《陜西省石泉縣高中化學 第三章 水溶液中的離子平衡 3.2 水的電離和溶液的酸堿性教案 新人教版選修4.doc》由會員分享，可在線閱讀，更多相關《陜西省石泉縣高中化學 第三章 水溶液中的離子平衡 3.2 水的電離和溶液的酸堿性教案 新人教版選修4.doc（15頁珍藏版）》請在裝配圖網上搜索。

3.2水的電離和溶液的酸堿性 課標依據 1．知道水的離子積常數(shù)，能進行溶液pH的簡單計算。 2．初步掌握測定溶液pH的方法，知道溶液pH的調控在工農業(yè)生產和科學研究中的重要應用。 教材分析 本節(jié)教材在弱電解質電離平衡的基礎上，將水看成一種反應物濃度不變的弱電解質，從一般到特殊認識水的電離平衡的特征（水的電離平衡和離子積），逐步認識水溶液中離子濃度的特點（溶液的酸堿性），從定性到定量的研究其酸堿性（溶液pH的簡單計算），最后考慮其應用（中和滴定實驗和應用）。在方法上遵循從一般到特殊，從定性到定量，從簡單到復雜的認識觀。 學情分析 學生已經知道了化學平衡常數(shù)的含義及應用；能夠熟練應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，適合開展實驗探究、類比遷移、討論合作的學習方式。 三 維 學 目 標 知識與能力： 1． 知道水是一種弱電解質，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計測量和酸堿滴定測量，了解各種方法的優(yōu)缺點及適用條件。 4． 掌握酸堿中和滴定的原理和操作方法，并能進行誤差分析。 5． 能進行溶液pH的簡單計算；了解pH在工農業(yè)生產和科學研究中的重要作用。 過程與方法： 1、經歷對水的離子積常數(shù)的分析，加深對弱電解質電離平衡的認識，了解一般與特殊的辯證關系。 2、經歷對溶液中H+和OH-濃度的變化對酸堿性的影響分析，體會對立統(tǒng)一及由量變到質變的辯證思想。 3、通過親手操作酸堿滴定實驗及誤差分析，體會操作原理對具體操作步驟和方法的指導作用，訓練思維的有序性和嚴謹性。 情感態(tài)度與價值觀： 1、了解化學定量分析的方法，體驗化學在科學研究中作用和地位，提高學生的科學素質。 2、通過酸堿溶液中離子濃度對溶液性質的影響，培養(yǎng)學生辯證唯物主義的世界觀和方法論。 教 學 重 難 點 教學重點：溶液的酸堿性及其定量表示方法，酸堿滴定的原理及操作 教學難點：溶液的酸堿性的定量表示方法，酸堿滴定的操作 教法 與 學法 實驗探究法、比較法 教學資源 多媒體課件 教 學 過 程 設 計 師生活動 設計意圖 批注 第一課時 【引入】 由復習強電解質鹽酸的電離和弱電解質醋酸的電離入手，提出問題——水是如何電離的？如何用實驗證明水的電離過程？ 精確的純水導電實驗 一．水的電離與水的離子積常數(shù) [教師] 精確的純水導電實驗說明什么？ [學生]水是一種極弱的電解質，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) [學生] [分析]1L純水的物質的量是556mol，經實驗測得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 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，c（H+）= c（OH—）= 110-7mol/L 所以250C時，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 t(℃) 0 10 20 25 40 50 90 100 Kw/10-14 0.134 0.292 0.681 1.01 2.92 5.47 38.0 55.0 1） 從以上數(shù)據中發(fā)現(xiàn)什么遞變規(guī)律？ 2） 以上數(shù)據說明溫度與水的電離程度之間存在什么關系？ [學生小結]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]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NaOH C(H+) C(OH—) C(H+) 與C(OH—)大小比較 [學生小結]：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？ [學生] 加酸、加堿、降溫。 [教師小結]酸、堿由于電離產生的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”因結合水電離出的H＋或OH－能促進水的電離平衡（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。 ①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。 ②任何電解質溶液中，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：請計算（1）常溫下，濃度為110-5 mol/L的鹽酸溶液中，由水電離產生的c(H+)是多（2）常溫下，濃度為110-5 mol/L的NaOH溶液中，由水電離產生的c(OH-)是多少？ （3）在常溫下，由水電離產生的c(H+) =110-9 mol/L的溶液，則該溶液的酸堿性如何？ [引申]判斷溶液酸堿性強弱的依據是什么？ [學生小結]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），化學上常采用pH來表示溶液酸堿性的強弱。