？ 條件 C(H+) C(OH—) 電離平衡 鹽酸 增大 減小 逆向移動 NaOH 減小 增大 逆向移動 加熱 增大 增大 正向移動 加CH3COONa 減小 增大 正向移動 加CuCl2 增大 減小 正向移動 加活潑金屬 減小 增大 正向移動 ①加入酸或堿，抑制水的電離，KW不變； ②電離過程是一個吸熱過程，升溫能促進水的電離，KW增大。 ③加入某些鹽，促進水的電離，KW不變； ④其它因素：如加入活潑金屬，消耗H+，水的電離程度增大。 二、溶液的酸堿性 1、溶液的酸堿性與CH+ 、COH- 的關系 純水中加入鹽酸或氫氧化鈉后，水的電離平衡如何移動？建立新平衡時溶液中的CH+ 、COH- 如何變化？ 純水中加鹽酸，增大了H+濃度，水的電離平衡逆向移動，CH+ 增大，COH-減小，即CH+＞COH-，溶液顯酸性； 純水中加氫氧化鈉，增大了OH—濃度，水的電離平衡逆向移動，COH- 增大，CH+減小，即COH-＞CH+，溶液顯酸性； 結(jié)論：無論酸性、中性、堿性溶液里，都同時存在著OH—、H+，一定溫度下，CH+ 、COH- 的乘積是一個常數(shù)（25℃時為110-14） 溶液酸堿性 CH+（25℃） COH-（25℃） CH+ 、COH-（任何溫度判斷依據(jù)） CH+ COH- （25℃） 酸性 ＞10-7mol ＜10-7mol CH+＞COH- 110-14 中性 =10-7mol =10-7mol CH+ = COH- 堿性 ＜10-7mol ＞10-7mol CH+＜COH- 練習：任何水溶液中都存在著水的電離平衡，由此判斷下列說法是否正確： （1）、任何水溶液中都存在H+和OH -兩種離子。 （2）、任何水溶液中都存在CH+ =COH-的關系。 （3）、25℃時，任何水溶液中都存在CH+ COH-=110-14的關系。 （4）、在水溶液中，加酸，水的電離平衡向逆向移動，CH+一定增大，COH-一定減小。同一溶液中，CH+越大，其COH-越??；反之COH-越大，則其CH+越小。 （5）、25℃時，酸溶液中，一定有CH+>10-7mol L-1, COH-<10-7mol L-1。 （6）、 25℃時，任何水溶液中，當CH+>10-7mol L-1時，一定呈酸性。當COH->10-7mol L-1時，一定呈堿性。 （7）、任何溶液中，當CH+=10-7mol L-1時，一定呈中性。 （8）、任何溶液中，當CH+= COH-時，一定呈中性。 2、溶液的pH （1）為什么要引入溶液的pH 要了解溶液的酸堿性，經(jīng)常要用到一些CH+很小的溶液，這時就很不方便，因此要引入溶液的pH。 （2）表示方法： pH= -lgCH+ （3）意義：表示溶液中CH+的大小，即能表示溶液的酸堿性的強弱。 25℃，純水的pH為7，溶液顯中性，pH<7的溶液為酸性，pH>7的溶液為堿性。 注意：pH為7的溶液不一定為中性。100℃，KW=110-12，CH+ = COH-=110-6mol/L，此時pH為6，但溶液仍為中性。判斷溶液酸堿性的依據(jù)是比較溶液中CH+、COH-的相對大小。 練習：（1）、求10ml的0.2 mol/L的H2SO4的pH。如果將溶液稀釋至10倍、100倍，求溶液的pH。 （2）、求0.05mol/L的Ba(OH)2溶液的pH=__ 。如果將溶液稀釋10倍，此時溶液的pH=____。 （3）、某溶液由水電離出的H+濃度為110-12，則該溶液的pH可能為多少？ 答案：(1)0、1、2 (2)13、12 (3)12或2 3、pH的測定 （1）pH值的改變 ①pH﹤7溶液呈酸性，pH越小，酸性越強；pH每減小1個單位，CH+ 增大10倍 ②pH﹥7溶液呈堿性，pH越大，堿性越強。pH每增加1個單位，CH+ 減小10倍。 ③pH小的酸性溶液，不一定是強酸溶液 ④pH每升高一個單位，對于強酸需要稀釋10倍，而對于弱酸稀釋的倍數(shù)超過了10倍；pH每降低一個單位，對于強堿需要稀釋10倍，而對于弱堿稀釋的倍數(shù)超過了10倍。 （2）測定方法 測定溶液的pH可用pH試紙，這種試紙使用時不能用水濕潤，否則非中性溶液的pH測定值比實際的或大或?。ㄏ胍幌耄裁辞闆r下溶液pH比實際值大，什么情況下比實際值?。浚?。 使用方法： 玻璃棒蘸取少量的待測溶液與pH試紙接觸，再與標準比色卡對比，讀出pH值。 三、關于pH值的計算 1.單一溶液 （1）強酸溶液 按C→CH+→pH （2）強堿溶液 按C→COH-→CH+=→pH 2.溶液稀釋 稀釋定律： C1V1=C2V2=n （1）一定范圍內(nèi)稀釋 強酸溶液：按稀釋定律求出稀釋后溶液的CH+，再求稀釋后溶液的pH。 強堿溶液：按稀釋定律先求出稀釋后溶液的COH-，再利用KW求出CH+，再求pH。 （2）無限稀釋 無限稀釋時，溶液中水電離產(chǎn)生的CH+不能忽略，因此，無限稀釋時，酸的pH無限接近7，但小于7；堿的pH無限接近7，但大于7。 3.溶液混合好（忽略混合過程中體積的變化） （1）強酸與強酸混合 若是等體積混合，且△pH≥2，則 （注：lg2=0.3）。 （2）強堿與強堿混合 若是等體積混合，且△pH≥2，則。 （3）強酸和強堿混合，可能情況有三種： ①若強酸和強堿恰好中和， pH=7. ②若強酸過量，求出過量的CH+，再求pH值. ③若強堿過量，求出過量的COH-，再求出CH+后求pH值. 特例：若強酸與強堿等體積混合 ①若pH酸+pH堿=14，則完全中和pH=7. ②若pH酸+pH堿＞14，則堿過量pH≈pH堿－0.3 ③若pH酸+pH堿＜14，則酸過量pH≈pH酸+0.3 25℃，體積為V1的強酸與 體積為V2的強堿混合后，溶液呈中性，則混合前pH（酸）、pH（堿）的關系為： 若酸與堿溶液的pH之和等于14，酸、堿中有一強、一弱，則酸、堿溶液混合后，誰弱顯誰性。這是因為酸和堿已電離的H+ 和OH- 恰好中和，誰弱誰的H+ 或OH- 有儲備，中和后還能電離，顯出酸、堿性來。 本節(jié)小結(jié)：本節(jié)重點：①介紹了水的離子積常數(shù)，它在pH的計算中起著重要作用，因此應注重了解其含義；②了解溶液酸堿性的判斷方法；③掌握pH相關計算。