云南省曲靖市高中化學(xué) 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學(xué)案新人教版選修4.doc

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第二節(jié) 水的電離和溶液的酸堿性 學(xué)習(xí)目標(biāo)： 1、知道水的離子積常數(shù)Kw及其與溫度的關(guān)系。 2、了解溶液的pH、溶液中氫離子濃度和氫氧根離子濃度大小、溶液酸堿性三者之間的關(guān)系。 3、知道pH與c(H+)的定量關(guān)系，能進(jìn)行溶液pH的簡單計算。 4、初步掌握測定溶液pH的方法。 5、了解酸堿中和滴定的原理；學(xué)會使用滴定管，能利用中和滴定法測定強(qiáng)酸或強(qiáng)堿溶液的濃度；了解酸堿中和過程中溶液pH的變化規(guī)律。 6、知道溶液pH的調(diào)控在工農(nóng)業(yè)生產(chǎn)和科學(xué)研究中的重要應(yīng)用。 教學(xué)過程： 一、復(fù)習(xí)回顧： 1、分析HCl在水中的電離過程，寫出電離方程式。 HCl是 電解質(zhì)，在水溶液中 電離。 2、分析CH3COOH在水中的電離過程，寫出電離方程式。 CH3COOH是 電解質(zhì)，在水溶液中 電離。 二、水的電離 探究1水的電離 水是一種____________(填“強(qiáng)電解質(zhì)”、“弱電解質(zhì)”或“非電解質(zhì)”) 設(shè)計實驗：如何用實驗證明？ 實驗?zāi)康? 實驗方案 實驗現(xiàn)象 實驗結(jié)論 實驗證明常溫下，1L水中（物質(zhì)的量為1000/18mol）電離出來的H+濃度只有110－7mol/L 【交流討論】 （1）寫出水電離的方程式：_____________________________________________________ （2）請用公式表述水的電離常數(shù)：________________________________ 探究2 水的離子積 水的離子積常數(shù)Kw=________________ 25℃時，Kw=___________________ 【交流討論】觀察下表的數(shù)據(jù) 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(jù)中發(fā)現(xiàn)什么遞變規(guī)律？ 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_____。 （2）水的電離是吸熱還是放熱？________ 說明：根據(jù)Kw = Kc(H2O) ，說明對于稀溶液而言，c(H2O)也可看作常數(shù)。因此，只要溫度一定，無論是純水還是稀溶液Kw都為常數(shù)，或者說c(H+) 和c(OH－)的乘積都是定值。 探究3影響水電離的因素： 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 蒸餾水 加酸后 加堿后 【歸納總結(jié)】：促進(jìn)水電離的因素是：__________________ 抑制水電離的因素是_____________________ 【思維拓展】：有同學(xué)設(shè)想通過向水中加酸來徹底、完全的消除水中的OH-，你認(rèn)為他的想法能否成功？請分析說明。 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(chǎn)生的c(H+)是多少？ （2）常溫下，濃度為110-5 mol/L的NaOH溶液中，由水電離產(chǎn)生的c(OH-)是多少？ （3）在常溫下，由水電離產(chǎn)生的c(H+) =110-9 mol/L的溶液，則該溶液的酸堿性如何？ 【高考鏈接】 （08上海）常溫下，某溶液中由水電離出來的c(H＋)＝1.010-13 mol/L ，該溶液可能是( ) ①二氧化硫 　?、诼然@水溶液 ③硝酸鈉水溶液 ④氫氧化鈉水溶液 A．①④ B．①② C．②③ D．③④ 三、c(H+) 和 c(OH-) 與溶液酸堿性、pH的關(guān)系 １、溶液酸堿性的表示法 （1）c(H+) 和 c(OH-) （2）c(H+) 和 c(OH-)都較小的稀溶液（＜1mol/L），化學(xué)上常采用pH來表示溶液酸堿性的強(qiáng)弱。pH表示c(H+)的負(fù)對數(shù)，pH＝ 探究4溶液的酸堿性: 比較下列情況下，c(H+)和c(OH-)的值或變化趨勢（增加或減少） 純水 加少量鹽酸 加少量氫氧化鈉 c(H+) c(OH-) c(H+)和c(OH-)大小比較 c(H+)=c(OH-) 酸堿性 思考：判斷溶液酸堿性的標(biāo)準(zhǔn)是什么？ 【規(guī)律總結(jié)】：常溫下： 酸性溶液：c (H+) ______ c (OH—)， c (H+) ______ 1.010-7mol/L pH 7 堿性溶液：c (H+) ______ c (OH—) ，c (H+) ______ 1.010-7mol/L pH 7 中性溶液：c (H+) ______ c (OH—) ，c (H+) ______ 1.010-7mol/L pH 7 思考：pH=7的溶液一定是酸性溶液嗎？ 2、c(H+)與pH、溶液酸堿性的關(guān)系： pH的適應(yīng)范圍：稀溶液，0～14之間； 酸性溶液中c（H＋）越大，酸性越 ，pH越 ； 堿性溶液中c（OH－）越大，c（H＋）越 ，pH越 ，堿性越 。 3、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 酸色 堿色 石蕊 甲基橙 酚酞 （2）pH試紙 ——最簡單的方法。 