pH表示c(H+)的負對數(shù)，pH＝－lg[H＋] 中性溶液c（H＋）＝110－7mol/L pH＝7 酸性溶液c（H＋）＞110－7mol/L pH＜7 堿性溶液c（H＋）＜110－7mol/L pH＞7 [小結]pH的適應范圍：稀溶液，0～14之間； 酸性溶液中c（H＋）越大，酸性越強，pH越小；堿性溶液中c（OH－）越大，c（H＋）越小，pH越大，堿性越強。 [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 5～8紫色 ＞8藍色 甲基橙 ＜3.1紅色 3.1～4.4橙色 ＞4.4黃色 酚酞 ＜8無色 8～10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試紙中部，然后與標準比色卡比較讀數(shù)即可。 注意：①事先不能用水濕潤pH試紙；②只能讀取整數(shù)值或范圍 精確測定：pH計 三．pH的應用 第二課時 四．pH值的計算 [教師]pH是氫離子濃度的負對數(shù)(室溫) ，pH=—lg c(H+) pH值計算1—— 單一溶液 [練習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2]1mLpH=3的HCl溶液，其c(H+)是多少？ [鞏固練習] 1．同一濃度的強酸與弱酸的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值的強酸（如鹽酸）與弱酸（如醋酸）的濃度比較：c(HCl)與c(HAc)的關系 4．同一pH值的強堿（如NaOH溶液）與弱堿（如氨水）的濃度比較：c(NaOH)與c(NH3H2O)的關系 5．體積相同、pH相同的HCl溶液和CH3COOH溶液，與NaOH溶液中和時兩者消耗NaOH的物質的量 A．相同 B．中和HCl的多 C．中和CH3COOH的多 D．無法比較 [學生小結]強弱電解質酸溶液的濃度與氫離子濃度的比較 pH值計算2—— 強酸的稀釋 [練習3]1mLpH=3的HCl溶液加水稀釋到100mL后，溶液的pH是多少？ pH值計算3——強堿的稀釋 [練習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】稀釋過程溶液pH值的變化規(guī)律： 1、強酸溶液：稀釋10n倍時，pH?。絧H原＋n （但始終不能大于或等于7） 2、弱酸溶液：稀釋10n倍時，pH?。紁H原＋n （但始終不能大于或等于7） 3、強堿溶液：稀釋10n倍時，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，pH?。緋H原－n （但始終不能小于或等于7） pH值計算4——強酸、強堿的混合 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溶液和鹽酸的物質的量溶液濃度相同，則它們的濃度是多少？ 第三課時 對于本部分內容是化學實驗中為數(shù)不多的定量實驗，為此采用的教學方法為實踐式教學法，具體教學設計如下： 1、定義：用已知物質的量的濃度的 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的原理是什么？兩者的定量關系是什么？ [實驗原理分析]c（H+）V（酸）=c（OH—）V（堿） [練習]1．10mL0.100mol/L HCl溶液與10mL0.100mol/L NaOH溶液反應后，溶液的pH值是多少？ 2．20mL0.100mol/L HCl溶液與10mL0.100mol/L NaOH溶液反應后，溶液的pH值是多少？ 3．10mL0.100mol/L HCl溶液與10mL0.200mol/L NaOH溶液反應后，溶液的pH值是多少？ 3、實驗的關鍵: (1) 準確測量參加反應的兩種溶液的體積。 (2) 準確中和反應是否恰好完全反應。 4、實驗儀器及試劑: 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。 試劑：標準液、待測液、指示劑。 5、指示劑的選擇： ⑴原則：①終點時，指示劑的顏色變化明顯； ②變色范圍越窄越好，對溶液的酸堿性變化較靈敏。 ⑵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） [練習]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，而在實際的中和滴定中，我們需要注意哪些方面？ V(NaOH)/mL 0.00 10.00 15.00 18.00 19.00 19.96 20.00 20.04 21.00 pH 1.0 1.2 1.8 2.3 2.6 3.9 7 10.0 11.4 [引導學生小結]在接近pH=7時，很少量的酸或堿的加入，就會引起溶液pH突變。 20mL 7 pH V（NaOH） 0 V（NaOH） 0 7 20mL pH [練習]以下哪一條曲線符合上述實驗中過程的pH-V(NaOH)曲線 圖A 圖B pH V（NaOH） 0 7 20mL 圖C 圖D [學生]圖D [引申]進行酸堿中和滴定時，當?shù)味ń咏K點時，應注意哪些實驗操作？ [視頻介紹]pH計、酸堿滴定管的使用 [學生實驗] 實驗測定酸堿反應曲線 按照課本P50實踐活動進行，教師講解實驗注意問題。 