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1、2022年高中化學(xué)《水的電離和溶液的酸堿性》教案3 新人教選修4
教學(xué)目標(biāo)
1.知識(shí)與技能
(1)理解水的電離、水的電離平衡和水的離子積。
(2)使學(xué)生了解溶液的酸堿性和pH的關(guān)系。
2.過(guò)程和方法
(1)通過(guò)水的離子積的計(jì)算,提高有關(guān)的計(jì)算能力,加深對(duì)水的電離平衡的認(rèn)識(shí)。
(2)通過(guò)水的電離平衡分析,提高運(yùn)用電離平衡基本規(guī)律分析問(wèn)題的解決問(wèn)題的能力。
3.情感和價(jià)值
(1)通過(guò)水的電離平衡過(guò)程中H+、OH-關(guān)系的分析,理解矛盾的對(duì)立統(tǒng)一的辯證關(guān)系。
(2)由水的電離體會(huì)自然界統(tǒng)一的和諧美以及“此消彼長(zhǎng)”的動(dòng)態(tài)美。
教學(xué)重點(diǎn)和難點(diǎn):水的離子積,c(H+)、pH與溶液的酸堿
2、性的關(guān)系。
教學(xué)過(guò)程
[引入]研究電解質(zhì)溶液時(shí)往往涉及溶液的酸堿性,而酸堿性與水的電離有密切的關(guān)系。那么水是如何電離的呢?
精確的實(shí)驗(yàn)證明,水是一種極弱的電解質(zhì),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(jiǎn)寫(xiě)為:H2O H+ + OH—
[討論]水的電離與其它弱電解質(zhì)的電離有何異同?
不同點(diǎn):水是“自身”作用下發(fā)生的極微弱的電離。
相同點(diǎn):均是部分電離,存在電離平衡和電離常數(shù)。
寫(xiě)出水的電離常數(shù)的表達(dá)式。
K= 變形得:c(H+)·c(OH—)=K·c(H2O)
[分析]1L純水的物質(zhì)的
3、量是55·6mol,經(jīng)實(shí)驗(yàn)測(cè)得250C時(shí),發(fā)生電離的水只有1×10-7mol,二者相比,水的電離部分太小,可以忽略不計(jì)。因此電離前后水的物質(zhì)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(gè)新的常數(shù),用Kw表示,即為水的離子積常數(shù),簡(jiǎn)稱(chēng)水的離子積。
2·水的離子積
Kw = c(H+)·c(OH—)
由于250C時(shí),c(H+)= c(OH—)= 1×10-7mol/L
所以250C時(shí),Kw = c(H+)·c(OH—)=1×10-14
當(dāng)溫度升高時(shí),Kw如何變化?(電離過(guò)程是吸熱過(guò)程)
1000C時(shí),Kw = c(H+)·c(OH—)=1×10-12
注:溫度升高時(shí)K
4、w增大,所以說(shuō)Kw時(shí)要強(qiáng)調(diào)溫度。
[思考]在常溫時(shí),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(gè)常數(shù)——1×10-14,請(qǐng)考慮一下,當(dāng)純水中加入鹽酸或氫氧化鈉時(shí),c(H+)和c(OH—)如何變化?
3.條件改變對(duì)水的電離平衡及Kw的影響
1) 升高溫度,Kw增大
2)酸堿由于電離產(chǎn)生H+或OH-,能抑制水的電離,使水的電離程度減小,但KW不變
3)Ac-、NH4+等“弱離子”因結(jié)合水電離出的H+或OH-能促進(jìn)水的電離平衡,使水的電離程度增大,但KW不變
4)加入NaCl無(wú)影響
二、溶液的酸堿性和pH(常溫下):
1
5、. 溶液的酸堿性與c(H+)和c(OH—)的關(guān)系:
電解質(zhì)
溶液
對(duì)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
>10-7
<10-7
c(H+)>
c(OH—)
10-14
酸性
氫氧化鈉
加NaOH,
c(OH—)增大,平衡左移
<10-7
6、
>10-7
c(H+)<
c(OH—)
10-14
堿性
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
堿性溶液c(H+)< c(OH—),c(H+)< 1×10-7mol/L
注: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(zhì)溶液中,H+與OH—總是共存,c(H+)與c(OH—)此增彼長(zhǎng),且Kw = c(H+)·c(OH—)不變。
酸性溶液中c(H+)越大,酸性越強(qiáng),堿性溶液中c(OH—)越大,堿性越強(qiáng)。
我們經(jīng)常用到
7、一些c(H+)很小的溶液,如c(H+)=1×10-7 mol/L的溶液,用這樣的量來(lái)表示溶液的酸堿性的強(qiáng)弱很不方便。為此,化學(xué)上常采用pH來(lái)表示溶液酸堿性的強(qiáng)弱。
2. 溶液的pH:
(1)定義:pH =-lg{c(H+)}
看課本P63 圖3-7,計(jì)算四種溶液的pH,總結(jié)溶液的酸堿性與pH的關(guān)系。
(2)溶液的酸堿性與pH的關(guān)系:
中性溶液c(H+)= 1×10-7mol/L pH=7
酸性溶液c(H+)> 1×10-7mol/L pH<7
堿性溶液c(H+)< 1×10-7mol/L pH>7
(3)適應(yīng)范圍:稀溶液,0~14之間
注:(未給明條件時(shí))不能用pH值等于多少或c(H+)與1×10-7mol/L的關(guān)系來(lái)判斷溶液酸、堿性。一般未注明條件都是指常溫。
三、pH值測(cè)定方法
1.定性測(cè)定:酸堿指示劑法(書(shū)P51閱讀)
2.定量測(cè)定:pH試紙法(書(shū)P49閱讀) 、pH計(jì)法
討論: pH試紙的使用
直接把待測(cè)液滴在干燥的pH試紙上,試紙上顯出顏色后馬上跟標(biāo)準(zhǔn)比色卡相對(duì)比
小結(jié):
作業(yè):
課本P65 一、二、1,3