操作： 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(yīng)用 四．pH值的計算 pH值計算1—— 單一溶液 [練習(xí)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(xí)2]1mLpH=3的HCl溶液，其c(H+)是多少？ [鞏固練習(xí)] 1．同一濃度的強(qiáng)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(qiáng)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(qiáng)酸（如鹽酸）與弱酸（如醋酸）的濃度比較：c(HCl)與c(HAc)的關(guān)系 4．同一pH值的強(qiáng)堿（如NaOH溶液）與弱堿（如氨水）的濃度比較：c(NaOH)與c(NH3H2O)的關(guān)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(zhì)的量 A．相同 B．中和HCl的多 C．中和CH3COOH的多 D．無法比較 [學(xué)生小結(jié)]強(qiáng)弱電解質(zhì)酸溶液的濃度與氫離子濃度的比較 pH值計算2—— 強(qiáng)酸的稀釋 [練習(xí)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(qiáng)堿的稀釋 [練習(xí)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(jié)】稀釋過程溶液pH值的變化規(guī)律： 1、強(qiáng)酸溶液： 2、弱酸溶液： 3、強(qiáng)堿溶液： 4、弱堿溶液： pH值計算4——強(qiáng)酸、強(qiáng)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(xí)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(zhì)的量溶液濃度相同，則它們的濃度是多少？ 【高考鏈接】 (2004年青海) 若1體積硫酸恰好與10體積pH=11的氫氧化鈉溶液完全反應(yīng)，則二者物質(zhì)的量濃度之比應(yīng)為 ( ) A．10:1 B．5:1 C．1:1 D．1:10 五、中和滴定 1、定義：用已知物質(zhì)的量的濃度的 來測定未知濃度的 的方法。 2、原理： 鹽酸與NaOH溶液的酸堿中和反應(yīng)的原理是什么？兩者的定量關(guān)系是什么？ 公式： = (一元強(qiáng)酸和一元強(qiáng)堿) [練習(xí)] 1．10mL0.100mol/L HCl溶液與10mL0.100mol/L NaOH溶液反應(yīng)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(yīng)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(yīng)后，溶液的pH值是多少？ 3、實驗的關(guān)鍵: 準(zhǔn)確測量參加反應(yīng)的兩種溶液的體積。 準(zhǔn)確判斷中和反應(yīng)是否恰好完全反應(yīng)。 4、實驗儀器及試劑: 儀器: 試劑： 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：（ ）－3.1～ ～4.4－（ ） 酚 酞：（ ）－8.2～ ～10.0－( ) 石 蕊：（ ）－5. 0～ ～8.0－（ ） [練習(xí)]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 1.2 1.8 2.3 2.6 3.9 7 10.0 11.4 [學(xué)生小結(jié)] 20mL 7 pH V（NaOH） 0 pH [練習(xí)]以下哪一條曲線符合上述實驗中過程的pH-V(NaOH)曲線（ ） V（NaOH） 0 7 20mL 圖A 圖B pH V（NaOH） 0 7 20mL 20mL 7 pH V（NaOH） 0 圖D 圖C [引申]進(jìn)行酸堿中和滴定時，當(dāng)?shù)味ń咏K點時，應(yīng)注意哪些實驗操作？ 【注意】 （1）甲基橙和酚酞的變色范圍較?。?.4～3.1=1.3, 10.0～8.2=1.8 對溶液的酸堿性變化較靈敏。 （2）溶液使指示劑改變顏色，發(fā)生化學(xué)變化。指示劑滴加太多將消耗一部分酸堿溶液（一般為1～2滴）。 （3）終點判斷：(滴入最后一滴，溶液變色后，半分鐘內(nèi)不復(fù)原) 6、實驗步驟 ⑴檢漏：檢查兩滴定管是否漏水、堵塞和活塞轉(zhuǎn)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(diào)讀數(shù)：調(diào)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(dāng)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(zhǔn)確記下鹽酸讀數(shù)，并準(zhǔn)確求得滴定用去的鹽酸體積。 ⑼算：整理數(shù)據(jù)進(jìn)行計算。 7、誤差分析 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(biāo)準(zhǔn)液潤洗 偏 ⑤洗凈的錐瓶用待測堿潤洗 偏 ⑥不小心將標(biāo)準(zhǔn)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