6、實驗步驟 ⑴檢漏：檢查兩滴定管是否漏水、堵塞和活塞轉動是否靈活； ⑵洗滌潤洗：用水洗凈后，各用少量待裝液潤洗滴定管2－3次； ⑶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。 ⑷趕氣泡：①酸式:快速放液；②堿式:橡皮管向上翹起。 ⑸調讀數(shù)：調節(jié)滴定管中液面高度，在“0－1”ml之間，并記下讀數(shù)。 ⑹取液：①從堿式滴定管中放出25.00ml氫氧化鈉溶液于錐形瓶中；②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。 ⑺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，邊不斷順時針方向搖動，眼睛要始終注視錐形瓶溶液的顏色變化。 ⑻記讀數(shù)：當看到加一滴鹽酸時，錐形瓶中溶液紅色突變無色時，停止滴定，準確記下鹽酸讀數(shù)，并準確求得滴定用去的鹽酸體積。 ⑼算：整理數(shù)據進行計算。 【學生】書寫實驗記錄，并對實驗結果進行分析。 [設計意圖]通過學生的實踐活動，對中和滴定的操作和實驗數(shù)據的處理有初步了解，為下一步教學活動做知識準備。 7、誤差分析 下面是用標準酸滴定待測堿而引起的結果變化情況 ，在實驗時若出現(xiàn)下列情況，對實驗結果有什么影響？ 實驗操作情況 對c堿的影響 ①開始滴定時滴定管尖嘴處留有氣泡 偏 ②讀數(shù)開始時仰視，終止時俯視 偏 ③到滴定終點時尚有一滴酸掛在滴定管尖嘴外而未滴入錐瓶 偏 ④洗凈的酸管未用標準液潤洗 偏 ⑤洗凈的錐瓶用待測堿潤洗 偏 ⑥不小心將標準液滴至錐瓶外 偏 ⑦不小心將待測堿液濺至錐瓶外 偏 ⑧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】 [問題1]滴定管的種類有幾種？使用時要注意哪些問題？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？ [問題3]在實驗室進行實驗時，為什么要把初始液面調至“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] 從運用已學知識分析、推導新知識入手，減少學生的陌生感，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，完成教學目標3 加深對水的離子積常數(shù)Kw的認識與理解，為Kw在酸堿溶液中的應用做好準備。 強調 c(H+)=n (H+)/V(aq) ， pH=—lg c(H+)， 強調pH值計算公式的變式： c(H+)=10-pH 應用強弱電解質的概念于pH值的計算，有助于新舊知識的聯(lián)系與應用。 強調 c(H+)降低為原先的1/10倍，pH上升一個單位 引入堿溶液的計算，強調可利用Kw常數(shù)計算溶液的c(H+)，且pH=—lg c(H+)；或求pOH。 讓學生理解與把握酸堿中和的定量關系，鞏固pH值的計算。 通過數(shù)據建立滴定曲線，明白在接近終點時pH的變化，知道指示劑選擇對滴定結果的影響。 讓學生善于根據圖中數(shù)據體會酸堿中和過程中pH值的變化趨勢與變化快慢。 將知識進行歸納整理，應用實驗解決實際問題。 當堂檢測 有效練習 1．同一濃度的強酸與弱酸的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值的強酸（如鹽酸）與弱酸（如醋酸）的濃度比較：c(HCl)與c(HAc)的關系 4．同一pH值的強堿（如NaOH溶液）與弱堿（如氨水）的濃度比較：c(NaOH)與c(NH3H2O)的關系 5．體積相同、pH相同的HCl溶液和CH3COOH溶液，與NaOH溶液中和時兩者消耗NaOH的物質的量 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溶液和鹽酸的物質的量溶液濃度相同，則它們的濃度是多少？ 板書設計 三、有關溶液pH的計算 （一）強酸、強堿自相或互相混合（體積變化忽略不計） （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計算經驗規(guī)律 （1）兩強酸等體積混合 混合后的pH=小的+0.3 (2)兩強堿等體積混合 混合后的pH=大的—0.3 (3)當按所給反應物質的量之比計算時，酸堿不論強弱，誰大誰過剩，溶液呈誰性。 （4）酸堿等體積混合①pH = 2 某酸與pH = 12 某堿混合pH難定②pH = 4 某酸與pH = 10 NaOH混合 pH≤7③pH = 4 H2SO4與pH = 10 某堿混合pH≥7④0.01mol/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，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m倍，故稀釋后弱酸酸性強于強酸。 教學反思 第一課時： 溶液的酸堿性涉及的內容較多，其中有酸、堿的電離的問題、還有鹽的水解問題，學生往往抓不住問題的本質而產生混淆。該內容是復習中的一個重點和難點。 第二課時： 溶液的酸堿性盡管復雜多變，但都和水的電離有關，水的電離是溶液酸堿性的基礎、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。這是突破這一難點的重要策略。 第三課時： 從教學實際中我體會到，教學要精心設計，多方面準備，靈活實施，才會真正落實教學的有效性。今后我將以有效課堂教學設計為突破口，不斷提高課堂教學的有效性。 備注